Контрольная 2 ОХН. Где титульный лист 9

• Название: Где титульный лист 9
• Дата: 03.10.2021
• Размер: 65.8 Kb.
• Имя файла: Контрольная 2 ОХН.docx
• Тип: Документы; #240680

Где титульный лист ???

9 вариант
3. Составьте электронные формулы элементов: Li, Na, K, Rb, Cs, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Каковы особенности строения атомов щелочных и щелочно-земельных металлов и их ионов?
Li - литий - 1s ²2s ¹

Na - натрий - 1s ²2s ²2p ⁶3s ¹

K - калий - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ¹

Rb - рубидий - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s¹

Cs - цезий - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s¹

Be - бериллий - 1s ²2s ²

Mg - магний - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²

Ca - кальций - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²

Sr - стронций - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²

Ba - барий - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²

Ra - радий - 1s²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶7s²

Щелочные металлы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева:

литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Данные металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

Основная характеристика щелочных металлов: В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1.

Валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа.

Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Щелочноземельными металлами называют 4 химических элемента IIA группы Периодической системы Д. И. Менделеева, начиная с кальция: кальций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra.

Электронное строение атомов

На внешнем энергетическом уровне атомы металлов IIA группы имеют два электрона.

Поэтому для всех щелочноземельных металлов характерна степень окисления +2.

Этим объясняется сходство их свойств. 

Для металлов IIA группы (сверху вниз) характерно:

увеличение радиуса атомов;

уменьшение электроотрицательности;

усиление восстановительных, металлических свойств.
8. Характерно ли для щелочных и щелочноземельных элементов образование комплексных соединений? Ответ обоснуйте.
  В некоторых случаях образование связи между металлом и его лигандами можно объяснить электростатическим притяжением между положительным ионом и отрицательными ионами либо отрицательными концами полярных молекул. В соответствии с этим способность металлов образовывать комплексы обычно повышается с увеличением положительного заряда иона металла и с уменьшением его ионного радиуса. Поэтому щелочные и щелочноземельные металлы с трудом образуют комплексы, в то время как двух- и трехзарядные положительные ионы переходных металлов весьма склонны к образованию комплексов. Ионы переходных металлов часто образуют комплексы с гораздо большей легкостью, чем можно предположить, судя только по их размеру и заряду.
12. Напишите уравнения реакций, проводимых с целью установления подлинности (по катиону) карбоната лития с использованием гидрофосфата натрия.
Гидрофосфат натрия Na2HPО4 в нейтральной или слабощелочной среде образует с катионами лития белый осадок фосфата (ортофосфата) лития Li3PО4:

3Li₂CO₃ + 2Na₂HPO4 + 2NaOH= 3Li₃PO₄ + 3Na₂CO₃ + 2H₂O

3Li⁺ + 3HPО4 ^2– = 3Li₃PO₄↓ + H⁺
16. Химические основы применения соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и фармации-

Замечание- нет формул соединений (за редким исключением) соединений лития, натрия, калия, магния, кальция, бария в медицине и фармации-
Литий (Li)

Медицинское применение соединений лития ограничено. Соли лития (лития карбонат, лития оксибат, литонит и др.) используются при лечении маниакально-депрессивных психозов. В последние годы появились сведения об эффективности препаратов лития при лечении новообразований, сахарного диабета и алкоголизма.

Натрий (Na)

Нитрит натрия также используется в медицине и ветеринарии как сосудорасширяющее, бронхолитическое (расширяет бронхи), снимает спазмы кишечника, используется как слабительное, а также как антидот при отравлении цианидами.

Проводятся исследования по применению его при серповидной анемии, сердечными приступами и ишемией сердца, аневризмами головного мозга и лёгочной гипертензии у детей. Применяется как антицианид.

E250 может вызвать серьёзное отравление с летальным исходом.

бромид натрия NаВг — используется в медицине и в фотографии;

сульфит натрия Na2SO4 и тиосульфат натрия Na2SO3 — в медицине и фотографии и т.д.

Калий (К)

Бромид калия применяется в медицине и как успокаивающее средство для нервной системы.

Перманганат калия — сильный окислитель, используется как антисептическое средство в медицине и для лабораторного получения кислорода.

