Эксперт по сдаче вступительных испытаний в ВУЗах
ЗАДАЧИ И ВОПРОСЫ К КОНТРОЛЬНОЙ РАБОТЕ № 2 (ВЫПОЛНЯЕТСЯ В ВЕСЕННЕМ СЕМЕСТРЕ)
ПО КУРСУ общей И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Часть 1. Химия s–и d – элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева
- Написать уравнения реакций горения лития, натрия, калия и назвать полученные соединения. Написать уравнения реакций полученных соединений с водой.(0–2 балла)
- Написать уравнения реакций К2О, K2O2, KO2 с водой. Какое из этих соединений получают при сгорании металлического калия на воздухе? (0–2 балла)
- Какие свойства проявляет пероксид водорода в окислительно–восстановительных реакциях? Указать степень окисления кислорода в этом соединении. Написать уравнения реакций:
а) перманганата калия с пероксидом водорода в нейтральной среде;
б) сульфата хрома(III) с пероксидом водорода в щелочной среде.
в) пероксида водорода с хроматом натрия в нейтральной среде;
г) пероксида водорода с иодидом калия в кислой среде.
Уравнять ионно–электронным методом. (0–2 балла)
- Какие свойства проявляет пероксид натрия в окислительно–восстановительных реакциях? Указать степень окисления кислорода в этом соединении. Написать уравнения реакции перманганата калия с пероксидом натрия в кислой среде. (0–2 балла)
- Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и химическая активность в ряду Li – Cs? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2 балла)
- Как изменяются радиус атома, энергия ионизации, энергия гидратации и химическая активность в ряду Be – Ba? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–2 балла)
- Охарактеризовать отличия свойств Be от свойств других s–элементов II группы? Объяснить причину подобных отличий. Написать уравнения реакций: (0–2 балла)
а) бериллия с раствором щелочи;
б) гидроксида бериллия с раствором щелочи.
- Как изменяются кислотно–основные свойства в ряду Be(ОН)2 — Ba(OH)2 и почему? Написать уравнения реакций, подтверждающих амфотерные свойства Ве(ОН)2 в молекулярном и ионном виде. (0–2 балла)
- Написать уравнения реакций пероксида бария:
а) с серной кислотой;
б) с раствором нитрата серебра;
в) с раствором иодида калия в присутствии хлороводородной кислоты.
Указать, какие свойства проявляет пероксид бария в каждой реакции.
(0–2 балла)
- Охарактеризовать положение хрома в ряду стандартных электродных потенциалов. Написать уравнения реакций хрома с разбавленными и концентрированными кислотами. (0–3 балла)
- Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства оксида и гидроксида хрома(III)? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Указать возможные и характерные степени окисления хрома в соединениях? Как изменяются кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства в ряду гидроксидов хрома с увеличением степени окисления хрома? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Указать, какие ионы существуют в водных растворах солей хрома(III) и хрома(VI):
а) при рН > 7; б) при рН<< 7.
Привести примеры соответствующих соединений, назвать их. Привести уравнения реакций гидролиза в протолитическом виде.
