Красным цветом приводится решение, а фиолетовым ― объяснение.

Задание 1
Какие реакции называют окислительно-восстановительными? Реакции, в результате которых отдельные атомы изменяют степени окисления, называют окислительно-восстановительными.
Приведите примеры.
2Ca + O₂ = 2CaO
2P + 5O₂ = 2P₂O₅
Zn + CuSO₄ = Cu + ZnSO₄

Задание 2
Что выступает в роли окислителя в реакции магния с кислородом? Окислитель кислород, т.к. понижает свою степень окисления от 0 до -2.
Напишите уравнение реакции, укажите процессы окисления и восстановления.
2Mg + O₂ = 2MgO   
Окислитель O₂⁰ + 4ē ⟶ 2O^-2                        |2|х 2  ―  процесс восстановления
Восстановитель Mg⁰ -2ē ⟶ Mg⁺²                 |4|х 1―  процесс окисления

Задание 3
Напишите формулы веществ и расставьте степени окисления: оксид фосфора (V), вода, кислород, хлороводород, гидроксид калия, оксид меди (II), оксид серы (IV), железо, сульфид железа (II).
P₂⁺⁵O₅⁻², H₂⁺¹O⁻², O₂⁰, H⁺¹Cl⁻¹, K⁺¹O⁻²H⁺¹, Cu⁺²O⁻², S⁺⁴O₂⁻², Fe⁰, Fe⁺²S⁻²

Задание 4
Какие вещества — типичные восстановители, типичные окислители?
Типичными восстановителями являются металлы и некоторые неметаллы, например, водород, углерод, а также соединения неметаллических элементов в низших степенях окисления (-4 ... -1), например, H₂S, NH₃, Hi, CH₄, атомы которых способны только отдавать электроны.
Типичными окислителями являются неметаллы, например, галогены, кислород, сера, а также некоторые сложные вещества, содержащие химические элементы в высоких степенях окисления (+ 5 ... + 7), например, H₂SO₄, HNO₃, KMnO₄, K₂Cr₂O₇, концентрированные растворы азотной НNO₃ и серной H₂SO₄ кислот, атомы которых способны только принимать электроны.
Приведите примеры двух реакций между типичными окислителями и типичными восстановителями.
Mg + Cl₂ = MgCl₂
2Ca + O₂ = 2CaO
H₂S + O₂ = SO₂ + H₂O

Задание 5
Проанализируйте следующие реакции и напишите уравнения процессов окисления и восстановления, укажите окислитель и восстановитель, расставьте коэффициенты:
CuO + NH₃ ⟶ Cu + N₂ + H₂O
Cu⁺²O + N^-3H₃ ⟶ Cu⁰ + N₂⁰ + H₂O
Cu⁺² +2ē ⟶ Cu⁰      |2|х 3  ―  процесс восстановления
2N^-3 -6ē ⟶ N₂⁰        |6|х 1―  процесс окисления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые присоединили и отдали атомы меди и азота. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 6 ― это число 6 и, поделив его поочередно на 2 и 6, записываем результат за второй чертой в строках, касающихся элементов меди и азота. Сложим левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на дополнительные множители 3 и 1:
3Cu⁺² + 2N^-3 ⟶ 3Cu⁰ + N₂⁰
Эти коэффициенты переносим в уравнение реакции.
3Cu + 2NH₃ ⟶ 3Cu + N₂ + H₂O
Уравниваем число атомов элементов, которых не было в полуреакциях. Число атомов водорода в обеих частях разное, уравниваем его, потому перед H₂O пишем коэффициент 3:
3CuO + 2NH₃ = 3Cu + N₂ + 3H₂O
В приведённой реакции оксид меди (II) (за счёт атомов меди в степени окисления +2) — окислитель, а аммиак (за счёт атомов азота в степени окисления -3) — восстановитель. 

Al + HCl ⟶ AlCl₃ + H₂
Al⁰ + H⁺¹Cl ⟶ Al⁺³Cl₃ + H₂⁰
2H⁺¹ +2ē ⟶ H₂⁰         |2|х 3  ―  процесс восстановления
Al⁰ -3ē ⟶ Al⁺³            |3|х 2―  процесс окисления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые присоединили и отдали атомы водорода и алюминия. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 3 ― это число 6 и, поделив его поочередно на 2 и 3, записываем результат за второй чертой в строках, касающихся элементов водорода и алюминия. Сложим левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на дополнительные множители 3 и 2:
6H⁺¹ + 2Al⁰ ⟶ 3H₂⁰ + 2Al⁺³
Эти коэффициенты переносим в уравнение реакции.
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂
В приведённой реакции соляная кислота (за счёт атомов водорода в степени окисления +1) — окислитель, а алюминий — восстановитель. 