Магний (Mg)

Магний является жизненно-важным элементом, который находится во всех тканях организма и необходим для нормального функционирования клеток. Участвует в большинстве реакций обмена веществ, в регуляции передачи нервных импульсов и в сокращении мышц, оказывает спазмолитическое и антиагрегантное действие. Оксид и соли магния традиционно применяется в медицине в кардиологии, неврологии и гастроэнтерологии (аспаркам, сульфат магния, цитрат магния. Наиболее интересным природным ресурсом магния является минерал бишофит). Оказалось, что магниевые эффекты бишофита в первую очередь проявляются при транскутанном (через кожном) применении в лечении патологии опорно-двигательного аппарата. Бишофитотерапия использует биологические эффекты природного магния в лечении и реабилитации широкого круга заболеваний, в первую очередь — позвоночника и суставов, последствий травм, нервной и сердечно-сосудистой систем.

Кальций (Са)

Хлористый кальций в медицине нашел свое применение как противовоспалительное и дисенсебилизирующее средство.

Фармакологическое действие хлористого кальция:

Кальций сам по себе является макроэлементом, участвующим в формировании тканей костей, процессе свертывании крови, он необходим для нормальной деятельности сердца и также участвует в процессах передачи импульсов по нервам. Хлористый кальций при введении вызывает возбуждение симпатической нервной системы, усиливает выделение надпочечниками адреналина, а также оказывает умеренное диуретическое действие.

При взаимодействии хлористого кальция с магниевыми солями, щавелевой и фтористой кислотами образуются нерастворимые соединения, позволяющие использовать хлористый кальций в медицине в качестве антидота.

Показания к применению хлористого кальция:

Хлористый кальций в медицине применяется как дополнительное средство для лечения аллергий (крапивницы, сенной лихорадки, сывороточной болезни, ангионевротического отека), а также аллергических реакций на медикаменты.

Применяется также в качестве гемостатического средства при различных кровотечениях: легочных, маточных, кишечных, желудочных, носовых.

При отравлениях хлористый кальций в сочетании с магниевыми солями, щавелевой и фтористой кислотами используется в качестве противоядия.

Бор(В)

Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей.
19. В чем особенность строения валентного слоя электронов атомов хрома и молибдена? Какие степени окисления возможны, а какие более устойчивы для хрома и молибдена?

Нет электроннных и электронно- графических формул хрома и молибдена

На внешнем энергетическом уровне у атомов хрома и молибдена находится один электрон, у вольфрама — два, поэтому характерным признаком данных элементов является металлический блеск, что и отличает эту побочную подгруппу от главной.

Хром в соединениях проявляет степени окисления: +2, +3, +4, +6. Молибден и вольфрам — +3, +4, +5 и +6. У хрома наиболее стабильной является степень окисления +3, а у молибдена и вольфрама + 6.
22. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить следующие превращения: Cr₂(SO₄)₃ → Cr(OH)₃ → Na₂CrO₄ → Na₂Cr₂O₇ → Cr(OH)₃ → [Cr(OH)₄] ^-→ Cr(OH)₃
Обменные реакции надо писать не только в молекулярном, но и в краткое ионное уравнение. Для ОВР – уравнивать с применением метода полуреакций

Cr2(SO4)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

2 Cr(OH)3 + 3 Br2 + 10 NaOH → 2 Na2CrO4 + 6 NaBr + 8 H2O

2 Na2CrO4 + H2SO4 → Na2Cr2O7 + Na2SO4 + H2O

Na2Cr2O7 + 3 NaNO2 + 4 H2O → 2 Cr(OH)3 + 3 NaNO3 + 2 NaOH

Cr(OH)3 + NaOH → Na(Cr(OH)4)

2Na(Cr(OH)4) + H2SO4 → 2Cr(OH)3 + Na2SO4 + 2H2O

33. Запишите формулы всех оксидов марганца и соответствующих им гидроксидов. Как изменяется химический характер оксидов и гидроксидов с увеличением степени окисления? Подтвердите ответ уравнениями реакции.

Ответ не полный

Марганец – элемент четвертого периода. Это металл седьмой группы, побочной подгруппы.

Марганец образует соединения со степенью окисления +2, +3, +4, +6, +7. Формулы оксидов и гидроксидов, которые отвечают данным степеням окисления, следующие:

оксиды

одноокись марганца MnO (II), полутораокись марганца Mn2O3 (III), двуокись марганца MnO2 (IV), трехокись марганца MnO3 (VI), полусемиокись марганца Mn2O7 (VII),

гидроксиды

гидроксид марганца Mn(OH)2 (II), гидроксид марганца (III), гидроксид марганца Mn(OH)4 (IV)

Гидроксид марганца Mn(OH)4 (IV) обладает амфотерными свойствами, т.е. он вступает в реакции, как с кислотами, так и с основаниями.

