Страница 78 - гдз по химии 10 класс учебник Еремин, Кузьменко

7. Почему при действии избытка раствора карбоната натрия на соли щелочноземельных металлов в осадок выпадают средние карбонаты, на соли цинка, свинца и меди — основные, а на соли железа(III), хрома(III) и алюминия — гидроксиды?

Различие в продуктах реакции обусловлено разной способностью катионов металлов к гидролизу в водном растворе, а также гидролизом самого карбоната натрия. Карбонат натрия ($Na_2CO_3$) — это соль, образованная сильным основанием ($NaOH$) и слабой кислотой ($H_2CO_3$), поэтому его водный раствор имеет щелочную среду из-за гидролиза карбонат-иона по аниону:

$CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^{-} + OH^-$

Эта щелочная среда, создаваемая избытком карбоната натрия, по-разному влияет на катионы металлов в зависимости от их способности к гидролизу.

На соли щёлочноземельных металлов

Катионы щёлочноземельных металлов ($Ca^{2+}$, $Sr^{2+}$, $Ba^{2+}$) соответствуют сильным или относительно сильным основаниям ($Ca(OH)_2$, $Sr(OH)_2$, $Ba(OH)_2$). Поэтому их собственный гидролиз в водном растворе крайне незначителен. При добавлении раствора карбоната натрия протекает обычная реакция ионного обмена, в результате которой образуется нерастворимый или малорастворимый в воде средний карбонат. Гидроксиды этих металлов либо хорошо растворимы ($Ba(OH)_2$), либо их произведение растворимости значительно выше, чем у соответствующих карбонатов, поэтому в осадок выпадают именно карбонаты.

Пример реакции с хлоридом кальция:

$CaCl_2 + Na_2CO_3 \rightarrow CaCO_3\downarrow + 2NaCl$

В сокращенном ионном виде:

$Ca^{2+} + CO_3^{2-} \rightarrow CaCO_3\downarrow$

Ответ: Катионы щёлочноземельных металлов практически не гидролизуются, поэтому в щелочной среде, создаваемой карбонатом натрия, они осаждаются в виде малорастворимых средних карбонатов в результате реакции ионного обмена.

На соли цинка, свинца и меди

Катионы цинка ($Zn^{2+}$), свинца ($Pb^{2+}$) и меди ($Cu^{2+}$) являются катионами более слабых оснований, чем щёлочноземельные металлы. Они гидролизуются в водном растворе в заметной степени, подкисляя раствор:

$Me^{2+} + H_2O \rightleftharpoons Me(OH)^{+} + H^+$ (где $Me = Zn, Pb, Cu$)

При добавлении раствора карбоната натрия, имеющего щелочную среду, равновесие гидролиза катионов $Me^{2+}$ смещается вправо. В результате одновременно с осаждением карбонат-ионов происходит и частичный гидролиз катионов металла. Продуктом является основная соль — соединение, содержащее как карбонат-ионы, так и гидроксогруппы ($OH^-$). Такие основные карбонаты (например, малахит $(CuOH)_2CO_3$) в данных условиях являются более термодинамически устойчивыми, чем средние карбонаты.

Пример для соли меди(II):

$2CuSO_4 + 2Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow (CuOH)_2CO_3\downarrow + 2Na_2SO_4 + CO_2\uparrow$

Ответ: Катионы $Zn^{2+}$, $Pb^{2+}$, $Cu^{2+}$ гидролизуются в заметной степени, и в щелочной среде, создаваемой раствором карбоната натрия, этот гидролиз усиливается, приводя к образованию более устойчивых осадков основных карбонатов.

