Решебник по химии 8 класс Габриелян §39

Соляная кислота (HCl) проявляет свои химические свойства, вступая в реакции с разными веществами, такими как карбонат натрия (Na₂CO₃) и цинк (Zn). Эти реакции относятся к разным типам химических превращений.

1. Реакция соляной кислоты с карбонатом натрия (Na₂CO₃):

(Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂ + H₂O)

• Это реакция нейтрализации между кислотой и солью слабой кислоты (карбонат натрия – соль угольной кислоты).

• В результате образуется соль (NaCl), вода (H₂O) и углекислый газ (CO₂), который выделяется в виде пузырьков.

• Реакция сопровождается выделением газа, что можно использовать для качественного определения карбонатов.

2. Реакция соляной кислоты с цинком (Zn):

(Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂)

• Это реакция замещения, так как более активный металл (цинк) вытесняет водород из кислоты.

• В результате образуется соль (ZnCl₂) и выделяется водород (H₂) в виде газа.

• Реакция протекает с выделением газа и может сопровождаться бурным пузырькообразованием.

• По типу реакции:

  • Взаимодействие с карбонатом натрия – это реакция обмена (нейтрализации).

  • Взаимодействие с цинком – это реакция замещения.

• По продуктам:

  • В реакции с карбонатом натрия выделяется углекислый газ (CO₂).

  • В реакции с цинком выделяется водород (H₂).

• По механизму:

  • В первом случае протекает взаимодействие ионов (H⁺ из кислоты взаимодействуют с (CO₃²⁻)), что приводит к образованию нестабильной угольной кислоты (H₂CO₃), которая разлагается на воду и углекислый газ.

  • Во втором случае металл (Zn) отдаёт электроны и окисляется, а водородные ионы (H⁺) принимают электроны и восстанавливаются до молекулярного водорода (H₂).

Таким образом, эти реакции различаются по механизму, типу, а также по выделяющемуся газу.

Окислительно-восстановительными реакциями называют такие реакции, в ходе которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов. Это означает, что один элемент теряет электроны (процесс окисления), а другой принимает электроны (процесс восстановления). Таким образом, в результате таких реакций происходят одновременные процессы окисления и восстановления.

Чтобы найти степень окисления атома химического элемента по формуле его соединения, необходимо учитывать следующие правила:

1. В простых веществах степень окисления всех атомов равна нулю (например, (O₂), (H₂), (N₂)).

2. В соединениях степень окисления кислорода обычно составляет (-2), за исключением пероксидов, где она равна (-1).

3. В соединениях степень окисления водорода обычно составляет (+1), кроме гидридов металлов, где она (-1).

4. Щелочные металлы (Li, Na, K и др.) всегда имеют степень окисления (+1), а щелочноземельные металлы (Mg, Ca, Ba и др.) – (+2).

5. Сумма степеней окисления всех элементов в молекуле должна равняться нулю, если это нейтральное соединение, либо заряду иона, если рассматривается сложный ион.

Например, в (H₂SO₄):

• Водород (H) имеет степень окисления (+1),

• Кислород (O) имеет степень окисления (-2),

• Пусть у серы (S) степень окисления равна (x).

Рассчитаем:

(2 × (+1)) + (x) + (4 × (-2)) = 0

2 + x - 8 = 0

x = +6

Следовательно, степень окисления серы в (H₂SO₄) равна (+6).

а) Окислители – это вещества, принимающие электроны. Примеры простых веществ, проявляющих окислительные свойства:

• (O₂) – кислород

• (Cl₂) – хлор

• (Br₂) – бром

• (F₂) – фтор

• (I₂) – йод

• (MnO₂) – диоксид марганца (восстанавливается до Mn²⁺)

• (H₂O₂) – пероксид водорода

б) Восстановители – это вещества, отдающие электроны. Примеры простых веществ, проявляющих восстановительные свойства:

• (H₂) – водород

• (C) – углерод

• (Na) – натрий

• (K) – калий

• (Mg) – магний

• (Al) – алюминий

• (Zn) – цинк

а) Окислители – это вещества, которые принимают электроны и снижают свою степень окисления. Примеры сложных веществ:

• (HNO₃) – азотная кислота

• (KMnO₄) – перманганат калия

• (K₂Cr₂O₇) – дихромат калия

• (Fe₂O₃) – оксид железа (III)

• (H₂O₂) – пероксид водорода

б) Восстановители – это вещества, которые отдают электроны и увеличивают свою степень окисления. Примеры сложных веществ:

• (H₂S) – сероводород

• (CO) – угарный газ (окись углерода)

• (SO₂) – диоксид серы

• (Na₂S) – сульфид натрия

• (FeSO₄) – сульфат железа (II)

• В этой реакции нет изменения степеней окисления элементов, так как и калий, и кислород сохраняют свои значения.

• Это не окислительно-восстановительная реакция.

• В данной реакции также не меняются степени окисления железа и калия.

• Это не окислительно-восстановительная реакция, а реакция обмена.

