В соединении \(\mathrm{Li_2O}\):

1. Кислород обычно имеет степень окисления \(-2\).
2. Соединение в целом нейтрально, поэтому сумма степеней окисления равна нулю:

\[ 2x+(-2)=0, \]

где \(x\) — степень окисления одного атома Li.

\[ 2x=2,\qquad x=+1. \]

Значит:

\[ \boxed{\mathrm{Li^{+1}_2O^{-2}}} \]

Литий — металл I группы, он отдаёт по одному электрону. Поэтому нужны два атома Li, чтобы отдать кислороду два электрона: \(2\mathrm{Li^+}\) и \(\mathrm{O^{2-}}\).

Задание 2. Электронный баланс

Реакция:

\[ \mathrm{Fe+Cl_2\rightarrow FeCl_3} \]

Определим изменения степеней окисления:

\[ \mathrm{Fe^0\rightarrow Fe^{+3}} \]

Железо отдаёт 3 электрона:

\[ \mathrm{Fe^0-3e^-\rightarrow Fe^{+3}} \]

\[ \mathrm{Cl_2^0\rightarrow 2Cl^{-1}} \]

Хлор принимает 2 электрона:

\[ \mathrm{Cl_2^0+2e^-\rightarrow 2Cl^{-1}} \]

Уравниваем число электронов — НОК \(3\) и \(2\) равен \(6\):

\[ \begin{array}{rcl} \mathrm{Fe^0-3e^-}&\rightarrow&\mathrm{Fe^{+3}}\quad \times2\\ \mathrm{Cl_2^0+2e^-}&\rightarrow&\mathrm{2Cl^{-1}}\quad \times3 \end{array} \]

Получаем коэффициенты:

\[ \boxed{\mathrm{2Fe+3Cl_2\rightarrow2FeCl_3}} \]

• Fe — восстановитель, окисляется.
• \(\mathrm{Cl_2}\) — окислитель, восстанавливается.

Да, для одного атома хлора нужно \(1e^-\):

\[ \mathrm{Cl^0+e^-\rightarrow Cl^{-1}} \]

Но в реакции участвует молекула \(\mathrm{Cl_2}\), в которой два атома хлора. Каждый принимает по одному электрону:

\[ \mathrm{2Cl^0+2e^-\rightarrow2Cl^{-1}} \]

Эту запись сокращённо оформляют так:

\[ \boxed{\mathrm{Cl_2+2e^-\rightarrow2Cl^-}} \]

То есть \(2e^-\) — это по одному электрону на каждый из двух атомов Cl. Поэтому электронный баланс записан правильно.

Не ругай себя — здесь правда легко запутаться, особенно из-за \(\mathrm{Cl_2}\). Давай разберём всю задачу с нуля.

1. Степени окисления

Главное правило: в нейтральном веществе сумма степеней окисления равна нулю.

Полезные правила:

• простое вещество: степень окисления \(0\);
• кислород обычно \(-2\);
• водород обычно \(+1\);
• металлы I группы, например Li и Na, имеют \(+1\);
• в пероксидах кислород имеет \(-1\);
• в гидридах металлов водород имеет \(-1\).

\(\mathrm{Li_2O}\)

Кислород обычно имеет \(-2\). Пусть степень окисления Li равна \(x\):

\[ 2x+(-2)=0 \]

\[ 2x=2,\qquad x=+1 \]

Ответ:

\[ \boxed{\mathrm{Li^{+1}_2O^{-2}}} \]

Два атома Li отдают по одному электрону, а O принимает два электрона.

---

\(\mathrm{Na_2O_2}\)

Это пероксид, поэтому кислород имеет \(-1\), а не \(-2\).

\[ \boxed{\mathrm{Na^{+1}_2O^{-1}_2}} \]

Проверка:

\[ 2\cdot(+1)+2\cdot(-1)=0 \]

---

\(\mathrm{H_2S}\)

Водород имеет \(+1\):

\[ 2\cdot(+1)+x=0 \]

\[ x=-2 \]

\[ \boxed{\mathrm{H^{+1}_2S^{-2}}} \]

---

\(\mathrm{LiH}\)

Это гидрид металла, поэтому водород имеет \(-1\):

\[ \boxed{\mathrm{Li^{+1}H^{-1}}} \]

---

\(\mathrm{P_2O_5}\)

Кислород имеет \(-2\):

\[ 2x+5\cdot(-2)=0 \]

\[ 2x-10=0,\qquad x=+5 \]

\[ \boxed{\mathrm{P^{+5}_2O^{-2}_5}} \]

---

\(\mathrm{K_2Cr_2O_7}\)

Калий имеет \(+1\), кислород — \(-2\):

\[ 2\cdot(+1)+2x+7\cdot(-2)=0 \]

\[ 2+2x-14=0 \]

\[ 2x=12,\qquad x=+6 \]

\[ \boxed{\mathrm{K^{+1}_2Cr^{+6}_2O^{-2}_7}} \]

---

2. Электронный баланс

Дана реакция:

\[ \mathrm{Fe+Cl_2\rightarrow FeCl_3} \]

Сначала определяем степени окисления.

