Страница 153 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Общие химические свойства металлов – простых веществ можно обозначить одним химическим термином. Назовите его.

Общим для всех химических свойств металлов как простых веществ является их способность отдавать электроны в химических реакциях. Атомы металлов имеют на внешнем электронном слое, как правило, небольшое число электронов (от 1 до 3) и относительно большие атомные радиусы. Вследствие этого они слабо удерживают свои валентные электроны и легко их отдают, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы).

Процесс отдачи электронов называется окислением, а вещества, которые отдают электроны, — восстановителями. Таким образом, во всех своих химических реакциях металлы выступают в роли восстановителей. Этот процесс можно представить в общем виде схемой: $Me^0 - ne^- \rightarrow Me^{n+}$, где $Me$ — это атом металла, а $n$ — число отданных электронов.

Эта закономерность проявляется во всех типичных реакциях металлов. Например:

• При взаимодействии с неметаллами: $2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$. Магний ($Mg^0$) окисляется до $Mg^{+2}$.
• При взаимодействии с кислотами: $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow$. Цинк ($Zn^0$) окисляется до $Zn^{+2}$.
• При взаимодействии с солями менее активных металлов: $Fe + CuSO_4 \rightarrow FeSO_4 + Cu$. Железо ($Fe^0$) окисляется до $Fe^{+2}$.

Во всех этих случаях металлы отдают электроны. Следовательно, все общие химические свойства металлов можно охарактеризовать одним химическим термином — восстановительные свойства.

Ответ: восстановительные свойства.

2. Перечислите общие химические свойства металлов. Подчеркните особенности взаимодействия металлов с растворами кислот и солей.

Металлы, как простые вещества, проявляют восстановительные свойства, то есть в химических реакциях они отдают свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы.

Общие химические свойства металлов

1. Взаимодействие с неметаллами. Большинство металлов реагируют с неметаллами при нагревании.

• С кислородом, образуя оксиды: $2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO$.
• С галогенами, образуя галогениды (соли): $2Fe + 3Cl_2 \rightarrow 2FeCl_3$.
• С серой, образуя сульфиды: $Fe + S \xrightarrow{t} FeS$.
• С азотом (только активные металлы), образуя нитриды: $3Ca + N_2 \xrightarrow{t} Ca_3N_2$.
• С водородом (только самые активные металлы — щелочные и щелочноземельные), образуя гидриды: $2Na + H_2 \rightarrow 2NaH$.

2. Взаимодействие с водой. Характер взаимодействия зависит от активности металла.

• Активные металлы (щелочные и щелочноземельные, от Li до Na в ряду активности) реагируют с водой при обычных условиях с образованием щёлочи и водорода: $2K + 2H_2O \rightarrow 2KOH + H_2\uparrow$.
• Металлы средней активности (от Mg до Pb в ряду активности) реагируют с водой при нагревании или с водяным паром, образуя оксид и водород: $Zn + H_2O \xrightarrow{t} ZnO + H_2\uparrow$.
• Неактивные металлы (стоящие после водорода) с водой не реагируют.

3. Взаимодействие с растворами кислот. Эта реакция имеет свои особенности, которые рассмотрены ниже.

4. Взаимодействие с растворами солей. Эта реакция также имеет свои особенности и будет рассмотрена подробно ниже.

Ответ: К общим химическим свойствам металлов относятся их реакции с неметаллами (кислородом, галогенами, серой и др.), водой, кислотами и солями, в которых металлы выступают в роли восстановителей.

Особенности взаимодействия металлов с растворами кислот и солей

Взаимодействие металлов с растворами кислот и солей определяется положением металла в электрохимическом ряду напряжений (ряду активности металлов).

Особенности взаимодействия с растворами кислот:

1. Взаимодействие с кислотами-неокислителями (например, $HCl$, разбавленная $H_2SO_4$, $H_3PO_4$).

• Металлы, стоящие в ряду активности левее водорода (H), вытесняют из этих кислот водород, образуя соль и газообразный водород.
  Например: $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2\uparrow$.
• Металлы, стоящие правее водорода (H) (например, $Cu, Ag, Hg, Pt, Au$), с растворами кислот-неокислителей не реагируют.
  Например: $Cu + H_2SO_4(разб.) \nrightarrow$.

