Страница 127 - гдз по химии 8 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Какие общие свойства лежат в основе объединения металлов в группу щелочных? Какие закономерности наблюдаются в этой группе с ростом относительной атомной массы металла?

Общие свойства, лежащие в основе объединения металлов в группу щелочных

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий ($Li$), натрий ($Na$), калий ($K$), рубидий ($Rb$), цезий ($Cs$) и франций ($Fr$). В основе их объединения в одну группу лежат следующие общие свойства, которые обусловлены схожим строением их атомов:

• Строение атома: все щелочные металлы имеют на внешнем электронном слое один s-электрон. Общая электронная конфигурация внешнего слоя — $ns^1$, где $n$ — номер периода.
• Химические свойства: из-за наличия всего одного валентного электрона, который слабо связан с ядром, все щелочные металлы являются очень сильными восстановителями. Они легко отдают этот электрон, превращаясь в положительно заряженный ион со степенью окисления +1 ($M \rightarrow M^+ + e^−$).
• Высокая реакционная способность: они бурно реагируют со многими неметаллами и сложными веществами. Особенно характерна их реакция с водой, в результате которой образуются сильные основания — щёлочи (гидроксиды) и выделяется водород ($2M + 2H_2O \rightarrow 2MOH + H_2 \uparrow$). Именно эта реакция дала название всей группе.
• Физические свойства: это мягкие (режутся ножом), лёгкие металлы с низкой плотностью (литий, натрий и калий легче воды), серебристо-белого цвета (кроме золотистого цезия). Они обладают низкими температурами плавления и кипения по сравнению с другими металлами.

Ответ:

В основе объединения металлов в группу щелочных лежат схожее строение атома (один электрон на внешнем энергетическом уровне, конфигурация $ns^1$), что обусловливает их общие химические свойства: низкую электроотрицательность, высокую восстановительную активность, образование соединений в степени окисления +1, а также способность образовывать щёлочи при взаимодействии с водой.

Закономерности, наблюдаемые в этой группе с ростом относительной атомной массы металла

С ростом относительной атомной массы (и, соответственно, порядкового номера) в группе щелочных металлов, то есть при переходе от лития к францию, наблюдаются следующие закономерные изменения свойств:

• Увеличение атомного радиуса: с каждым следующим элементом добавляется новый электронный слой, поэтому размер атома растёт.
• Уменьшение энергии ионизации: валентный электрон находится всё дальше от ядра и сильнее экранируется внутренними электронами, поэтому его легче оторвать.
• Уменьшение электроотрицательности: способность атома притягивать к себе электроны ослабевает.
• Усиление восстановительных свойств и химической активности: так как энергия ионизации уменьшается, металлы всё легче отдают свой валентный электрон. Реакционная способность растёт от лития к цезию.
• Уменьшение температур плавления и кипения: с увеличением размера атомов ослабевает металлическая связь в кристаллической решётке.
• Уменьшение твёрдости: металлы становятся мягче из-за ослабления металлической связи.
• Увеличение плотности: как правило, плотность растёт, так как масса атома увеличивается в большей степени, чем его объём (исключение: калий легче натрия).

Ответ:

С ростом относительной атомной массы в группе щелочных металлов увеличиваются атомный радиус, плотность и химическая активность (восстановительные свойства), а уменьшаются энергия ионизации, электроотрицательность, твёрдость, температуры плавления и кипения.

2. Какие общие свойства лежат в основе объединения металлов в группу щелочноземельных? Какие закономерности наблюдаются в этой группе с ростом относительной атомной массы металла?

Общие свойства, лежащие в основе объединения металлов в группу щелочноземельных

Щелочноземельные металлы – это химические элементы второй группы главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева: бериллий ($Be$), магний ($Mg$), кальций ($Ca$), стронций ($Sr$), барий ($Ba$) и радий ($Ra$). Основой для их объединения в одну группу служат следующие общие свойства, обусловленные схожим строением их атомов:

• Строение атома: на внешнем электронном слое атомы всех этих элементов содержат по два валентных электрона. Электронная конфигурация внешнего слоя – $ns^2$, где $n$ – номер периода.
• Химические свойства: являясь s-элементами, они проявляют ярко выраженные металлические свойства. В химических реакциях они выступают в роли сильных восстановителей, легко отдавая два валентных электрона и превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы) со степенью окисления +2. Общая схема этого процесса: $M - 2e^- \rightarrow M^{2+}$. Во всех своих соединениях они проявляют постоянную степень окисления +2.
• Свойства соединений: их оксиды и гидроксиды проявляют в основном основные свойства. Исторически название "щелочноземельные" произошло оттого, что их оксиды (ранее называемые "землями") при взаимодействии с водой образуют щелочи (растворимые сильные основания). Это в полной мере характерно для кальция, стронция и бария. Оксид и гидроксид бериллия амфотерны, а магния – проявляют слабоосновные свойства.

