Страница 61 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева.

Основное различие в строении атомов металлов и неметаллов заключается в количестве электронов на внешнем энергетическом уровне (валентных электронов) и их способности удерживать эти электроны.

• Атомы металлов, как правило, имеют на внешнем электронном слое небольшое число электронов (чаще всего от 1 до 3). Радиус их атомов сравнительно большой, а электроны внешнего слоя слабо связаны с ядром. Поэтому металлы легко отдают свои валентные электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы (катионы). Они обладают низкой электроотрицательностью и проявляют восстановительные свойства.
• Атомы неметаллов, наоборот, имеют на внешнем электронном слое большое число электронов (обычно от 4 до 8, исключение — водород и гелий). Радиус их атомов меньше, чем у металлов того же периода, и они прочно удерживают свои внешние электроны. Неметаллам свойственно принимать недостающие до завершения внешнего слоя электроны, превращаясь в отрицательно заряженные ионы (анионы), или образовывать общие электронные пары с другими атомами (ковалентные связи). Они обладают высокой электроотрицательностью и проявляют окислительные свойства.

В Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева элементы-неметаллы занимают определённое положение. Они расположены в основном в правом верхнем углу таблицы. Условную границу между металлами и неметаллами можно провести по диагонали от бора (B) к астатину (At). Элементы, расположенные справа от этой линии (включая саму диагональ, где находятся металлоиды), являются неметаллами. К ним также относятся элементы VIIIА группы (благородные газы). Особое положение занимает водород (H) — первый элемент системы, который находится в левом верхнем углу, но по своим свойствам является типичным неметаллом.

Ответ: Атомы металлов отличаются от атомов неметаллов малым числом валентных электронов (1-3), большим атомным радиусом и способностью легко отдавать электроны. Атомы неметаллов имеют больше валентных электронов (4-8), меньший радиус и стремятся принимать электроны. В Периодической системе неметаллы расположены в правом верхнем углу (справа от диагонали B-At), а также к ним относится водород.

2. Какие типы кристаллических решёток вы знаете? Какие из них характерны для простых веществ неметаллов? Приведите примеры неметаллов с различным типом кристаллической решётки, укажите различия в физических свойствах этих веществ.

Какие типы кристаллических решёток вы знаете?
Существует четыре основных типа кристаллических решёток, которые различаются по типу частиц в узлах решётки и характеру сил взаимодействия между ними:

• Атомная кристаллическая решётка: в узлах находятся отдельные атомы, связанные между собой прочными ковалентными связями. Эти связи образуют единый трёхмерный каркас.
• Молекулярная кристаллическая решётка: в узлах находятся молекулы, которые удерживаются вместе слабыми межмолекулярными силами (силами Ван-дер-Ваальса, водородными связями). Связи внутри самих молекул (ковалентные) значительно прочнее межмолекулярных.
• Ионная кристаллическая решётка: в узлах находятся положительно и отрицательно заряженные ионы (катионы и анионы), связанные силами электростатического притяжения.
• Металлическая кристаллическая решётка: в узлах находятся атомы и катионы металлов, а между ними свободно перемещаются обобществлённые электроны («электронный газ»), которые и связывают ионы в единую структуру.

Ответ: Существуют атомный, молекулярный, ионный и металлический типы кристаллических решёток.

Какие из них характерны для простых веществ неметаллов?
Для простых веществ, образованных атомами неметаллов, характерны два типа кристаллических решёток:

• Атомная решётка: характерна для неметаллов, атомы которых способны образовывать прочные и разветвлённые системы ковалентных связей. Примеры: углерод (в форме алмаза и графита), кремний (Si), бор (B), красный и чёрный фосфор.
• Молекулярная решётка: характерна для большинства неметаллов в твёрдом состоянии. Атомы таких неметаллов объединяются в молекулы, а уже эти молекулы образуют кристалл. Примеры: йод ($I_2$), сера ($S_8$), белый фосфор ($P_4$), а также твёрдый кислород ($O_2$), азот ($N_2$) и все благородные газы (Ne, Ar и др.) при низких температурах.

Ионные и металлические решётки для простых веществ-неметаллов не характерны.

Ответ: Для простых веществ неметаллов характерны атомная и молекулярная кристаллические решётки.

Приведите примеры неметаллов с различным типом кристаллической решётки, укажите различия в физических свойствах этих веществ.
Рассмотрим два простых вещества-неметалла: углерод (в виде алмаза) с атомной решёткой и йод с молекулярной решёткой.

