Страница 219 - гдз по химии 9 класс учебник Еремин, Кузьменко

3. Напишите уравнение реакции алюминия с расплавленным гидроксидом натрия, предполагая, что при этом образуется алюминат натрия состава $Na_3AlO_3$. Назовите окислитель и восстановитель.

Решение

Данная реакция является окислительно-восстановительной. Алюминий, как активный амфотерный металл, реагирует со щелочами при сплавлении (в расплаве). Запишем схему реакции, исходя из условия, что образуется алюминат натрия состава $Na_3AlO_3$.

1. Определим степени окисления элементов в реагентах и продуктах, чтобы найти окислитель и восстановитель.

Реагенты: $Al^0$ (простое вещество), $Na\overset{+1}{O}\overset{-2}{H}\overset{+1}{}$ (гидроксид натрия).

Продукты: $Na_3\overset{+1}{Al}\overset{+3}{O_3}\overset{-2}{}$ (алюминат натрия).

Алюминий изменяет степень окисления с $0$ до $+3$, он окисляется. Следовательно, должен быть и элемент, который восстанавливается (понижает степень окисления). В гидроксиде натрия это может быть только водород, который переходит из степени окисления $+1$ в $0$, образуя простое вещество — водород $H_2$.

Таким образом, вторым продуктом реакции является водород.

2. Составим электронный баланс для определения коэффициентов в уравнении.

Алюминий отдает 3 электрона, являясь восстановителем:

$Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3}$ | 2 (процесс окисления)

Водород принимает 1 электрон. Так как образуется молекула $H_2$, учтем это в полуреакции восстановления. Гидроксид натрия является окислителем за счет иона водорода $H^{+1}$:

$2H^{+1} + 2e^- \rightarrow H_2^0$ | 3 (процесс восстановления)

3. Расставим коэффициенты в уравнении реакции.

Из электронного баланса следует, что перед $Al$ и $Na_3AlO_3$ нужно поставить коэффициент 2, а перед $H_2$ — коэффициент 3.

$2Al + NaOH \rightarrow 2Na_3AlO_3 + 3H_2$

Теперь уравняем количество атомов натрия (Na) и кислорода (O). Справа $2 \times 3 = 6$ атомов Na, значит, слева перед $NaOH$ ставим коэффициент 6.

$2Al + 6NaOH \rightarrow 2Na_3AlO_3 + 3H_2$

Проверяем по кислороду: слева 6 атомов, справа $2 \times 3 = 6$ атомов. Баланс соблюден. Реакция протекает при нагревании (сплавлении), что обозначается знаком $t^\circ$.

Итоговое уравнение реакции:

$2Al + 6NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2Na_3AlO_3 + 3H_2\uparrow$

Ответ: Уравнение реакции: $2Al + 6NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2Na_3AlO_3 + 3H_2\uparrow$.

Окислитель: гидроксид натрия ($NaOH$), за счет водорода в степени окисления $+1$.

Восстановитель: алюминий ($Al$).

4. Как доказать наличие на поверхности алюминия оксидной плёнки?

Решение

Алюминий является химически активным металлом, однако в обычных условиях он проявляет высокую коррозионную стойкость. Это объясняется наличием на его поверхности очень тонкой (толщиной несколько нанометров), плотной и прочной оксидной плёнки ($Al_2O_3$). Эта плёнка образуется практически мгновенно при контакте алюминия с кислородом воздуха и защищает металл от дальнейшего взаимодействия с агрессивными средами.

Доказать наличие этой защитной плёнки можно экспериментально, сравнивая химические свойства обычного алюминия и алюминия с нарушенной оксидной плёнкой. Существует несколько способов.

Способ 1: Реакция с кислотами или щелочами

Если поместить кусочек алюминиевой фольги в раствор соляной кислоты ($HCl$) или гидроксида натрия ($NaOH$), реакция (выделение пузырьков водорода) начнется не сразу, а с некоторой задержкой. Это время необходимо, чтобы реагент растворил защитную оксидную плёнку.

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

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

После растворения плёнки начинается бурная реакция самого алюминия с выделением водорода:

$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2 \uparrow$

$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2 \uparrow$

Если же предварительно зачистить поверхность алюминия наждачной бумагой, тем самым механически удалив оксидную плёнку, и затем опустить его в тот же раствор, реакция начнётся практически мгновенно. Это различие в поведении доказывает существование защитного слоя.