Ответ: Основой объединения металлов в группу щелочноземельных является сходство в строении их атомов (наличие двух электронов на внешней s-орбитали), что определяет их общие химические свойства: они являются сильными восстановителями и в соединениях проявляют постоянную степень окисления +2.

Закономерности, наблюдаемые в группе с ростом относительной атомной массы

С ростом относительной атомной массы, то есть при движении по группе сверху вниз (от бериллия к радию), наблюдаются следующие закономерные изменения свойств щелочноземельных металлов и их соединений:

• Атомный радиус: увеличивается, так как возрастает число электронных слоев в атоме.
• Энергия ионизации: уменьшается. С увеличением радиуса валентные электроны находятся дальше от ядра и слабее с ним связаны, поэтому их легче оторвать.
• Электроотрицательность: уменьшается. Способность атома притягивать к себе электроны ослабевает.
• Восстановительные и металлические свойства: усиливаются. Так как энергия ионизации уменьшается, металлы легче отдают электроны, то есть их химическая активность как металлов и восстановителей возрастает. Самый активный металл в группе (из стабильных) – барий.
• Свойства оксидов и гидроксидов: основный характер оксидов и гидроксидов усиливается. Происходит переход от амфотерного гидроксида $Be(OH)_2$ к слабому основанию $Mg(OH)_2$ и далее к сильным основаниям (щелочам) – $Ca(OH)_2$, $Sr(OH)_2$ и $Ba(OH)_2$. Растворимость гидроксидов в воде также возрастает в этом ряду.
• Физические свойства: плотность металлов в целом возрастает (за исключением кальция, который легче магния), а температуры плавления и кипения, а также твердость, в целом уменьшаются из-за ослабления металлической связи с ростом атомного радиуса.

Ответ: С ростом относительной атомной массы в группе щелочноземельных металлов увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические и восстановительные свойства, а также основный характер их оксидов и гидроксидов. При этом уменьшаются энергия ионизации и электроотрицательность.

3. Какие общие свойства лежат в основе объединения элементов в группу галогенов? Какие закономерности наблюдаются в этой группе с ростом относительной атомной массы галогена?

Какие общие свойства лежат в основе объединения элементов в группу галогенов?

В основе объединения элементов — фтора ($F$), хлора ($Cl$), брома ($Br$), йода ($I$) и астата ($At$) — в группу галогенов (17-я или VIIA группа Периодической системы) лежит сходство в строении их атомов, что определяет их общие химические свойства.

• Строение атома: Все атомы галогенов имеют на внешнем энергетическом уровне 7 валентных электронов. Их общая электронная конфигурация внешнего слоя — $ns^2np^5$, где $n$ — номер периода. Это обуславливает их ярко выраженную склонность к принятию одного электрона для завершения внешнего электронного слоя до стабильной восьмиэлектронной конфигурации (октета).
• Степень окисления: Вследствие стремления принять один электрон, для галогенов наиболее характерна степень окисления -1. Фтор, как самый электроотрицательный элемент, во всех своих соединениях проявляет только эту степень окисления. Остальные галогены могут проявлять и положительные степени окисления (+1, +3, +5, +7) в соединениях с более электроотрицательными элементами, например, с кислородом или фтором.
• Химические свойства: Галогены являются типичными неметаллами и одними из самых сильных окислителей. Их высокая окислительная способность напрямую связана с высоким сродством к электрону. Они активно реагируют с большинством металлов, образуя соли (само название "галогены" переводится как "рождающие соли"), и с водородом, образуя летучие водородные соединения — галогеноводороды ($HF$, $HCl$, $HBr$, $HI$).
• Простые вещества: В свободном состоянии галогены существуют в виде двухатомных молекул ($F_2$, $Cl_2$, $Br_2$, $I_2$), в которых атомы соединены одинарной ковалентной неполярной связью.

Ответ: Основой объединения элементов в группу галогенов является одинаковое строение внешнего электронного уровня их атомов (наличие 7 валентных электронов, конфигурация $ns^2np^5$), что обуславливает их общие свойства: высокую химическую активность, способность выступать в роли сильных окислителей и проявлять характерную степень окисления -1.

Какие закономерности наблюдаются в этой группе с ростом относительной атомной массы галогена?

