Решебник по химии 8 класс Габриелян | Страница 127

Щелочные металлы объединяют в одну группу благодаря их схожим химическим и физическим свойствам. Все они серебристо-белого цвета, мягкие, легко режутся ножом, имеют низкие температуры плавления и низкую плотность, а также высокую химическую активность. Все щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, образуя щёлочи и водород (например: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑). С увеличением относительной атомной массы металла (сверху вниз по группе) увеличивается химическая активность, металлы становятся мягче, понижается температура плавления и возрастает их плотность.

Щёлочноземельные металлы объединены в одну группу благодаря тому, что их оксиды образуют щёлочи при взаимодействии с водой (например: CaO + H₂O → Ca(OH)₂). Они тверже щелочных металлов, также химически активны, хранятся под слоем керосина или в запаянных сосудах, чтобы не окислялись на воздухе. С ростом относительной атомной массы металлов этой группы также возрастает химическая активность, снижаются температуры плавления, возрастает плотность и увеличивается растворимость гидроксидов в воде.

Галогены объединены в одну группу благодаря способности легко вступать в реакции с металлами с образованием солей (например: 2Na + Cl₂ → 2NaCl). Все галогены очень активные неметаллы, состоящие из двухатомных молекул (Cl₂, Br₂). С ростом относительной атомной массы химическая активность галогенов уменьшается, а плотность и температура плавления возрастают. Также изменяется агрегатное состояние: от газообразного (фтор, хлор) через жидкое (бром) к твёрдому (йод).

Элементы группы инертных (благородных) газов объединены благодаря химической инертности, то есть низкой способности вступать в химические реакции. Их атомы не объединяются в молекулы и существуют в виде отдельных атомов (He, Ne, Ar). Правильнее называть эти элементы благородными газами, поскольку некоторые представители группы всё же могут образовывать соединения при особых условиях. С увеличением относительной атомной массы возрастает плотность и температуры плавления и кипения этих газов.

Амфотерность — это способность вещества проявлять как кислотные, так и основные свойства в зависимости от условий и реагентов, участвующих в реакции. Примером является оксид цинка (ZnO) и гидроксид цинка (Zn(OH)₂). Они реагируют и с кислотами, и со щелочами.

С кислотой: (ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O)

С щёлочью: (ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄])

Гидроксид цинка реагирует аналогично:

С кислотой: (Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O)

С щёлочью: (Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄])

Высшими оксидами указанных элементов и соответствующими им гидроксидами будут:

Натрий: Na₂O — основной оксид, соответствует ему гидроксид NaOH (основание). Реакция с водой: (Na₂O + H₂O → 2NaOH).

Магний: MgO — основной оксид, гидроксид Mg(OH)₂ (основание). Реакция с кислотой: (MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O).

Алюминий: Al₂O₃ — амфотерный оксид, гидроксид Al(OH)₃ (амфотерный). Реакция с кислотой: (Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O), реакция с щелочью: (Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]).

Азот: N₂O₅ — кислотный оксид, гидроксид HNO₃ (кислота). Реакция с водой: (N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃).

Сера: SO₃ — кислотный оксид, гидроксид H₂SO₄ (кислота). Реакция с водой: (SO₃ + H₂O → H₂SO₄).

Углерод: CO₂ — кислотный оксид, гидроксид H₂CO₃ (слабая кислота). Реакция с водой: (CO₂ + H₂O → H₂CO₃).

а) (SrO + H₂O → Sr(OH)₂)

б) (Mn₂O₇ + H₂O → 2HMnO₄)

в) (2KOH + CuSO₄ → K₂SO₄ + Cu(OH)₂↓)

г) (Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + 2H₂O)

д) (Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄])

Сначала найдём массу веществ в растворах:

Масса ZnSO₄: (50 г × 2%) ÷ 100% = 1 г

Масса KOH: (40 г × 8%) ÷ 100% = 3,2 г

Реакция: (ZnSO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + Zn(OH)₂↓)

Молярная масса ZnSO₄ = 65 + 32 + 16×4 = 161 г/моль

Количество вещества ZnSO₄: 1 г ÷ 161 г/моль ≈ 0,0062 моль

Молярная масса KOH = 39 + 16 + 1 = 56 г/моль

Количество вещества KOH: 3,2 г ÷ 56 г/моль ≈ 0,057 моль

Согласно уравнению, на 1 моль ZnSO₄ требуется 2 моль KOH, следовательно, для 0,0062 моль ZnSO₄ нужно 0,0124 моль KOH. В растворе KOH больше (0,057 моль), чем необходимо (0,0124 моль). Следовательно, гидроксид цинка (Zn(OH)₂) образуется и выпадает в осадок.

Определим формулы оксидов, исходя из массовых долей:

Для основного оксида (77,46% Mn):

Предположим 100 г оксида, тогда Mn — 77,46 г, O — 22,54 г.

Количество Mn: 77,46 ÷ 55 ≈ 1,408 моль

Количество O: 22,54 ÷ 16 ≈ 1,409 моль

Отношение ≈ 1:1, формула MnO.

Для кислотного оксида (49,55% Mn):

Предположим 100 г оксида, тогда Mn — 49,55 г, O — 50,45 г.

Количество Mn: 49,55 ÷ 55 ≈ 0,901 моль

Количество O: 50,45 ÷ 16 ≈ 3,153 моль

Отношение ≈ 1:3,5 или 2:7, формула Mn₂O₇.

Таким образом, основной оксид — MnO, кислотный оксид — Mn₂O₇.

Порядок добавления реагентов в эксперименте играет ключевую роль при получении амфотерного гидроксида алюминия. При первоначальном варианте опыта раствор гидроксида натрия по каплям добавляли к раствору соли алюминия. В этом случае сначала образуется осадок гидроксида алюминия (Al(OH)₃), а затем при избытке щёлочи он растворяется с образованием комплексного соединения (Na[Al(OH)₄]). Это позволяет чётко увидеть промежуточный этап — образование осадка — и продемонстрировать амфотерные свойства гидроксида алюминия.

Если изменить порядок добавления и добавлять раствор соли (сульфата алюминия) по каплям к раствору щёлочи (NaOH), ситуация изменится: сразу же образующийся гидроксид алюминия будет находиться в избытке щёлочи, мгновенно образуя растворимое комплексное соединение (Na[Al(OH)₄]). В результате промежуточный осадок (Al(OH)₃) может не образоваться или быть очень мало заметен, так как он будет немедленно растворяться в избытке щёлочи. Таким образом, изменив порядок добавления реагентов, мы не сможем наглядно наблюдать стадию образования осадка и ясно показать амфотерные свойства гидроксида алюминия. Поэтому для наглядности и чёткости проведения опыта предпочтителен первоначальный порядок добавления реактивов: к раствору соли добавлять щёлочь.