(0–3 балла)
- Как получить пероксид хрома из дихромата калия? Какова степень окисления хрома в пероксиде хрома? Какие свойства проявляет пероксид хрома в окислительно–восстановительных реакциях? Подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Закончить уравнения следующих окислительно–восстановительных реакций (для реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты подобрать ионно–электронным методом). Определить молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей в реакциях: (0–3 балла)
| а) К[Сr(ОН)4]+Вr2 + КОН =
б) CrCl3 + Na2S2O8 + H2O =
в) К2Сr2O7 + Н2S + Н2O =
г) Сr2(SO4)3 + (NH4)2S2O3 + H2O =
д) Na3[Сr(ОН)6] + Сl2 + NaOH = |
е) Na2CrO4 + Na2S + H2O =
ж) K2Cr2O7 + H2O2 + H2SO4 =
з) K2Cr2O7 + KNO2 + H2SO4 =
и) К[Сr(ОH)4] +Н2O2 + КОН =
к) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 = |
- Написать уравнения реакций (с коэффициентами) для следующих превращений:
(0–5 баллов)
а) К
2Сr
2O
7 ® СrO
5 ® Cr
2(SO
4)
3 ® К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® СrСl
3 ® Cr(ОН)
3
б) К
2Сr
2O
7 ® К
2СrO
4 ® Cr
2(SO
4)
3 ® CrOHSO
4 ® K[Cr(ОН)
4] ® K
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7
в) СrСl
3 ® Сr(ОН)
3 ® Сr
2O
3 ® КСrO
2 ® К[Сr(ОН)
4] ® Сr(NO
3)
3
г) Сr ® Сr
2(SO
4)
3 ® [Сr(ОН)
6] ® К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® СrO
5 ® Сr
2(SO
4)
3
д) Сr
2O
3 ® NаСrO
2 ® Nа
2СrO
4 ® Nа
2Сr
2O
7 ® Сr
2(SO
4)
3 ® CrOHSO
4
е) СrО
3 ® Сr
2O
3 ® К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® Сr
2(SO
4)
3 ® К
3[Сr(ОН)
6]
ж) К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® СrO
5 ® Сr
2(SO
4)
3 ® К[Сr(ОН)
4] ® К
2СrO
4
з) Сr ® СrСl
3 ® К
3[Сr(ОН)
6] ® К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® СrO
5 ® Сr
2(SO
4)
3
и) К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® СrO
5 ® Cr
2(SO
4)
3 ® Сr(ОН)
3 ® СrСl
3 ® СrОНСl
2
к) Сr
2(SO
4)
3 ® К
3[Сr(ОН)
6] ® Cr
2(SO
4)
3 ® К
2СrO
4 ® К
2Сr
2O
7 ® СrСl
3® Cr(ОН)
3
- Какое положение в ряду стандартных электродных потенциалов занимает Мn? Как взаимодействует Мn с кислотами, водой? (0–3 балла)
- Как изменяются кислотно–основные свойства в ряду оксидов и гидрооксидов марганца с увеличением степени окисления марганца? Написать уравнения реакций получения МnО2, исходя из соединений марганца:
а) с более высокой степенью окисления;
б) с более низкой степенью окисления.
Коэффициенты подобрать ионно–электронным методом.
(0–3 балла)
- Охарактеризовать кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства MnO2. Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Какие свойства проявляют манганаты в окислительно–восстановительных реакциях? Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Как влияет рН раствора на окислительные свойства перманганатов? Ответ подтвердить уравнениями реакций, взяв в качестве восстановителей: (0–3 балла)
а) сульфит натрия; б) иодид калия.
- Закончить и уравнять ионно–электронным методом следующие реакции: (0–3 балла)
| а) KMnO4 +H2S + H2SO4 =
б) MnSO4 + K2S2O8 + H2O =
в) KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 =
г) MnSO4 + NaClO + H2O =
д) KMnO4 + KI + KOH = |
е) KMnO4 + KI + H2SO4 =
ж) KMnO4 + KI + H2O =
з) KMnO4 + KNO2 + КОН =
и) KMnO4 +FeSO4 + H2SO4 =
к) К2МnO4 + Н2O2 + Н2О = |
- Написать уравнения реакций (с коэффициентами) для следующих превращений:
(0–5 баллов)
а) Na
2MnO
4 ® NaMnO
4 ® MnO
2 ® MnCl
2 ® HMnO
4
б) Мn ® Мn(NО
3)
2 ® МnO
2 ® К
2МnO
4 ® МnSO
4 ® Мn
в) MnO
2 ® Na
2MnO
4 ® MnO
2 ® MnCl
2 ® MnOHCl
г) МnSO
4 ® НМnO
4 ® Мn
2O
7 ® МnO
2 ® Na
2МnО
4
д) Мn
3O
4 ® Мn ® МnS ® МnSO
4 ® НМnO
4 ® МnO
2
е) МnO
2 ® СаМnО
3 ® МпСl
2 ® НМnO
4 ® Мn
2O
7
ж) KMnO
4 ® MnO
2 ® K
2MnO
4 ® MnCl
2 ® Mn
з) MnO
2 ® K
2MnO
4 ® KMnO
4 ® MnSO
4 ® (MnOH)
2SO
4 ® MnSO
4
и) Mn(NO
3)
2 ® HMnO
4 ® Mn
2O
7 ® MnO
2 ® Na
2MnO
4
к) МnO
2 ® К
2МnO
4 ® МnSO
4 ® МnSO
4 ® НМnO
4 ® Мn
2O
7
- Охарактеризовать изменение окислительно–восстановительных свойств гидроксидов Fe(II), Со(II) и Ni(II).