Уравнения реакций следующие:

Mn(OH)4+ 4 HCl = MnCl4 + 4 H2O

– это взаимодействие с кислотами;

Mn(OH)4+ 4 NaOH = Na4MnO4 + 4 H2O

– это взаимодействие с основаниями;
37. Приведите уравнения реакций, характеризующие окислительные свойства перманганатов в кислой, нейтральной и щелочной средах. В какой среде они наиболее выражены? Почему?
Является сильным окислителем. В зависимости от pH раствора окисляет различные вещества, восстанавливаясь до соединений марганца разной степени окисления. В кислой среде — до соединений марганца (II), в нейтральной — до соединений марганца (IV), в сильно щелочной — до соединений марганца (VI). Окислительные свойства этой соли наиболее выражены в кислой среде, для создания которой обычно используется серная кислота. Примеры реакций приведены ниже (на примере взаимодействия с сульфитом калия:

в кислой среде: 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 → 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O;

в нейтральной среде: 2KMnO4 + 3K2SO3 + H2O → 3K2SO4 + 2MnO2 + 2KOH;

в щелочной среде: 2KMnO4 + K2SO3 + 2KOH → K2SO4 + 2K2MnO4 + H2O;

в щелочной среде на холоде: KMnO4 + K2SO3 + KOH → K2SO4 + K3MnO4 + H2O.

Все реакции ОВР – уравнивать с применением метода полуреакций

Во всех заданиях поставьте на место нижние и верхние индексы в формулах
Однако надо отметить, что последняя реакция (в щелочной среде) идёт по указанной схеме только при недостатке восстановителя и высокой концентрации щёлочи, которая обеспечивает замедление гидролиза манганата калия.
42. Соединения серебра (I). Почему ион Ag⁺ практически не подвергается гидролизу? Какие соли серебра (I) легко растворимы в воде?
Ион Ag‘ сольватировап в водных растворах, но в твердых солях аква-ион не встречается. Этим объясняется то, что все соли серебра практически безводны. Нитрат AgNO_s, хлорат AgC10₃ и перхлорат AgC10₄ растворимы в воде, а сульфат и галогениды (кроме AgF) нерастворимы.

Нерастворимые галогениды AgCl, AgBr имеют структуру NaCl, но связь Ag—Hal носит более ковалентный характер.

Добавление щелочи к растворимым солям серебра приводит к образованию темно-коричневого оксида Ag₂О. Этот оксид обладает слабо выраженными основными свойствами. В воде нерастворим, хотя не исключается обратимая реакция: 



Гидроксид серебра AgOH также нерастворим в воде и обычно разлагается до оксида Ag₂0, который при нагревании подвергается разложению:



Действие H₂S на растворы солей Ag(I) приводит к образованию сульфида Ag₂S, нерастворимого в воде. Для Ag⁺ весьма характерен устойчивый ам- минокомплекс [Ag(NH₃)₂]⁺, хорошо растворимый в воде. Этим можно объяснить, что большинство соединений серебра легко растворяются в среде водного аммиака:



Ag(I) в своих комплексных соединениях имеет координационное число 2.

Нерастворимые в воде галогениды серебра неплохо растворяются в концентрированных растворах HHal или галогенидах щелочных металлов:



Такая же картина наблюдается в случае цианида и сульфида. Из этих реакций большое применение находит взаимодействие галогенидов серебра с тиосульфат-ионом:


47. Малорастворимый в воде и кислотах хлорид серебра растворяется в водном растворе аммиака. Напишите молекулярное и ионное уравнение протекающей при этом реакции и объясните процесс растворения, пользуясь правилом произведения растворимости.
Хлорид серебра растворяется в растворах аммиака , потому что в результате реакций образуются растворимые комплексные соли:

AgCl + 2(NH3*H2O)⟶ [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O

AgCl + 2NH3 ⟶ [Ag(NH3)2]+ + Cl-

Это соединение представляет собой сильный электролит и диссоциирует на ионы [Ag(NH₃)₂]⁺ и С1^-. Таким образом, комплексным является катион [Ag(NH₃)₂]⁺, который очень слабо диссоциирует. Поэтому растворимость в этом случае связана с взаимодействием ионов серебра с аммиаком по уравнению:

Ag⁺ + 2NH₃ ↔[Ag(NH₃)₂]⁺.

Произведение растворимости хлорида серебра:

ПPAgCI = [Ag⁺][С1^-] = 1∙10^-10.

