Напишите так же, как и в первом (фотография прикреплена), где окислитель, а где восстановитель для следующих реакций: 2) Li3N+NH3 Li3N + 3H2O ⟶ 3LiOH + NH3 3) NH3+NO 3NH3 + 5O2 ⟶ 4NO + 6H2O 4) NO+NO2 2NO + O2 ⟶ 2NO2 5) NO2+HNO3 2NO2 + H2O ⟶ HNO3 + HNO2

Объяснение:

2)

Li₃⁺¹N⁻³ + 3H₂⁺O⁻² = 3Li⁺¹O⁻²H⁺¹ + N⁻³H₃⁺¹  это не окислительно-восстановительная реакция. Атомы не поменяли свою степень окисления.

Li₃N + 3H₂O = 3LiOH + NH₃

3)

N⁻³H₃ + O₂⁰ → N⁺²O⁻² + H₂O

N⁻³ -5e→ N⁺²         5         4

                                    20  

2O⁰+2×2e⁻ →O⁻²    4        5

N⁻³восстановитель, процесс окисления

O⁰ окислитель, процесс восстановления

3NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6HO

4)

N⁺²O + O₂⁰ → N⁺⁴O₂⁻²

N⁺²-2e⁻ → N⁺⁴         2     2    

                                   4          

2O⁰+2×2e⁻→ 2O⁻²  4     1

N⁺²восстановитель, процесс окисления

O⁰окислитель, процесс восстановления

2NO + O₂ = 2NO₂

5)  

N⁺⁴O₂ + H₂O → HN⁺⁵O₃ + HN⁺³O₂

N⁺⁴-e⁻ → N⁺⁵    1       2

                            2      

N⁺⁴+2e⁻ → N⁺³  2      1

N⁺⁴-e⁻→восстановитель, процесс окисления

N⁺⁴+2e⁻ →окислитель, процесс восстановления

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Сократим для удобства запись ΔН°298(обр.)(Х) (изменение энтальпии образования вещества Х при 298K) до ΔН(Х).

Запишем уравнение реакции: (CuOH)2CO3 + 4HCl = 2CuCl2 + 3H2O + CO2, ΔH = -28,38 кДж.
Пусть при реакции 1 моля гидроксокарбоната меди с HCl выделяется 1 моль CO2 и изменение энтальпии равно ΔН. На исходные 5,6 л СО2, что равносильно 0,25 моль СО2, изменение энтальпии равно -28,38 кДж. Имеем пропорцию:
0,25 моль - -28,38 кДж;
1 моль - ΔН кДж,
отсюда ΔН = -113,52 кДж.
Тогда термохимическое уравнение реакции есть:
(CuOH)2CO3(тв.) + 4HCl(aq) = 2CuCl2(тв.) + 3Н2О(ж.) + СО2(г.), ΔН = -113,52 кДж.
Согласно следствию из закона Гесса, имеем:
ΔН = 2ΔН(CuCl2(тв.)) + 3ΔН(Н2О(ж.)) + ΔН(CO2(г.)) - ΔН((CuOH)2CO3(тв.)) - 4ΔН(HCl(aq)).
Теперь гуглим числа ΔН(CuCl2(тв.)), ΔН(Н2О(ж.)), ΔН(CO2(ж.)), ΔН(HCl(aq)) и подставляем в последнюю формулу, как и найденное ΔН = -113,52 кДж, и находим ΔН((CuOH)2CO3(тв.)).

Элементы, которые могут проявлять в соединениях металлические и неметаллические свойства, называют амфотерными. К ним относят элементы главных подгрупп Периодической системы - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po и др., а также большинство элементов побочных подгрупп - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au и др.
Номенклатура таких оксидов стандартная и их называют  так же, как и все оксиды
BeO - оксид бериллия 
FeO - оксид железа(II)

В большинстве случаев к амфотерным оксидам относят металлы с валентностью III-IV. Хотя есть и с валентностью II.
Амфотерные гидроксиды (если степень окисления элемента превышает +2) могут находиться в орто- или (и) мета - форме. 

AlO(OH) - метагидроксид алюминия

TiO(OH)₂ - дигидроксид-оксид титана

FeO(OH) - метагидроксид железа

Амфотерным оксидам не всегда соответствуют амфотерные гидроксиды, поскольку при попытке получения последних образуются гидратированные оксиды, например: 
SnO₂ . nH₂O - полигидрат оксида олова(IV)
Au₂O₃ . nH₂O - полигидрат оксида золота(I)

Свойственны реакции как основных, так и кислотных оксидов.
Реагируют с кислотами, основаниями, оксидами.
Например,

ZnO + 2HCl --> ZnCl₂ + H₂O
ZnO + K₂O --> K₂ZnO₂