Какие из указанных гидроксидов можно окислить пероксидом водорода? Почему? Привести уравнения возможных реакций.
(0–3 балла)
- Охарактеризовать изменение окислительно–восстановительных свойств гидроксидов Fe(III), Co(III) и Ni(III)? Написать уравнения реакций хлороводородной кислоты:
а) с гидроксидом железа(III); б) с гидроксидом кобальта(III).
Возможна ли подобная реакция с гидроксидом никеля(III)?
(0–3 балла)
- Охарактеризовать свойства ферратов в окислительно–восстановительных реакциях. Написать уравнения реакций феррата натрия с концентрированной хлороводородной кислотой. (0–3 балла)
- Как взаимодействует железо с концентрированными азотной и серной кислотами при обычных условиях и при нагревании? Составить уравнения соответствующих реакций.
(0–3 балла)
- Написать уравнения реакций гидролиза FeSO4 и Fе2(SO4)3 в молекулярной и ионной форме. В каком, случае степень гидролиза больше и почему? Как можно усилить гидролиз этих солей? (0–3 балла)
- Закончить уравнения следующих реакции. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, подобрать ионно–электронным методом (0–3 балла)
| а) K4Fe(CN)6] + KMnO4 + H2O =
б) Fе2О3 + КСlO3 + КОН =
в) Pt +HNO3 + HCl =
г) FеS +НNO3(конц.) =
д) Ni(OH)2 + Br2 + KOH = |
е) K2FeO4 + KI + H2SO4 =
ж) Co(OH)2 + Cl2 + KOH =
з) К3[Fе(CN)6] +Н2O2 + КОН =
и) Ni(ОН)3 + НСl(конц.) =
к) Co(OH)2 + NaOCl + H2O = |
- Пользуясь методом валентных связей, объяснить механизм образования химической связи, тип гибридизации и геометрическую конфигурацию следующих комплексных ионов: (0–5 баллов)
| а) [Cu(NH3)2]+
б) [Ве(ОН)4]2–
в) [Ag(CN)2]–
г) [Zn(NH3)4]2+
д) [AuCl4]– |
е) [Zn(H2O)4] 2+
ж) [Ag(S2O3)2]3–
з) [HgI4]2–
и) [Be(H2O)4]2+
к) [Zn(OH)4]2– |
- Написать электронные формулы атомов элементов I В–группы. Какие степени окисления могут проявлять Сu, Ag, Au? (0–3 балла)
а) Написать уравнения реакций гидролиза CuCl
2 и АuСl
3.
б) Подвергаются ли гидролизу соли серебра? Почему?