Уравнение реакции между хлоридом серебра и аммиаком можно записать следующим образом:

AgCl + 2NH₃ ↔[Ag(NH₃)₂]⁺ + CI^-.

Константа равновесия этой реакции

 .
53. Какие элементы составляют семейство железа? Напишите электронные формулы их атомов, какие степени окисления для них возможны, какие из них стабильны? ????
Семейство железа состоит из трех "/-элементов: железо _2вРе, кобальт ₂₇Со и никель ₂₈1ч^т1. ????? Железо и никель — четные элементы, имеющие четыре и пять стабильных изотопов соответственно.

Fe - железо - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d⁶

Co - кобальт - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d⁷

Ni - никель - 1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d⁸
56. Приведите уравнения реакций, подтверждающих восстановительные свойства ионов Fe(II).
В кислой среде ион Fe2+ в присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства (Ео Fe3+/Fe2+ = +0,77 В):

10 FeSО4 + 2 КМnО4 + 8 Н2SО4 = 5 Fe2(SО4) 3 + 2 МnSО4 + К2SО4 + 8 Н2О

Соединения железа(II) являются сильными восстановителями и на воздухе легко окисляются до соединений трехвалентного железа:

4FeSO₄ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)SO₄.

Все реакции ОВР – уравнивать с применением метода полуреакций
Белый осадок гидроксида железа(II) Fe(OH)₂, образующийся при действии на соли железа(II) растворов щелочей, на воздухе мгновенно зеленеет, образуя «зеленую ржавчину» – смешанный гидроксид железа(II) и железа(III), который лишь через некоторое время приобретает характерный для Fe2O3*H2O ржавый цвет.
64. Какие соединения бора применяются в качестве лекарственных препаратов, опишите химизм их лечебного действия.
Бор является примесным микроэлементом, который концентрируется в легких, щитовидной железе, селезенке, печени, мозге, почках, сердечной мышце. Известно, что бор участвует в углеводно-фосфатном обмене, взаимодействуя с биологически активными соединениями (углеводами, ферментами, витаминами, гормонами). Ряд неорганических соединений бора применяется в медицине и фармации.

Ортоборная кислота (Н3ВО3) – белое кристаллическое вещество, является очень слабой кислотой (Кд= 7,3.10-10) и используется в качестве антисептика в лекарственных формах в виде 2-3 % растворов, в мазях, присыпках. Механизм антисептического действия состоит в следующем: борная кислота обладает высокой растворимостью в липидах, что способствует её быстрому проникновению в клетки. Это приводит к свертыванию белков (денатурации) цитоплазмы микроорганизмов и их гибели.

Кристаллогидрат декагидрат тетрабората натрия – бура (Na2В4О7×10H2О) также используется как антисептик. Механизм его фармакологического действия обусловлен гидролизом тетрабората натрия: Na2В4О7 + 7H2О Û 4H3BO3 + 2NaOH. ???? Образующиеся при гидролизе вещества: борная кислота и щелочь (гидроксид натрия) вызывают свертывание белков микробных клеток, что приводит к их гибели. Учитывая токсичность неорганических соединений бора, борная кислота и бура могут применяться только наружно. Токсичность соединений бора обусловлена тем, что бор угнетает активность адреналина (соединения фенольной природы), образуя с ним прочные комплексы.

Борная кислота используется также в зубопротезировании как наполнитель формы при отливке металлических зубов. Метаборат натрия NaВО2 в смеси с гидроксидом алюминия Al(OH)3 входит в состав стоматологических паст как клей-прослойка для зубных протезов.
69. Как меняются восстановительные свойства ионов в ряду: Ge²⁺, Sn²⁺, Pb²⁺. Укажите наиболее слабый восстановитель и напишите электронные формулы этих элементов в соответствующей степени окисления.- нет электронных формул!
В данном ряду восстановительные свойства ионов уменьшаются. Окислителями и восстановителями являются соединения, в которых элементы находятся в неустойчивых степенях окисления и в ходе реакции переходят в более устойчивые. Так, для элементов IVА подгруппы стабильность степени окисления +2 увеличивается с ростом порядкового номера. Ge+2 – самый сильный восстановитель в указанном ряду, а Pb+4 – самый энергичный окислитель в ряду Ge(4+) Sn(4+), Pb(4+).
72. Качественные реакции на ионы Sn (II), Рb (II), PbO₂ и их использование в фарм. анализе.
Аналитические реакции катиона олова (II) Sn²⁺ .

Реакция с щелочами.