Fe₂O₃ + C ⟶ Fe + CO
Fe₂⁺³O₃ + C⁰ ⟶ Fe⁰ + C⁺²O
Fe⁺³ +3ē ⟶ Fe⁰               |3|х 2  ―  процесс восстановления
C⁰ -2ē ⟶ C⁺²                   |2|х 3―  процесс окисления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые присоединили и отдали атомы железа и углерода. Находим наименьшее общее кратное для чисел 3 и 2 ― это число 6 и, поделив его поочередно на 3 и 2, записываем результат за второй чертой в строках, касающихся элементов железа и углерода. Сложим левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на дополнительные множители 2 и 3:
2Fe⁺³ + 3C⁰ ⟶ 2Fe⁰ + 3C⁺²
Эти коэффициенты переносим в уравнение реакции (имея в виду, что в формуле Fe₂O₃ уже указаны два атома железа).
Fe₂O₃ + 3C = 2Fe + 3CO
В приведённой реакции оксид железа (III) (за счёт атомов железа в степени окисления +3) — окислитель, а углерод — восстановитель.

H₂S + I₂ ⟶ S + HI
H₂S^-2 + I₂⁰ ⟶ S⁰ + HI^-1
I₂⁰ +2ē ⟶ 2I^-1        |2|х 1 ― процесс восстановления
S^-2 -2ē ⟶ S⁰          |2|х 1― процесс окисления
Проводим вертикальную черту и пишем за ней число электронов, которые присоединили и отдали атомы иода и серы. Находим наименьшее общее кратное для чисел 2 и 2 ― это число 2 и, поделив его поочередно на 2 и 2, записываем результат за второй чертой в строках, касающихся элементов иода и серы. Сложим левые и правые части уравнений полуреакций, умножив их на дополнительные множители 1:
I₂⁰ + S^-2 ⟶ 2I^-1 + S⁰
Эти коэффициенты переносим в уравнение реакции.
H₂S + I₂ = S + 2HI
В приведённой реакции иод — окислитель, а сероводород (за счёт атомов серы в степени окисления -2) — восстановитель.

Задание 6
Что будет происходить, если в солёный огурец поместить две металлические проволоки и присоединить их к гальваническому элементу? Запишите уравнение реакции.
Будет протекать электролиз раствора хлорида натрия:
Катод (-): 2H₂O +2ē ⟶ H₂ + 2OH-      |2|1 восстановление
Анод (+): 2Cl^- -2ē ⟶ Cl₂                     |2|1 окисление
_________________________________________________
2NaCl + 2H₂O ^{электролиз}⟶ Cl₂↑ + H₂↑ + 2NaOH

Задание 7
Каким образом можно использовать окислительно-восстановительные реакции для получения электрического тока? Для получения электрического тока из ОВР, необходимо разделить процессы окисления и восстановления в пространстве и тем самым создать направленное движение электронов — электрический ток. Для этого катод, содержащий окислитель, и анод, содержащий восстановитель, помещают в емкость с электролитом, где анод и катод отделены друг от друга мембраной. Между электродами устанавливается разность потенциалов – электродвижущая сила. При замыкании цепи на отрицательном аноде восстановитель окисляется, образующиеся свободные электроны переходят по внешней цепи к положительному катоду, создавая разрядный ток, где они участвуют в реакции восстановления окислителя. Таким образом, поток отрицательно заряженных электронов по внешней цепи идет от анода к катоду, то есть от отрицательного электрода к положительному.

Задание 8
Какой процесс называют электролизом? Химические реакции, протекающие в растворах и расплавах электролитов под действием электрического тока, называют электролизом.
Напишите уравнения реакций электролиза расплава хлорида кальция, водного раствора хлорида меди (II), водного раствора нитрата калия.
Катод (-): Ca²⁺ +2ē ⟶ Ca       |2|1 восстановление
Анод (+): 2Cl^- -2ē ⟶ Cl₂         |2|1 окисление
_____________________________________________
CaCl₂^{электролиз}⟶ Ca + Cl₂↑

Катод (-): Cu²⁺ +2ē ⟶ Cu     |2|1 восстановление
Анод (+): 2Cl^- -2ē ⟶ Cl₂       |2|1 окисление
_____________________________________________
CuCl₂^{электролиз}⟶ Cu + Cl₂↑

Катод (-): 2H₂O +2ē ⟶ H₂ + 2OH^-        |2|2 восстановление
Анод (+): 2H₂O -4ē ⟶ O₂ + 4H⁺         |4|1 окисление
_________________________________________________
2H₂O ^{электролиз}⟶ 2H₂↑ + O₂↑

Задание 9
Поинтересуйтесь, к какому типу относятся используемые вами гальванические элементы и аккумуляторы. 
Наиболее распространены три разновидности гальванических элементов: стандартные электрические батарейки, топливные элементы и аккумуляторы.
Какие химические реакции в них происходят? 
В гальваническом элементе происходит типичный химический процесс, который объясняется окислительно-восстановительными реакциями.
В топливных элементах окислительно-восстановительная реакция, которая происходит в них, ― это реакция полного окисления жидкого или газообразные топлива (водорода, метанола и т.д.) кислородом воздуха.
Работа аккумуляторов основывается на оборотной реакции:
                             разрядка
PbO₂ + Pb + 2H₂SO₄ ⇄ 2PbSO₄ + 2H₂O.
                              зарядка