1. Углерод (алмаз) - атомная кристаллическая решётка.

• Структура: В узлах решётки находятся атомы углерода. Каждый атом связан с четырьмя соседними атомами прочнейшими ковалентными связями, направленными к вершинам тетраэдра. Это создаёт очень жёсткий и прочный трёхмерный каркас.
• Физические свойства:
  • Твёрдость: Алмаз — эталон твёрдости (10 по шкале Мооса), самое твёрдое из известных природных веществ. Это обусловлено необходимостью разрыва большого числа прочных ковалентных связей для деформации кристалла.
  • Температура плавления: Очень высокая (около 3550 °C). Требуется огромное количество энергии, чтобы разорвать прочные связи в кристалле.
  • Летучесть: Практически нелетуч.
  • Растворимость: Нерастворим ни в воде, ни в органических растворителях.
  • Электропроводность: Является диэлектриком (не проводит электрический ток), так как все валентные электроны задействованы в образовании ковалентных связей и не могут свободно перемещаться.

2. Йод (кристаллический) - молекулярная кристаллическая решётка.

• Структура: В узлах решётки находятся двухатомные молекулы йода ($I_2$). Внутри каждой молекулы атомы связаны прочной ковалентной связью. Однако сами молекулы в кристалле удерживаются друг около друга очень слабыми межмолекулярными силами (силами Ван-дер-Ваальса).
• Физические свойства:
  • Твёрдость: Мягкое, хрупкое кристаллическое вещество тёмно-фиолетового цвета с металлическим блеском. Слабые межмолекулярные связи легко разрушаются.
  • Температура плавления: Низкая (113,7 °C). Для плавления нужно затратить энергию только на преодоление слабых межмолекулярных сил, а не на разрыв ковалентных связей внутри молекул $I_2$.
  • Летучесть: Очень летуч. Уже при комнатной температуре заметно испаряется (сублимирует), образуя фиолетовые пары с резким запахом.
  • Растворимость: Плохо растворим в воде, но хорошо растворяется в органических растворителях (например, в спирте).
  • Электропроводность: Является диэлектриком.

Вывод о различиях в свойствах:
Основное различие в физических свойствах веществ с атомной и молекулярной решёткой определяется прочностью связей между частицами в узлах кристалла. Прочные ковалентные связи в атомной решётке алмаза обуславливают его исключительную твёрдость и тугоплавкость. Напротив, слабые межмолекулярные силы в кристалле йода приводят к его мягкости, низкой температуре плавления и высокой летучести.

Ответ: Примером неметалла с атомной решёткой является алмаз (C), с молекулярной — йод ($I_2$). Алмаз — сверхтвёрдое, тугоплавкое, нелетучее вещество. Йод — мягкое, легкоплавкое, летучее вещество. Эти различия обусловлены разной прочностью связей в их кристаллических решётках: очень прочными ковалентными связями в атомной решётке алмаза и слабыми межмолекулярными силами в молекулярной решётке йода.

3. Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств металлов? Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота и водорода.

Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств металлов?

Физические свойства неметаллов и металлов значительно различаются, что обусловлено разным строением их кристаллических решеток и типом химической связи. Основные отличия следующие:

1. Агрегатное состояние (при нормальных условиях).
Металлы: Подавляющее большинство — твёрдые вещества (кроме ртути, которая является жидкостью). Они имеют металлическую кристаллическую решетку.
Неметаллы: Могут быть газами (например, водород $H_2$, азот $N_2$, кислород $O_2$), жидкостью (бром $Br_2$) или твёрдыми веществами (например, углерод $C$, сера $S$). Твердые неметаллы имеют атомную или молекулярную кристаллическую решетку.

2. Внешний вид и блеск.
Металлы: Характеризуются специфическим «металлическим» блеском (кроме металлов в виде порошка).
Неметаллы: Не обладают металлическим блеском (исключения — иод и графит, имеющие слабый блеск).

3. Цвет.
Металлы: В основном серебристо-белого или серого цвета (исключения — золото (жёлтый) и медь (красноватый)).
Неметаллы: Имеют разнообразную окраску (сера — жёлтая, фосфор — белый, красный, чёрный, бром — бурый, иод — тёмно-фиолетовый, кислород и азот — бесцветные).

