ГДЗ по Химии 8 Класс Параграф 33 Вопрос 7 Габриелян, Остроумов — Подробные Ответы

Учебник 2023

Запишите формулы двух высших оксидов, если их состав ЭО₃ и Э₂О₃, а также три уравнения реакций, характеризующие химические свойства этих оксидов.

Учебник 2019

Напишите уравнения химических реакций кальция:

а) с кислородом;
б) с серой;
в) с водой.

Учебник 2023

SO₃ + H₂O = H₂SO₄
SO₃ + Na₂O = Na₂SO₄
SO₃ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O
Al₂O₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃
Al₂O₃ + 3N₂O₅ = 2Al(NO₃)₃
Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Учебник 2019

2Ca + O₂ = 2CaO
Ca + S = CaS
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Учебник 2023

Для определения высших оксидов, соответствующих общим формулам ЭО₃ и Э₂О₃, а также для характеристики их химических свойств, необходимо проанализировать степень окисления элемента в каждом случае и его положение в Периодической системе.

1. Определение высших оксидов

А. Высший оксид с общей формулой ЭО₃

• Анализ степени окисления: В соединении ЭО₃, кислород (О) всегда имеет степень окисления -2. Поскольку в молекуле три атома кислорода, их суммарная степень окисления составляет 3 * (-2) = -6. Чтобы молекула была электронейтральной, элемент Э должен иметь степень окисления +6.
• Выбор элемента: Элементы, проявляющие высшую степень окисления +6, обычно находятся в VI группе Периодической системы. Типичным примером такого элемента является сера (S).
• Формула оксида: Высший оксид серы — SO₃ (оксид серы(VI) или серный ангидрид).

Б. Высший оксид с общей формулой Э₂О₃

• Анализ степени окисления: В соединении Э₂О₃, кислород (О) имеет степень окисления -2. Суммарная степень окисления трех атомов кислорода составляет 3 * (-2) = -6. Поскольку в молекуле два атома элемента Э, каждый атом Э должен иметь степень окисления +3, чтобы суммарная степень окисления двух атомов Э составляла +6 (2 * (+3) = +6).
• Выбор элемента: Элементы, проявляющие высшую степень окисления +3, часто находятся в III группе Периодической системы. Типичным примером такого элемента, являющегося металлом, является алюминий (Al).
• Формула оксида: Высший оксид алюминия — Al₂O₃ (оксид алюминия).

2. Характеристика химических свойств оксидов

А. Химические свойства SO₃ (оксида серы(VI))

SO₃ является кислотным оксидом. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, основными оксидами и основаниями, образуя соответствующие кислоты или соли.

1. Реакция с водой (образование кислоты):

SO₃ активно реагирует с водой, образуя соответствующую кислоту. SO₃ является ангидридом серной кислоты.

Уравнение реакции:
SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Объяснение: При растворении в воде оксид серы(VI) присоединяет молекулу воды, образуя серную кислоту – сильную двухосновную кислоту.

2. Реакция с основным оксидом (образование соли):

Как кислотный оксид, SO₃ взаимодействует с основными оксидами, образуя соль. В качестве примера основного оксида можно взять оксид натрия (Na₂O).

Уравнение реакции:
SO₃ + Na₂O → Na₂SO₄

Объяснение: В этой реакции кислотный оксид SO₃ взаимодействует с основным оксидом Na₂O, в результате чего образуется соль – сульфат натрия.

3. Реакция с основанием (образование соли и воды):

SO₃ реагирует с основаниями (щелочами), нейтрализуя их и образуя соль и воду. В качестве примера основания можно взять гидроксид натрия (NaOH).

Уравнение реакции:
SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O

Объяснение: Происходит реакция нейтрализации, где кислотный оксид SO₃ взаимодействует со щелочью NaOH, образуя сульфат натрия и воду.

Б. Химические свойства Al₂O₃ (оксида алюминия)

Al₂O₃ является амфотерным оксидом. Это означает, что он способен проявлять как основные, так и кислотные свойства, реагируя как с кислотами, так и с основаниями (или соответствующими оксидами).