2. Взаимодействие с кислотами-окислителями (азотная кислота $HNO_3$ любой концентрации, концентрированная серная кислота $H_2SO_4$).

• Эти кислоты реагируют с большинством металлов, включая те, что стоят в ряду активности правее водорода (кроме $Au$ и $Pt$).
• Продуктом реакции является соль, вода и продукт восстановления кислоты (но не водород). Состав продуктов восстановления зависит от активности металла и концентрации кислоты.
• Примеры с азотной кислотой:
  $Cu + 4HNO_3(конц.) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$
  $3Cu + 8HNO_3(разб.) \rightarrow 3Cu(NO_3)_2 + 2NO\uparrow + 4H_2O$
• Пример с концентрированной серной кислотой:
  $Zn + 2H_2SO_4(конц.) \rightarrow ZnSO_4 + SO_2\uparrow + 2H_2O$
• Пассивация: некоторые металлы ($Al, Fe, Cr$) при контакте с холодной концентрированной $H_2SO_4$ и $HNO_3$ покрываются прочной оксидной пленкой, которая препятствует дальнейшей реакции.

Особенности взаимодействия с растворами солей:

• Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли. Активность определяется по ряду напряжений: чем левее стоит металл, тем он активнее.
  Например, цинк ($Zn$) активнее меди ($Cu$), поэтому: $Zn + CuSO_4 \rightarrow ZnSO_4 + Cu\downarrow$.
  А медь ($Cu$) менее активна, чем цинк ($Zn$), поэтому обратная реакция не идет: $Cu + ZnSO_4 \nrightarrow$.
• Правило не распространяется на самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные), так как они в первую очередь будут реагировать с водой, а не с солью в растворе.
  Например: $2Na + CuSO_4 + 2H_2O \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + Na_2SO_4 + H_2\uparrow$.
• Реакция может не пойти или остановиться, если на поверхности исходного металла образуется нерастворимый продукт реакции. Например, реакция свинца с сульфатом меди протекает медленно из-за образования малорастворимого сульфата свинца: $Pb + CuSO_4 \rightarrow PbSO_4\downarrow + Cu$.

Ответ: Особенность взаимодействия металлов с растворами кислот заключается в зависимости продуктов реакции от положения металла в ряду активности и типа кислоты (окислитель или неокислитель). Особенность взаимодействия с растворами солей состоит в том, что более активный металл вытесняет менее активный, при условии, что реагирующий металл не взаимодействует с водой, а продукты реакции растворимы.

3. Если металл проявляет различные степени окисления, то укажите факторы, от которых зависит состав продукта взаимодействия металлов с неметаллами и растворами кислот и солей. Приведите примеры.

Если металл способен проявлять различные (переменные) степени окисления, то состав продуктов его взаимодействия с другими веществами будет зависеть от ряда факторов. В первую очередь это сила окислителя, с которым реагирует металл, а также условия проведения реакции.

Взаимодействие с неметаллами

При взаимодействии металла с неметаллами состав продукта зависит от следующих факторов:

• Окислительная способность неметалла. Более активные неметаллы-окислители (например, фтор $F_2$, кислород $O_2$, хлор $Cl_2$) окисляют металл до более высоких степеней окисления. Менее активные неметаллы (например, сера $S$, иод $I_2$) окисляют тот же металл до более низких степеней окисления.
• Соотношение реагентов. Избыток неметалла-окислителя, как правило, способствует образованию соединения, в котором металл проявляет более высокую степень окисления.
• Условия реакции (температура). Нагревание обычно увеличивает окислительную способность реагентов и может приводить к образованию продуктов с более высокой степенью окисления металла.

Примеры:

Железо ($Fe$) может проявлять степени окисления $+2$ и $+3$.