4. Пластичность (ковкость и тягучесть).
Металлы: Большинство металлов пластичны, их можно ковать, прокатывать в листы или вытягивать в проволоку.
Неметаллы: В твёрдом состоянии хрупкие, непластичные, при механическом воздействии разрушаются.

5. Тепло- и электропроводность.
Металлы: Являются хорошими проводниками тепла и электрического тока благодаря наличию свободных электронов в кристаллической решетке.
Неметаллы: В большинстве своём являются диэлектриками (не проводят ток) и плохими проводниками тепла (исключение — графит, который проводит электрический ток).

6. Температуры плавления и кипения.
Металлы: Как правило, имеют высокие температуры плавления и кипения (кроме щелочных металлов и ртути).
Неметаллы: Имеют более широкий диапазон и, в целом, более низкие температуры плавления и кипения по сравнению с металлами.

Ответ: Физические свойства неметаллов и металлов кардинально отличаются по агрегатному состоянию, внешнему виду, цвету, пластичности, тепло- и электропроводности. Металлы в основном твёрдые, пластичные, обладают металлическим блеском и высокой проводимостью, тогда как неметаллы разнообразны по агрегатному состоянию (газы, жидкости, твёрдые вещества), хрупки в твёрдом виде, не имеют металлического блеска (за редким исключением) и являются плохими проводниками тепла и тока.

Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота и водорода.

Кислород ($O_2$)
Кислород при нормальных условиях — это газ без цвета, вкуса и запаха. Он немного тяжелее воздуха (молярная масса кислорода — около $32$ г/моль, а средняя молярная масса воздуха — около $29$ г/моль). Кислород малорастворим в воде, но его растворимости достаточно для дыхания водных организмов. Температура кипения кислорода составляет $-183$ °C, а температура плавления — $-218,8$ °C. В жидком и твердом агрегатных состояниях кислород имеет светло-голубой цвет. Поддерживает горение, является сильным окислителем.

Азот ($N_2$)
Азот при нормальных условиях также является газом без цвета, вкуса и запаха. Он немного легче воздуха (молярная масса азота — около $28$ г/моль). Азот очень плохо растворяется в воде. Температура кипения азота — $-195,8$ °C, а температура плавления — $-210$ °C. В жидком состоянии азот — бесцветная, подвижная жидкость, похожая на воду. В отличие от кислорода, азот не поддерживает дыхание и горение и является химически инертным при обычных условиях.

Водород ($H_2$)
Водород при нормальных условиях — это газ без цвета, вкуса и запаха. Это самое лёгкое из всех известных веществ, он примерно в $14,5$ раз легче воздуха (молярная масса водорода — около $2$ г/моль). Водород практически нерастворим в воде. У него очень низкие температуры кипения ($-252,87$ °C) и плавления ($-259,14$ °C), самые низкие среди всех химических элементов после гелия. Водород обладает самой высокой теплопроводностью среди всех газов. Он очень горюч и взрывоопасен в смеси с воздухом или кислородом.

Ответ: Кислород, азот и водород при нормальных условиях являются двухатомными газами ($O_2$, $N_2$, $H_2$) без цвета, вкуса и запаха. Они отличаются плотностью (водород — самый лёгкий, кислород — тяжелее воздуха, азот — немного легче воздуха), растворимостью в воде (кислород малорастворим, азот и водород — практически нерастворимы) и температурами кипения и плавления (у водорода они самые низкие). В жидком состоянии кислород имеет голубой цвет, а азот и водород бесцветны.

4. В ядре атома химического элемента содержится 76 нейтронов, что на 24 единицы больше числа протонов. Что это за элемент?

Дано:

Число нейтронов в ядре, $N = 76$.

Разница между числом нейтронов и протонов: $N - Z = 24$.

Найти:

Химический элемент - ?

Решение:

Порядковый номер химического элемента в периодической системе Д.И. Менделеева определяется числом протонов $Z$ в ядре его атома. Чтобы определить элемент, нам нужно найти это число.

Из условия задачи известно, что число нейтронов $N$ в ядре составляет 76, и это число на 24 больше, чем число протонов $Z$. Математически это можно записать в виде уравнения:

$N = Z + 24$

Выразим из этого уравнения число протонов $Z$:

$Z = N - 24$

Теперь подставим известное значение числа нейтронов $N = 76$ в полученную формулу:

$Z = 76 - 24 = 52$

Следовательно, в ядре атома данного химического элемента содержится 52 протона. Порядковый номер этого элемента равен 52.

