Чему равно значение фактора эквивалентности для калий перманганата (KMnO4), вступающего в реакцию в кислой среде?

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 7 из 7

1/5

Определите эквивалент Карбона в соединении с Гидрогеном (состава CH4)

3

8)Определите молярную массу эквивалента сульфатной кислоты:

49

Чему равна молярная масса эквивалента Оксигена?

8

Вокислительно-восстановительных реакциях (ОВР) калий дихромат выполняет роль исключительно окислителя. Определите фактор эквивалентности для этого соединения, если известно, что в реакции ОВР калий дихромат восстанавливается до трехвалентного иона хрома.

1/3

В зависимости от условий протекания реакции (рН среды) калий перманганат восстанавливается до разных продуктов. Укажите фактор эквивалентности для калий перманганата, вступающего в ОВР в щелочной среде.

1

Определите эквивалент Карбона в соединении с Оксигеном (состава CО)

6

Проходит реакция между NaOH и HCl. Определите эквивалентную массу соли, которая при этом образуется.

58,5

14)Сульфид ион в реакциях ОВР выполняет роль восстановителя. Чему равен фактор эквивалентности для сульфид иона (f), если реакция окисления проходит до образования серы молекулярной.

1/2

Калий перманганат в щелочной среде восстанавливается до калий манганата. Чему равна молярная масса эквивалента калий перманганата в данном случае?

молярная масса эквивалента соответствует молярной массе

Укажите значение фактора эквивалентности для ортофосфатной кислоты, если известно, что реакция нейтролизации между этой кислотой и калий

гидроксидом протекает до образованиякалий гидрогенфосфата

1/2

Калий перманганат в нейтральной среде восстанавливается до манган (IV) оксида (MnO2). Чему равна молярная масса эквивалента калий перманганата в данном случае?

молярная масса эквивалента соответствует отношению молярной массы к трем

Галогены

1.Слово «галогены» означает – Рождающий соли

2.К галогенам относят – Элементы группы VII A

3.Электронная формула валентного слоя атомов галогенов ns²np⁵

4.Молекулы галогенов имеют – Тетраэдрическое строение

5.Тип связи в молекулах галогенов – Ковалентная неполярная

6.Окислительные свойства свободных галогенов возрастают в ряду – I₂ Br₂ Cl₂ F₂

7.Энергия сродства к электрону у галогенов убывает в ряду - I₂ Br₂ Cl₂ F₂;

8.Электроотрицательность увеличивается у галогенов в ряду - F₂, Cl₂, Br₂, I₂;

9.Наибольшее значение О. Э. О. имеет – Фтор

10.В природе галогены встречаются - только в соединениях

11.Важнейшие минералы фтора – Флюорит, плавиковый шпат

12.Важнейшие минералы хлора – Глауберова соль, хлоралгидрат

13.Фтор получают – Электролизом расплава KHF (гидрофторида калия)

14.Хлор получают в промышленности - Электролизом расплавов и растворов NaCl, KCl

15.Хлор получают в лабораторных условиях – Взаимодействиям соляной кислоты с MnO₂, KMnO₄

16.Физические свойства фтора – Желто-зеленый газ, ядовит

17.Физические свойства брома – Темно-бурая жидкость, летуча

18.Физические свойства йода – Темно-серые кристаллы

19.Отношение фтора к воде – Не взаимодействуют, Разлагает воду с выделением О₂

20.Отношение хлора к воде - Разлагает воду с выделением О₂

21.Отношение брома к воде – Образует две кислоты при комнатной температуре

22.Отношение йода к воде – Образует две кислоты при комнатной температуре, Образует две кислоты при нагревании