Соединения олова (II)   при взаимодействии с щелочами выделяют из раствора белый осадок гидроксида олова Sn(OH) ₂, растворимый в избытке реагента с образованием гидроксокомплекса [Sn(OH)₄]^2-  :

Sn²⁺ +2OН^– →Sn(OH)₂ ↓

Sn(OH)₂↓+2OH^–  →[Sn(OH)₄]^2-

Осадок Sn(OH)₂ растворяется в кислотах.

Методика. В пробирку вносят несколько капель раствора соли олова (II), прибавляют по каплям раствор NaOH: вначале до выпадения белого осадка Sn(OH)₂, а затем – до его растворения.

Реакция с солями висмута (III).

Олово (II) – хороший восстановитель. Так, при взаимодействии с висмутом (III) в сильно-щелочной среде оно восстанавливает висмут до металла, окисляясь до олова (IV):

2Bi³⁺ + 3[Sn(OH)₄] ^2- + 6ОН^–  → 2 Bi ↓ + 3[Sn(OH)₆] ^2-
Металлический висмут, выделяясь в тонкодисперсном состоянии, образует осадок черного цвета.

Методика. В пробирку вносят 3-5 капель раствора олова (II) и прибавляют по каплям раствор NaOH. Вначале выпадает белый осадок гидроксида олова, который при дальнейшем прибавлении NaOH растворяется. К полученному щелочному раствору прибавляют 1-2 капли раствора нитрата висмута (III). При перемешивании смеси выпадает черный осадок металлического висмута. Если осадок не образовался, скорее всего, неправильно создана среда (проверьте характер среды по индикаторной бумаге) или же приготовьте свежий раствор олова.

Аналитические реакции катиона свинца Рb ²⁺.

Реакция с хлорид-ионами (Сl^–)

В кислых растворах (при рН< 7) катионы свинца образуют хлорид-белый осадок хлорида свинца РbСl₂ (II):

Рb²⁺ +2Сl^–  →РbСl₂ ↓

Осадок   хлорида   свинца   растворяется   в   горячей   воде,   но   при охлаждении раствора из него снова выпадает хлорид свинца, но уже в форме игл. В разбавленных щелочных растворов вместо осадка РbС1₂ выпадает осадок гидроксида свинца (II).

Методика. В пробирку вносят 3-4 капли раствора нитрата свинца Pb(NO₃)₂ и прибавляют 3-4 капли раствора хлорида натрия. Выпадает белый осадок РЬС1₂. К полученной смеси приливают – 1,5 мл дистиллированной воды и нагревают до растворения осадка. При охлаждении раствора из него снопа выпадает осадок PbС1₂ в виде игл.

Реакции с хромат ионами и дихромат-ионами (CrO₄^2- и С₂О₇^2-).
В уксуснокислой среде катионы свинца образуют желтый кристаллический осадок хромата свинца (II):

Рb²⁺ +CrO₄^2- →РbCrO₄ ↓

Рb²⁺ +С₂О₇^2- +3СН₃СООН+Н₂О→2PbCrО₄↓+2CH₃COOH

РbCrO₄ ↓+4NaOH→Na₂[Pb(OH)₄]+Na₂CrO₄
Мешают катионы, образующие нерастворимые хроматы: Ва²⁺, Hg²⁺, Bi³⁺.

Методика. В пробирку вносят 2-3 капли раствора Pb(NО₃)₂, 2-3 капли раствора ацетата натрия и 3 капли раствора хромата К₂СгО₄ или дихромата К₂Сг₂О₇ калия. Выпадает желтый кристаллический осадок.

Реакция с сульфат-ионами (SO₄^2-).

Катионы свинца Рb²⁺  образуют белый осадок сульфата свинца (II):

Рb²⁺ +SO₄^2-  →PbSО₄↓

В отличие от осадков CaSO₄, SrSO₄, BaSO₄ осадок PbSO₄ при нагревании растворяется в щелочах: PbSO₄↓+ 2NaOH →  Na₂[Pb(OH)₄] + Na₂SO₄
Открытию свинца мешают катионы, образующие малорастворимые сульфаты (Са²⁺  , Sr²⁺  , Ва²⁺  , Hg₂²⁺  и др.).

Методика. В пробирку вносят 5 капель раствора РЬ(NО₃)₂ и прибавляют столько же капель раствора сульфата натрия или калия, выпадает белый осадок сульфата свинца. К осадку добавляют раствор щелочи и осадок растворяется.