1. В реакции с сильным окислителем хлором железо окисляется до степени окисления $+3$:

$2\stackrel{0}{Fe} + 3\stackrel{0}{Cl_2} \rightarrow 2\stackrel{+3}{Fe}\stackrel{-1}{Cl_3}$

2. В реакции с более слабым окислителем, серой, железо окисляется до степени окисления $+2$:

$\stackrel{0}{Fe} + \stackrel{0}{S} \rightarrow \stackrel{+2}{Fe}\stackrel{-2}{S}$

Ответ: Состав продукта взаимодействия металла с неметаллом зависит от окислительной способности неметалла, соотношения реагентов и условий реакции (температуры).

Взаимодействие с растворами кислот

Ключевыми факторами являются природа и концентрация кислоты:

• Природа кислоты.
  • В кислотах-неокислителях (разбавленные $H_2SO_4$, $HCl$ и др.), где окислителем выступает катион водорода $H^+$, металлы (стоящие в ряду активности до водорода) окисляются, как правило, до своей низшей устойчивой положительной степени окисления.
  • В кислотах-окислителях (концентрированная $H_2SO_4$, азотная кислота $HNO_3$ любой концентрации), где окислителем является кислотный остаток (анион), металлы окисляются до более высоких или высших степеней окисления.
• Концентрация кислоты. Для кислот-окислителей их окислительная способность напрямую зависит от концентрации. Концентрированные растворы являются более сильными окислителями.

Примеры:

Рассмотрим взаимодействие железа ($Fe$) с серной кислотой ($H_2SO_4$) разной концентрации.

1. С разбавленной серной кислотой (кислота-неокислитель) железо окисляется до $+2$:

$\stackrel{0}{Fe} + H_2\stackrel{+6}{S}O_4 (разб.) \rightarrow \stackrel{+2}{Fe}SO_4 + \stackrel{0}{H_2} \uparrow$

2. С концентрированной серной кислотой (кислота-окислитель) при нагревании железо окисляется до $+3$:

$2\stackrel{0}{Fe} + 6H_2\stackrel{+6}{S}O_4 (конц., t°) \rightarrow \stackrel{+3}{Fe_2}(SO_4)_3 + 3\stackrel{+4}{S}O_2 \uparrow + 6H_2O$

Ответ: Состав продукта взаимодействия металла с кислотой зависит от природы кислоты (является ли она окислителем), ее концентрации и температуры.

Взаимодействие с растворами солей

В этом случае определяющим фактором является окислительная способность катиона металла, входящего в состав соли. Металл-восстановитель будет вытеснять менее активный металл из раствора его соли. При этом металл-восстановитель переходит в одну из своих степеней окисления.

Особый случай — реакция металла с солью этого же металла, находящегося в более высокой степени окисления. В таких реакциях (сопропорционирование) образуется соединение с промежуточной степенью окисления.

Примеры:

1. Железо ($Fe$) реагирует с раствором сульфата меди(II) ($CuSO_4$). Катион $Cu^{2+}$ — окислитель, но не очень сильный. Железо окисляется до своей низшей степени окисления $+2$:

$\stackrel{0}{Fe} + \stackrel{+2}{Cu}SO_4 \rightarrow \stackrel{+2}{Fe}SO_4 + \stackrel{0}{Cu}$

2. Железо ($Fe$) реагирует с раствором хлорида железа(III) ($FeCl_3$). Катион $Fe^{3+}$ является окислителем для металлического железа $Fe^0$. В результате реакции оба реагента переходят в промежуточную степень окисления $+2$:

$\stackrel{0}{Fe} + 2\stackrel{+3}{Fe}Cl_3 \rightarrow 3\stackrel{+2}{Fe}Cl_2$

Ответ: Состав продукта взаимодействия металла с раствором соли зависит от окислительной способности катиона в соли.

4. От чего зависит скорость протекания химического процесса? Расположите указанные металлы в порядке уменьшения скорости реакции с соляной кислотой:

а) олово;

б) железо;

в) магний;

г) цинк.