С ростом относительной атомной массы и, соответственно, порядкового номера (то есть при движении по группе сверху вниз от фтора к астату), наблюдаются следующие закономерные изменения свойств галогенов и их соединений:

• Атомный радиус: Увеличивается, так как с каждым последующим элементом возрастает число электронных слоев в атоме.
• Электроотрицательность: Уменьшается. Валентные электроны располагаются дальше от ядра и сильнее экранируются внутренними электронами, в результате чего ядро слабее притягивает к себе электроны от других атомов.
• Окислительная активность простых веществ: Ослабевает в ряду $F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2$. Каждый вышестоящий галоген способен вытеснять нижестоящие из их солей (например, $Cl_2 + 2KI \rightarrow 2KCl + I_2$). Фтор является самым сильным химическим окислителем.
• Физические свойства простых веществ: Изменяется агрегатное состояние при стандартных условиях: фтор и хлор — газы, бром — летучая жидкость, йод и астат — твердые вещества.
• Температуры плавления и кипения: Закономерно возрастают. Это связано с увеличением числа электронов в молекулах, что ведет к усилению межмолекулярных сил притяжения (ван-дер-ваальсовых сил).
• Цвет простых веществ: Становится интенсивнее и темнее: фтор — бледно-желтый, хлор — желто-зеленый, бром — красно-бурый, йод — темно-серый с металлическим блеском.
• Свойства водных растворов галогеноводородов: В ряду $HF – HCl – HBr – HI$ прочность ковалентной связи в молекулах уменьшается, а сила кислот в водных растворах возрастает. Плавиковая кислота ($HF$) является слабой, в то время как соляная ($HCl$), бромоводородная ($HBr$) и йодоводородная ($HI$) кислоты — сильные.

Ответ: С ростом относительной атомной массы в группе галогенов увеличиваются атомный радиус, температуры плавления и кипения простых веществ, а также усиливаются кислотные свойства их водородных соединений. Одновременно с этим уменьшаются электроотрицательность и окислительная активность, то есть ослабевают неметаллические свойства.

4. Какие общие свойства лежат в основе объединения элементов в группу инертных газов? Почему эту группу правильнее называть благородными газами? Какие закономерности наблюдаются в группе с ростом относительной атомной массы?

Какие общие свойства лежат в основе объединения элементов в группу инертных газов?

В основе объединения элементов в группу инертных (или благородных) газов лежит их общее свойство — завершенность внешней электронной оболочки. У всех атомов этих элементов, за исключением гелия, на внешнем энергетическом уровне находится 8 электронов, что соответствует устойчивой электронной конфигурации $ns^2np^6$. Атом гелия также имеет завершенную внешнюю оболочку, состоящую из 2 электронов ($1s^2$).

Такая электронная конфигурация является энергетически очень выгодной и стабильной. Это приводит к главному общему химическому свойству — очень низкой реакционной способности (инертности), так как атомам невыгодно ни отдавать, ни принимать электроны для образования химических связей.

Также к общим физическим свойствам относятся: все они при нормальных условиях являются одноатомными газами без цвета, вкуса и запаха; имеют очень низкие температуры плавления и кипения.

Ответ: Основой для объединения элементов в группу благородных газов является завершенность их внешней электронной оболочки, которая обуславливает их высокую химическую инертность и сходство физических свойств.

Почему эту группу правильнее называть благородными газами?

Термин «инертные газы» исторически возник из предположения, что эти элементы абсолютно не способны вступать в химические реакции. Однако в 1962 году было доказано обратное, когда химик Нил Бартлетт синтезировал первое соединение ксенона — гексафтороплатинат ксенона ($Xe[PtF_6]$). Позже были получены и другие соединения ксенона, криптона и радона, в основном с наиболее электроотрицательными элементами (фтором и кислородом).

Поскольку эти элементы все же могут, хоть и с трудом, образовывать химические соединения, называть их «инертными» (т.е. абсолютно неактивными) не совсем корректно. Название «благородные газы» является более точным. Оно проводится по аналогии с «благородными металлами» (например, золото, платина), которые также отличаются очень низкой химической активностью, но не являются абсолютно инертными. Этот термин подчеркивает их «благородное» нежелание вступать в реакции, а не полную неспособность к этому.

Ответ: Название «благородные газы» является более правильным, так как эти элементы не абсолютно инертны, а обладают низкой химической активностью, подобно благородным металлам, и способны вступать в реакции при определенных условиях.

Какие закономерности наблюдаются в группе с ростом относительной атомной массы?

С ростом относительной атомной массы, то есть при движении по группе сверху вниз (от гелия к оганесону), наблюдаются следующие закономерные изменения свойств:

Увеличивается атомный радиус, так как с каждым новым периодом добавляется очередной электронный слой, и валентные электроны находятся дальше от ядра.