Смотрим в периодическую таблицу химических элементов и находим элемент с атомным номером 52. Этим элементом является Теллур (Te).

Ответ: Теллур (Te).

5. Запишите уравнения реакции между следующими веществами:

а) бромом и сероводородом;

б) углеродом и оксидом цинка;

в) кислородом и сульфидом меди(II).

Решение

а) бромом и сероводородом;
Взаимодействие брома ($Br_2$) и сероводорода ($H_2S$) является окислительно-восстановительной реакцией. Бром, как более электроотрицательный элемент, выступает в роли окислителя, принимая электроны и переходя в степень окисления -1. Сера в сероводороде имеет степень окисления -2 и является восстановителем, отдавая электроны и окисляясь до простого вещества со степенью окисления 0. Реакция приводит к образованию бромоводорода и elemental-серы, которая выпадает в осадок.
$Br_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Br^{-1}$ | 1 (окислитель, восстановление)
$S^{-2} - 2e^- \rightarrow S^0$ | 1 (восстановитель, окисление)
Уравнение реакции выглядит следующим образом:
$H_2S + Br_2 \rightarrow S\downarrow + 2HBr$
Ответ: $H_2S + Br_2 \rightarrow S + 2HBr$.

б) углеродом и оксидом цинка;
Реакция между углеродом ($C$) и оксидом цинка ($ZnO$) является примером карботермии — восстановления металлов из их оксидов с помощью углерода при высокой температуре. В этой реакции углерод выступает в качестве восстановителя, отнимая кислород у оксида цинка. В результате образуется металлический цинк и угарный газ (монооксид углерода). Этот процесс является основой промышленного получения цинка.
Уравнение реакции, протекающей при нагревании:
$ZnO + C \xrightarrow{t} Zn + CO$
Ответ: $ZnO + C \xrightarrow{t} Zn + CO$.

в) кислородом и сульфидом меди(II).
Взаимодействие кислорода ($O_2$) и сульфида меди(II) ($CuS$) — это реакция обжига, которая также является окислительно-восстановительной и протекает при нагревании. Кислород воздуха является окислителем, а сульфид меди(II) — восстановителем (сера в степени окисления -2 окисляется до +4). В результате полного обжига образуется оксид меди(II) ($CuO$) и сернистый газ (диоксид серы, $SO_2$).
Схема электронного баланса:
$S^{-2} - 6e^- \rightarrow S^{+4}$ | 2
$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 3
С учётом коэффициентов, полученных методом электронного баланса, уравнение реакции имеет вид:
$2CuS + 3O_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 2SO_2$
Ответ: $2CuS + 3O_2 \xrightarrow{t} 2CuO + 2SO_2$.

6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:

а) $NH_3 + O_2 \rightarrow N_2 + H_2O$

б) $NaOH + Br_2 \rightarrow NaBr + NaBrO_3 + H_2O$

в) $Na_2SO_3 + Cl_2 + H_2O \rightarrow Na_2SO_4 + HCl$

Определите окислители и восстановители.

а) NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O

Сначала определим степени окисления всех элементов в данном уравнении:
$N^{-3}H_3^{+1} + O_2^0 \rightarrow N_2^0 + H_2^{+1}O^{-2}$
Как видно, изменяют свои степени окисления азот (с -3 до 0) и кислород (с 0 до -2). Азот отдает электроны, следовательно, он окисляется. Кислород принимает электроны, следовательно, он восстанавливается.

Составим схему электронного баланса для этих элементов:
$2N^{-3} - 6e^- \rightarrow N_2^0$ | 2 | процесс окисления (N⁻³ - восстановитель)
$O_2^0 + 4e^- \rightarrow 2O^{-2}$ | 3 | процесс восстановления (O₂⁰ - окислитель)

Чтобы количество отданных и принятых электронов было одинаковым, находим наименьшее общее кратное для 6 и 4, которое равно 12. Делим 12 на 6, получаем множитель 2 для первой полуреакции. Делим 12 на 4, получаем множитель 3 для второй полуреакции.

$4N^{-3} - 12e^- \rightarrow 2N_2^0$
$3O_2^0 + 12e^- \rightarrow 6O^{-2}$

Теперь мы можем расставить коэффициенты в исходном уравнении. Коэффициент 4 ставим перед $NH_3$, 3 — перед $O_2$, 2 — перед $N_2$ и 6 — перед $H_2O$.
Проверяем баланс атомов:
N: слева 4, справа 2*2=4.
H: слева 4*3=12, справа 6*2=12.
O: слева 3*2=6, справа 6*1=6.
Уравнение сбалансировано.

