Решебник по химии 9 класс Габриелян | Страница 153

Общие химические свойства металлов можно охарактеризовать термином восстановитель. Это означает, что в химических реакциях металлы отдают электроны другим веществам, сами при этом превращаясь в положительно заряженные ионы. Таким образом, металлы являются восстановителями, потому что они снижают степень окисления других веществ, отдавая им свои электроны. Степень восстановительной способности металла зависит от его положения в электрохимическом ряду активности: чем левее находится металл, тем он активнее и тем легче отдаёт электроны.

Химические свойства металлов включают несколько основных направлений:

6. Взаимодействие с неметаллами, особенно с кислородом и серой. При этом образуются оксиды (например, 4Li + O₂ → 2Li₂O) и сульфиды (2Al + 3S → Al₂S₃). Особенно бурно реагируют щелочные металлы. Благородные металлы (Au, Pt) с кислородом практически не взаимодействуют.

7. Взаимодействие с водой. Реагируют только самые активные металлы (щелочные и щелочноземельные), например:

(2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑),

(Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑).

Менее активные металлы (например, железо) реагируют с водой лишь при высоких температурах с образованием оксидов и водорода.

8. Взаимодействие с кислотами. Большинство металлов реагирует с разбавленными кислотами, вытесняя водород:

(2Al + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑),

(Fe + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂↑).

Однако металлы, стоящие после водорода в ряду активности (например, медь), не вытесняют водород и с разбавленными кислотами не реагируют.

9. Взаимодействие с растворами солей. Более активный металл способен вытеснять менее активный из его соли:

(Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓).

Это реакция замещения, и для её прогнозирования используют ряд активности металлов.

10. Взаимодействие с оксидами других металлов, особенно в реакции алюминотермии. Алюминий восстанавливает оксид железа:

(2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe + Q).

Эта реакция сопровождается выделением большого количества тепла и используется для сварки и литья.

Состав и свойства продуктов взаимодействия металлов с неметаллами и растворами кислот или солей зависят от степени окисления металла, а также от условий реакции — температуры, концентрации реагентов, наличия катализаторов и других факторов.

Если металл способен проявлять несколько степеней окисления, то, как правило, в более мягких условиях он проявляет низшую степень окисления, а при высоких температурах и в присутствии сильных окислителей — высшую.

Например, железо может образовывать два оксида: при умеренных условиях — (Fe + O₂ → FeO), при сильном нагревании — (4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃).

Также железо может образовать с кислотой два типа солей:

(Fe + HCl → FeCl₂ + H₂↑) — железо (II),

(Fe + Cl₂ → FeCl₃) — железо (III).

Таким образом, степень окисления зависит от активности металла, природы неметалла или кислоты, а также от температуры и других условий. Это важно учитывать при составлении уравнений реакций и при практическом применении металлов.

Скорость химической реакции зависит от многих факторов, включая температуру, концентрацию веществ, степень измельчения твёрдых реагентов, наличие катализаторов и, в случае реакции металлов с кислотами, от активности металла. Чем активнее металл, тем быстрее он взаимодействует с кислотой, вытесняя водород.

Расположим металлы в порядке уменьшения скорости реакции с соляной кислотой, то есть от самого активного к менее активному: магний (Mg) > цинк (Zn) > железо (Fe) > олово (Sn).

а) Калий (K) — очень активный щелочной металл. Легко реагирует с водой и кислородом воздуха:

(K + H₂O → KOH + H₂↑) — быстрая реакция с выделением тепла и водорода.

С точки зрения ОВР:

Калий — восстановитель, отдаёт электрон и превращается в ион K⁺.

Вода — окислитель, ионы H⁺ восстанавливаются до H₂.

б) Цинк (Zn) — металл средней активности. Реагирует с кислотами, вытесняя водород:

(Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑).

ОВР: Zn⁰ → Zn²⁺ (восстановитель);

2H⁺ → H₂⁰ (окислитель).

в) Медь (Cu) — малореакционноспособный металл. Не реагирует с разбавленными кислотами, но реагирует с окисляющими кислотами и солями:

(Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag).

ОВР: Cu⁰ → Cu²⁺ (восстановитель); Ag⁺ → Ag⁰ (окислитель).

Сходство: все металлы в реакциях выступают как восстановители — отдают электроны.

Различия: степень активности различна. Калий активно реагирует с водой, цинк — с кислотами, а медь только с сильными окислителями. Это связано с разной лёгкостью отдачи электронов.