На соли железа(III), хрома(III) и алюминия

Катионы железа(III) ($Fe^{3+}$), хрома(III) ($Cr^{3+}$) и алюминия ($Al^{3+}$) имеют большой положительный заряд ($+3$) и относительно малый ионный радиус. Это приводит к очень сильной поляризации молекул воды и, как следствие, к их глубокому, практически необратимому гидролизу:

$Al^{3+} + 3H_2O \rightleftharpoons Al(OH)_3 + 3H^+$

При смешивании раствора такой соли с раствором карбоната натрия происходит так называемый совместный необратимый гидролиз. Ионы $H^+$, образующиеся при гидролизе катиона металла, немедленно реагируют с ионами $OH^-$ и $CO_3^{2-}$, которые присутствуют в растворе карбоната натрия. Это взаимодействие (нейтрализация) смещает равновесия обоих процессов гидролиза до полного завершения. Карбонаты трёхвалентных металлов ($Al_2(CO_3)_3$, $Fe_2(CO_3)_3$) в водной среде не существуют, так как мгновенно и полностью разлагаются водой. В результате в осадок выпадает гидроксид соответствующего металла, а из раствора выделяется углекислый газ.

Пример для соли алюминия:

$2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6NaCl$

В сокращенном ионном виде:

$2Al^{3+} + 3CO_3^{2-} + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow$

Ответ: Катионы $Fe^{3+}$, $Cr^{3+}$, $Al^{3+}$ подвергаются глубокому и необратимому гидролизу. При взаимодействии с раствором карбоната натрия, который также гидролизуется, происходит совместный гидролиз, идущий до конца с образованием гидроксида металла и углекислого газа, так как средние карбонаты этих металлов в воде не существуют.

8. Что означает прочерк в таблице растворимости, соответствующий сульфиду алюминия ($Al_2S_3$)? Предложите способ синтеза этой соли. Что происходит при её хранении в помещении с повышенной влажностью?

Что означает прочерк в таблице растворимости, соответствующий сульфиду алюминия?

Прочерк (—) в таблице растворимости напротив формулы сульфида алюминия ($Al_2S_3$) означает, что это вещество не может существовать в водном растворе, так как оно подвергается полному и необратимому гидролизу при контакте с водой. Сульфид алюминия — это соль, образованная катионом слабого основания ($Al^{3+}$, соответствующее основание $Al(OH)_3$) и анионом очень слабой кислоты ($S^{2-}$, соответствующая кислота $H_2S$). При взаимодействии с водой происходит реакция гидролиза, в результате которой образуются нерастворимый гидроксид алюминия и газообразный сероводород.

Уравнение реакции полного гидролиза:

$Al_2S_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow$

Поскольку вещество полностью разлагается водой, его нельзя получить реакцией обмена в растворе, и его растворимость в воде не может быть определена в обычном смысле.

Ответ: Прочерк означает, что сульфид алюминия полностью и необратимо разлагается водой (гидролизуется), поэтому он не может существовать в водном растворе.

Предложите способ синтеза этой соли.

Так как сульфид алюминия нельзя получить в водной среде, для его синтеза используют безводные методы. Наиболее распространенным способом является прямое взаимодействие простых веществ — алюминия и серы — при нагревании. Реакция является экзотермической и протекает достаточно бурно.

Уравнение реакции синтеза:

$2Al + 3S \xrightarrow{t} Al_2S_3$

Для проведения синтеза порошки алюминия и серы смешивают и инициируют реакцию нагреванием.

Ответ: Сульфид алюминия можно синтезировать путем прямого сплавления порошков алюминия и серы при высокой температуре.

Что происходит при её хранении в помещении с повышенной влажностью?

При хранении сульфида алюминия в помещении с повышенной влажностью он будет медленно реагировать с парами воды, содержащимися в воздухе. Происходит тот же процесс полного гидролиза, что и при контакте с жидкой водой.

Уравнение реакции с влагой воздуха:

$Al_2S_3 + 6H_2O \text{ (пар)} \rightarrow 2Al(OH)_3\text{(тв.)} + 3H_2S\text{(г.)}\uparrow$

В результате этого процесса твердый сульфид алюминия будет постепенно превращаться в рыхлый белый порошок гидроксида алюминия, а в воздух будет выделяться сероводород — бесцветный газ с характерным неприятным запахом тухлых яиц. Поэтому хранить сульфид алюминия необходимо в герметично закрытой таре в сухом месте, чтобы исключить его контакт с влагой воздуха.

