Страница 64 - гдз по химии 9 класс рабочая тетрадь Габриелян, Сладков

2. Дополните схемы реакций. Расставьте коэффициенты с помощью метода электронного баланса.

a) $SO_2 + HNO_3 \rightarrow NO_2 + \text{_____}$

б) $H_2SO_4 + Zn \rightarrow S + \text{_____} + \text{_____}$

а) SO₂ + HNO₃ → NO₂ + ___

Решение

Это окислительно-восстановительная реакция. Азотная кислота является сильным окислителем, а диоксид серы (сернистый газ) — восстановителем. В ходе реакции сера в степени окисления +4 (в $SO_2$) окисляется до своей высшей степени окисления +6, образуя серную кислоту ($H_2SO_4$). Азот в степени окисления +5 (в $HNO_3$) восстанавливается до +4, образуя диоксид азота ($NO_2$).

Схема реакции: $SO_2 + HNO_3 \rightarrow H_2SO_4 + NO_2$

Определим степени окисления элементов, участвующих в реакции:

$\overset{+4}{S}O_2 + H\overset{+5}{N}O_3 \rightarrow H_2\overset{+6}{S}O_4 + \overset{+4}{N}O_2$

Составим электронный баланс, чтобы найти коэффициенты:

$S^{+4} - 2e^- \rightarrow S^{+6} \quad| 1 \quad$ (процесс окисления, $SO_2$ — восстановитель)

$N^{+5} + 1e^- \rightarrow N^{+4} \quad| 2 \quad$ (процесс восстановления, $HNO_3$ — окислитель)

Найденные множители (1 и 2) являются коэффициентами для соответствующих веществ. Поставим коэффициент 2 перед $HNO_3$ и $NO_2$, а коэффициент 1 (не пишется) перед $SO_2$ и $H_2SO_4$.

$SO_2 + 2HNO_3 \rightarrow H_2SO_4 + 2NO_2$

Проверим, уравновешены ли атомы всех элементов:

Слева: S = 1, H = 2, N = 2, O = 2 + 2·3 = 8

Справа: S = 1, H = 2, N = 2, O = 4 + 2·2 = 8

Все элементы уравновешены, коэффициенты расставлены верно.

Ответ: $SO_2 + 2HNO_3 \rightarrow H_2SO_4 + 2NO_2$.

б) H₂SO₄ + Zn → S + ___ + ___

Решение

Это реакция взаимодействия концентрированной серной кислоты с цинком. В таких реакциях серная кислота выступает в роли окислителя за счет серы в степени окисления +6. Продукты восстановления серы зависят от активности металла и концентрации кислоты. В данном случае, по условию, сера восстанавливается до степени окисления 0 (простое вещество S). Цинк, как активный металл, окисляется до степени окисления +2, образуя соль — сульфат цинка ($ZnSO_4$). Также в реакции образуется вода ($H_2O$).

Схема реакции: $H_2SO_4 + Zn \rightarrow S + ZnSO_4 + H_2O$

Определим степени окисления элементов, участвующих в реакции:

$H_2\overset{+6}{S}O_4 + \overset{0}{Zn} \rightarrow \overset{0}{S} + \overset{+2}{Zn}SO_4 + H_2O$

Составим электронный баланс:

$Zn^{0} - 2e^- \rightarrow Zn^{+2} \quad| 3 \quad$ (процесс окисления, $Zn$ — восстановитель)

$S^{+6} + 6e^- \rightarrow S^{0} \quad| 1 \quad$ (процесс восстановления, $H_2SO_4$ — окислитель)

Коэффициент 3 ставим перед $Zn$ и $ZnSO_4$. Коэффициент 1 (не пишется) ставим перед серой ($S$), которая восстановилась.

$_H_2SO_4 + 3Zn \rightarrow S + 3ZnSO_4 + _H_2O$

Теперь уравняем общее количество атомов серы. Справа у нас 1 атом серы в простом веществе и 3 атома серы в сульфате цинка, итого 4 атома. Следовательно, слева нужно взять 4 молекулы $H_2SO_4$.