Способ 2: Реакция с солями ртути (амальгамирование)

Это очень наглядный опыт. Если на зачищенную поверхность алюминия нанести каплю раствора соли ртути(II) (например, $HgCl_2$), алюминий вытеснит ртуть:

$2Al + 3HgCl_2 \rightarrow 2AlCl_3 + 3Hg$

Жидкая ртуть растворяет алюминий, образуя сплав — амальгаму алюминия. В амальгаме атомы алюминия лишены защитной оксидной плёнки. Такой "активированный" алюминий начинает бурно реагировать даже с влагой воздуха, образуя объемные белые "волосы" или "кораллы" гидроксида алюминия ($Al(OH)_3$):

$2Al + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3H_2 \uparrow$

Поскольку обычный алюминий с водой не реагирует, этот опыт ярко демонстрирует защитную функцию оксидной плёнки.

Способ 3: Реакция с солями менее активных металлов

Алюминий стоит в электрохимическом ряду напряжений значительно левее меди, а значит, должен вытеснять её из растворов солей. Однако если опустить алюминиевую пластину в раствор сульфата меди(II) ($CuSO_4$), реакция либо не идёт, либо протекает очень медленно. Причина — всё та же оксидная плёнка, которая препятствует контакту металлического алюминия с ионами $Cu^{2+}$.

Если поцарапать поверхность алюминия под слоем раствора $CuSO_4$, то на месте царапины немедленно начнётся осаждение красного порошка меди.

$2Al + 3Cu^{2+} \rightarrow 2Al^{3+} + 3Cu \downarrow$

Этот эксперимент также подтверждает, что для проявления типичных химических свойств алюминия необходимо разрушить его пассивную поверхностную плёнку.

Ответ: Наличие оксидной плёнки на поверхности алюминия можно доказать, сравнив его химическую активность в обычном состоянии и после механического (зачистка) или химического (амальгамирование) удаления этой плёнки. Алюминий с удалённой плёнкой реагирует с кислотами, щелочами и водой гораздо активнее, а также вытесняет менее активные металлы (например, медь) из растворов их солей, что не наблюдается у алюминия, покрытого оксидной плёнкой.

5. Воспользовавшись рисунком 118, расскажите о применении алюминия.

Алюминий ($Al$)

Малая плотность

Применение: самолеты, автомобили, корабли.

Прочность (в сплавах)

Применение: самолеты, автомобили, корабли.

Коррозионная устойчивость

Применение: самолеты, автомобили, корабли, банки для напитков.

Высокая электрическая проводимость

Применение: линии электропередачи.

Высокая теплопроводность

Применение: чайники, посуда.

Неядовитость соединений

Применение: чайники, посуда, банки для напитков, фольга.

Рис. 118. Применение алюминия

Решение

Алюминий — легкий, прочный и химически стойкий металл, который находит широкое применение в различных отраслях промышленности и в быту благодаря уникальному сочетанию своих физических и химических свойств. Рисунок 118 наглядно демонстрирует связь между свойствами алюминия и областями его использования, которые можно сгруппировать следующим образом.

Применение в транспорте (авиа-, авто- и судостроение)

В самолетостроении, автомобилестроении и судостроении алюминий и его сплавы используются для изготовления корпусов и различных деталей. Это обусловлено тремя ключевыми свойствами, указанными на схеме: малой плотностью, высокой прочностью (в сплавах) и коррозионной устойчивостью. Малая плотность позволяет значительно снизить массу транспортных средств, что ведет к экономии топлива и увеличению полезной нагрузки. Сплавы алюминия (например, дюралюминий) обладают высокой прочностью, сопоставимой со сталью, но при этом значительно легче. Коррозионная устойчивость, обусловленная образованием на поверхности металла прочной оксидной пленки, защищает конструкции от разрушения под действием атмосферных осадков и влаги (в том числе морской воды).

Применение в электротехнике

Для изготовления проводов линий электропередач (ЛЭП) используется алюминий. Согласно схеме, это связано с его высокой электрической проводимостью и малой плотностью. Хотя алюминий уступает по электропроводности меди, его значительно меньшая плотность (почти в три раза) делает алюминиевые провода намного легче. Это позволяет уменьшить нагрузку на опоры ЛЭП, увеличить расстояние между ними и, таким образом, снизить общую стоимость строительства и эксплуатации линий электропередач.

Применение в быту и пищевой промышленности

Алюминий широко используется для производства посуды (чайники, кастрюли), банок для напитков и пищевой фольги. На схеме показано, что это применение основано на таких свойствах, как высокая теплопроводность, коррозионная устойчивость и неядовитость его соединений. Высокая теплопроводность обеспечивает быстрый и равномерный нагрев пищи в посуде. Коррозионная стойкость предотвращает реакцию металла с пищевыми продуктами и напитками. Неядовитость алюминия и его соединений делает его безопасным для контакта с пищей, что является критически важным требованием для пищевой упаковки и посуды.

