Страница 13 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян

1. Почему для получения амфотерного гидроксида из раствора соли переходного элемента раствор щёлочи к ней приливают по каплям?

1 Раствор щёлочи к раствору соли переходного элемента приливают по каплям из-за амфотерных свойств образующегося гидроксида. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и с основаниями (щелочами).

Процесс получения амфотерного гидроксида можно разделить на две стадии.

1. На первой стадии, при добавлении недостатка щёлочи к раствору соли, происходит реакция обмена и выпадает осадок нерастворимого гидроксида. Например, при добавлении гидроксида натрия к хлориду цинка:

$ZnCl_2 + 2NaOH \rightarrow Zn(OH)_2\downarrow + 2NaCl$

Это и есть целевой продукт — амфотерный гидроксид цинка.

2. Однако, если продолжить добавление щёлочи, то создастся её избыток. Амфотерный гидроксид цинка прореагирует с этим избытком, проявляя свои кислотные свойства, и растворится с образованием растворимой комплексной соли — тетрагидроксоцинката натрия:

$Zn(OH)_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2[Zn(OH)_4]$

Таким образом, если прилить весь объём щёлочи сразу, можно либо не получить осадок вовсе, либо получить его с очень низким выходом, так как он тут же растворится в избытке реагента. По каплям щёлочь добавляют для того, чтобы точно контролировать ход реакции, остановить её на первой стадии и не допустить растворения полученного осадка амфотерного гидроксида.

Ответ: Раствор щёлочи приливают по каплям, чтобы предотвратить растворение образующегося амфотерного гидроксида в избытке щёлочи, так как это привело бы к образованию растворимого комплексного соединения и, следовательно, к потере целевого продукта.

2. Запишите уравнения реакций для следующих превращений:

1. Бериллий $\rightarrow$ Оксид бериллия
2. Оксид бериллия $\rightarrow$ Сульфат бериллия
3. Оксид бериллия $\rightarrow$ Бериллат калия
4. Оксид бериллия $\rightarrow$ Нитрат бериллия
5. Гидроксид бериллия $\rightarrow$ Сульфат бериллия
6. Гидроксид бериллия $\rightarrow$ Бериллат калия
7. Нитрат бериллия $\rightarrow$ Гидроксид бериллия

Первую реакцию рассмотрите с позиций окисления-восстановления.

1. Превращение металлического бериллия в оксид бериллия происходит при его взаимодействии с кислородом при нагревании. Это окислительно-восстановительная реакция, так как элементы меняют свои степени окисления.

Уравнение реакции с указанием степеней окисления:

$2\overset{0}{Be} + \overset{0}{O}_2 \xrightarrow{t} 2\overset{+2}{Be}\overset{-2}{O}$

Составим электронный баланс для определения окислителя и восстановителя:

$Be^0 - 2e^- \rightarrow Be^{+2} \quad | \times 2$ (процесс окисления, $Be^0$ – восстановитель)

$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2} \quad | \times 1$ (процесс восстановления, $O_2^0$ – окислитель)

Ответ: $2Be + O_2 \xrightarrow{t} 2BeO$.

2. Оксид бериллия ($BeO$) является амфотерным оксидом, поэтому он реагирует с сильными кислотами. Для получения сульфата бериллия ($BeSO_4$) необходимо провести реакцию оксида бериллия с серной кислотой ($H_2SO_4$).

Ответ: $BeO + H_2SO_4 \rightarrow BeSO_4 + H_2O$.

3. Амфотерные свойства оксида бериллия также позволяют ему реагировать со щелочами. При сплавлении с твердым гидроксидом калия ($KOH$) образуется соль — бериллат калия ($K_2BeO_2$).

Ответ: $BeO + 2KOH \xrightarrow{сплавление} K_2BeO_2 + H_2O$.

4. Для получения нитрата бериллия ($Be(NO_3)_2$) из оксида бериллия ($BeO$) нужно провести реакцию с соответствующей кислотой — азотной ($HNO_3$).

Ответ: $BeO + 2HNO_3 \rightarrow Be(NO_3)_2 + H_2O$.

5. Гидроксид бериллия ($Be(OH)_2$) — амфотерное основание. В этой реакции он проявляет основные свойства, вступая в реакцию нейтрализации с серной кислотой ($H_2SO_4$) с образованием соли и воды.

Ответ: $Be(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow BeSO_4 + 2H_2O$.

6. Амфотерность гидроксида бериллия ($Be(OH)_2$) проявляется в его способности растворяться в растворах щелочей. В реакции с гидроксидом калия ($KOH$) образуется растворимая комплексная соль — тетрагидроксобериллат калия ($K_2[Be(OH)_4]$).

Ответ: $Be(OH)_2 + 2KOH \rightarrow K_2[Be(OH)_4]$.

7. Чтобы получить нерастворимый в воде гидроксид бериллия ($Be(OH)_2$) из раствора его соли, например, нитрата бериллия ($Be(NO_3)_2$), необходимо добавить раствор щелочи. При этом выпадает осадок гидроксида бериллия.

Ответ: $Be(NO_3)_2 + 2KOH \rightarrow Be(OH)_2\downarrow + 2KNO_3$.

3. Приведите по два молекулярных уравнения реакций, соответствующих сокращённым ионным уравнениям:

а) $Be(OH)_2 + 2H^+ \to Be^{2+} + 2H_2O;$

б) $Be(OH)_2 + 2OH^- \to BeO_2^{2-} + 2H_2O.$

Решение

а) Be(OH)₂ + 2H⁺ → Be²⁺ + 2H₂O

Данное сокращённое ионное уравнение описывает реакцию нейтрализации, в которой амфотерный гидроксид бериллия ($Be(OH)₂$), проявляя основные свойства, реагирует с сильной кислотой. Гидроксид бериллия является слабым, нерастворимым в воде основанием, поэтому в ионных уравнениях он записывается в молекулярной форме. Ионы $H⁺$ поставляются сильной кислотой, анион которой является наблюдателем (не участвует в реакции) и образует соль с катионом $Be²⁺$.

