Номер 2, страница 73 - гдз по химии 7 класс учебник Оспанова, Аухадиева

2. Охарактеризуйте активность металлов к растворам кислот.

Активность металлов по отношению к растворам кислот определяется двумя основными факторами: положением металла в электрохимическом ряду активности и типом кислоты (является ли она окислителем).

1. Роль электрохимического ряда активности металлов

Электрохимический ряд активности (ряд напряжений) металлов — это последовательность, в которой металлы расположены в порядке убывания их химической активности, то есть способности отдавать электроны (окисляться). Центральной точкой отсчета в этом ряду для реакций с кислотами является водород ($\text{H}$).

Фрагмент ряда активности: $Li \cdot K \cdot Ca \cdot Na \cdot Mg \cdot Al \cdot Mn \cdot Zn \cdot Cr \cdot Fe \cdot Ni \cdot Sn \cdot Pb \cdot \mathbf{H_2} \cdot Cu \cdot Hg \cdot Ag \cdot Pt \cdot Au$

Чем левее в ряду расположен металл от водорода, тем он активнее и тем с большей вероятностью будет вступать в реакцию с кислотами.

Ответ: Положение металла в ряду активности относительно водорода является основным показателем его способности реагировать с кислотами-неокислителями.

2. Взаимодействие с кислотами-неокислителями

К кислотам-неокислителям относятся растворы большинства кислот, в которых окислителем выступает катион водорода ($H^+$). Типичные примеры: соляная кислота ($HCl$), разбавленная серная кислота ($H_2SO_4(разб.)$), фосфорная кислота ($H_3PO_4$).

• Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из растворов этих кислот. В результате реакции образуются соответствующая соль и газообразный водород.

Общая схема: $Металл + Кислота \rightarrow Соль + H_2\uparrow$

Пример: $Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2\uparrow$

• Металлы, стоящие в ряду активности после водорода (например, $Cu, Ag, Au$), не способны вытеснить из них водород, поэтому реакция не протекает.

Пример: $Cu + H_2SO_4(разб.) \rightarrow$ реакция не идет.

Ответ: Металлы, расположенные до водорода в ряду активности, реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода, а металлы после водорода — не реагируют.

3. Взаимодействие с кислотами-окислителями

Особые свойства проявляют кислоты-окислители: азотная кислота ($HNO_3$) любой концентрации и концентрированная серная кислота ($H_2SO_4(конц.)$). В них окислителем является не водород, а кислотообразующий элемент в высшей степени окисления ($N^{+5}$ или $S^{+6}$).

• Эти кислоты реагируют с большинством металлов, в том числе с теми, что стоят в ряду активности после водорода (кроме $Au$ и $Pt$).

• Важнейшая особенность: в ходе этих реакций водород ($H_2$) никогда не выделяется. Вместо него образуются соль, вода и различные продукты восстановления кислоты. Состав продуктов зависит от активности металла и концентрации кислоты.

Примеры:

$Cu + 4HNO_3(конц.) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$

$3Zn + 8HNO_3(разб.) \rightarrow 3Zn(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$

$2Ag + 2H_2SO_4(конц.) \rightarrow Ag_2SO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$

Ответ: Кислоты-окислители (азотная и концентрированная серная) взаимодействуют с большинством металлов (как до, так и после водорода), но без выделения водорода, образуя соль, воду и продукт восстановления кислоты.

4. Пассивация металлов

Некоторые активные металлы, такие как железо ($Fe$), алюминий ($Al$) и хром ($Cr$), при контакте с концентрированными $HNO_3$ и $H_2SO_4$ на холоде покрываются тонкой, но прочной оксидной пленкой. Эта пленка инертна и защищает металл от дальнейшего взаимодействия с кислотой. Это явление называется пассивацией. При нагревании защитная пленка разрушается, и реакция становится возможной.

Пример: $Al + HNO_3(конц., холодная) \rightarrow$ реакция не идет из-за пассивации.

Ответ: Некоторые металлы (Al, Fe, Cr) пассивируются в концентрированных азотной и серной кислотах на холоде, становясь устойчивыми к их действию из-за образования защитной оксидной пленки.