Ответ:

Согласно представленной схеме, широкое применение алюминия объясняется сочетанием его ценных свойств. В транспорте (самолеты, автомобили, корабли) используются его малая плотность, прочность сплавов и коррозионная устойчивость. В электротехнике для проводов ЛЭП важны высокая электропроводность и малая плотность. В быту и пищевой промышленности (посуда, банки, фольга) ключевую роль играют высокая теплопроводность, коррозионная устойчивость и неядовитость.

6. Почему нельзя пользоваться алюминиевой посудой для хранения щелочных растворов?

Решение

Алюминий — это химически активный металл. Однако в обычных условиях он покрыт тонкой, но очень прочной и химически инертной оксидной плёнкой ($Al_2O_3$), которая образуется при контакте металла с кислородом воздуха. Эта плёнка защищает алюминий от дальнейшего окисления и взаимодействия со многими веществами, включая воду и слабые кислоты.

Однако оксид алюминия ($Al_2O_3$) является амфотерным соединением, то есть он способен реагировать как с кислотами, так и с сильными основаниями (щелочами). Щелочные растворы содержат гидроксид-ионы ($OH^-$), которые разрушают защитную оксидную плёнку, растворяя её с образованием растворимых комплексных солей — тетрагидроксоалюминатов. Например, реакция с гидроксидом натрия ($NaOH$) выглядит следующим образом:

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

После того как защитная плёнка растворится, щелочь начинает взаимодействовать непосредственно с металлическим алюминием, который также проявляет амфотерные свойства. Эта реакция протекает довольно интенсивно с выделением водорода:

$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$

Таким образом, при хранении щелочных растворов в алюминиевой посуде происходит её активное химическое разрушение (коррозия). Посуда портится, в ней могут появиться отверстия, а её содержимое загрязняется продуктами реакции — алюминатами.

Ответ: Нельзя пользоваться алюминиевой посудой для хранения щелочных растворов, потому что щелочи разрушают защитную оксидную плёнку на поверхности алюминия, а затем вступают в химическую реакцию с самим металлом. Это приводит к разрушению посуды и загрязнению её содержимого продуктами реакции.

7. С помощью каких реакций можно отличить друг от друга хлориды натрия, кальция и алюминия? Напишите уравнения реакций.

Дано:

Три пробирки с водными растворами солей: хлорид натрия ($NaCl$), хлорид кальция ($CaCl_2$) и хлорид алюминия ($AlCl_3$).

Найти:

Способ, позволяющий различить эти три раствора, и написать уравнения соответствующих химических реакций.

Решение:

Для распознавания данных солей необходимо провести качественные реакции на катионы $Na^+$, $Ca^{2+}$ и $Al^{3+}$, поскольку анион во всех трех случаях одинаковый ($Cl^−$). Сделать это можно несколькими способами.

Способ 1. Использование раствора сильной щелочи (например, гидроксида натрия $NaOH$).

Этот метод основан на разной реакции катионов на добавление щелочи и на различной растворимости образующихся гидроксидов в избытке щелочи. Распознавание проводится в два этапа.

Этап 1: Постепенное добавление раствора $NaOH$ к каждому из растворов.

• В пробирке с хлоридом алюминия ($AlCl_3$) образуется белый студенистый осадок гидроксида алюминия ($Al(OH)_3$).
  Уравнение реакции: $AlCl_3 + 3NaOH \rightarrow Al(OH)_3 \downarrow + 3NaCl$
• В пробирке с хлоридом кальция ($CaCl_2$) выпадает белый мелкокристаллический осадок малорастворимого гидроксида кальция ($Ca(OH)_2$).
  Уравнение реакции: $CaCl_2 + 2NaOH \rightarrow Ca(OH)_2 \downarrow + 2NaCl$
• В пробирке с хлоридом натрия ($NaCl$) видимых изменений не происходит, так как реакция не идет.

Таким образом, на первом этапе мы сразу определяем пробирку с хлоридом натрия.

Этап 2: Добавление избытка раствора $NaOH$ в пробирки с осадками.

Чтобы отличить хлорид кальция от хлорида алюминия, в пробирки, где выпал осадок, добавляем избыток раствора щелочи.

• Гидроксид алюминия ($Al(OH)_3$) является амфотерным, поэтому он растворяется в избытке сильной щелочи с образованием растворимого комплексного соединения — тетрагидроксоалюмината натрия. Осадок исчезнет.
  Уравнение реакции: $Al(OH)_3 + NaOH \rightarrow Na[Al(OH)_4]$
• Гидроксид кальция ($Ca(OH)_2$) проявляет основные свойства и в избытке щелочи не растворяется. Осадок останется без изменений.