- Охарактеризовать взаимодействие меди, серебра и золота с кислотами. Написать уравнения реакций. (0–3 балла)
- Охарактеризовать взаимодействие гидроксида меди(II) со щелочами и раствором аммиака (на примере реакций с избытком гидроксида натрия и с водным раствором аммиака). (0–3 балла)
- Какие значения стандартных электродных потенциалов имеют Zn и Hg? Как взаимодействуют Zn и Hg с разбавленными и концентрированными кислотами? Написать уравнения реакций. (0–3 балла)
- Написать уравнения реакций солей цинка(II) и ртути(II) с раствором аммиака. Как влияют присутствие солей аммония и избыток аммиака на это взаимодействие? (0–3 балла)
- Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза нитратов цинка, ртути(I) и ртути(II). Как можно ослабить гидролиз этих солей? (0–3 балла)
- Охарактеризовать окислительно–восстановительные свойства соединений ртути(I) и ртути(II). Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Охарактеризовать способность d–элементов к комплексообразованию на примере Zn, Cd, Hg. Ответ подтвердить уравнениями реакций. (0–3 балла)
- Используя величины констант нестойкости соответствующих комплексных ионов, сделайте выводы о возможности образования новых комплексных соединений и напишите уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде: (0–3 балла)
| а) [Cu(NH3)4]Cl2 + KCN=
б) K[Ag(CN)2] + NH3 =
в) [Ag(NH3)2]NO3 + NaCN =
г) K2[Zn(OH)4] + KCN =
д) K2[Zn(OH)4] + KCN = |
е) K2[Hg(SCN)4] + KCl =
ж) [Ag(NH3)2]Cl + Na2S2O3 =
з) K2[CuCl4] + KOH =
и) K3[Ag(S2O3)2] + KCN =
к) K[Cu(CN)2] + KI = |
Часть 2. Химия р – элементов Периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Каждое задание этой части контрольной работы №2 оценивается числом баллов
от 0 до 3
- Получение, свойства и природа химической связи галогенидов бора. Написать уравнения реакций гидролиза ВF3 и ВСl3.
- Получение диборана. Природа химической связи в диборане? Написать уравнение реакции диборана с водой.
- Борная кислота, получение, свойства. Взаимодействие борной кислоты:
а) с избытком щелочи;
б) с недостатком щелочи (привести уравнения реакций)
- Качественные реакции на бор, характерные для борной кислоты и ее солей. Привести уравнения соответствующих реакций. Применение данных реакций в фармацевтическом анализе. Написать уравнения реакций гидролиза тетрабората натрия (I и II стадии).
- Гидролиз галогенидов р–элементов III группы. Написать уравнения реакций гидролиза ВСl3 и АlСl3. Объяснить причину того, что гидролиз протекает по–разному.
- Взаимодействие бора и алюминия с кислотами? Написать уравнения соответствующих реакций и расставить коэффициенты ионно–электронным методом.
- Алюмокалиевые квасцы. Написать уравнения реакций получения квасцов, их ионизации в водном растворе и взаимодействия:
а) с избытком раствора щелочи; б) с раствором BaCl
2.
Применение алюмокалиевых квасцов в медицине.
- Кислотно–основные свойства гидроксидов бора и алюминия, их сравнение. Написать уравнения соответствующих реакций, доказывающих эти свойства, в молекулярном и ионном виде.
- Получение и гидролиз буры. Химические основы применения соединений бора в медицине?
- Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, подобрать ионно–электронным методом:
| а) Al + NaOH + H2O =
б) Al + KNO2 + KOH + H2O =
в) Al + KNO3 + KOH + H2O =
г) Al + HNO3 (очень разбавл.) =
д) Н3ВО3 + КОН(недост.) = |
е) Н3ВО3 + КОН(избыток) =
ж) Na2B4O7 + H2O =
з) Al2(SO4)3 + NaOH(изб.) =
и) Na3[Al(OH)6] + НСl(изб.) =
к) с) АlСl3 + Nа2СО3 + Н2O = |
- Получение и свойства оксидов углерода. Ответ подтвердить уравнениями реакций.
- Получение и строение циановодородной кислоты. Цианиды. Ответ подтвердить уравнениями реакций.