23.Отношение фтора к щелочам – Образует галогенид кислорода

24.Отношение хлора, брома, йода к щелочам – Образует две соли

25.Отношение хлора к щелочам при нагревании – Образует хлорид и хлорат

26.Отношение брома к щелочам на холоду – Образует бромид и гипобромид

27.Отношение брома к щелочам при нагревании – Образует бромид и бромат

28.Отношение йода к щелочам на холоду – Образует йодид и гипойодид

29.Отношение йода к щелочам при нагревании – Образует йодид и йодат

30.Отношение галогенов к кислотам – Не взаимодействуют

31.Физические свойства галогеноводородов – Бесцветные газы

32.Фтороводородная кислота относиться к – Электролитам средней силы

33.Хлороводородная, бромоводородная, йодоводородная кислоты относятся к – Сильным кислотам

34.Сила галогеноводородных кислот возрастает в ряду – HF, HCl, HBr, HI

35.Фтороводородную кислоту получают в промышленности – Действием, H₂SO₄ кон на плавиковый шпат

36.Хлористоводородную кислоту получают в промышленности - Действием, H₂SO₄ кон на повареную соль

37.Бромоводородную кислоту получают в промышленности – Гидролизом галогенангидридов фосфора

38.Йодоводородную кислоту получают в промышленности - Гидролизом галогенангидридов фосфора

39.Восстановительные свойства галогенид-ионов падают в ряду – I- Br- Cl- F-

40.Формула HClO соответствует кислоте – Хлорноватистой

41.Формула HClO₃ соответствует кислоте – Хлорноватой

42.Формула HClO < sub>4</sub> соответствует кислоте – Хлорной

43.Сила кислородосодержащих кислот хлора возрастает в ряду – HClO, HClO₂, HClO₃, HClO₄

44.Соли йодноватистой кислоты называются – Йодидами

45.Хлорная известь это – Хлорат калия

46.Хлорат калия это – Бартолетова соль

47.Свойства хлорноватистой кислоты – Слабая кислота, сильный окислитель

48.Свойства хлорноватой кислоты – Слабая кислота, сильный окислитель

49.Свойства хлорной кислоты – Слабая кислота, сильный окислитель

50.Тип связи в межгалоидных соединениях – Ковалентная полярная

Сера

1.Оксид серы (VI) относится к – Кислотным оксидам

2.Физические свойства Оксида серы (VI) – Бесцветный газ, бесцветная жидкость

3.Серная кислота относится к электролитам – Сильным

4.В реакция О. В. Р. Серная кислота играет роль – Сильного восстановителя

5.Ионом-окислителем в разбавленной серной кислоте является – Протон

6.Ионом-окислителем в концентрированной серной кислоте является – Сульфат-ион

7.Разбавленная серная кислота может взаимодействовать – С металлами, стоящими до водорода

8.Концентрированная серная кислота может взаимодействовать – С металлами и неметаллами

9.При взаимодействии разбавленной серной кислоты с восстановителем выделяется – Свободная сера

10.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с восстановителем выделяется – В зависимости от силы восстановителя – S, SO₂, H₂S

11.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с неметаллами выделяется – Диоксид серы

12.При взаимодействии концентрированной серной кислоты с малоактивными металлами выделяется - В зависимости от силы восстановителя – S, SO₂, H₂S

13.Основными промышленными методами получения серной кислоты являются – Контактный и нитрозный

14.Олеум представляют собой – Раствор SO₃ в серной кислоте

15.Серная кислота образует соли – Сульфаты и гидросульфаты

16.Кристаллогидраты сульфатов двухвалентных металлов носят названия – Купоросы

17.Двойные соли – сульфаты одновалентных и трехвалентных металлов носят название – Квасцы

18.Оксид серы (II) относиться к – Кислотным

19.Формула H₂SO₂ соответствует кислоте – Сульфоксиловой

20.Сульфоксиловая кислота относится к кислотам - Слабым

21.Соли сульфоксиловой кислоты называются – Сульфоксилаты

22.Формула H₂S₂О₄ соответствует кислоте – Дитионистой

23.Дитионистая кислота (гидросернистая) является производным кислот – Серной и тиосерной

24.Формула H₂S₂О₃ соответствует кислоте – Тиосерной

25.Атомы серы в тиосерной кислоте имеют валентность – II и VI (второй вариант ответа, а то плохо видно!)