Уменьшается энергия ионизации, поскольку внешние электроны слабее притягиваются к ядру из-за большего расстояния и экранирующего эффекта внутренних электронов, что облегчает их отрыв.

Увеличиваются температуры плавления и кипения. Это объясняется усилением межмолекулярных лондоновских дисперсионных сил (сил Ван-дер-Ваальса) с ростом числа электронов в атоме и его размера.

Увеличивается плотность веществ в газообразном и жидком состояниях, что является прямым следствием роста атомной массы.

Возрастает химическая активность. Из-за снижения энергии ионизации более тяжелые благородные газы (ксенон, радон) легче вступают в химические реакции по сравнению с легкими (гелий, неон).

Ответ: С ростом относительной атомной массы в группе благородных газов закономерно увеличиваются атомный радиус, температуры кипения и плавления, плотность и химическая активность, в то время как энергия ионизации уменьшается.

5. Что такое амфотерность? Приведите примеры амфотерных оксидов и гидроксидов. Запишите уравнения химических реакций, иллюстрирующие свойства оксида и гидроксида выбранного вами элемента.

Что такое амфотерность?

Амфотерность (от др.-греч. ἀμφότεροι — «и тот и другой») — это способность некоторых химических соединений проявлять в зависимости от условий как кислотные, так и основные свойства. Это означает, что амфотерные соединения способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями (щелочами).

Ответ: Амфотерность — это способность химического соединения проявлять двойственные кислотно-основные свойства, то есть реагировать и с кислотами, и со щелочами.

Приведите примеры амфотерных оксидов и гидроксидов.

Амфотерные свойства, как правило, проявляют оксиды и гидроксиды металлов в степенях окисления +2, +3, +4.
Примеры амфотерных оксидов: оксид цинка ($ZnO$), оксид алюминия ($Al_2O_3$), оксид бериллия ($BeO$), оксид свинца(II) ($PbO$), оксид хрома(III) ($Cr_2O_3$).
Примеры амфотерных гидроксидов: гидроксид цинка ($Zn(OH)_2$), гидроксид алюминия ($Al(OH)_3$), гидроксид бериллия ($Be(OH)_2$), гидроксид свинца(II) ($Pb(OH)_2$), гидроксид хрома(III) ($Cr(OH)_3$).

Ответ: Примеры амфотерных оксидов: $ZnO$, $Al_2O_3$, $BeO$. Примеры амфотерных гидроксидов: $Zn(OH)_2$, $Al(OH)_3$, $Be(OH)_2$.

Запишите уравнения химических реакций, иллюстрирующие свойства оксида и гидроксида выбранного вами элемента.

Рассмотрим амфотерные свойства на примере соединений алюминия ($Al$): оксида алюминия ($Al_2O_3$) и гидроксида алюминия ($Al(OH)_3$).

1. Свойства оксида алюминия ($Al_2O_3$):
а) Взаимодействие с кислотой (проявление основных свойств). При реакции с соляной кислотой образуется соль и вода:
$Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O$
б) Взаимодействие со щелочью (проявление кислотных свойств). При реакции с водным раствором гидроксида натрия образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат натрия:
$Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$
При сплавлении со щелочью образуется средняя соль — метаалюминат натрия:
$Al_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2NaAlO_2 + H_2O$

2. Свойства гидроксида алюминия ($Al(OH)_3$):
а) Взаимодействие с кислотой (проявление основных свойств). При реакции с серной кислотой образуется соль и вода:
$2Al(OH)_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 6H_2O$
б) Взаимодействие со щелочью (проявление кислотных свойств). При реакции с раствором гидроксида калия образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат калия:
$Al(OH)_3 + KOH \rightarrow K[Al(OH)_4]$

Ответ: Свойства оксида алюминия $Al_2O_3$: взаимодействие с кислотой $Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O$; взаимодействие со щелочью $Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$. Свойства гидроксида алюминия $Al(OH)_3$: взаимодействие с кислотой $2Al(OH)_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 6H_2O$; взаимодействие со щелочью $Al(OH)_3 + KOH \rightarrow K[Al(OH)_4]$.

6. Напишите формулы высших оксидов (т. е. оксидов, в которых элемент проявляет свою высшую валентность) и соответствующих им гидроксидов следующих химических элементов: натрий, магний, алюминий, азот, сера, углерод. Укажите характер каждого вещества, подтвердите его уравнениями соответствующих реакций.

натрий

Натрий ($Na$) находится в I группе, главной подгруппе. Высшая валентность (и степень окисления) равна I (+1).