Скорость протекания химического процесса зависит от нескольких ключевых факторов:

• Природа реагирующих веществ: химическая активность веществ напрямую влияет на скорость реакции. Более активные вещества реагируют быстрее.
• Концентрация реагентов: согласно закону действующих масс, увеличение концентрации исходных веществ (для растворов и газов) приводит к увеличению скорости реакции, так как возрастает число столкновений между частицами.
• Температура: повышение температуры увеличивает кинетическую энергию молекул, что приводит к более частым и более энергичным столкновениям, ускоряя реакцию (правило Вант-Гоффа).
• Площадь поверхности соприкосновения реагентов: для гетерогенных реакций (в которых реагенты находятся в разных фазах, например, твердое вещество и жидкость) увеличение площади поверхности твердого реагента (например, путем его измельчения) увеличивает скорость реакции.
• Наличие катализатора или ингибитора: катализаторы — это вещества, которые ускоряют реакцию, но сами в ней не расходуются. Ингибиторы, наоборот, замедляют химические реакции.
• Давление: для реакций с участием газов повышение давления увеличивает их концентрацию и, следовательно, скорость реакции.

Для решения второй части задачи необходимо расположить металлы в порядке уменьшения скорости их реакции с соляной кислотой ($HCl$).

Решение

Скорость реакции металла с кислотой (в данном случае с соляной) зависит от химической активности металла. Чем активнее металл, тем быстрее он вытесняет водород из кислоты. Активность металлов определяется их положением в электрохимическом ряду напряжений (ряду активности) металлов.

Рассмотрим положение указанных металлов в ряду активности:

... K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu ...

Из этого ряда видно, что химическая активность металлов уменьшается в следующей последовательности:

Магний (Mg) > Цинк (Zn) > Железо (Fe) > Олово (Sn)

Следовательно, скорость реакции этих металлов с соляной кислотой будет уменьшаться в том же порядке. Магний будет реагировать наиболее бурно, а олово — наиболее медленно.

Примеры уравнений реакций:

$Mg + 2HCl \rightarrow MgCl_2 + H_2 \uparrow$ (очень быстрая реакция)

$Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$ (быстрая реакция)

$Fe + 2HCl \rightarrow FeCl_2 + H_2 \uparrow$ (медленная реакция)

$Sn + 2HCl \rightarrow SnCl_2 + H_2 \uparrow$ (очень медленная реакция)

Таким образом, порядок металлов по уменьшению скорости реакции с соляной кислотой: магний, цинк, железо, олово.

Ответ: в) магний; г) цинк; б) железо; а) олово.

5. Охарактеризуйте химические свойства следующих металлов:

а) калий;

б) цинк;

в) медь.

Запишите уравнения соответствующих химических реакций. Рассмотрите их с точки зрения теории электролитической диссоциации и процессов окисления — восстановления. В чём сходство и различия свойств перечисленных металлов?

Решение

а) калий

Калий (K) – это щелочной металл, расположенный в I группе главной подгруппы периодической системы. Он является одним из самых химически активных металлов. В электрохимическом ряду напряжений металлов калий стоит в самом начале, что свидетельствует о его очень сильных восстановительных свойствах. Атом калия легко отдает один электрон с внешней электронной оболочки, превращаясь в катион $K^+$.

1. Взаимодействие с водой:

Калий очень бурно, со взрывом, реагирует с водой с образованием гидроксида калия и выделением водорода. Реакция экзотермическая, выделяющийся водород воспламеняется.

Молекулярное уравнение: $2K + 2H_2O \rightarrow 2KOH + H_2 \uparrow$

С точки зрения теории электролитической диссоциации (ТЭД): вода является очень слабым электролитом ($H_2O \rightleftharpoons H^+ + OH^-$). Атомы калия ($K^0$), соприкасаясь с водой, отдают свои валентные электроны катионам водорода ($H^+$), которые восстанавливаются до молекулярного водорода ($H_2$). В растворе остаются катионы калия ($K^+$) и гидроксид-ионы ($OH^-$), образующие сильное основание (электролит) – гидроксид калия.