26.Продуктами разложения тиосерной кислоты являются – Сера, диоксид серы, вода

27.Продуктами взаимодействия тиосульфата натрия с йодом являются – Йодид натрия и тетратионат натрия

28.Продуктами взаимодействия тиосульфата натрия с хлором являются – Хлорид натрия и серная кислота

29.Политионатные кислоты имеют общую формулу - H₂S_хО₆

30.Число атомов серы в молекулах политионатных кислот составляет – 2-23

31.Соли политионовых кислот носят название – Политионаты

32.Пероксидисульфатная кислота является производным – Пероксида водорода

33.Пероксидисульфатная кислота может быть получена путем – Электролиза раствора серной кислоты

34.В реакциях О. В. Р. пероксидисульфаты могут быть – Сильными окислителями

35.Реакцию пероксидисульфата аммония с сульфатом марганца проводят – В кислой среде

36.Появления розовой окраски в реакции пероксидисульфата аммония с сульфатом марганца обусловлено образованием – Марганцевой кислоты

37.Формула SO₂Cl₂ соответствует – Хлористому сульфурилу

38.Формула НSO₃Cl соответствует – Хлорсульфоновой кислоте

39.При взаимодействии с водой хлорсульфоновая кислота (НSO₃Cl) и хлористый сульфурил (SO₂Cl₂) образуют – Сернистую и соляную кислоты

Водород

1.Положение водорода в периодической системе Д. И. Менделеева – группа IA VIIA

2.Степени окисления, проявляемые водородом в соединениях - –1,0,+1

3.Строение молекулы водорода – Двухатомна

4.Тип связи в молекуле водорода – Ковалентная неполярная

5.В реакциях ОВР водород играет роль – Только восстановителя

6.Водород является наиболее распространенным элементом – Космоса

7.Изотопами водорода являются – Протий, дейтерий и тритий

8.Радиоактивным изотопом водорода является – Тритий

9.Соединение водорода с неметаллами имеют тип связи – Ионный

10.Соединение водорода с металлами имеют тип связи – Ионный

11.Промышленным способом получение водорода является – Конверсия

Метана с водяным паром

12.Лабораторным методом получение водорода является – Взаимодействие цинка с серной кислотой

13.К какому типу оксидов можно отнести воду – Кислотным

14.Молекула воды имеет строение – Тетраэдрическое

15.Тип связи в молекуле воды – Ковалентная полярная и водородная

16.Аномальные физические свойства вод обусловлены – Межмолекулярными водородными связями

17.Жесткость воды обусловлена – Наличием солей Ca и Mg

18.Какие соли обуславливают временную жесткость воды – Гидрокарбонаты кальция и магния

19.Какие соли обуславливают постоянную жесткость воды – Сульфаты кальция и магния

20.Для устранения постоянной жесткости воды используют – Только химические методы

21.Для устранения временной жесткости воды используют – Только физические методы

22.Взаимодействие воды с металлами и неметаллами относятся к реакциям – Гидролиза

23.Взаимодействие воды с солями относятся к реакциям – Гидролиза

24.С позиции теории Бренстеда-Лоури вода относиться к – Амфолитам

25.К какому классу соединений относиться пероксид водорода – Кислота

26.Физические свойства пероксид водорода – Бесцветная летучая жидкость

27.На свету пероксид водорода разлагается на – Воду и водород

28.В окислительно – восстановительных реакциях пероксид водорода играет роль – Окислителя и восстановителя

29.В реакции с перманганатом калия пероксид водорода играет роль – Окислителя

30.В реакции с йодидом калия пероксид водорода выступает в качестве – Окислителя и восстановителя

31.В реакции с сульфидом свинца пероксид водорода играет роль - Окислителя и восстановителя

32.Роль пероксида водорода в ОВР зависит от – Партнера по реакции

33.Продуктом восстановления пероксида водорода в ОВР является – Вода, Кислород

34.Продуктом окисления пероксида водорода в ОВР является – Кислород

35.Пероксид натрия подвергает гидролизу – По аниону двустадийно

36.Промышленным способом получения пероксида водорода – Электролиз раствора серной кислоты