- Кремний. Строение атома, характерные степени окисления, химическая активность. Написать уравнения реакций:
а) кремния с концентрированной азотной кислотой в присутствии фтороводородной кислоты;
б) кремния с раствором щелочи;
в) тетрафторида кремния с водой.
- Получение сероуглерода и тиокарбонатов. Свойства тиоугольной кислоты.
- Классификация карбидов металлов по типу связи. Получение карбидов. Написать уравнения реакций:
а) карбида кальция с водой;
б) карбида алюминия с раствором щелочи;
в) карбида алюминия с хлороводородной кислотой.
- Как и почему изменяются термическая устойчивость и восстановительные свойства в ряду СН4—SiH4—GeH4—SnH4?
Написать уравнения реакций получения силана и его взаимодействия с раствором щелочи.
- Как и почему изменяются кислотно–основные свойства гидроксидов в ряду С(IV)—Sn(IV)? Написать в молекулярном и ионном виде уравнения реакций Ge(OH)4:
а) с раствором щелочи; б) с хлороводородной кислотой.
- Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях расставить ионно–электронным методом:
| а) Na2CO3 + Pb(NO3)2 + H2O =
б) GeS2 + Na2S =
в) РbS + НNО3(конц.) =
г) CO+KMnO4 + H2SO4 =
д) Na2SnS3 + HCl = |
е) GeS2 + (NH4)2S =
ж) PbO2 + HNO3 + MnSO4 =
з) Sn +НNО3(конц.) =
и) SiH4 + K2Cr2O7 + H2SO4 =
к) NaBiO3 + HCl + SnCl2 = |
- Аммиак. Строение молекулы и свойства; три типа реакций характерных для аммиака. Привести примеры.
- Аммиак. Строение молекулы и свойства в окислительно–восстановительных реакциях. Привести примеры. Получение аммиака в промышленности и в лаборатории.
- Разложение солей аммония. Написать уравнения реакций термического разложения следующих солей аммония: NH4Cl, (NH4)3PO4, NH4NO2, NН4NО3, (NH4)2Cr2O7. Какие из этих реакций являются окислительно–восстановительными?
- Возможные и характерные степени окисления азота. Гидразин, получение, свойства.
- Возможные и характерные степени окисления азота. Гидроксиламин, получение, свойства. Написать уравнения реакций гидроксиламина:
а) с цинком в водном растворе НСl; б) с хлором в щелочной среде.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Свойства азотистой кислоты и ее солей в окислительно–восстановительных реакциях. Написать уравнения реакций нитрита калия:
а) с сульфатом железа(II) в сернокислой среде;
б) с перманганатом калия в нейтральной среде.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Азотная кислота. Строение молекулы, взаимодействие с металлами в зависимости от концентрации кислоты и активности металлов. Привести примеры.
- Оксиды азота. Написать уравнения реакций термического разложения следующих нитратов: КNО3, Сu(NО3)2, Вi(NО3)3, АgNО3.
- Строение фосфорной, фосфористой и фосфорноватистой кислот. Основность этих кислот. Написать уравнения реакций этих кислот со щелочами.
- Свойства фосфорноватистой кислоты и ее солей в окислительно–восстановительных реакциях. Привести примеры реакций.
- Соединения мышьяка и сурьмы с водородом. Получение, роль в окислительно–восстановительных реакциях? Привести примеры. Написать уравнение реакции определения мышьяка по методу Марша.
- Охарактеризовать изменение кислотно–основных свойств в ряду HNO2—H3PO3—H3AsO3—Sb(OH)3—Bi(OH)3.
Написать уравнения реакций в молекулярном и ионном виде, подтверждающие амфотерные свойства Sb(OH)
3.
- Чем объясняется окислительно–восстановительная двойственность соединений мышьяка(III)? Написать уравнения реакций арсенита натрия:
а) с сульфатом меди(II) в щелочной среде;
б) с хлоридом олова(II) в водном растворе НСl.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Охарактеризовать изменение характера связи в ряду NCl3—РСl3—АsCl3—SbCl3—BiCl3. Написать уравнения реакций гидролиза в молекулярном и ионном виде, указать условия их протекания.