$4H_2SO_4 + 3Zn \rightarrow S + 3ZnSO_4 + _H_2O$

Осталось уравнять водород и кислород. Слева 4·2 = 8 атомов водорода. Значит, справа перед водой нужно поставить коэффициент 4.

$4H_2SO_4 + 3Zn \rightarrow S + 3ZnSO_4 + 4H_2O$

Проверим баланс по кислороду:

Слева: 4·4 = 16 атомов O

Справа: 3·4 + 4 = 12 + 4 = 16 атомов O

Все элементы уравновешены, коэффициенты расставлены верно.

Ответ: $4H_2SO_4 + 3Zn \rightarrow S + 3ZnSO_4 + 4H_2O$.

3. Заполните схему «Области применения серной кислоты».

Запишите формулы

в) $Fe_2O_3$

Батолока

(8) Сплав с основным оксидом и гидросульфатом

а) В лаборатории получают

$Na_2SO_4$ + H... (уравнение)

$H_2SO_4$

(1) Оксид фосфора (V)

4. Оксид серы (VI)

$SO_2$

$H_2SO_4$

(формулой оксида)

соответствии

гидроксид

Соли серной кислоты

гидросульфаты

Решение

Серная кислота ($H_2SO_4$) — это одно из самых важных соединений в химической промышленности, которое за свою универсальность получило название «хлеб химической промышленности». Схему «Области применения серной кислоты» можно заполнить следующими пунктами:

1. Производство минеральных удобрений

Это крупнейшая сфера потребления серной кислоты. Она необходима для производства фосфорных удобрений (простого и двойного суперфосфата) путем разложения природных фосфатов, а также для получения сульфата аммония — важного азотного и серного удобрения.

Пример реакции получения простого суперфосфата:

$Ca_3(PO_4)_2 + 2H_2SO_4 \rightarrow Ca(H_2PO_4)_2 + 2CaSO_4$

2. Металлургия и металлообработка

Серная кислота используется для травления — очистки поверхности черных и цветных металлов от оксидов (окалины) перед нанесением покрытий (гальванических, лакокрасочных), волочением или прокаткой.

3. Производство других неорганических веществ

Как сильная и нелетучая кислота, серная кислота применяется для получения других кислот (соляной, фосфорной, уксусной) и солей (сульфатов, таких как медный и железный купорос, сульфат натрия).

Пример реакции получения соляной кислоты:

$2NaCl_{(тв.)} + H_2SO_4_{(конц.)} \xrightarrow{t} Na_2SO_4 + 2HCl\uparrow$

4. Очистка нефтепродуктов (нефтепереработка)

В нефтеперерабатывающей промышленности серную кислоту используют в процессе алкилирования и для очистки (рафинирования) бензина, керосина, смазочных масел от сернистых соединений и других нежелательных примесей, что улучшает их качество.

5. Органический синтез

Серная кислота широко используется в органической химии:

• Как водоотнимающее средство в реакциях этерификации, нитрования, сульфирования.
• В производстве синтетических моющих средств, красителей, лекарств (например, аспирина), пластмасс и взрывчатых веществ (нитроглицерин, ТНТ).
• При производстве химических волокон, например, вискозы и капрона.

6. Электролит в свинцовых аккумуляторах

Водный раствор серной кислоты является электролитом в свинцово-кислотных аккумуляторах, которые повсеместно используются в автомобилях и в качестве резервных источников питания.

7. Осушка газов и веществ

Концентрированная серная кислота очень гигроскопична, то есть активно поглощает водяные пары из воздуха и других газов. Это свойство используется для осушения газов (например, $Cl_2, O_2, CO_2$), которые с ней не взаимодействуют.

Ответ:

Области применения серной кислоты: производство минеральных удобрений; металлургия и металлообработка; производство других неорганических веществ (кислот, солей); очистка нефтепродуктов; органический синтез (производство красителей, лекарств, взрывчатых веществ, волокон); в качестве электролита в аккумуляторах; для осушки газов.

4. В 250 мл 20%-ного раствора сульфата меди(II) растворили 50 г медного купороса. Найдите массовую долю соли в полученном растворе.