37.Какие соли образует пероксид водорода – Средние и кислые

38.С позиции теории Бренстеда-Лоури пероксид водорода является – Амфолитам

39.В медицине пероксид водорода используется в виде – 3% раствора

40.В медицине пероксид водорода применяется в качестве – Дезинфицирующего средства

Углерод и кремний

1.После кислорода самый распространённый элемент в земной коре – это кремний

2.Среди перечисленных вещ-в аллотропным модификациям углерода относятся – алмаз

3.В отличие от углерода, кремний – в свободном состоянии не встречается

4.Графит и кремний – типичные восстановители

5.Соединения а)углерода и б)кремния с металлами называются – а)карбидами и б)силицидами

6.При взаимодействии углерода с конц. серной кислотой, выделилось 13,44л газов. Масса вступившего в реакцию углерода – 3,6г

7.Для полного растворения кремния можно использовать – смесь конц. азотной и плавиковой кислот…

8.Оксид углерода (II) – это ядовитый газ без цвета и запаха

9. Оксид углерода (II) формально можно считать – ангидридом муравьиной кислоты

10.В присутствии катализатора или под деств. облучения СО окисляется хлором, образуя – ядовитый газ фосген

11.При нагревании СО со многими металлами монооксид углерода образ. летуч. жидкости назыв - карбонилами

12.Карбонилы металлов широко используют – для получения металлов высокой чистоты

13.Какой газ тяжелее углекислого газа – озон

14.Сколько граммов углекислоты можно получить из 9г. карбина – 33г

15.Массовая и мольная доли оксида углерода (IV) в его смеси с неизвестным газом – пропан

16.Угольная кислота в свободном виде – представляет собой газообразное вещ-во тяжелее воздуха

17.Угольная кислота двухосновная и образ. а)средние и б)кислые соли – а)кабонатами и б)гидрокарбонатами

18.Качественная реакция на обнаружение солей угольной кислоты – это действие на них сильных кислот

19.Из всех карбонатов в воде растворимы карбонаты – только щелочных металлов и аммония

20.Гидрокарбонаты щелочных металлов при нагревании – разлагаются на карбонаты, углекисл. газ и воду

21.Соединение NaHCO3 называется – гидрокарбонатом натрия

22.Основные количества соды получают – методом Сольвэ

23.Как известно, зелёные растения под действ. Света поглощ. углекисл. газ. Происходит реакция – 6СО2 + 6Н2О > C6H12O6 + 6O2

24. Оксид кремния (IV) – это ангидрид кремниевой кислоты

25.Кремнезём растворяется в – плавиковой кислоте

26.Концентрированные растворы силикатов Na и К называют – жидким стеклом

27. Простейшее соединение водорода и кремния называется – силан

28.Щёлочи очень легко разлагают силан по уравнению – SiH4 + 2KOH +H2O > K2SiO3 + 4H2

29.Среди карбидов и силицидов особое место занимает карборунд SiC, который – по твёрдости близок к алмазу

Германий, олово, свинец

1.Соли оловянной кислоты – станниты – это: сильне восстановители

2.Висмут восстанавливается из его солей при помощи: станнитов

3.Олово даже при высокой t не взаимодействует с: азотом

4.Метаоловяная кислота H2SnO3 получается при растворении: концентрированой HNO3

5.Хлористое олово SnCl2 – это соединение: сильный электролит с ионным характером святи

6.Четыреххлористое олово – SnCl4 – представляет собой: дымящая жидость

7.Сульфид олова (II) – это: бурое вещество

8.Дисульфид олова – SnS2 – это: вещество желтого цвета

9.Где применяется хлорид олова (II) – текстильной промышленности

10.В каком случае металлический свинец не используется?: текстильной промышленности

11.Монооксид свинца (окись свинца) представляет собой: твердое вещество желтого или красного цвета

12.Двуокись свинца представляет собой: буро-коричневый порошок не расстворимый в воде