Таким образом, пробирка, в которой осадок растворился в избытке щелочи, содержала исходно хлорид алюминия, а та, где осадок остался, — хлорид кальция.

Способ 2. Использование раствора карбоната натрия ($Na_2CO_3$).

Этот способ позволяет различить все три соли в одну стадию, так как реакции протекают по-разному.

• При добавлении раствора карбоната натрия к хлориду кальция ($CaCl_2$) выпадает белый осадок карбоната кальция ($CaCO_3$).
  Уравнение реакции: $CaCl_2 + Na_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + 2NaCl$
• При добавлении раствора карбоната натрия к хлориду алюминия ($AlCl_3$) происходит необратимый совместный гидролиз, так как карбонат алюминия в воде не существует. В результате выпадает белый студенистый осадок гидроксида алюминия ($Al(OH)_3$) и выделяется углекислый газ ($CO_2$).
  Уравнение реакции: $2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3CO_2 \uparrow + 6NaCl$
• В пробирке с хлоридом натрия ($NaCl$) видимых изменений не произойдет.

Таким образом, наблюдая за результатами (нет реакции, выпадение осадка, выпадение осадка и выделение газа), можно однозначно идентифицировать каждую из солей.

Ответ:
Различить растворы хлоридов натрия, кальция и алюминия можно с помощью раствора щелочи (например, $NaOH$) или раствора карбоната натрия ($Na_2CO_3$).
Уравнения реакций при использовании $NaOH$:
$CaCl_2 + 2NaOH \rightarrow Ca(OH)_2 \downarrow + 2NaCl$
$AlCl_3 + 3NaOH \rightarrow Al(OH)_3 \downarrow + 3NaCl$
$Al(OH)_3 + NaOH_{ (изб.) } \rightarrow Na[Al(OH)_4]$
Уравнения реакций при использовании $Na_2CO_3$:
$CaCl_2 + Na_2CO_3 \rightarrow CaCO_3 \downarrow + 2NaCl$
$2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3 \downarrow + 3CO_2 \uparrow + 6NaCl$

8. При обработке 10 г сплава меди с алюминием соляной кислотой выделилось 6,72 л водорода (н. у.). Определите состав сплава в процентах по массе.

Дано:

$m(\text{сплава}) = 10 \text{ г}$

$V(H_2) = 6.72 \text{ л (н.у.)}$

$m(\text{сплава}) = 10 \text{ г} = 0.01 \text{ кг}$

$V(H_2) = 6.72 \text{ л} = 6.72 \cdot 10^{-3} \text{ м}^3$

Найти:

$\omega(Al) - ?$

$\omega(Cu) - ?$

Решение:

При обработке сплава меди с алюминием соляной кислотой ($HCl$) в реакцию вступает только алюминий, так как медь является металлом, стоящим в ряду электрохимической активности металлов после водорода, и не способна вытеснять его из растворов кислот-неокислителей.

Составим уравнение реакции взаимодействия алюминия с соляной кислотой:

$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2 \uparrow$

1. Найдем количество вещества (моль) выделившегося водорода. Молярный объем газа при нормальных условиях ($V_m$) составляет $22.4 \text{ л/моль}$.

$n(H_2) = \frac{V(H_2)}{V_m} = \frac{6.72 \text{ л}}{22.4 \text{ л/моль}} = 0.3 \text{ моль}$

2. По уравнению реакции найдем количество вещества алюминия, содержавшегося в сплаве. Из стехиометрических коэффициентов видно, что количество вещества алюминия относится к количеству вещества водорода как 2 к 3.

$\frac{n(Al)}{2} = \frac{n(H_2)}{3}$

$n(Al) = \frac{2}{3} \times n(H_2) = \frac{2}{3} \times 0.3 \text{ моль} = 0.2 \text{ моль}$

3. Рассчитаем массу алюминия в сплаве. Молярная масса алюминия $M(Al) = 27 \text{ г/моль}$.

$m(Al) = n(Al) \times M(Al) = 0.2 \text{ моль} \times 27 \text{ г/моль} = 5.4 \text{ г}$

4. Зная массу алюминия и общую массу сплава, определим массовую долю алюминия ($\omega(Al)$):

$\omega(Al) = \frac{m(Al)}{m(\text{сплава})} \times 100\% = \frac{5.4 \text{ г}}{10 \text{ г}} \times 100\% = 54\%$

5. Так как сплав состоит только из меди и алюминия, массовая доля меди ($\omega(Cu)$) будет равна:

$\omega(Cu) = 100\% - \omega(Al) = 100\% - 54\% = 46\%$

Ответ: массовая доля алюминия в сплаве составляет $54\%$, массовая доля меди – $46\%$.