• Рассчитаем степени окисления:

  • (Cu) в исходном состоянии: 0

  • (Ag) в AgNO₃: +1

  • (Cu) в Cu(NO₃)₂: +2

  • (Ag) в продукте: 0

• Электронный баланс:

  • Окисление: (Cu⁰ - 2e⁻ → Cu²⁺)

  • Восстановление: (Ag⁺ + e⁻ → Ag⁰)

• Окислитель: (Ag⁺) – принимает электроны, восстанавливается до (Ag).

• Восстановитель: (Cu⁰) – отдаёт электроны, окисляется до (Cu²⁺).

• Уравняем реакцию:

(Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag)

✅ Вывод: Эта реакция является окислительно-восстановительной.

• Рассчитаем степени окисления:

  • (K⁰ → K⁺) (окисление)

  • (H₂⁰ → H⁺) (восстановление)

• Электронный баланс:

  • (K⁰ - 1e⁻ → K⁺)

  • (H⁺ + e⁻ → H₂⁰)

• Окислитель: (H⁺) – принимает электроны, восстанавливается до (H₂).

• Восстановитель: (K⁰) – отдаёт электроны, окисляется до (K⁺).

• Уравняем реакцию:

(2K + 2H₂O → 2KOH + H₂)

✅ Вывод: Это окислительно-восстановительная реакция.

• (H⁺ + e⁻ → H₂⁰)

• Процесс восстановления: ионы водорода принимают электроны.

• Число принятых электронов: 2.

• (P⁰ - 5e⁻ → P⁺⁵)

• Процесс окисления: фосфор теряет 5 электронов.

• Число отданных электронов: 5.

• (S⁰ + 2e⁻ → S²⁻)

• Процесс восстановления: сера принимает электроны.

• Число принятых электронов: 2.

• (Cr⁰ - 3e⁻ → Cr³⁺)

• Процесс окисления: хром теряет 3 электрона.

• Число отданных электронов: 3.

• (N⁰ + 3e⁻ → N³⁻)

• Процесс восстановления: азот принимает электроны.

• Число принятых электронов: 3.

• (Fe⁰ - 3e⁻ → Fe³⁺)

• Процесс окисления: железо теряет 3 электрона.

• Число отданных электронов: 3.

• (2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂⁰)

• Процесс окисления: хлор теряет электроны.

• Число отданных электронов: 2.

✅ Вывод:

• Окисление происходит в реакциях б, г, е, ж.

• Восстановление происходит в реакциях а, в, д.

а) (3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O)

• Окислитель: (CuO) (Cu²⁺ принимает электроны, восстанавливается до Cu⁰)

• Восстановитель: (NH₃) (N³⁻ теряет электроны, окисляется до N₂)

б) (Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂)

• Окислитель: (H₂O) (H⁺ принимает электроны, восстанавливается до H₂)

• Восстановитель: (Si) (Si⁰ теряет электроны, окисляется до (SiO₃²⁻))

в) (4HCl + MnO₂ → MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O)

• Окислитель: (MnO₂) (Mn⁴⁺ принимает электроны, восстанавливается до Mn²⁺)

• Восстановитель: (Cl⁻) (Cl⁻ теряет электроны, окисляется до Cl₂)

г) (3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O)

• Окислитель: (HNO₃) (N⁺⁵ принимает электроны, восстанавливается до NO)

• Восстановитель: (Cu) (Cu⁰ теряет электроны, окисляется до Cu²⁺)

Уравняем методом электронного баланса:

(4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O)

Коэффициент перед восстановителем (NH₃) равен 4.

а) (S + 2Al → Al₂S₃)

• Сера – окислитель, так как (S⁰ + 6e⁻ → S²⁻).

• Алюминий – восстановитель (Al⁰ - 3e⁻ → Al³⁺).

б) (S + 6HNO₃ → SO₂ + 6NO₂ + 2H₂O)

• Сера – восстановитель, так как (S⁰ - 4e⁻ → S⁺⁴).

• Азот в HNO₃ – окислитель (N⁺⁵ + e⁻ → NO₂).

✅ В реакции (а) сера выполняет роль окислителя, а в реакции (б) – роль восстановителя.

а) (F₂)

• Фтор – самый сильный окислитель, так как его атомы имеют наибольшую электроотрицательность.

• Может быть только окислителем (F₂ + 2e⁻ → 2F⁻).

б) (Ca)

• Кальций – активный металл, который легко теряет электроны, превращаясь в (Ca²⁺).

• Может быть только восстановителем (Ca⁰ - 2e⁻ → Ca²⁺).

в) (HNO₃)

• Азотная кислота содержит ион (NO₃⁻), в котором азот уже имеет максимальную степень окисления (+5).

• Может быть только окислителем (NO₃⁻ + e⁻ → NO₂).

г) (P)

• Фосфор может окисляться до (P⁺⁵) или восстанавливаться до (P⁻³).

• Проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

д) (SO₂)

• Диоксид серы может окисляться до (SO₄²⁻) (серная кислота) или восстанавливаться до (S).

• Проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.