Практическая работа 4. Вариант 2, страница 276 - гдз по химии 9 класс учебник Шиманович, Василевская

Вариант 3

Задача 1. Определите, где — до или после водорода — в ряду активности находится выданный вам металл, проявляющий в своих соединениях валентность, равную III. Если он реагирует с соляной кислотой, составьте соответствующее уравнение реакции, укажите окислитель и восстановитель.

Задача 2. В одной из двух пробирок находится раствор хлорида бария, а в другой — раствор хлорида железа(III). Опытным путем распознайте эти вещества. Составьте уравнения соответствующих химических реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах.

Задача 3. Осуществите экспериментально следующие химические превращения:

$ \text{хлорид меди(II)} \to \text{гидроксид меди(II)} \to \text{сульфат меди(II)} $

Составьте уравнения реакций в молекулярной, полной и сокращенной ионных формах.

Задача 1.

Решение

По условию, металл реагирует с соляной кислотой. Металлы, способные вытеснять водород из растворов кислот-неокислителей (какой является соляная кислота), находятся в электрохимическом ряду активности металлов левее (до) водорода.

В качестве примера металла, который стоит до водорода и проявляет в соединениях валентность III, можно взять алюминий (Al) или железо (Fe). Возьмем для примера алюминий.

Составим уравнение реакции алюминия с соляной кислотой ($HCl$):

$2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2\uparrow$

Чтобы определить окислитель и восстановитель, расставим степени окисления элементов:

$2\stackrel{0}{Al} + 6\stackrel{+1}{H}\stackrel{-1}{Cl} \rightarrow 2\stackrel{+3}{Al}\stackrel{-1}{Cl_3} + 3\stackrel{0}{H_2}$

Процессы окисления и восстановления:

$Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3}$ (окисление)

$2H^+ + 2e^- \rightarrow H_2^0$ (восстановление)

Атом алюминия ($Al$) отдает электроны, повышая свою степень окисления, следовательно, он является восстановителем.

Катион водорода ($H^+$) в составе соляной кислоты принимает электроны, понижая свою степень окисления, следовательно, он является окислителем.

Ответ: Металл находится в ряду активности до водорода. Уравнение реакции на примере алюминия: $2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2$. Восстановитель — $Al$ (алюминий), окислитель — $H^+$ (ионы водорода в составе соляной кислоты).

Решение

Для распознавания выданных растворов — хлорида бария ($BaCl_2$) и хлорида железа(III) ($FeCl_3$) — необходимо провести качественные реакции на катионы $Ba^{2+}$ и $Fe^{3+}$. Самый наглядный способ — использовать реагент, который даст разный результат с каждым из растворов, например, раствор щелочи.

В обе пробирки прильем немного раствора щелочи, например, гидроксида натрия ($NaOH$).

• В пробирке, где находится раствор хлорида железа(III), мы будем наблюдать выпадение объемистого бурого осадка гидроксида железа(III) ($Fe(OH)_3$).
• В пробирке с раствором хлорида бария видимых изменений не произойдет, так как образующийся гидроксид бария является растворимым основанием (щелочью).

Уравнения реакции для пробирки с хлоридом железа(III):

Молекулярная форма:

$FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3NaCl$

Полная ионная форма:

$Fe^{3+} + 3Cl^- + 3Na^+ + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3Na^+ + 3Cl^-$

Сокращенная ионная форма:

$Fe^{3+} + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow$

Таким образом, пробирка с бурым осадком содержит хлорид железа(III), а другая — хлорид бария.

Ответ: Для распознавания веществ нужно к обоим растворам добавить раствор щелочи (например, $NaOH$). В пробирке с хлоридом железа(III) выпадет бурый осадок. Уравнения реакции: молекулярное $FeCl_3 + 3NaOH \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3NaCl$; полное ионное $Fe^{3+} + 3Cl^- + 3Na^+ + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow + 3Na^+ + 3Cl^-$; сокращенное ионное $Fe^{3+} + 3OH^- \rightarrow Fe(OH)_3\downarrow$.

Решение

Осуществим цепочку превращений и составим соответствующие уравнения реакций.

1. Получение гидроксида меди(II) из хлорида меди(II): $CuCl_2 \rightarrow Cu(OH)_2$

К раствору хлорида меди(II) необходимо добавить раствор щелочи (например, $KOH$ или $NaOH$). Произойдет реакция ионного обмена с образованием нерастворимого гидроксида меди(II) голубого цвета.

Молекулярная форма:

$CuCl_2 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaCl$

Полная ионная форма:

$Cu^{2+} + 2Cl^- + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2Na^+ + 2Cl^-$

Сокращенная ионная форма:

$Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow$

2. Получение сульфата меди(II) из гидроксида меди(II): $Cu(OH)_2 \rightarrow CuSO_4$

Гидроксид меди(II) является основанием, поэтому для получения соли (сульфата меди(II)) к осадку нужно добавить соответствующую кислоту — серную ($H_2SO_4$). В результате реакции нейтрализации осадок растворится и образуется голубой раствор сульфата меди(II) и вода.

Молекулярная форма:

$Cu(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + 2H_2O$

Полная ионная форма (учитываем, что $Cu(OH)_2$ — нерастворимое вещество, а $H_2O$ — слабый электролит):

$Cu(OH)_2 + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow Cu^{2+} + SO_4^{2-} + 2H_2O$

Сокращенная ионная форма:

$Cu(OH)_2 + 2H^+ \rightarrow Cu^{2+} + 2H_2O$

Ответ:
1) $CuCl_2 + 2NaOH \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2NaCl$;
$Cu^{2+} + 2Cl^- + 2Na^+ + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow + 2Na^+ + 2Cl^-$;
$Cu^{2+} + 2OH^- \rightarrow Cu(OH)_2\downarrow$.
2) $Cu(OH)_2 + H_2SO_4 \rightarrow CuSO_4 + 2H_2O$;
$Cu(OH)_2 + 2H^+ + SO_4^{2-} \rightarrow Cu^{2+} + SO_4^{2-} + 2H_2O$;
$Cu(OH)_2 + 2H^+ \rightarrow Cu^{2+} + 2H_2O$.