- Сравнить окислительную активность соединений: нитата натрия, фосфата натрия, арсената натрия, висмутата натрия. Написать уравнение реакции висмутата натрия с сульфатом марганца(II) в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом.
- Взаимодействие мышьяка, сурьмы и висмута с кислотами. Написать уравнения реакций мышьяка, сурьмы и висмута:
а) с концентрированной серной кислотой при нагревании;
б) с концентрированной азотной кислотой при нагревании.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Какие из перечисленных сульфидов: As2S3, Sb2S3, Вi2S3 образуют тиосоли? Написать уравнения реакций получения соответствующих тиосолей.
- Каков состав и механизм окислительного действия «царской водки»? Написать уравнения реакций:
а) концентрированной азотной кислоты с концентрированной хлороводородной кислотой;
б) «царской водки» с золотом.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Закончить уравнения следующих окислительно–восстановительных реакций (для реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты расставить ионно–электронным методом):
| а) As + H2SO4(конц.) =
б) К2НРО3 + КМnO4 + Н2SO4 =
в) Bi(NO3)3 + SnCl2 + NаОН(изб.) =
г) Sb + H2SO4(конц., горячая) =
д) Вi + НNО3(конц.горячая) = |
е) AsH3 + КМnO4 + H2SO4 =
ж) Вi2O3 + КОН + КNО3 =
з) HNO3 + HCl + Pt =
и) KNO3 + Zn + KOH + H2O =
к) Bi (NO3)3 + NaOH + Cl2 = |
- Строение молекулы озона согласно методу валентных связей. Указать степень окисления кислорода в озоне. Написать уравнение реакции озона с иодидом калия в кислой среде.
- Степени окисления серы в соединениях. Объяснить на основании строения атома. Какие свойства проявляет сера в окислительно–восстановительных реакциях?
Написать уравнения реакций серы:
а) с концентрированным раствором щелочи;
б) с концентрированной азотной кислотой.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Объяснить характер изменения силы кислот в ряду H2S—H2Se—Н2Те. Написать уравнения реакций гидролиза сульфида натрия и селенида натрия в молекулярном и ионном виде. Какая из солей гидролизована в большей степени и почему?
Как и почему изменяется термическая устойчивость и восстановительная активность в ряду H
2S—H
2Se—H
2Te?
- Какие свойства проявляют соединения серы(IV) в окислительно–восстановительных реакциях? Почему? Написать уравнения реакций сульфита натрия:
а) с дихроматом калия в сернокислой среде;
б) с цинком в растворе хлороводородной кислоты.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Сопоставить кислотно–основные и окислительно–восстановительные свойства оксидов серы(IV), селена(IV) и теллура(IV). Написать уравнение реакции селенистой кислоты с оксидом серы(IV).
- Взаимодействие разбавленной и концентрированной серной кислоты с металлами. Написать уравнения реакций разбавленной и концентрированной серной кислоты с Fe, Zn, Cu.
- Строение, получение и свойства SOCl2 и SO2Cl2? Назвать эти соединения. Написать уравнения реакций гидролиза этих соединений в молекулярном виде.
- Какие степени окисления проявляет сера в тиосульфат–ионе? Привести структурную формулу тиосульфат–иона. Написать уравнения реакций тиосульфата натрия:
а) с разбавленной серной кислотой;
б) с хлором в водном растворе,
в) с иодом в водном растворе,
г) бромида серебра с избытком тиосульфата натрия,
д) с избытком брома в водном растворе;
е) с хлороводородной кислотой.
- Особенность строения пероксосерных кислот. Свойства пероксосерных кислот в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций пероксодисерной и пероксомоносерной кислот с водой.