13.Двуокись свинца PbO2 – это: сильный окислитель

14.При взаимодействии диоксида свинца с MnSO4 образуется: марганцовая кислота

15.Гидрооксид свинца (II) представляет собой вещество: белого цвета

16.Оксиды свинца не применяются: для изготовления аккумуляторов

17.При нейтрализации сульфата свинца выпадает: гідрооксид свинца (IV) бурого цвета

18.Сульфид свинца (PbS) представляет собой осадок: черного цвета

19.Сурик (Pb3O4) представляет собой: оранжево-красный порошок, сильный окислитель

20.Что такое Pb2O3?: соль мето-свинцовой кислоты

21.Сульфид германия представляет собой: осадок оранжевого цвета

22.Дисульфид германия представляет собой: осадок белого цвета

Азот и фосфор

1.В природе азот встречается – в свободном состоянии

2.Азот получают в лаборатории – Разложением нитрита аммония

3.При окислении HN3 в присутствии катализатора образуется – NO и H2O

4. При окислении HN3 без катализатора образуется - N2 и H2O

5.Окислительно-восстановительных реакциях HN3 играет роль – только восстановителя

6.Характерной особенностью солей аммония является – термическая неустойчивость

7.Формула Na – NH2 соответствует – амиду натрия

8.Формула NH2 – NH2соответствует – гидразину

9.Формула NH2 – ОН – соответствует – гидроксиламину

10.Характер оксидов азота – N2O, NO-несолеобразующие, N2O3, N2O5 – кислотные

11.При взаимодействии No2 с водой образуется – азотная и азотистая кислоты

12.Щксид азота (I) получают при – разложении нитрата аммония

13.Оксид азота (II) получают при – взаимодействии разб. HNO3 с медью

14.Азотистая кислота относится к кислотам – слабым

15.Соли азотистой кислоты носят название – нитриты

16.В окислительно-восстановительных реакциях нитриты играют роль – окислителей и восстановителей

17.Азотная кислота и её соли в окисл-восстан. реакциях играют роль – только окислителей

18.Ионом –окислителем в азотной кислоте является – NO3

19.При взаимодействии разбав. HNO3 с медью образуется – нитрат металла + NO + H2O

20.При взаимод очень разбав. HNO3 с цинком образуется – нитрат металла + NH4NO3 + H2O

21..При взаимодействии конц HNO3 с малоактивными металлами образ. – нитрат металла +NO2 + H2O

22.При термическом разложении питратов щелочных металлов образ. – нитрит металла и кислород

23.При термическом разложении нитрата магния образ- оксид металла, NO2 и кислород

24.При термическом разложении нитрата серебра образуется – металл, NO2 и кислород