Восстановитель: $NH_3$ (азот в степени окисления -3).
Окислитель: $O_2$ (кислород в степени окисления 0).

Ответ: $4NH_3 + 3O_2 \rightarrow 2N_2 + 6H_2O$. Восстановитель — $NH_3$, окислитель — $O_2$.

б) NaOH + Br₂ → NaBr + NaBrO₃ + H₂O

Определим степени окисления элементов:
$Na^{+1}O^{-2}H^{+1} + Br_2^0 \rightarrow Na^{+1}Br^{-1} + Na^{+1}Br^{+5}O_3^{-2} + H_2^{+1}O^{-2}$
Данная реакция является реакцией диспропорционирования, так как один и тот же элемент, бром ($Br$), одновременно повышает и понижает свою степень окисления.

Составим электронный баланс:
$Br^0 - 5e^- \rightarrow Br^{+5}$ | 1 | процесс окисления (Br⁰ - восстановитель)
$Br^0 + 1e^- \rightarrow Br^{-1}$ | 5 | процесс восстановления (Br⁰ - окислитель)

Наименьшее общее кратное для 5 и 1 равно 5. Умножаем первую полуреакцию на 1, а вторую на 5.
Это означает, что на 1 атом брома, который окислился до $Br^{+5}$, приходится 5 атомов брома, которые восстановились до $Br^{-1}$. В сумме в процессе участвует 6 атомов брома (из 3 молекул $Br_2$), которые образуют 1 ион $Br^{+5}$ и 5 ионов $Br^{-1}$.

Подставляем коэффициенты: 3 перед $Br_2$, 5 перед $NaBr$ и 1 перед $NaBrO_3$.
$NaOH + 3Br_2 \rightarrow 5NaBr + NaBrO_3 + H_2O$
Уравняем атомы натрия: справа 5 + 1 = 6, значит, слева перед $NaOH$ ставим 6.
$6NaOH + 3Br_2 \rightarrow 5NaBr + NaBrO_3 + H_2O$
Уравняем атомы водорода: слева 6, значит, справа перед $H_2O$ ставим 3.
Проверяем кислород: слева 6, справа 3 (в $NaBrO_3$) + 3 (в $H_2O$) = 6.
Уравнение сбалансировано.

Окислителем и восстановителем является одно и то же вещество — бром $Br_2$.

Ответ: $6NaOH + 3Br_2 \rightarrow 5NaBr + NaBrO_3 + 3H_2O$. $Br_2$ является и окислителем, и восстановителем.

в) Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + HCl

Определим степени окисления элементов:
$Na_2^{+1}S^{+4}O_3^{-2} + Cl_2^0 + H_2^{+1}O^{-2} \rightarrow Na_2^{+1}S^{+6}O_4^{-2} + H^{+1}Cl^{-1}$
Изменяют степень окисления сера (с +4 до +6, окисляется) и хлор (с 0 до -1, восстанавливается).

Составим электронный баланс:
$S^{+4} - 2e^- \rightarrow S^{+6}$ | 1 | процесс окисления ($S^{+4}$ - восстановитель)
$Cl_2^0 + 2e^- \rightarrow 2Cl^{-1}$ | 1 | процесс восстановления ($Cl_2^0$ - окислитель)

Количество отданных и принятых электронов равно (2), поэтому множители равны 1.
Коэффициент 1 ставим перед веществами, содержащими серу ($Na_2SO_3$ и $Na_2SO_4$), и 1 перед $Cl_2$. Поскольку в молекуле $Cl_2$ два атома, то образуется 2 молекулы $HCl$.
$Na_2SO_3 + Cl_2 + H_2O \rightarrow Na_2SO_4 + 2HCl$

Проверим баланс атомов:
Na: слева 2, справа 2.
S: слева 1, справа 1.
Cl: слева 2, справа 2.
H: слева 2, справа 2.
O: слева 3 + 1 = 4, справа 4.
Все атомы уравнены, и уравнение сбалансировано.

Восстановитель: $Na_2SO_3$ (сера в степени окисления +4).
Окислитель: $Cl_2$ (хлор в степени окисления 0).

Ответ: $Na_2SO_3 + Cl_2 + H_2O \rightarrow Na_2SO_4 + 2HCl$. Восстановитель — $Na_2SO_3$, окислитель — $Cl_2$.

7. Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 800 л метана $CH_4$ (н. у.), содержащего $5\%$ примесей (по объёму)?

Дано:

$V_{смеси}(CH_4) = 800$ л

$\phi(примесей) = 5 \% = 0.05$

Условия: н. у. (нормальные условия)

Найти:

$V(CO_2)$ — ?

Решение:

Поскольку в исходной газовой смеси содержится 5% негорючих примесей по объёму, в реакции горения будет участвовать только чистый метан. Сначала найдём его объём.

1. Определяем объёмную долю чистого метана в смеси. Объёмная доля – это отношение объёма компонента к общему объёму смеси. Если примеси составляют 5%, то объёмная доля метана равна:

$\phi(CH_4) = 100\% - \phi(примесей) = 100\% - 5\% = 95\%$

2. Находим объём чистого метана ($CH_4$), который вступит в реакцию:

$V(CH_4) = V_{смеси}(CH_4) \times \phi(CH_4) = 800 \, \text{л} \times 0.95 = 760 \, \text{л}$

3. Записываем уравнение реакции полного сгорания метана в кислороде:

$CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$

4. Согласно закону объёмных отношений Гей-Люссака, при постоянных температуре и давлении объёмы вступающих в реакцию и образующихся в ней газов относятся друг к другу как простые целые числа, которые равны коэффициентам в уравнении реакции. Условия задачи — нормальные, поэтому закон применим.

Из уравнения реакции видно, что из 1 моль (и, следовательно, 1 объёма) метана образуется 1 моль (1 объём) углекислого газа. Таким образом, соотношение их объёмов равно 1:1.

$\frac{V(CH_4)}{1} = \frac{V(CO_2)}{1}$

Отсюда следует, что объём образовавшегося углекислого газа равен объёму сгоревшего чистого метана:

$V(CO_2) = V(CH_4) = 760 \, \text{л}$

Ответ: объём углекислого газа, который образуется при сжигании, составляет 760 л.

8. Серу массой 0,8 г сожгли, полученный газ растворили в 100 г раствора гидроксида натрия с массовой долей щёлочи 4 %. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном растворе.

Дано:

масса серы $m(\text{S}) = 0,8 \text{ г}$

масса раствора гидроксида натрия $m(\text{р-ра } \text{NaOH}) = 100 \text{ г}$

массовая доля гидроксида натрия $w(\text{NaOH}) = 4\% = 0,04$

Найти:

массовые доли веществ в конечном растворе $w(\text{веществ}) - ?$

Решение:

1. Составим уравнение реакции горения серы. При сгорании серы образуется оксид серы(IV) (сернистый газ):

$S + O_2 \rightarrow SO_2$

2. Найдем количество вещества серы, вступившей в реакцию. Молярная масса серы $M(\text{S}) = 32 \text{ г/моль}$.

$n(\text{S}) = \frac{m(\text{S})}{M(\text{S})} = \frac{0,8 \text{ г}}{32 \text{ г/моль}} = 0,025 \text{ моль}$

3. По уравнению реакции, количество вещества образовавшегося оксида серы(IV) равно количеству вещества серы:

$n(\text{SO}_2) = n(\text{S}) = 0,025 \text{ моль}$

4. Рассчитаем массу полученного оксида серы(IV). Молярная масса $M(\text{SO}_2) = 32 + 2 \cdot 16 = 64 \text{ г/моль}$.

$m(\text{SO}_2) = n(\text{SO}_2) \cdot M(\text{SO}_2) = 0,025 \text{ моль} \cdot 64 \text{ г/моль} = 1,6 \text{ г}$

5. Определим массу и количество вещества гидроксида натрия в исходном растворе. Молярная масса $M(\text{NaOH}) = 23 + 16 + 1 = 40 \text{ г/моль}$.

$m(\text{NaOH}) = m(\text{р-ра } \text{NaOH}) \cdot w(\text{NaOH}) = 100 \text{ г} \cdot 0,04 = 4 \text{ г}$

$n(\text{NaOH}) = \frac{m(\text{NaOH})}{M(\text{NaOH})} = \frac{4 \text{ г}}{40 \text{ г/моль}} = 0,1 \text{ моль}$

6. Оксид серы(IV) реагирует с гидроксидом натрия. В зависимости от соотношения реагентов могут образоваться средняя соль (сульфит натрия) или кислая соль (гидросульфит натрия).