Высший оксид: $Na_2O$ — оксид натрия. Это основный оксид, так как образован щелочным металлом. Основные свойства проявляются в реакции с кислотами:

$Na_2O + 2HCl \rightarrow 2NaCl + H_2O$

Соответствующий гидроксид: $NaOH$ — гидроксид натрия. Это сильное основание (щёлочь). Основные свойства проявляются в реакции нейтрализации с кислотами:

$NaOH + HNO_3 \rightarrow NaNO_3 + H_2O$

Ответ: Высший оксид - $Na_2O$, соответствующий гидроксид - $NaOH$.

магний

Магний ($Mg$) находится во II группе, главной подгруппе. Высшая валентность равна II (+2).

Высший оксид: $MgO$ — оксид магния. Это основный оксид. Его основные свойства подтверждаются реакцией с кислотами:

$MgO + H_2SO_4 \rightarrow MgSO_4 + H_2O$

Соответствующий гидроксид: $Mg(OH)_2$ — гидроксид магния. Это основание (малорастворимое). Реагирует с кислотами:

$Mg(OH)_2 + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + 2H_2O$

Ответ: Высший оксид - $MgO$, соответствующий гидроксид - $Mg(OH)_2$.

алюминий

Алюминий ($Al$) находится в III группе, главной подгруппе. Высшая валентность равна III (+3).

Высший оксид: $Al_2O_3$ — оксид алюминия. Это амфотерный оксид, то есть проявляет и основные, и кислотные свойства. Это подтверждается его способностью реагировать как с кислотами, так и со щелочами.

Реакция с кислотой (проявление основных свойств):

$Al_2O_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2O$

Реакция со щелочью (проявление кислотных свойств):

$Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$ (тетрагидроксоалюминат натрия)

Соответствующий гидроксид: $Al(OH)_3$ — гидроксид алюминия. Это амфотерный гидроксид, который также реагирует и с кислотами, и со щелочами.

Реакция с кислотой:

$Al(OH)_3 + 3HNO_3 \rightarrow Al(NO_3)_3 + 3H_2O$

Реакция со щелочью:

$Al(OH)_3 + KOH \rightarrow K[Al(OH)_4]$ (тетрагидроксоалюминат калия)

Ответ: Высший оксид - $Al_2O_3$, соответствующий гидроксид - $Al(OH)_3$.

азот

Азот ($N$) находится в V группе, главной подгруппе. Высшая валентность равна V (+5).

Высший оксид: $N_2O_5$ — оксид азота(V). Это кислотный оксид, так как образован неметаллом. Кислотные свойства проявляются в реакции с основаниями:

$N_2O_5 + 2NaOH \rightarrow 2NaNO_3 + H_2O$

Соответствующий гидроксид (кислота): $HNO_3$ — азотная кислота. Это сильная кислота, которая реагирует с основаниями:

$HNO_3 + KOH \rightarrow KNO_3 + H_2O$

Ответ: Высший оксид - $N_2O_5$, соответствующий гидроксид (кислота) - $HNO_3$.

сера

Сера ($S$) находится в VI группе, главной подгруппе. Высшая валентность равна VI (+6).

Высший оксид: $SO_3$ — оксид серы(VI). Это кислотный оксид. Его кислотный характер подтверждается реакцией с основными оксидами или основаниями:

$SO_3 + Ba(OH)_2 \rightarrow BaSO_4 \downarrow + H_2O$

Соответствующий гидроксид (кислота): $H_2SO_4$ — серная кислота. Это сильная кислота, проявляющая все типичные свойства кислот:

$H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O$

Ответ: Высший оксид - $SO_3$, соответствующий гидроксид (кислота) - $H_2SO_4$.

углерод

Углерод ($C$) находится в IV группе, главной подгруппе. Высшая валентность равна IV (+4).

Высший оксид: $CO_2$ — оксид углерода(IV) или углекислый газ. Это кислотный оксид. Его кислотные свойства проявляются, например, в реакции с гидроксидом кальция ("известковой водой"):

$CO_2 + Ca(OH)_2 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + H_2O$

Соответствующий гидроксид (кислота): $H_2CO_3$ — угольная кислота. Это слабая, нестабильная кислота, которая существует только в растворе. Она реагирует со щелочами:

$H_2CO_3 + 2NaOH \rightarrow Na_2CO_3 + 2H_2O$

Ответ: Высший оксид - $CO_2$, соответствующий гидроксид (кислота) - $H_2CO_3$.

7. Запишите уравнения химических реакций между веществами:

а) оксид стронция и вода;

б) оксид марганца(VII) и вода;

в) гидроксид калия и сульфат меди(II);

г) гидроксид цинка и серная кислота;

д) гидроксид цинка и гидроксид натрия.