25.При взаимодействии фосфора с раствором NaOH образ – NaH2PO2 и PH3

26.При взаимодействии P2O5 с двумя молекулами Н2О образ – Пирофосфорная кислота

27.Формула Na2PO2 соответствует – гипофосфиту натрия

28.H3PO3 это – фосфорноватистая кислота

29.Кислота H3PO2 является – одноосновной

30.Раствор дигидрофосфата натрия имеет реакцию среды – кислую

Арсен, стибий, бисмут

1.При взаимодействии Аs2S3 с раствором KOH образуется: Арсенит и тиоарсенит калия
2.При взаимодействии Аs2S5 с раствором KOH образуется: Арсенат и тиоарсенат калия
3.Гидроксид Bi (III) обладает свойствами: Основными
4.NaBiO3 это: Метависмутат натрия
5.При гидролизе AsCl3 образуется: Мышьяковистая и хлороводородная кислоты
6.При гидролизе AsCl5 образуется: Мышьяковая и хлороводородная кислоты
7.При гидролизе SbCl5 образуется: Оксохлорид сурьмы (III) и HCl
8.BiONO3 это: Оксонитратит (III)
9.H3AsS4 относится к кислотам: не выделенным в свободном виде
10.Sb2O4 это: Соль
11.В отличии от H3PO4 мышьяковая кислота: Является окислителем
12.Оксид мышьяка As2O5 получают: Разложением H3AsO4
13.Образование осадка шоколадно цвета наблюдается в реакции: Взаимодействия Na3AsO4 c AgNO3
14.Реакция окисления Na3AsO3 иодом проводят в присутствии: NaHCO3
15.При окислении сурьмы конц. HNO3 образуется кислота: HSbO3
16.При взаимодействии Вi с разбавленной HNO3 образуется: Bi(NO3)3
17.При взаимодействии Вi с конц. HNO3 образуется: Не взаимодействует
18.В реакции с хлором Вi(ОН)3 играет роль: восстановителя
19.В реакции с хлоридом олова Вi(ОН)3 играет роль: окислителя
20.В окислительно-восстановительных реакциях Вi(ОН)3 играет роль: и окислителя и восстановителя
21.реальгар это природное соединение: мышьяка
22.при окислении мышьяка азотной кислотой образуется: мишьяковая кислота
23. AsH3 получают взаимодействием: оксида мышьяка (III) с Zn и H2SO4
24. арсин имеет запах: чесночный
25. проба марша это реакція на: Na3AgO3 с AgNo3

26.Свойства оксидов As (III), Sb (III) и Bi (III) – As2O3 и Sb2O3 - амфотерные, Bi2O3-основной

27.Образование жёлтого осадка наблюдается в реакции – Na3AgO3 + AgNO3

Железо

1. Сколько валентных электронов имеется у элементов подгруппы железа – восемь

2. Сколько валентных электронов имеется у элементов подгруппы кобальта – девять

3. Сколько валентных электронов имеется у элементов подгруппы никеля – десять

4. Электронная конфигурация атома железа заканчивается на – 4s23d6

5. Какой из минералов не содержит железа – криолит

6. Назовите наиболее точное утверждение, относящееся к гидролизу железа (III) Fe(OH)3 – это очень сильный электролит

7. Пентакарбонил железа Fe(CO)5 - это жёлтая летучая жидкость

8. Какие два вещества вступили в реакцию, если в результате образовалось единственное вещество – гидроксид железа (III) – Fe(OH)2 и H2O2

9. Для качественного обнаружения катионов Fe2+ используют реакцию с – тетрароданомеркуриатом аммония

10. С какой из кислот железо не реагирует при обычной температуре – конц. серной кислотой

11. При сплавлении оксида железа(III) со щелочами образуется – феррит калия

12. Соли железа не используются - в ветеринарии

13. Берлинская лазурь – это осадок или раствор синего цвета

14. При сплавлении оксида железа(III) с содой образуется – натриевая соль о – железистой кислоты

15. Феррат калия является сильным окислителем. Он имеет цвет – красно – фиолетовый

16. Для получения сверхчистого железа используются следующие соединения – пентакарбонил железа

17. В зелёной коре масса железа составляет – 4%

18. Стали – это железоуглеродные сплавы с содержанием углерода – менее 2%

19. Чугуны - это железоуглеродные сплавы с содержанием углерода – 2 – 4%

20. Оксид железа (III) – это порошок красно – бурого цвета

21. Железоаммонийные квасцы имеют состав – NH4Fe(SO4)2 *12H2O

22. Соединения кобальта не используются - в сельском хозяйстве

23. Соль фишера, содержащая ион кобальта имеет следующий состав – Na3[Co(No2)6]

24. Какой витамин, являясь важнейшим внутрикомплексным соединением стимулирует кроветворение, свёртывающую систему крови, влияет на обмен углеродов и липидов – В12

25. В природе кобальт от массы земной коры составляет – менее 0,001%

26. В природе никель от массы земной коры составляет – около 0,01%

27. Кобальт и никель встречаются в природе, преимущественно в виде соединений – с мышьяком и серой

28. В каком случае никель не используется – в медицине

29. Тетракарбонил никеля [Ni(CO)4], который используется для получения сверхчистого никеля и как катализатор представляет собой – бесцветную жидкость

30. Берлинская лазурь – это гексацианоферрат (II) железа(III)