Ответ: При хранении в помещении с повышенной влажностью сульфид алюминия будет реагировать с парами воды из воздуха, разлагаясь с образованием гидроксида алюминия и выделением сероводорода, имеющего запах тухлых яиц.

9. Выберите из перечисленных соединений ($FeCl_3$, $KNO_3$, $K_2CO_3$, $CaCl_2$) соль, раствор которой окрашивает лакмус в синий цвет, и соль, в растворе которой лакмус становится красным. Что произойдёт при смешивании этих растворов? Запишите уравнение реакции.

Соль, раствор которой окрашивает лакмус в синий цвет

Лакмус окрашивается в синий цвет в щелочной (основной) среде ($pH > 7$). Такая среда образуется при гидролизе соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой. Проанализируем предложенные соли:

• $FeCl_3$ – соль, образованная слабым основанием $Fe(OH)_3$ и сильной кислотой $HCl$. Гидролиз по катиону, среда кислая.
• $KNO_3$ – соль, образованная сильным основанием $KOH$ и сильной кислотой $HNO_3$. Гидролизу не подвергается, среда нейтральная.
• $K_2CO_3$ – соль, образованная сильным основанием $KOH$ и слабой кислотой $H_2CO_3$. Гидролиз по аниону, среда щелочная.
• $CaCl_2$ – соль, образованная сильным основанием $Ca(OH)_2$ и сильной кислотой $HCl$. Гидролизу не подвергается, среда нейтральная.

Таким образом, соль, раствор которой окрашивает лакмус в синий цвет, – это карбонат калия ($K_2CO_3$). Гидролиз протекает по карбонат-иону, что приводит к накоплению гидроксид-ионов $OH^-$ в растворе:
$CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^{-} + OH^{-}$

Ответ: $K_2CO_3$ (карбонат калия).

Соль, в растворе которой лакмус становится красным

Лакмус становится красным в кислой среде ($pH < 7$). Такая среда образуется при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Исходя из анализа, проведенного выше, этой солью является хлорид железа(III) ($FeCl_3$). Гидролиз протекает по катиону железа(III), что приводит к появлению ионов водорода $H^+$ в растворе:
$Fe^{3+} + H_2O \rightleftharpoons FeOH^{2+} + H^{+}$

Ответ: $FeCl_3$ (хлорид железа(III)).

Что произойдёт при смешивании этих растворов и уравнение реакции

При смешивании раствора хлорида железа(III) ($FeCl_3$) и раствора карбоната калия ($K_2CO_3$) произойдет реакция совместного (взаимного) гидролиза, так как одна соль создает кислую среду, а другая – щелочную. В результате реакции усиливается гидролиз обоих ионов. Продуктами реакции будут нерастворимый гидроксид железа(III) ($Fe(OH)_3$), который выпадает в виде бурого осадка, и углекислый газ ($CO_2$), выделяющийся в виде пузырьков. Также в растворе останется хлорид калия ($KCl$).

Уравнение реакции в молекулярном виде:
$2FeCl_3 + 3K_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6KCl$

Ответ: При смешивании растворов $FeCl_3$ и $K_2CO_3$ наблюдается выпадение бурого осадка $Fe(OH)_3$ и выделение газа $CO_2$. Уравнение реакции: $2FeCl_3 + 3K_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Fe(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6KCl$.

10. Рассмотрите кислотно-основные реакции с точки зрения теории Брёнстеда—Лоури. В каждом случае назовите сопряжённые пары кислот и оснований:

a) $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^{-} + OH^{-}$;

б) $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^{+} + OH^{-}$;

в) $HCO_3^{-} + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^{-}$.

Согласно теории кислот и оснований Брёнстеда—Лоури, кислота — это частица (молекула или ион), отдающая протон ($H^+$), а основание — частица, принимающая протон. Кислота и основание, отличающиеся на один протон, образуют сопряженную кислотно-основную пару. Когда кислота отдает протон, она становится сопряженным основанием. Когда основание принимает протон, оно становится сопряженной кислотой.