Для составления молекулярных уравнений можно использовать две разные сильные кислоты, например, соляную ($HCl$) и азотную ($HNO₃$).

1. Взаимодействие с соляной кислотой:

$Be(OH)₂ + 2HCl \rightarrow BeCl₂ + 2H₂O$

В этом случае источником ионов $H⁺$ является соляная кислота, а в продуктах образуется растворимая соль хлорид бериллия.

2. Взаимодействие с серной кислотой:

$Be(OH)₂ + H₂SO₄ \rightarrow BeSO₄ + 2H₂O$

Здесь источником ионов $H⁺$ выступает серная кислота, а в продуктах образуется растворимая соль сульфат бериллия.

Ответ: $Be(OH)₂ + 2HCl \rightarrow BeCl₂ + 2H₂O$; $Be(OH)₂ + H₂SO₄ \rightarrow BeSO₄ + 2H₂O$.

б) Be(OH)₂ + 2OH⁻ → BeO₂²⁻ + 2H₂O

Это сокращённое ионное уравнение показывает, как амфотерный гидроксид бериллия ($Be(OH)₂$) проявляет кислотные свойства, реагируя с сильным основанием (щёлочью). Ионы $OH⁻$ поставляются щёлочью, катион которой является наблюдателем и образует соль с анионом $BeO₂²⁻$ (бериллат-ион). Стоит отметить, что в водном растворе образуется комплексный ион тетрагидроксобериллат(II) $[Be(OH)₄]²⁻$, запись которого эквивалентна $BeO₂²⁻ + 2H₂O$.

Для составления молекулярных уравнений можно использовать две разные щёлочи, например, гидроксид натрия ($NaOH$) и гидроксид калия ($KOH$).

1. Взаимодействие с гидроксидом натрия:

$Be(OH)₂ + 2NaOH \rightarrow Na₂BeO₂ + 2H₂O$

Источником ионов $OH⁻$ является гидроксид натрия, а в продуктах образуется соль бериллат натрия.

2. Взаимодействие с гидроксидом калия:

$Be(OH)₂ + 2KOH \rightarrow K₂BeO₂ + 2H₂O$

Источником ионов $OH⁻$ является гидроксид калия, а в продуктах образуется соль бериллат калия.

Ответ: $Be(OH)₂ + 2NaOH \rightarrow Na₂BeO₂ + 2H₂O$; $Be(OH)₂ + 2KOH \rightarrow K₂BeO₂ + 2H₂O$.

4. Докажите, что амфотерность подтверждает относительный характер деления элементов на металлы и неметаллы.

4 Решение

Классическое деление химических элементов на металлы и неметаллы основано на различиях в их физических и химических свойствах. Одним из фундаментальных химических критериев является кислотно-основный характер их высших оксидов и соответствующих им гидроксидов.

• Для типичных металлов (например, $Na$, $Mg$, $Ca$) характерно образование осно́вных оксидов и гидроксидов (оснований). Они реагируют с кислотами, но не реагируют с основаниями. Пример: $Ca(OH)_2 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + 2H_2O$.
• Для типичных неметаллов (например, $S$, $P$, $N$) характерно образование кислотных оксидов и гидроксидов (кислородсодержащих кислот). Они реагируют с основаниями, но не реагируют с кислотами. Пример: $H_2SO_4 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_4 + 2H_2O$.

Если бы это деление было абсолютным, то каждый элемент можно было бы однозначно отнести к одной из двух групп. Однако существует группа элементов, оксиды и гидроксиды которых проявляют амфотерность — способность вступать в реакции как с кислотами, так и со щелочами. Это свойство демонстрирует двойственную химическую природу.

Рассмотрим в качестве доказательства гидроксид алюминия $Al(OH)_3$. Алюминий — это элемент, который по физическим свойствам является металлом.

1. При взаимодействии с кислотой гидроксид алюминия проявляет осно́вные свойства, характерные для гидроксидов металлов, образуя соль и воду:
$Al(OH)_3 + 3HCl \rightarrow AlCl_3 + 3H_2O$

2. При взаимодействии со щелочью гидроксид алюминия проявляет кислотные свойства, характерные для гидроксидов неметаллов (кислот), образуя комплексную соль (в водном растворе):
$Al(OH)_3 + NaOH \rightarrow Na[Al(OH)_4]$

Таким образом, одно и то же вещество, $Al(OH)_3$, в зависимости от условий реакции, ведет себя и как основание (что типично для металла), и как кислота (что типично для неметалла). Наличие таких "переходных" элементов, как алюминий ($Al$), цинк ($Zn$), бериллий ($Be$), хром ($Cr$), свинец ($Pb$) и другие, чьи соединения амфотерны, стирает четкую грань между металлами и неметаллами.

Это наглядно доказывает, что классификация элементов на металлы и неметаллы является условной и относительной. Свойства элементов в Периодической системе меняются постепенно, а не скачкообразно, и амфотерные элементы служат живым подтверждением этого плавного перехода.

Ответ: Амфотерность — это способность оксидов и гидроксидов некоторых химических элементов реагировать как с кислотами (проявляя осно́вные свойства, характерные для металлов), так и со щелочами (проявляя кислотные свойства, характерные для неметаллов). Существование таких элементов (например, $Al$, $Zn$), которые проявляют двойственную химическую природу, доказывает отсутствие резкой границы между металлами и неметаллами и, следовательно, подтверждает относительный, условный характер такого деления.