Хром и манган

1.Наиболее устойчивым Mn бывает в степенях окисления +2, +4, +7

2.Наиболее устойчивым Сr бывает в степенях окисления +3,+6

3.В природе Mn и Сr наиболее часто находятся в виде – минералов

4.Марганец и хром – активные, но очень хорошо сохраняются на воздухе, образуя тонкую оксидную плёнку

5.Основной способ получения марганца и хрома – алюмотермический

6.Оксид хрома (II) и марганца (II) – типичные основные оксиды

7.Атом хрома имеет такую электронную формулу последнего и предпоследнего слоев – 3s2 3p6 3d5 4s1

8. Атом марганца имеет такую электронную формулу последнего и предпоследнего слоев – 3s2 3p6 3s5 4s2

9.d-элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств. Одно из утверждений ошибочно – способность возгоняться при нагревании

10.Хром также как алюминий и железо – пассивируется холодными конц. H2SO4 и HNO3

11. Оксид хрома (IV) – ангидрид хромовой и дихромовой кислот, представляющих собой ярко-красные …

12. Оксид марганца (VI) – самое распространённое соединение марганца в природе

13.Хромату бария соответствует формула – BaCrO4

14.Дихромат калия в кислой среду – придаёт раствору оранжевую окраску

15.Перманганат калия – это растворимая в воде соль фиолетового цвета

16.Для прокаливания перманганата калия происходит следующее превращение – 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2

17.Наивысшую степень окисления +7 марганец имеет в – перманганате калия KMnO4

18.Алюмотермическое получение марганца описывается уравнением – MgSO4 + 8Al4Al2O3 + 9Mn

19.Оксид хрома (II) и оксид марганца (II) – типичные амфотерные оксиды

20. Оксиды марганца (II) и хрома (II) и гемипентаоксид марганца (V) – типичные кислотные оксиды

21.Для получения цветного стекла в исходную шихту добавляют оксиды металлов. а) фиолетовый и б)изумрудно-зелёный цвет стекла – a)MnO и б)Cr2O3

22.Основное применение металлов марганца и хрома – легирование сталей в металлургии

23.Соединение Н2Cr2O6 назыв – пероксихроматная кислота

24.В нейтральной среде перманганат-ион – присоединяет 3е, восстанавливаясь до MnO2

25..В щелочной среде перманганат-ион – присоединяет 1е, восстанавливаясь до MnO4

26.Дихромат и перманганат-ионы реагируют с пероксидом водорода с образов – кислорода свободного

27.При нагревании марганец окисляется неметаллами до соединений - Mn(II)

28.Равновесие между хромат- и дихромат ионами будет смещаться влево при – прибавлении кислоты

29.Сколько валентных электронов имеется у элементов группы железа – восемь

Алюминий и бор

1.Рубин и сапфир кристал. строение - Al2 O3

2.При высоких температурах как алюминий, так и бор образует с углеродом карбиды следующего вещества – Al4 C3,B4C

3.При высоких температурах как алюминий, так и бор реагируют с азотом образуя при этом соответствующие - нитриды

4.Каким реагентом надо подействовать на алюминий, чтобы получить максимальное количество водорода – не зависит от реагента, концентрированным раствором щелочи

5.Алюминий в промышленности получают электролизом расплава Al2 O3

6.Одним из самых известных сплавов алюминия является – дюралюминий

7.Какое из соединений алюминия используется в медицине для лечения кожных заболеваний – Al(CH3COO)3

8.Алюмокалиевым квасцам соответствует формула – KAl(SO4)3 * 12H2O

9.В каком случае бура не используется – в сельском хозяйстве

10.Основным сырьем для получения алюминия являются – бокситы

11.В каком случае алюминий не применяется – в аналитической химии

12.Какие соли алюминия подвергаются необратимому гидролизу – хлориды

13.Карбид и нитрид бора широко используются в промышленности в качестве – абразивных и шлифовальных материалов

14.Какой из перечисленных оксидов обладает амфотерными свойствами - Al2 O3

Познавательные статьи:



Как правильно слушать собеседника

Типичные ошибки при выполнении бросков в баскетболе

Принятие христианства на Руси и его значение

Средства массовой информации США