а) $CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-$

В данной реакции молекула воды ($H_2O$) является донором протона, то есть кислотой, а карбонат-ион ($CO_3^{2-}$) — акцептором протона, то есть основанием. После передачи протона образуются сопряженная кислота $HCO_3^-$ (из основания $CO_3^{2-}$) и сопряженное основание $OH^-$ (из кислоты $H_2O$). Таким образом, в реакции участвуют две сопряженные пары.

Ответ: сопряженные пары кислота/основание: $H_2O / OH^-$ и $HCO_3^- / CO_3^{2-}$.

б) $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$

Здесь молекула воды ($H_2O$) отдает протон, выступая в роли кислоты, а молекула аммиака ($NH_3$) принимает протон, являясь основанием. В результате образуется ион аммония ($NH_4^+$), который является сопряженной кислотой для основания $NH_3$, и гидроксид-ион ($OH^-$) — сопряженное основание для кислоты $H_2O$.

Ответ: сопряженные пары кислота/основание: $H_2O / OH^-$ и $NH_4^+ / NH_3$.

в) $HCO_3^- + H_2O \rightleftharpoons H_2CO_3 + OH^-$

В этом равновесии гидрокарбонат-ион ($HCO_3^-$) проявляет свойства основания, принимая протон от молекулы воды ($H_2O$), которая является кислотой. Образующаяся угольная кислота ($H_2CO_3$) — это сопряженная кислота для основания $HCO_3^-$. Гидроксид-ион ($OH^-$) — сопряженное основание для кислоты $H_2O$.

Ответ: сопряженные пары кислота/основание: $H_2O / OH^-$ и $H_2CO_3 / HCO_3^-$.

11. Что называют основанием Льюиса, кислотой Льюиса? Объясните, почему $NH_3$, $H_2O$, $S^{2-}$ относят к основаниям Льюиса, а $H^+$, $BF_3$, $AlCl_3$ — к кислотам Льюиса.

Согласно электронной теории кислот и оснований, предложенной Г. Н. Льюисом:
Кислотой Льюиса называют частицу (молекулу или ион), которая является акцептором, то есть способна принять пару электронов на свою вакантную орбиталь для образования ковалентной связи.
Основанием Льюиса называют частицу (молекулу или ион), которая является донором, то есть имеет неподеленную электронную пару и способна предоставить её для образования ковалентной связи.

Взаимодействие между кислотой и основанием Льюиса приводит к образованию аддукта — нового соединения с ковалентной связью, образованной по донорно-акцепторному механизму.

Объяснение, почему $NH_3$, $H_2O$, $S^{2-}$ относят к основаниям Льюиса

Эти частицы являются основаниями Льюиса, так как содержат атомы с неподеленными электронными парами, которые они могут предоставить (пожертвовать) для образования связи с кислотой Льюиса (акцептором).

• Молекула аммиака ($NH_3$) имеет атом азота с одной неподеленной электронной парой ($:NH_3$). Он выступает донором, например, в реакции с протоном $H^+$: $NH_3 + H^+ \rightarrow [NH_4]^+$.
• Молекула воды ($H_2O$) имеет атом кислорода с двумя неподеленными электронными парами ($H_2\ddot{O}:$). Она может отдать одну из пар, например, для образования иона гидроксония $[H_3O]^+$: $H_2O + H^+ \rightarrow [H_3O]^+$.
• Сульфид-ион ($S^{2-}$) — это анион с избытком электронов, имеющий несколько неподеленных электронных пар. Он является сильным донором электронов для различных кислот Льюиса, например, катионов металлов.

Ответ: $NH_3$, $H_2O$ и $S^{2-}$ являются основаниями Льюиса, поскольку у них есть неподеленные электронные пары, которые они могут предоставить в качестве донора для образования ковалентной связи.

