22.1. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Ag → AgNO3 → AgCl → [Ag(NH3)2]Cl → Ag2S.
22.2. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
ZnS → ZnO → Zn → ZnSO4 → Zn(OH)2 → Na2ZnO2.
22.3. Составить в молекулярном и ионном виде уравнения реакций гидролиза:
а) CuSO4 + H2O ↔ …; б) CuSO4 + Na2CO3 + H2O = …; в) CuCl2 + H2O ↔ ….
22.4. Вычислить Δ Н° реакции восстановления ZnO углем с образованием СО. (
= –350,6 кДж/моль; 
= –110,5 кДж/моль).
(Ответ: 240,1 кДж).
22.5. Написать уравнения реакций, сопровождающихся образованием свободного металла: а) AgNO3 + H2O2 + NaOH = …; б) H[AuCl4] + H2O2 + NaOH = ….
22.6. Что происходит при действии на гидроксиды цинка и кадмия растворов: а) щелочи; б) аммиака? Написать уравнения соответствующих реакций в молекулярном и ионном виде.
22.7. Вычислить молярную концентрацию водного раствора сульфата меди
(ρ = 1,107 г/мл), полученного при растворении 5 г соли в 45 г воды.
(Ответ: 0,63 моль/л).
22.8. Закончить уравнения реакций: а) CuCl2 + NaOH = …;
б) CuO + HNO3 = …; в) Cu(СN)2 + КСN = …; г) CuSO4 + H2O ↔ ….
22.9. Закончить уравнения реакций: а) Zn + NaNO3 + NaOH = …;
б) Zn + K2Cr2O7 + H2SO4 = …; в) Hg + HNO3 (разб.) = …; г) Zn + H2SO4 (разб.) = ….
22.10. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
СuS → CuO → Cu → CuSO4 → Cu(OH)2 → CuO.
22.11. Можно ли восстановить медь из ее оксида водородом? Ответ мотивировать, вычислив Δ G 0 реакции CuO (к) + H2 (г) = Cu (к) + H2O (г).
(
= –129,9 кДж/моль; 
= –228,6 кДж/моль).
22.12. Написать уравнения реакций взаимодействия металлов с кислотами:
а) Сu + H2SO4 (конц.) = …; б) Au + H2SеO4 (конц.) = …;
в) Ag + HNO3 (разб.) = …; г) Cu + HNO3 (разб.) = ….
22.13. Кусочек латуни (сплав цинка и меди) растворили в азотной кислоте. Раствор разделили на две части: к одной части прибавили избыток аммиака, а к другой − избыток щелочи. В растворе или в осадке и в виде каких соединений находятся цинк и медь в обоих случаях? Написать уравнения соответствующих реакций.
22.14. Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: HgSO4 → HgO → HgCl2 → HgS → HgO →Hg.
22.15. Чему равна молярная масса эквивалентов кадмия, если для выделения 1 г кадмия из раствора его соли надо пропустить через раствор 1717 Кл электричества? (Ответ: 56,2 г/моль).
22.16. Закончить уравнения реакций: а) Hg2Cl2 + SnCl2 = …;
б) Cd + HNO3 (разб.) = …; в) Cd + H2SO4 (конц.) = …; г) Hg + HNO3 (разб.) = …
22.17. Составить уравнения реакций, которые надо провести для осуществления следующих превращений:
Cd → Cd(NO3)2 → Cd(OH)2 → [Cd(NH3)4](OH)2 → CdSO4.
22.18. Учитывая, что координационное число серебра равно двум, написать уравнения реакций образования комплексных соединений серебра и назвать их:
а) AgNO3 + KCN (избыток) = …; б) AgBr + Nа2S2O3 = …; в) AgCl + NH4OH = ….
22.19. Какие вещества образуются при добавлении щелочи к растворам одно- и двухвалентной азотнокислой ртути? Составить молекулярные и ионные уравнения реакций.
22.20. Составить схемы двух гальванических элементов, в одном из которых медь служила бы катодом, а в другом – анодом. Написать уравнения реакций, происходящих при работе этих элементов. Вычислить значения стандартных ЭДС.
Хром
Теоретическое введение
Хром является элементом побочной подгруппы VI группы. Это d -металл. На внешнем энергетическом уровне атома хрома содержится один электрон (3d54s1), однако соединения, в которых хром был бы одновалентен, неизвестны. Типичные степени окисления хрома +2, +3, +6, наиболее устойчивой является степень окисления +3. Соединения Cr (II) неустойчивы и быстро окисляются кислородом воздуха до соединений Cr (III).
При нагревании в мелкораздробленном состоянии хром окисляется многими неметаллами, сгорает в кислороде. Хром легко пассивируется, поэтому является исключительно химически устойчивым металлом.
Концентрированные H2SO4, HNO3 и царская водка на холоду не действуют на хром и лишь при нагревании медленно его растворяют. Однако хром реагирует с HCl и разбавленной H2SO4, вытесняя из них водород.
При прокаливании на воздухе образуется оксид хрома (III) Cr2O3 – тугоплавкое вещество зеленого цвета, не растворимое в воде. Cr2O3 – амфотерен, но малоактивен и реагирует только при сплавлении:
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O;
Cr2O3 + 3Na2S2O7 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4.
Гидроксид хрома (III) получают реакцией обмена:
Cr2(SO4)3 + 6КОН = 2Cr(OH)3↓ + 3К2SO4.
Cr(OH)3 не растворим в воде, имеет амфотерный характер. Он растворяется в кислотах с образованием солей, в которых хром (III) выполняет функцию катиона: Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
и в щелочах с образованием солей, называемых хромитами, в которых хром (III) входит в состав аниона: Cr(OH)3 + 3КОН = К3[Cr(OH)6].
Соединения хрома (III) являются восстановителями и под действием окислителей переходят в соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) CrO3 – вещество темно-красного цвета, сильный окислитель. При растворении его в воде образуется две кислоты хромовая и дихромовая, известные только в растворах. Соли хромовой кислоты (хроматы) окрашены в желтый цвет, присущий иону CrO42−; соли дихромовой кислоты (дихроматы) имеют оранжевую окраску, характерную для ионов Cr2O72−.
Хроматы устойчивы в нейтральной и щелочной среде, дихроматы – в кислой. При изменении реакции среды возможен переход хроматов в дихроматы и наоборот:
2CrO42− + 2H+ ↔ Н2O + Cr2O72− (оранжевая окраска);
Cr2O72− + 2OH‾ ↔ H2O + 2CrO42− (желтая окраска).
Хроматы и дихроматы – сильные окислители. Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде, при этом соединения хрома (VI) восстанавливаются до соединений хрома (III).