С точки зрения окисления-восстановления (ОВР):

$K^0 - 1e^- \rightarrow K^+$ | 2 (процесс окисления, K – восстановитель)

$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2^0$ | 1 (процесс восстановления, $H^+$ в составе воды – окислитель)

Ионное уравнение (учитывая воду как слабый электролит): $2K^0 + 2H_2O \rightarrow 2K^+ + 2OH^- + H_2^0 \uparrow$

2. Взаимодействие с кислотами:

Реакция с кислотами протекает чрезвычайно бурно.

Молекулярное уравнение: $2K + H_2SO_4 \rightarrow K_2SO_4 + H_2 \uparrow$

Полное ионное уравнение: $2K^0 + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow 2K^+ + SO_4^{2-} + H_2^0 \uparrow$

Сокращенное ионное уравнение: $2K^0 + 2H^+ \rightarrow 2K^+ + H_2^0 \uparrow$

Ответ: Калий – очень активный щелочной металл, являющийся сильным восстановителем. Он бурно реагирует с водой, кислотами и большинством неметаллов. В ходе реакций атом калия окисляется, отдавая один электрон и превращаясь в ион $K^+$.

б) цинк

Цинк (Zn) – металл, расположенный во II группе побочной подгруппы. Это металл средней активности, в ряду напряжений он стоит до водорода. Цинк проявляет амфотерные свойства, т.е. реагирует как с кислотами, так и со щелочами. В соединениях обычно проявляет степень окисления +2.

1. Взаимодействие с кислотами (неокислителями):

Цинк вытесняет водород из растворов кислот, таких как соляная или разбавленная серная.

Молекулярное уравнение: $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2 \uparrow$

С точки зрения ТЭД: Соляная кислота в растворе диссоциирует на ионы $H^+$ и $Cl^-$. Атомы цинка ($Zn^0$) реагируют с ионами водорода, отдавая им два электрона и переходя в раствор в виде ионов $Zn^{2+}$. Ионы хлора $Cl^-$ в реакции не участвуют (являются "ионами-наблюдателями").

Полное ионное уравнение: $Zn^0 + 2H^+ + 2Cl^- \rightarrow Zn^{2+} + 2Cl^- + H_2^0 \uparrow$

Сокращенное ионное уравнение: $Zn^0 + 2H^+ \rightarrow Zn^{2+} + H_2^0 \uparrow$

С точки зрения ОВР:

$Zn^0 - 2e^- \rightarrow Zn^{2+}$ (окисление, Zn – восстановитель)

$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2^0$ (восстановление, $H^+$ – окислитель)

2. Взаимодействие со щелочами:

Благодаря амфотерности, цинк реагирует с растворами щелочей при нагревании с образованием комплексных солей (гидроксоцинкатов).

$Zn + 2NaOH + 2H_2O \xrightarrow{t} Na_2[Zn(OH)_4] + H_2 \uparrow$

Ответ: Цинк – металл средней активности, восстановитель. Характерной чертой является амфотерность. Он способен вытеснять водород из кислот, а также реагировать со щелочами. В реакциях атом цинка окисляется, отдавая два электрона и образуя ион $Zn^{2+}$.

в) медь

Медь (Cu) – металл, расположенный в I группе побочной подгруппы. Это малоактивный металл, в ряду напряжений стоит после водорода. Медь является слабым восстановителем по сравнению с калием и цинком. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2 (более характерна +2).

1. Взаимодействие с кислотами:

Медь не реагирует с кислотами-неокислителями (например, $HCl$, разб. $H_2SO_4$), так как не способна вытеснять из них водород. Однако она реагирует с кислотами-окислителями, такими как азотная ($HNO_3$) и концентрированная серная ($H_2SO_4$).

Молекулярное уравнение (с концентрированной азотной кислотой): $Cu + 4HNO_3(конц.) \rightarrow Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$

С точки зрения ТЭД: В этом случае окислителем выступают не ионы водорода $H^+$, а нитрат-ионы $NO_3^-$ в кислой среде. Атомы меди ($Cu^0$) окисляются до ионов $Cu^{2+}$, а азот в нитрат-ионах восстанавливается.