Качественная реакция на катион марганца (II) Mn2+. Данная реакция основана на жестком окислении марганца в кислой среде с изменением степени окисления с +2 до +7. При этом раствор окрашивается в темно-фиолетовый цвет из-за появления перманганат-аниона. Рассмотрим на примере нитрата марганца:

2Mn(NO3)2 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 5Pb(NO3)2 + 2H2O

реакции ОВР – уравнивать с применением метода полуреакций

77. Почему азотная кислота и её соли (нитраты) в окислительно-восстановительных реакциях могут быть только окислителями, приведите примеры?
Азотная кислота проявляет окислительные свойства за счет атомов азота в высшей степени окисления, которая в результате реакций понижается. При азотная кислота может окислять металлы, расположенные в ряду активности после водорода, как концентрированная, так и разбавленная.

Медь растворяется также в азотной кислоте, причем из концентрированной азотной кислоты азот восстанавливается медью до NO2, из разбавленной – до NO:

Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O конц.

Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 4H2O разб.

Серебро, менее активное, чем медь, также окисляется серной и азотной кислотами:

Ag + 2HNO3 = AgNO3 + NO2↑ + H2O

реакции ОВР – уравнивать с применением метода полуреакций

80. Назовите соли оксокислот фосфора, их свойства, составьте уравнения гидролиза.- нет полного ответа

У фосфора оксокислот больше, чем у любого другого элемента; по числу оксоанионов и солей фосфор, вероятно, уступает только кремнию. Многие из этих кислот имеют огромное технологическое значение, а их производные играют жизненно важную функцию во многих биологических процессах. Ниже представлен перечень некоторых оксокислот фосфора:

H3PO2 - Фосфиновая кислота (3H⁺ + PO2^3-)

H3PO3 - Фосфоновая кислота (3H⁺ + PO3^3-)

H3PO4 - Ортофосфорная кислота (3H⁺ + PO4^3-)

H3PO5 - Пероксомонофосфорная кислота (3H⁺ + PO5³⁺)

H4P2O5 - Дифосфоновая кислота (4H⁺ + P2O5^4-)

H4P2O6 - Гипофосфорная кислота (4H⁺ + P2O6^4-)

H4P2O6 - Изогипофосфорная кислота (4H⁺ + P2O6^4-)

H4P2O7 - Дифосфорная кислота (4H⁺ + P2O7^4-)

H4P2O8 - Пероксодифосфорная кислота (4H⁺ + P2O8^4-)

H5P3O10 - Трифосфорная кислота (5H⁺ + P3O10^5-)
96. Приведите примеры: а) двух сульфидов растворимых в воде, б) нерастворимых в воде, но растворимых в кислоте, в) нерастворимых и в воде, и в кислоте. Напишите уравнения реакций их получения.
а) Растворимые сульфиды получают действием сероводорода на щелочи:

H2S + 2KOH = K2S + 2H2O

Или восстановлением солей углеродом:

Na2SO4 + 4C (t, сплав) = Na2S + 4CO

б) Нерастворимые сульфиды получают обменными реакциями:

ZnSO4 + Na2S = Na2SO4 + ZnS

в) Нерастворимые в воде и кислоте:

Pb(NO3)2 + Н2S = 2НNO3 + PbS
110. Закончите уравнения реакций и подберите коэффициенты методом полуреакций:
а) 2KBr + KClO + 2HCl → 3KCl + Br2 + H2O

6KI + KBrO3 + 6HCl = 3I2 + KBr + 6KCl + 3H2O:

2Br- -2e- = Br2 | 2 | | 1 |

(ClO)- + 2e- + 2H+ = Br- + 3H2O | 2 | | 1 |;

2Br- + (ClO)- + 2H+ = Br2 + Cl- + H2O.

б) KBrO₃ + 5KBr + 3H₂SO₄ → 3 Br2 + 3 K2SO4 + 3 H2O

5Br- -10e- = Br2 | 2 | 6 | 3 |

(BrO3)- +6e- + 6H+ = Br- + 3H2O | 6 | | 1 |;

6Br- + (BrO3)- + 6H+ = 3Br2 + Br- + 3H2O.
118. Напишите уравнения реакций, проводимых с целью установления подлинности (по аниону) йодида натрия с использованием растворов нитрата серебра и гидроксида аммония.???
Молекулярное уравнение:

NaI+AgNO3 = AgI↓+NaNO3

Полное ионно-молекулярное уравнение:

Na+ + I- + Ag+ +NO3- = AgI↓+Na+ + NO3-

Сокращенное ионно-молекулярное уравнение:

I- + Ag+ = AgI↓