Уравнение реакции с образованием средней соли: $SO_2 + 2NaOH \rightarrow Na_2SO_3 + H_2O$

Уравнение реакции с образованием кислой соли: $SO_2 + NaOH \rightarrow NaHSO_3$

Сравним соотношение количеств веществ реагентов: $\frac{n(\text{NaOH})}{n(\text{SO}_2)} = \frac{0,1 \text{ моль}}{0,025 \text{ моль}} = 4$

Для образования средней соли требуется соотношение $2:1$, для кислой – $1:1$. Так как фактическое соотношение $4:1$ больше, чем $2:1$, гидроксид натрия находится в избытке, и реакция идет с образованием средней соли сульфита натрия $Na_2SO_3$.

7. Расчеты ведем по недостатку, то есть по $SO_2$.

Количество прореагировавшего $NaOH$: $n_{реаг}(\text{NaOH}) = 2 \cdot n(\text{SO}_2) = 2 \cdot 0,025 \text{ моль} = 0,05 \text{ моль}$

Количество оставшегося (избыточного) $NaOH$: $n_{ост}(\text{NaOH}) = n_{исх}(\text{NaOH}) - n_{реаг}(\text{NaOH}) = 0,1 \text{ моль} - 0,05 \text{ моль} = 0,05 \text{ моль}$

Масса оставшегося $NaOH$: $m_{ост}(\text{NaOH}) = n_{ост}(\text{NaOH}) \cdot M(\text{NaOH}) = 0,05 \text{ моль} \cdot 40 \text{ г/моль} = 2 \text{ г}$

Количество образовавшегося сульфита натрия $Na_2SO_3$: $n(\text{Na}_2\text{SO}_3) = n(\text{SO}_2) = 0,025 \text{ моль}$

Масса образовавшегося сульфита натрия ($M(\text{Na}_2\text{SO}_3) = 2 \cdot 23 + 32 + 3 \cdot 16 = 126 \text{ г/моль}$):

$m(\text{Na}_2\text{SO}_3) = n(\text{Na}_2\text{SO}_3) \cdot M(\text{Na}_2\text{SO}_3) = 0,025 \text{ моль} \cdot 126 \text{ г/моль} = 3,15 \text{ г}$

8. Найдем массу конечного раствора. Она складывается из массы исходного раствора щелочи и массы поглощенного газа:

$m_{конечн}(\text{р-ра}) = m(\text{р-ра } \text{NaOH}) + m(\text{SO}_2) = 100 \text{ г} + 1,6 \text{ г} = 101,6 \text{ г}$

9. Рассчитаем массовые доли веществ в полученном растворе. В растворе находятся сульфит натрия, избыток гидроксида натрия и вода.

Массовая доля сульфита натрия $w(\text{Na}_2\text{SO}_3)$:

$w(\text{Na}_2\text{SO}_3) = \frac{m(\text{Na}_2\text{SO}_3)}{m_{конечн}(\text{р-ра})} \cdot 100\% = \frac{3,15 \text{ г}}{101,6 \text{ г}} \cdot 100\% \approx 3,10\%$

Массовая доля гидроксида натрия $w_{ост}(\text{NaOH})$:

$w_{ост}(\text{NaOH}) = \frac{m_{ост}(\text{NaOH})}{m_{конечн}(\text{р-ра})} \cdot 100\% = \frac{2 \text{ г}}{101,6 \text{ г}} \cdot 100\% \approx 1,97\%$

Массовая доля воды $w(\text{H}_2\text{O})$:

$w(\text{H}_2\text{O}) = 100\% - w(\text{Na}_2\text{SO}_3) - w_{ост}(\text{NaOH}) = 100\% - 3,10\% - 1,97\% = 94,93\%$

Ответ:массовые доли веществ в полученном растворе: $w(\text{Na}_2\text{SO}_3) \approx 3,10\%$, $w(\text{NaOH}) \approx 1,97\%$, $w(\text{H}_2\text{O}) \approx 94,93\%$.

9. Подготовьте сообщение по теме «Из истории создания спичек».

Предшественники спичек и первые химические опыты

История спичек начинается задолго до их привычного нам вида. Веками основным способом добычи огня служили огниво, кремень и трут — метод, требующий сноровки и сухих материалов. Первым шагом к химическому способу получения огня стало открытие фосфора в 1669 году гамбургским алхимиком Хеннигом Брандом. Уже в 1680 году учёный Роберт Бойль провёл опыт: он покрыл деревянную лучинку серой и зажёг её от контакта с кусочком бумаги, на который был нанесён фосфор. Это ещё не было спичкой, а лишь лабораторной демонстрацией.