а) оксид стронция и вода;
Оксид стронция ($SrO$) является основным оксидом, так как стронций — это щелочноземельный металл. Основные оксиды реагируют с водой с образованием соответствующего основания (гидроксида). В данном случае образуется гидроксид стронция ($Sr(OH)_2$). Уравнение реакции сбалансировано:
$SrO + H_2O \rightarrow Sr(OH)_2$
Ответ: $SrO + H_2O \rightarrow Sr(OH)_2$

б) оксид марганца(VII) и вода;
Оксид марганца(VII) ($Mn_2O_7$) является кислотным оксидом, так как марганец в нём проявляет высшую степень окисления (+7). Кислотные оксиды реагируют с водой с образованием соответствующей кислоты. Для оксида марганца(VII) это марганцовая кислота ($HMnO_4$). Сбалансированное уравнение реакции:
$Mn_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HMnO_4$
Ответ: $Mn_2O_7 + H_2O \rightarrow 2HMnO_4$

в) гидроксид калия и сульфат меди(II);
Это реакция ионного обмена между щелочью (гидроксид калия, $KOH$) и солью (сульфат меди(II), $CuSO_4$). Реакция протекает, так как в результате образуется нерастворимое в воде вещество — гидроксид меди(II) ($Cu(OH)_2$), который выпадает в осадок голубого цвета. Вторым продуктом является сульфат калия ($K_2SO_4$). Сбалансированное уравнение реакции:
$2KOH + CuSO_4 \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + K_2SO_4$
Ответ: $2KOH + CuSO_4 \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + K_2SO_4$

г) гидроксид цинка и серная кислота;
Гидроксид цинка ($Zn(OH)_2$) — это амфотерный гидроксид, который реагирует с кислотами. В реакции с сильной серной кислотой ($H_2SO_4$) он проявляет основные свойства, и происходит реакция нейтрализации с образованием соли (сульфата цинка, $ZnSO_4$) и воды ($H_2O$). Сбалансированное уравнение реакции:
$Zn(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow ZnSO_4 + 2H_2O$
Ответ: $Zn(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow ZnSO_4 + 2H_2O$

д) гидроксид цинка и гидроксид натрия.
В реакции с сильным основанием (щелочью), таким как гидроксид натрия ($NaOH$), амфотерный гидроксид цинка ($Zn(OH)_2$) проявляет кислотные свойства. При реакции в водном растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоцинкат натрия ($Na_2[Zn(OH)_4]$). Сбалансированное уравнение реакции:
$Zn(OH)_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$
Ответ: $Zn(OH)_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$

8. Образуется ли осадок при добавлении 50 г 2 %-ного раствора сульфата цинка к 40 г 8 %-ного раствора гидроксида калия? Ответ подтвердите расчётами.

Дано:

$m(p-pa \, ZnSO_4) = 50 \, г$
$\omega(ZnSO_4) = 2\% = 0.02$
$m(p-pa \, KOH) = 40 \, г$
$\omega(KOH) = 8\% = 0.08$

Найти:

Образуется ли осадок?

Решение:

При смешивании растворов сульфата цинка ($ZnSO_4$) и гидроксида калия ($KOH$) происходит реакция ионного обмена. Чтобы определить, образуется ли осадок, необходимо сначала написать уравнение реакции и проверить, является ли один из продуктов нерастворимым веществом.

1. Уравнение реакции: $ZnSO_4 + 2KOH \rightarrow Zn(OH)_2 \downarrow + K_2SO_4$

Согласно таблице растворимости, гидроксид цинка ($Zn(OH)_2$) является нерастворимым в воде веществом, то есть осадком. Сульфат калия ($K_2SO_4$) — растворимое вещество. Следовательно, если реакция произойдет, осадок образуется. Теперь необходимо проверить, достаточны ли количества реагентов для протекания реакции.

2. Найдем массы чистых веществ в растворах. Масса вещества рассчитывается по формуле: $m_{вещества} = m_{раствора} \times \omega$
Масса сульфата цинка:
$m(ZnSO_4) = 50 \, г \times 0.02 = 1 \, г$
Масса гидроксида калия:
$m(KOH) = 40 \, г \times 0.08 = 3.2 \, г$

3. Рассчитаем молярные массы и количество вещества (в молях) для каждого реагента.
$M(ZnSO_4) = 65 + 32 + 4 \times 16 = 161 \, г/моль$
$M(KOH) = 39 + 16 + 1 = 56 \, г/моль$