Объяснение, почему $H^+$, $BF_3$, $AlCl_3$ относят к кислотам Льюиса

Эти частицы являются кислотами Льюиса, так как имеют вакантные (свободные) электронные орбитали и могут принять на них электронную пару от основания Льюиса (донора).

• Ион водорода ($H^+$), или протон, не имеет электронов и обладает свободной 1s-орбиталью, что делает его сильным акцептором электронной пары.
• В молекуле фторида бора ($BF_3$) центральный атом бора имеет на валентной оболочке всего 6 электронов (электронный секстет), а не стабильный октет. У бора есть вакантная p-орбиталь, на которую он может принять электронную пару от основания, например, от аммиака: $BF_3 + :NH_3 \rightarrow F_3B-NH_3$.
• В молекуле хлорида алюминия ($AlCl_3$) центральный атом алюминия, как и бор в $BF_3$, также имеет неполную валентную оболочку с 6 электронами и вакантную орбиталь. Поэтому $AlCl_3$ является типичной кислотой Льюиса, принимающей электронную пару, например, от иона $Cl^-$ с образованием комплексного иона $[AlCl_4]^-$.

Ответ: $H^+$, $BF_3$ и $AlCl_3$ являются кислотами Льюиса, поскольку они имеют вакантные электронные орбитали, на которые могут принять электронную пару в качестве акцептора.

12. Заполните таблицу «Теории кислот и оснований».

Название теории
Определение кислоты
Примеры кислот
Определение основания
Примеры оснований

Определение кислоты:

Примеры кислот:

Определение основания:

Примеры оснований:

Определение кислоты:

Примеры кислот:

Определение основания:

Примеры оснований:

Определение кислоты:

Примеры кислот:

Определение основания:

Примеры оснований:

Теория Аррениуса

Определение кислоты: Вещество, которое при диссоциации в водном растворе образует в качестве катионов только ионы водорода $H^+$.

Примеры кислот: соляная кислота ($HCl$), серная кислота ($H_2SO_4$), азотная кислота ($HNO_3$).

Определение основания: Вещество, которое при диссоциации в водном растворе образует в качестве анионов только гидроксид-ионы $OH^-$.

Примеры оснований: гидроксид натрия ($NaOH$), гидроксид калия ($KOH$), гидроксид кальция ($Ca(OH)_2$).

Ответ: В теории Аррениуса кислота является донором ионов водорода ($H^+$) в водном растворе, а основание — донором гидроксид-ионов ($OH^-$). Примеры кислот: $HCl, H_2SO_4$. Примеры оснований: $NaOH, KOH$.

Теория Брёнстеда—Лоури

Определение кислоты: Частица (молекула или ион), способная отдавать протон ($H^+$), то есть являющаяся донором протона.

Примеры кислот: $HCl, H_3O^+, NH_4^+, HSO_4^-$.

Определение основания: Частица (молекула или ион), способная принимать протон ($H^+$), то есть являющаяся акцептором протона.

Примеры оснований: $NH_3, H_2O, OH^-, F^-$.

Ответ: В протонной теории Брёнстеда—Лоури кислота — это донор протона, а основание — акцептор протона. Примеры кислот: $HCl, NH_4^+$. Примеры оснований: $NH_3, OH^-$.

Теория Льюиса

Определение кислоты: Частица (молекула или ион), способная принять электронную пару для образования ковалентной связи, то есть являющаяся акцептором электронной пары.

Примеры кислот: $BF_3, AlCl_3, SO_3, H^+, Fe^{3+}$.

Определение основания: Частица (молекула или ион), способная предоставить электронную пару для образования ковалентной связи, то есть являющаяся донором электронной пары.

Примеры оснований: $NH_3, H_2O, OH^-, F^-$.

Ответ: В электронной теории Льюиса кислота — это акцептор электронной пары, а основание — донор электронной пары. Примеры кислот: $BF_3, AlCl_3, H^+$. Примеры оснований: $NH_3, H_2O, F^-$.