В начале XIX века появились первые коммерческие устройства для получения огня — так называемые «макательные спички». Они представляли собой лучинки с головкой из смеси бертолетовой соли ($KClO_3$), серы ($S$) и сахара. Для воспламенения такую спичку нужно было окунуть в пузырёк с концентрированной серной кислотой ($H_2SO_4$). Реакция была бурной, а использование кислоты — крайне неудобным и опасным.

Ответ: До появления фрикционных спичек существовали лишь примитивные и опасные химические устройства, которые для зажигания требовали контакта с агрессивными реагентами, например, с серной кислотой.

Изобретение фрикционных спичек

Настоящий переворот в добыче огня произошёл в 1826 году благодаря английскому аптекарю Джону Уокеру. Экспериментируя с различными химическими веществами, он случайно смешал сульфид сурьмы(III) ($Sb_2S_3$), бертолетову соль ($KClO_3$), гуммиарабик (клей) и крахмал. Палочка, которой он размешивал состав, испачкалась, и он, чтобы очистить её, чиркнул ею о каменный пол. К его удивлению, палочка вспыхнула. Так были изобретены первые в мире спички, зажигающиеся от трения (фрикционные). Уокер начал продавать их в своей аптеке, прилагая к ним кусочек наждачной бумаги. Эти спички, которые позже получили коммерческое название «люциферы», имели серьёзные недостатки: они зажигались нестабильно, иногда со взрывом, разбрасывая горящие искры, и издавали удушливый запах сернистого газа.

Ответ: Первые фрикционные спички, зажигающиеся от трения о шероховатую поверхность, были изобретены Джоном Уокером в 1826 году, однако они были небезопасны в использовании.

Эпоха фосфорных спичек и их опасность

Следующий важный шаг сделал в 1830 году французский химик Шарль Сориа. Он решил усовершенствовать спички Уокера, заменив сульфид сурьмы на более активный компонент — белый фосфор. Это нововведение кардинально изменило ситуацию. Спички стали зажигаться легко и надёжно от трения о любую твёрдую поверхность, горели ровным пламенем и не имели столь резкого запаха при зажигании. Фосфорные спички быстро распространились по всему миру.

Однако эта популярность имела тёмную сторону. Белый фосфор чрезвычайно ядовит. Рабочие спичечных мануфактур, постоянно вдыхавшие его пары, страдали от тяжелейшего профессионального заболевания — фосфорного некроза челюстей, который приводил к разрушению костей лица, обезображиванию и нередко к смерти. Кроме того, такие спички были причиной многочисленных случайных пожаров и бытовых отравлений.

Ответ: Введение белого фосфора в состав спичечной головки сделало их удобными и популярными, но привело к массовым профессиональным заболеваниям рабочих и повысило пожарную опасность.

Создание безопасных спичек

Проблема токсичности и опасности фосфорных спичек требовала решения. Его нашёл шведский химик Густав Эрик Паш в 1844 году. Его гениальная идея заключалась в разделении компонентов зажигательной смеси. Он предложил наносить легковоспламеняющийся компонент не на головку спички, а на отдельную поверхность. В качестве такого компонента он использовал не ядовитый белый, а его безопасную аллотропную модификацию — красный фосфор ($P$).

Эту идею усовершенствовал и довёл до промышленного производства другой швед, Юхан Лундстрём, в 1855 году. Так появились «шведские», или безопасные спички. Их принцип действия таков: головка спички содержит окислитель (бертолетову соль, $KClO_3$) и горючее вещество (серу, $S$), а на тёрочную поверхность коробка нанесён красный фосфор и порошок стекла для увеличения трения. При трении головки о тёрку частички красного фосфора от тепла превращаются в белый, который мгновенно воспламеняется на воздухе. Этого тепла достаточно, чтобы запустить реакцию между бертолетовой солью и серой на головке спички, отчего загорается и сама деревянная палочка. Такие спички безопасны, так как не могут зажечься от случайного трения. В 1906 году международная Бернская конвенция официально запретила производство спичек с использованием белого фосфора.

Ответ: Изобретение безопасных («шведских») спичек стало возможным благодаря разделению компонентов: красный фосфор был вынесен на тёрку коробка, что исключило случайное возгорание и решило проблему токсичности.