9. Растворение алюминия в разбавленной азотной кислоте происходит без выделения газов и приводит к образованию двух нитратов. Напишите уравнение реакции, составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Решение

В условии задачи сказано, что алюминий реагирует с разбавленной азотной кислотой без выделения газа. Алюминий — активный металл, а азотная кислота — сильный окислитель. В зависимости от концентрации кислоты и активности металла, азот в степени окисления $+5$ может восстанавливаться до разных степеней окисления. Отсутствие газообразных продуктов ($NO_2, NO, N_2O, N_2$) указывает на то, что продуктом восстановления азота является ион аммония $NH_4^+$, в котором азот имеет степень окисления $-3$.

Таким образом, в ходе реакции образуются два нитрата: нитрат алюминия $Al(NO_3)_3$ (продукт окисления алюминия) и нитрат аммония $NH_4NO_3$ (продукт восстановления азотной кислоты). Также в реакции образуется вода.

Уравнение реакции

Составим схему реакции и уравняем ее методом электронного баланса.

Схема реакции: $Al + HNO_3 \rightarrow Al(NO_3)_3 + NH_4NO_3 + H_2O$

Расставим коэффициенты на основе электронного баланса (см. следующий пункт):

$8Al + 30HNO_3 \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$

Ответ: $8Al + 30HNO_3 \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$.

Электронный баланс

Определим степени окисления элементов, которые их изменяют:

$Al^0 \rightarrow Al^{+3}$

$N^{+5} \rightarrow N^{-3}$ (в составе иона $NH_4^+$)

Составим полуреакции окисления и восстановления:

$ \begin{array}{c|c} 8 & Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3} \\ 3 & N^{+5} + 8e^- \rightarrow N^{-3} \end{array} $

Алюминий отдает 3 электрона, являясь восстановителем. Азот принимает 8 электронов, являясь окислителем. Наименьшее общее кратное для 3 и 8 равно 24. Отсюда находим коэффициенты: 8 для алюминия и 3 для азота, изменившего степень окисления.

Ответ:

$ \begin{array}{c|c|l} 8 & Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3} & \text{окисление, восстановитель} \\ 3 & N^{+5} + 8e^- \rightarrow N^{-3} & \text{восстановление, окислитель} \end{array} $

Окислитель и восстановитель

В данной реакции алюминий ($Al^0$) повышает свою степень окисления с 0 до +3, отдавая электроны. Следовательно, алюминий является восстановителем.

Азот ($N^{+5}$) в составе азотной кислоты ($HNO_3$) понижает свою степень окисления с +5 до -3, принимая электроны. Следовательно, азотная кислота (за счет атома азота в степени окисления +5) является окислителем.

Ответ: Восстановитель — алюминий ($Al$). Окислитель — азотная кислота ($HNO_3$).

10. Напишите уравнения реакций алюминия с оксидами металлов: $Fe_3O_4$, $CuO$, $CaO$.

Решение

Алюминий — химически активный металл, способный восстанавливать менее активные металлы из их оксидов при высокой температуре. Этот метод называется алюминотермией. Для определения возможности реакции необходимо сравнить активность алюминия с активностью металла в оксиде, используя ряд активности металлов.

$Fe_3O_4$

Алюминий активнее железа, поэтому он вытесняет железо из его оксида (железной окалины $Fe_3O_4$). Реакция протекает при сильном нагревании (термитная смесь) с выделением большого количества тепла. Продуктами являются оксид алюминия и расплавленное железо.

Уравнение реакции выглядит следующим образом:

$8Al + 3Fe_3O_4 \xrightarrow{t} 4Al_2O_3 + 9Fe$

Ответ: $8Al + 3Fe_3O_4 \xrightarrow{t} 4Al_2O_3 + 9Fe$

$CuO$

Алюминий также активнее меди, поэтому он легко восстанавливает медь из оксида меди(II) ($CuO$) при нагревании.

Уравнение реакции:

$2Al + 3CuO \xrightarrow{t} Al_2O_3 + 3Cu$

Ответ: $2Al + 3CuO \xrightarrow{t} Al_2O_3 + 3Cu$

$CaO$

Кальций — щелочноземельный металл, который значительно активнее алюминия. В ряду активности металлов кальций стоит гораздо левее алюминия. Следовательно, алюминий не может вытеснить (восстановить) кальций из его оксида ($CaO$).

Ответ: Реакция не протекает.