Дано:

Решение:

Дано:

Объем исходного раствора сульфата меди(II), $V_{р-ра1} = 250$ мл

Массовая доля сульфата меди(II) в исходном растворе, $\omega_1(CuSO_4) = 20\% = 0.2$

Масса медного купороса, $m(CuSO_4 \cdot 5H_2O) = 50$ г

Перевод в систему СИ:

$V_{р-ра1} = 250 \text{ мл} = 250 \times 10^{-6} \text{ м}^3 = 2.5 \times 10^{-4} \text{ м}^3$

$m(CuSO_4 \cdot 5H_2O) = 50 \text{ г} = 0.05 \text{ кг}$

Найти:

Массовую долю соли в полученном растворе, $\omega_2(CuSO_4)$

Решение:

Для удобства дальнейших вычислений будем использовать исходные единицы измерения (граммы и миллилитры).

1. Определим массу исходного 20%-ного раствора сульфата меди(II). Плотность раствора в задаче не указана. В таких случаях, для упрощения расчетов, часто принимают плотность водного раствора равной плотности воды, то есть $\rho = 1$ г/мл.

Масса исходного раствора ($m_{р-ра1}$) вычисляется по формуле:

$m_{р-ра1} = V_{р-ра1} \times \rho = 250 \text{ мл} \times 1 \text{ г/мл} = 250 \text{ г}$

2. Рассчитаем массу сульфата меди(II) ($CuSO_4$) в исходном растворе.

$m_1(CuSO_4) = m_{р-ра1} \times \omega_1(CuSO_4) = 250 \text{ г} \times 0.20 = 50 \text{ г}$

3. Найдем массу безводного сульфата меди(II), которую добавили вместе с 50 г медного купороса ($CuSO_4 \cdot 5H_2O$). Для этого сначала рассчитаем молярные массы сульфата меди и его кристаллогидрата.

Молярная масса сульфата меди ($CuSO_4$):

$M(CuSO_4) = M(Cu) + M(S) + 4 \times M(O) = 64 + 32 + 4 \times 16 = 160$ г/моль.

Молярная масса медного купороса ($CuSO_4 \cdot 5H_2O$):

$M(CuSO_4 \cdot 5H_2O) = M(CuSO_4) + 5 \times M(H_2O) = 160 + 5 \times (2 \times 1 + 16) = 160 + 90 = 250$ г/моль.

Теперь найдем массовую долю безводной соли $CuSO_4$ в медном купоросе:

$\omega(CuSO_4 \text{ в купоросе}) = \frac{M(CuSO_4)}{M(CuSO_4 \cdot 5H_2O)} = \frac{160 \text{ г/моль}}{250 \text{ г/моль}} = 0.64$

Масса безводного $CuSO_4$, содержащаяся в 50 г медного купороса, равна:

$m_{доб}(CuSO_4) = m(CuSO_4 \cdot 5H_2O) \times \omega(CuSO_4 \text{ в купоросе}) = 50 \text{ г} \times 0.64 = 32 \text{ г}$

4. Определим общую массу сульфата меди(II) в конечном растворе. Она складывается из массы соли в исходном растворе и массы соли, добавленной с купоросом.

$m_{общ}(CuSO_4) = m_1(CuSO_4) + m_{доб}(CuSO_4) = 50 \text{ г} + 32 \text{ г} = 82 \text{ г}$

5. Определим общую массу конечного раствора. Она равна сумме массы исходного раствора и массы добавленного медного купороса (весь кристаллогидрат растворяется, увеличивая массу раствора).

$m_{р-ра2} = m_{р-ра1} + m(CuSO_4 \cdot 5H_2O) = 250 \text{ г} + 50 \text{ г} = 300 \text{ г}$

6. Рассчитаем массовую долю сульфата меди(II) в полученном растворе.

$\omega_2(CuSO_4) = \frac{m_{общ}(CuSO_4)}{m_{р-ра2}} = \frac{82 \text{ г}}{300 \text{ г}} \approx 0.2733$

Для выражения в процентах умножаем на 100%:

$0.2733 \times 100\% \approx 27.33\%$

Ответ: массовая доля соли в полученном растворе составляет примерно 27.33%.