Сокращенное ионное уравнение: $Cu^0 + 4H^+ + 2NO_3^- \rightarrow Cu^{2+} + 2NO_2 \uparrow + 2H_2O$

С точки зрения ОВР:

$Cu^0 - 2e^- \rightarrow Cu^{2+}$ (окисление, Cu – восстановитель)

$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4}$ (в $NO_2$) (восстановление, $N^{+5}$ в составе $NO_3^-$ – окислитель)

2. Взаимодействие с неметаллами:

Медь реагирует со многими неметаллами (кислород, сера, галогены) при нагревании.

$2Cu + O_2 \xrightarrow{t} 2CuO$

Ответ: Медь – малоактивный металл, слабый восстановитель. Не реагирует с водой и кислотами-неокислителями. Окисляется только сильными окислителями (например, азотной кислотой) или неметаллами при нагревании. В реакциях чаще всего отдает два электрона, образуя ион $Cu^{2+}$.

Сходство и различия свойств перечисленных металлов

Сходство:

• Все три элемента являются металлами, для них характерны общие физические свойства: металлический блеск, ковкость, электро- и теплопроводность.
• В химических реакциях все они проявляют восстановительные свойства, то есть отдают электроны, а их степень окисления повышается от 0 до положительных значений.

Различия:

Главное различие между калием, цинком и медью заключается в их химической активности, которая определяется положением в электрохимическом ряду напряжений металлов. Активность уменьшается в ряду: $K \gg Zn > Cu$.

• Калий: Очень активный щелочной металл, сильнейший восстановитель. Бурно реагирует с водой при обычных условиях, вытесняя водород.
• Цинк: Металл средней активности, восстановитель средней силы. С водой реагирует только при сильном нагревании. Вытесняет водород из кислот-неокислителей. Обладает амфотерными свойствами (реагирует и с кислотами, и со щелочами).
• Медь: Малоактивный металл, слабый восстановитель. Стоит в ряду напряжений после водорода. Не реагирует ни с водой, ни с кислотами-неокислителями. Реагирует только с кислотами-окислителями.

Таким образом, от калия к меди восстановительная способность металлов и их химическая активность резко падают, что определяет коренные различия в их химическом поведении.

Ответ: Сходство металлов заключается в проявлении восстановительных свойств и наличии общих физических свойств, характерных для металлов. Различия обусловлены их разной химической активностью (убывает в ряду $K > Zn > Cu$), что выражается в их способности реагировать с водой, кислотами и другими веществами.

6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответ-ствующие следующим схемам:

a) $Ba + N_2 \to Ba_3N_2$

б) $Ca + H_2O \to Ca(OH)_2 + H_2$

в) $Al + HCl \to AlCl_3 + H_2$

г) $Sn + AgNO_3 \to Sn(NO_3)_2 + Ag$

Для каждой реакции определите окислитель и восстановитель.

а) Схема реакции: $ Ba + N_2 \rightarrow Ba_3N_2 $.

Определим степени окисления элементов до и после реакции. Барий и азот — простые вещества, их степени окисления равны 0. В нитриде бария ($Ba_3N_2$) барий, как металл IIА группы, имеет степень окисления +2, а азот -3.

$ \overset{0}{Ba} + \overset{0}{N_2} \rightarrow \overset{+2}{Ba}_3\overset{-3}{N_2} $

Составим электронный баланс:

$ Ba^0 - 2e^- \rightarrow Ba^{+2} $ | 3 | окисление (Ba - восстановитель)

$ N_2^0 + 6e^- \rightarrow 2N^{-3} $ | 1 | восстановление (N₂ - окислитель)

Наименьшее общее кратное для чисел отданных и принятых электронов (2 и 6) равно 6. Отсюда находим коэффициенты: для бария 6 / 2 = 3, для азота 6 / 6 = 1.

Подставляем коэффициенты в уравнение:

$ 3Ba + N_2 \rightarrow Ba_3N_2 $

Ответ: Уравнение реакции: $ 3Ba + N_2 \rightarrow Ba_3N_2 $. Окислитель – N₂, восстановитель – Ba.

б) Схема реакции: $ Ca + H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2 $.