Количество вещества рассчитывается по формуле: $n = m / M$
Количество вещества сульфата цинка:
$n(ZnSO_4) = \frac{1 \, г}{161 \, г/моль} \approx 0.0062 \, моль$
Количество вещества гидроксида калия:
$n(KOH) = \frac{3.2 \, г}{56 \, г/моль} \approx 0.0571 \, моль$

4. Определим, какой из реагентов находится в недостатке (является лимитирующим).
Согласно уравнению реакции, на 1 моль $ZnSO_4$ требуется 2 моль $KOH$.
Найдем, какое количество $KOH$ необходимо для реакции с имеющимся количеством $ZnSO_4$:
$n_{теор}(KOH) = 2 \times n(ZnSO_4) = 2 \times 0.0062 \, моль = 0.0124 \, моль$

Сравним теоретически необходимое количество $KOH$ с фактически имеющимся:
$0.0124 \, моль \, (необходимо) < 0.0571 \, моль \, (имеется)$

Поскольку гидроксида калия имеется больше, чем требуется для реакции, он находится в избытке, а сульфат цинка — в недостатке. Это означает, что весь сульфат цинка прореагирует.

5. Вывод.
Так как оба реагента присутствуют в растворе и вступают в реакцию, в результате которой образуется нерастворимое вещество $Zn(OH)_2$, то осадок будет образовываться.
Можно также рассчитать массу образующегося осадка. Расчет ведется по лимитирующему реагенту ($ZnSO_4$).
Из уравнения реакции: $n(Zn(OH)_2) = n(ZnSO_4) = 0.0062 \, моль$
$M(Zn(OH)_2) = 65 + 2 \times (16 + 1) = 99 \, г/моль$
$m(Zn(OH)_2) = n(Zn(OH)_2) \times M(Zn(OH)_2) = 0.0062 \, моль \times 99 \, г/моль \approx 0.61 \, г$
Так как масса образовавшегося осадка больше нуля, он образуется.

Ответ: Да, при добавлении 50 г 2 %-ного раствора сульфата цинка к 40 г 8 %-ного раствора гидроксида калия образуется осадок гидроксида цинка ($Zn(OH)_2$) массой примерно 0.61 г.

9. Массовая доля марганца в основном оксиде равна 77,46 %, а в кислотном — 49,55 %. Определите формулы оксидов.

Дано:

$\omega(\text{Mn})_{\text{осн. оксид}} = 77,46 \% = 0,7746$

$\omega(\text{Mn})_{\text{кисл. оксид}} = 49,55 \% = 0,4955$

Найти:

Формулу основного оксида - $?$;

Формулу кислотного оксида - $?$.

Решение:

Обозначим общую формулу оксидов марганца как $\text{Mn}_x\text{O}_y$. Для нахождения индексов $x$ и $y$ найдем соотношение количеств вещества (в молях) марганца и кислорода в каждом оксиде. Примем массу каждого оксида за 100 г.

Для расчетов используем относительные атомные массы: $A_r(\text{Mn}) = 55$, $A_r(\text{O}) = 16$.

Определение формулы основного оксида

Пусть масса основного оксида равна 100 г. Тогда масса марганца в нем составляет:

$m(\text{Mn}) = 100 \text{ г} \cdot 0,7746 = 77,46 \text{ г}$

Масса кислорода в этом оксиде:

$m(\text{O}) = 100 \text{ г} - 77,46 \text{ г} = 22,54 \text{ г}$

Найдем количество вещества каждого элемента:

$n(\text{Mn}) = \frac{m(\text{Mn})}{M(\text{Mn})} = \frac{77,46 \text{ г}}{55 \text{ г/моль}} \approx 1,408 \text{ моль}$

$n(\text{O}) = \frac{m(\text{O})}{M(\text{O})} = \frac{22,54 \text{ г}}{16 \text{ г/моль}} \approx 1,409 \text{ моль}$

Найдем соотношение индексов $x:y$ как соотношение количеств вещества:

$x : y = n(\text{Mn}) : n(\text{O}) = 1,408 : 1,409 \approx 1 : 1$

Следовательно, простейшая формула основного оксида — $\text{MnO}$ (оксид марганца(II)), который действительно проявляет основные свойства.