- Свойства солей пероксосерных кислот в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций пероксодисульфата аммония:
а) с раствором иодида калия;
б) с раствором нитрита калия.
Уравнять ионно–электронным методом.
- Закончить и уравнять ионно–электронным методом следующие реакции:
| а) Na2SO3 + Na2S + H2SO4 =
б) Na2S2O3 + I2 =
в) Na2SO3 + (NH4)2S2O3 + H2O
г) Н2SO4(конц.) + Рb =
д) H2SO4(конц.) + Ag = |
е) H2SeO4 + Ag =
ж) Na2S2O3(изб.) + Cl2 + H2O =
з) K2S2O8 + KI =
и) Na2S2O3 + Cl2(изб.) + H2O =
к) Nа2S2O3(изб.) + Вr2 + Н2O = |
- Степени окисления фтора в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакций фтора:
а) с водой; б) со щелочью.
- Степени окисления хлора в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакций хлора:
а) с водой; б) со щелочью при нагревании.
- Степени окисления брома в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакций брома с раствором щелочи без нагревания и при нагревании.
- Степени окисления иода в химических соединениях. Объяснить на основании строения атома. Составить уравнения реакции иода с раствором щелочи. Почему иод одинаково взаимодействует с холодной и горячей щелочью?
- Кислородсодержащие кислоты хлора. Дать названия кислот и соответствующих солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции гипохлорита натрия с нитратом свинца в нейтральной среде. Уравнять ионно–электронным методом.
- Кислородсодержащие кислоты брома. Дать названия кислот и соответствующих солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции бромата калия с сульфидом калия в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом.
- Кислородсодержащие кислоты иода. Дать названия кислот и соответствующих солей по международной номенклатуре. Написать уравнение реакции иодата калия с иодидом калия в сернокислой среде. Уравнять ионно–электронным методом.
- Объяснить характер изменения силы кислот в ряду НСlO—НСlO2—НСlO3—НСlO4. Дать названия этим кислотам. Как получают хлорат калия и где его применяют? Написать уравнения реакции хлората калия с иодом в сернокислой среде.
- Объяснить характер изменения устойчивости, силы кислот и окислительной активности в ряду НСlO— НСlO2— НСlO3—НСlO4. В каких средах проявляют окислительные свойства: а) гипохлориты; б) хлораты? Написать уравнения реакции бромата калия с бромидом калия в сернокислой среде и уравнять ионно–электронным методом.
- Объяснить изменение силы кислот в ряду HF—НСl—HBr—HI. Как и почему изменяются термическая устойчивость и восстановительная активность в ряду
HF—НСl—HBr—HI?
Написать уравнение реакции кристаллического иодида натрия с концентрированной серной кислотой.
- Получение хлора, брома и иода в лаборатории. Какую роль играют хлор, бром и иод в окислительно–восстановительных реакциях? Написать уравнения реакций.
а) хлора с раствором щелочи при нагревании; б) хлора с раствором иода;
в) иода с хлорноватой кислотой.
- Объяснить изменение окислительно–восстановительных свойств в ряду
F
2––Cl
2––Br
2––I
2.
Написать уравнение реакции иода с бромом в водном растворе.
- Закончить уравнения следующих реакций. Коэффициенты в окислительно–восстановительных реакциях, протекающих в водных растворах, расставить ионно–электронным методом:
| а) KClO3 + I2 + H2SO4 = |
д) KIO3 + KI + H2SO4 = |
и) КВr + КВrO3 + Н2SO4 = |
| б) КСlO3 + Вr2 + Н2SO4 = |
е) FeCl3 + KI = |
и) РbO2 + НСl(конц.) = |
| в) Cl2 + K2SO3 + KOH = |
ж) MnSO4 + NaClO + H2O = |
к) I2 + Na2SO3 + NaOH = |
| г) Cl2 + Ca(OH)2 = |
з) I2 + Ba(OH)2 = |
|
Ссылка на первоисточник:
http://buepl.ru/
