Точно предсказать продукты неис­следованной реакции во многих слу­чаях не в состоянии ни один химик. Их определяют экспериментально.

А затем уже предлагают возможный механизм реакции и объясняют, почему образуются именно эти про­дукты.

Отличие современной химии от средневековой состоит в том, что появились надёжные теории, которые позволяют с большой долей вероят­ности предсказывать продукты новых реакций и вести целенаправленный синтез веществ. Разработаны они и для процессов окисления-восстанов­ления. Сами по себе эти теории до­вольно сложные, но существует не­сколько простых рецептов, пользуясь которыми, даже начинающий химик сможет предвидеть результаты мно­гих окислительно-восстановитель­ных реакций.

Для этого нужно знать важнейшие окислители и восстановители, пред­ставлять их относительную окис­лительную и восстановительную способность, помнить наиболее рас­пространённые степени окисления элементов в соединениях и понимать, в виде каких ионов или молекул эти вещества существуют в той или иной среде.

Примерный план предсказания продуктов реакции выглядит следую­щим образом. Прежде всего находят элемент-окислитель и элемент-восста­новитель и определяют их степени окисления до и после реакции. Здесь есть такое правило: если окислитель сильный, то восстановитель обычно отдаёт много электронов и приобре­тает высокую степень окисления, а ес­ли окислитель слабый, то восстанови­тель чаще всего повышает степень окисления незначительно. Так, серо­водород H₂S (S^-2) под действием силь­ных окислителей превращается в сер­ную кислоту H₂SO₄ (S^-2-8е®S⁺⁶), a под действием слабых — в свободную серу (S^-2-2е®S⁰).

Точно так же окислитель сущест­венно понижает степень окисления в реакции с сильным восстановителем и лишь ненамного — при взаимодей­ствии со слабым восстановителем. В частности, концентрированная азот­ная кислота HNO₃ в реакциях с актив­ными металлами (сильными восстано­вителями) может восстанавливаться до свободного азота (2N⁺⁵+10е®N⁰₂), а с тяжёлыми металлами (слабыми восстановителями) — только до NO₂ (N⁺⁵+e ®N⁺⁴).

До проведения реакции о составе её продуктов часто остаётся только гадать...

Растворы ферроина и бромата калия до (слева) и после (справа) прибавления серной кислоты.

Наконец, определяют, в виде каких соединений продукты реакции су­ществуют в данных условиях — в кис­лой, щелочной или нейтральной среде (см. статью «Кислоты и основа­ния»), в твёрдой или газовой фазе.

Пользуясь этими рецептами, со­ставим уравнение реакции между сульфатом железа(II) FeSO₄ и золотохлористоводородной кислотой Н[AuС1₄] в водном растворе:

FeSO₄+H[AuCl₄] ®?

Окислитель и восстановитель опреде­лить легко. Известно, что Fe⁺² — силь­ный восстановитель, а Аu⁺³ — сильный окислитель.

При окислении в кислой среде Fe⁺² превращается в Fe⁺³. Для золота харак­терны также две положительные сте­пени окисления: Au⁺¹ и Аu⁺³

Теперь запишем продукты реак­ции. В растворе есть два отрицатель­ных иона: SO^2-₄  иCl^-, так что одновре­менно могут образоваться Fe₂(SO₄)₃ и FeCl₃. Осталось «пристроить» ионы водорода Н⁺. В нашем случае они могут представлять серную или соляную кислоты.

Исходя из этого, схема реакции выглядит так:

FeSO₄+H[AuCl₄]®Fe₂(SO₄)₃+FeCl₃+Au+HCl (или H₂SO₄).

Расставив коэффициенты, получим уравнение:

3FeSO₄+H[AuCl₄]=Fe₂(SO₄)₃+FeCl₃+Au+HCl.