Определение формулы кислотного оксида

Пусть масса кислотного оксида равна 100 г. Тогда масса марганца в нем составляет:

$m(\text{Mn}) = 100 \text{ г} \cdot 0,4955 = 49,55 \text{ г}$

Масса кислорода в этом оксиде:

$m(\text{O}) = 100 \text{ г} - 49,55 \text{ г} = 50,45 \text{ г}$

Найдем количество вещества каждого элемента:

$n(\text{Mn}) = \frac{m(\text{Mn})}{M(\text{Mn})} = \frac{49,55 \text{ г}}{55 \text{ г/моль}} \approx 0,901 \text{ моль}$

$n(\text{O}) = \frac{m(\text{O})}{M(\text{O})} = \frac{50,45 \text{ г}}{16 \text{ г/моль}} \approx 3,153 \text{ моль}$

Найдем соотношение индексов $x:y$:

$x : y = n(\text{Mn}) : n(\text{O}) = 0,901 : 3,153$

Для нахождения целочисленного соотношения разделим оба числа на наименьшее из них (0,901):

$\frac{0,901}{0,901} : \frac{3,153}{0,901} \approx 1 : 3,5$

Чтобы получить целые числа, умножим соотношение на 2:

$1 \cdot 2 : 3,5 \cdot 2 = 2 : 7$

Следовательно, простейшая формула кислотного оксида — $\text{Mn}_2\text{O}_7$ (оксид марганца(VII)), который действительно проявляет кислотные свойства.

Ответ:

Формула основного оксида марганца — $\text{MnO}$. Формула кислотного оксида марганца — $\text{Mn}_2\text{O}_7$.

10. Аргументируйте свою точку зрения на порядок добавления реагентов друг к другу при получении амфотерного гидроксида в ходе лабораторного опыта 28, который вы проводили на уроке. Что произойдёт, если изменить порядок добавления реагентивов: к раствору щёлочи (гидроксида натрия) добавлять по каплям раствор соли (сульфата алюминия)?

Аргументируйте свою точку зрения на порядок добавления реагентов друг к другу при получении амфотерного гидроксида в ходе лабораторного опыта 28, который вы проводили на уроке.

Для получения амфотерного гидроксида, такого как гидроксид алюминия ($Al(OH)_3$), правильный порядок добавления реагентов имеет решающее значение. Необходимо к раствору соли амфотерного металла (в данном случае, сульфата алюминия $Al_2(SO_4)_3$) постепенно, по каплям, приливать раствор щёлочи ($NaOH$).

В этом случае реакция протекает следующим образом: $Al_2(SO_4)_3 + 6NaOH \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3Na_2SO_4$

При таком порядке добавления реагентов соль алюминия постоянно находится в избытке. Это позволяет контролировать реакцию и остановить добавление щёлочи сразу после образования необходимого количества осадка гидроксида алюминия. Гидроксид алюминия является амфотерным, что означает его способность реагировать как с кислотами, так и с сильными основаниями (щелочами). Если добавить избыток щёлочи, то полученный осадок начнёт растворяться с образованием растворимой комплексной соли — тетрагидроксоалюмината натрия: $Al(OH)_3 + NaOH_{(изб.)} \rightarrow Na[Al(OH)_4]$

Таким образом, добавляя щёлочь к соли, мы можем получить и выделить осадок амфотерного гидроксида, не допуская его растворения.

Ответ: Для получения гидроксида алюминия следует приливать раствор щёлочи к раствору соли алюминия. Это позволяет избежать избытка щёлочи и последующего растворения амфотерного гидроксида с образованием комплексной соли.

Что произойдёт, если изменить порядок добавления реактивов: к раствору щёлочи (гидроксида натрия) добавлять по каплям раствор соли (сульфата алюминия)?

Если изменить порядок и добавлять раствор сульфата алюминия к раствору гидроксида натрия, то каждая порция соли будет попадать в среду с большим избытком щёлочи. В таких условиях будут протекать две последовательные реакции:

1. Образование гидроксида алюминия: $Al_2(SO_4)_3 + 6NaOH \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3Na_2SO_4$

2. Немедленное растворение образовавшегося осадка в избытке щёлочи: $Al(OH)_3 + NaOH_{(изб.)} \rightarrow Na[Al(OH)_4]$

В результате, визуально мы не будем наблюдать образования осадка. Раствор будет оставаться прозрачным, так как весь образующийся гидроксид алюминия будет сразу же переходить в растворимый комплекс. Суммарное уравнение реакции в избытке щёлочи выглядит так: $Al_2(SO_4)_3 + 8NaOH_{(изб.)} \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3Na_2SO_4$

Появление устойчивого осадка станет возможным только после того, как будет добавлен такой объём раствора сульфата алюминия, который прореагирует со всей имеющейся в растворе щёлочью. Такой способ не позволяет контролировать процесс получения именно гидроксида.

Ответ: Если к раствору щёлочи добавлять раствор сульфата алюминия, осадок гидроксида алюминия образовываться не будет (или будет мгновенно растворяться), так как в избытке щёлочи он образует растворимую комплексную соль, тетрагидроксоалюминат натрия.