Определим степени окисления элементов. Кальций и водород (в виде H₂) — простые вещества, их степени окисления равны 0. В воде ($H_2O$) водород имеет степень окисления +1, кислород -2. В гидроксиде кальция ($Ca(OH)_2$) кальций имеет +2, кислород -2, водород +1.

$ \overset{0}{Ca} + \overset{+1}{H}_2\overset{-2}{O} \rightarrow \overset{+2}{Ca}(\overset{-2}{O}\overset{+1}{H})_2 + \overset{0}{H}_2 $

Составим электронный баланс:

$ Ca^0 - 2e^- \rightarrow Ca^{+2} $ | 1 | окисление (Ca - восстановитель)

$ 2H^{+1} + 2e^- \rightarrow H_2^0 $ | 1 | восстановление (H⁺¹ в H₂O - окислитель)

Число отданных и принятых электронов равно 2, поэтому дополнительные множители равны 1. Коэффициент перед Ca равен 1, перед H₂ — 1. Чтобы уравнять количество атомов, поставим коэффициент 2 перед H₂O.

Итоговое уравнение реакции:

$ Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2 $

Ответ: Уравнение реакции: $ Ca + 2H_2O \rightarrow Ca(OH)_2 + H_2 $. Окислитель – H₂O (за счет H⁺¹), восстановитель – Ca.

в) Схема реакции: $ Al + HCl \rightarrow AlCl_3 + H_2 $.

Определим степени окисления элементов. Алюминий и водород (в виде H₂) — простые вещества, степень окисления 0. В соляной кислоте ($HCl$) водород +1, хлор -1. В хлориде алюминия ($AlCl_3$) алюминий +3, хлор -1.

$ \overset{0}{Al} + \overset{+1}{H}\overset{-1}{Cl} \rightarrow \overset{+3}{Al}\overset{-1}{Cl}_3 + \overset{0}{H_2} $

Составим электронный баланс:

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

$ 2H^{+1} + 2e^- \rightarrow H_2^0 $ | 3 | восстановление (H⁺¹ в HCl - окислитель)

Наименьшее общее кратное для 3 и 2 равно 6. Множители: для алюминия 6 / 3 = 2, для водорода 6 / 2 = 3. Ставим коэффициент 2 перед Al и 3 перед H₂. Для баланса хлора и водорода ставим 6 перед HCl и 2 перед AlCl₃.

Итоговое уравнение реакции:

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

Ответ: Уравнение реакции: $ 2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2 $. Окислитель – HCl (за счет H⁺¹), восстановитель – Al.

г) Схема реакции: $ Sn + AgNO_3 \rightarrow Sn(NO_3)_2 + Ag $.

Определим степени окисления элементов. Олово и серебро — простые вещества, степень окисления 0. В нитрате серебра ($AgNO_3$) серебро имеет степень окисления +1. В нитрате олова(II) ($Sn(NO_3)_2$) олово имеет +2. Кислород (-2) и азот (+5) в нитрат-ионе ($NO_3^−$) не изменяют своих степеней окисления.

$ \overset{0}{Sn} + \overset{+1}{Ag}NO_3 \rightarrow \overset{+2}{Sn}(NO_3)_2 + \overset{0}{Ag} $

Составим электронный баланс:

$ Sn^0 - 2e^- \rightarrow Sn^{+2} $ | 1 | окисление (Sn - восстановитель)

$ Ag^{+1} + 1e^- \rightarrow Ag^0 $ | 2 | восстановление (Ag⁺¹ в AgNO₃ - окислитель)

Наименьшее общее кратное для 2 и 1 равно 2. Множители: для олова 2 / 2 = 1, для серебра 2 / 1 = 2. Ставим коэффициент 2 перед AgNO₃ и 2 перед Ag.

Итоговое уравнение реакции:

$ Sn + 2AgNO_3 \rightarrow Sn(NO_3)_2 + 2Ag $

Ответ: Уравнение реакции: $ Sn + 2AgNO_3 \rightarrow Sn(NO_3)_2 + 2Ag $. Окислитель – AgNO₃ (за счет Ag⁺¹), восстановитель – Sn.