а) Ba + N₂ → Ba₃N₂

Уравнение реакции:

(3Ba + N₂ → Ba₃N₂)

Электронный баланс:

Ba⁰ → Ba²⁺ (отдаёт 2e, восстановитель)

N⁰ → N³⁻ (принимает 3e, окислитель)

б) Ca + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

Уравнение:

(Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑)

Ca⁰ → Ca²⁺ (восстановитель)

2H⁺ → H₂⁰ (окислитель)

в) Al + HCl → AlCl₃ + H₂

Уравнение:

(2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑)

Al⁰ → Al³⁺ (восстановитель)

H⁺ → H₂⁰ (окислитель)

г) Sn + AgNO₃ → Sn(NO₃)₂ + Ag

Уравнение:

(Sn + 2AgNO₃ → Sn(NO₃)₂ + 2Ag)

Sn⁰ → Sn²⁺ (восстановитель)

Ag⁺ → Ag⁰ (окислитель)

Во всех случаях металлы выступают в роли восстановителей, поскольку отдают электроны, а неметаллы или ионы металлов — в роли окислителей, принимая электроны.

6. (CuO + H₂ → Cu + H₂O)

7. (Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O)

8. (Cu(NO₃)₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaNO₃)

9. (Cu(OH)₂ → CuO + H₂O)

10. (CuO + 2HCl → CuCl₂ + H₂O)

5. (2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑)

6. (NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ + H₂O)

7. (NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O)

8. (Na₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NaCl)

7. (2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂↑)

8. (ZnO + C → Zn + CO↑)

9. (Zn + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂↑)

10. (ZnSO₄ + 2HCl → ZnCl₂ + H₂SO₄)

11. (ZnCl₂ + Na₂CO₃ → ZnCO₃↓ + 2NaCl)

12. (ZnCO₃ → ZnO + CO₂↑)

7. (MgCl₂ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + 2NaCl)

8. (Mg(OH)₂ → MgO + H₂O)

9. (MgO + C → Mg + CO↑)

10. (Mg + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂↑)

11. (MgSO₄ + 2NaOH → Mg(OH)₂↓ + Na₂SO₄)

12. (Mg(OH)₂ + 2HNO₃ → Mg(NO₃)₂ + 2H₂O)

а) Реакция невозможна, так как кобальт менее активен, чем цинк, и не вытесняет его из соли.

б) (Ni + CuSO₄ → NiSO₄ + Cu↓)

в) (Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑)

г) Реакция невозможна: серебро не вытесняет водород из соляной кислоты.

д) Реакция невозможна: золото не восстанавливает оксид меди, так как менее активно.

е) (Zn + Hg(NO₃)₂ → Zn(NO₃)₂ + Hg↓)

Ответ: возможны реакции — б, в, е.

В этих реакциях более активный металл вытесняет менее активный из кислоты или раствора соли.

Барий (Ba) активно реагирует с водой, образуя гидроксид бария: (Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑)

Масса раствора:

50 г (вода) + 2,74 г (барий) = 52,74 г

Молярная масса Ba = 137 г/моль

Молярная масса Ba(OH)₂ = 171 г/моль

Из 137 г бария получается 171 г Ba(OH)₂.

Из 2,74 г бария:

(171 / 137) × 2,74 ≈ 3,42 г Ba(OH)₂

Массовая доля (w) гидроксида бария в растворе:

w = (3,42 / 52,74) × 100% ≈ 6,48%

Ответ: массовая доля гидроксида бария в растворе составляет 6,48%.

Уравнение реакции алюмотермии:

(2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr)

Молярная масса Cr₂O₃ = 2×52 + 3×16 = 152 г/моль

Молярная масса Al = 27 г/моль

Молярная масса Cr = 52 г/моль

По уравнению:

152 г Cr₂O₃ реагирует с 2×27 = 54 г Al и даёт 2×52 = 104 г Cr

Для 60,8 г Cr₂O₃: Масса Al = (54 / 152) × 60,8 ≈ 21,6 г

Масса Cr = (104 / 152) × 60,8 ≈ 41,6 г

Ответ: масса алюминия — 21,6 г; масса хрома — 41,6 г.

Оцинкованное ведро покрыто цинком. Цинк более активен, чем медь, поэтому в растворе сульфата меди(II) происходит реакция замещения: (Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu↓)

В результате медь будет осаждаться, а цинк — растворяться. Это приведёт к разрушению защитного слоя и порче ведра.

Уравнение реакции: (Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag)

Из реакции видно: 2 моль Ag осаждается при растворении 1 моль Cu, но масса увеличивается только за счёт серебра, выделившегося на пластинке.

Следовательно, вся прибавка массы — это масса серебра.