• В простом веществе \(\mathrm{Fe}\) степень окисления \(0\).
• В простом веществе \(\mathrm{Cl_2}\) степень окисления каждого Cl равна \(0\).
• В \(\mathrm{FeCl_3}\) хлор имеет \(-1\), поэтому железо имеет \(+3\).

Получаем:

\[ \mathrm{Fe^0+Cl_2^0\rightarrow Fe^{+3}Cl_3^{-1}} \]

Что произошло с железом?

Железо изменило степень окисления:

\[ \mathrm{Fe^0\rightarrow Fe^{+3}} \]

Оно отдало 3 электрона:

\[ \mathrm{Fe^0\rightarrow Fe^{+3}+3e^-} \]

Отдача электронов — это окисление.

Что произошло с хлором?

Один атом хлора изменяет степень окисления:

\[ \mathrm{Cl^0\rightarrow Cl^{-1}} \]

Один атом Cl принимает 1 электрон:

\[ \mathrm{Cl^0+e^-\rightarrow Cl^{-1}} \]

Но в формуле стоит \(\mathrm{Cl_2}\), то есть два атома хлора. Поэтому вся молекула принимает два электрона:

\[ \boxed{\mathrm{Cl_2+2e^-\rightarrow2Cl^-}} \]

Вот почему здесь \(2e^-\), а не \(1e^-\):

• один атом Cl принимает \(1e^-\);
• два атома Cl в \(\mathrm{Cl_2}\) принимают \(2e^-\).

Уравниваем электроны

Железо отдаёт 3 электрона, а молекула \(\mathrm{Cl_2}\) принимает 2. Наименьшее общее количество — 6:

\[ \begin{array}{rcl} \mathrm{Fe^0\rightarrow Fe^{+3}+3e^-} &\times 2\\ \mathrm{Cl_2+2e^-\rightarrow2Cl^-} &\times 3 \end{array} \]

Теперь:

• 2 атома Fe отдают \(2\cdot3=6e^-\);
• 3 молекулы \(\mathrm{Cl_2}\) принимают \(3\cdot2=6e^-\).

Ставим коэффициенты:

\[ \boxed{\mathrm{2Fe+3Cl_2\rightarrow2FeCl_3}} \]

Проверка:

• Fe: слева 2, справа 2;
• Cl: слева \(3\cdot2=6\), справа \(2\cdot3=6\).

Окислитель и восстановитель

• Fe отдаёт электроны, поэтому Fe — восстановитель.
• \(\mathrm{Cl_2}\) принимает электроны, поэтому \(\mathrm{Cl_2}\) — окислитель.

Запомни:

\[ \text{отдал электроны} \Rightarrow \text{окислился, восстановитель} \]

\[ \text{принял электроны} \Rightarrow \text{восстановился, окислитель} \]

---

3. Реакции, которые не являются ОВР

ОВР — это реакция, в которой степени окисления изменяются.

Если степени окисления до и после реакции остались прежними, это не ОВР.

Реакции соединения

\[ \mathrm{CaO+H_2O\rightarrow Ca(OH)_2} \]

Степени окисления не изменились:

• Ca: \(+2\);
• O: \(-2\);
• H: \(+1\).

Ещё пример:

\[ \mathrm{SO_3+H_2O\rightarrow H_2SO_4} \]

Сера была \(+6\) и осталась \(+6\). Это не ОВР.

Реакции разложения

\[ \mathrm{CaCO_3\xrightarrow{t}CaO+CO_2} \]

Степени окисления:

• Ca: \(+2\);
• C: \(+4\);
• O: \(-2\).

Они не изменились, поэтому это не ОВР.

Ещё пример:

\[ \mathrm{Cu(OH)_2\xrightarrow{t}CuO+H_2O} \]

Cu остаётся \(+2\), O — \(-2\), H — \(+1\). Это тоже не ОВР.

Самое главное в этой задаче

1. Сначала расставь степени окисления.
2. Сравни степени окисления слева и справа.
3. Если степень увеличилась — элемент отдал электроны.
4. Если степень уменьшилась — элемент принял электроны.
5. В \(\mathrm{Cl_2}\) два атома хлора, поэтому они принимают по \(1e^-\), то есть всего \(2e^-\).