1. Образование соответствующего гидроксида (гидратация):

Хотя оксид алюминия Al₂O₃ малорастворим в воде и не реагирует с ней напрямую при обычных условиях, он является ангидридом гидроксида алюминия Al(OH)₃. Эту реакцию можно рассматривать как теоретическое образование гидроксида.

Уравнение реакции:
Al₂O₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃

Объяснение: Данное уравнение показывает, что Al(OH)₃ является гидратированной формой Al₂O₃. В реальных условиях Al(OH)₃ обычно получают осаждением из растворов солей алюминия.

2. Реакция с кислотным оксидом (проявление основных свойств):

Al₂O₃, проявляя свои основные свойства, может реагировать с сильными кислотными оксидами, образуя соли. В качестве примера кислотного оксида можно взять оксид азота(V) (N₂O₅).

Уравнение реакции:
Al₂O₃ + 3N₂O₅ → 2Al(NO₃)₃

Объяснение: В этой реакции амфотерный оксид Al₂O₃ выступает в роли основного оксида, взаимодействуя с кислотным оксидом N₂O₅, и образует соль – нитрат алюминия.

3. Реакция с кислотой (проявление основных свойств):

Al₂O₃ реагирует с сильными кислотами, образуя соль и воду, что характерно для основных оксидов. В качестве примера кислоты можно взять азотную кислоту (HNO₃).

Уравнение реакции:
Al₂O₃ + 6HNO₃ → 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Объяснение: Амфотерный оксид Al₂O₃ взаимодействует с азотной кислотой, выступая в данной реакции как основание. В результате образуется нитрат алюминия (соль) и вода.

Учебник 2019

Для составления уравнений химических реакций кальция необходимо учитывать его положение в Периодической системе элементов и его химические свойства как щелочноземельного металла. Кальций (Ca) находится во второй группе, что означает, что он легко отдает два электрона, образуя ион Ca²⁺.

а) Реакция кальция с кислородом

1. Определение реагентов:
Кальций (Ca) — активный металл.
Кислород (O₂) — неметалл, сильный окислитель, существует в виде двухатомных молекул.

2. Тип реакции: Это реакция соединения (окисления), при которой металл реагирует с неметаллом.

3. Прогнозирование продуктов:
Кальций, как щелочноземельный металл, проявляет степень окисления +2.
Кислород в оксидах обычно проявляет степень окисления -2.
Следовательно, кальций и кислород образуют оксид кальция, где на один ион Ca²⁺ приходится один ион O²⁻. Формула продукта — CaO.

4. Составление и уравнивание уравнения:
Начальное уравнение: Ca + O₂ → CaO
Для уравнивания атомов кислорода, которых слева два (в O₂), а справа один (в CaO), необходимо поставить коэффициент 2 перед CaO.
Ca + O₂ → 2CaO
Теперь справа два атома кальция, а слева один. Поставим коэффициент 2 перед Ca.
Уравнение реакции: 2Ca + O₂ = 2CaO
Объяснение: При горении кальция на воздухе или в чистом кислороде образуется белый порошок — оксид кальция, также известный как негашеная известь.

б) Реакция кальция с серой

1. Определение реагентов:
Кальций (Ca) — активный металл.
Сера (S) — неметалл.

2. Тип реакции: Это также реакция соединения, при которой металл реагирует с неметаллом.

3. Прогнозирование продуктов:
Кальций проявляет степень окисления +2.
Сера, как элемент VI группы, в соединениях с металлами обычно проявляет степень окисления -2 (подобно кислороду).
Следовательно, кальций и сера образуют сульфид кальция, где на один ион Ca²⁺ приходится один ион S²⁻. Формула продукта — CaS.

4. Составление и уравнивание уравнения:
Начальное уравнение: Ca + S → CaS
Число атомов каждого элемента слева и справа уже одинаково. Уравнение сбалансировано.
Уравнение реакции: Ca + S = CaS
Объяснение: При нагревании кальция с серой происходит экзотермическая реакция с образованием сульфида кальция.

в) Реакция кальция с водой

1. Определение реагентов:
Кальций (Ca) — активный металл.
Вода (H₂O).

2. Тип реакции: Это реакция замещения, при которой активный металл вытесняет водород из воды.

3. Прогнозирование продуктов:
Кальций, как активный металл, вытесняет водород из воды, образуя газообразный водород (H₂).
При этом кальций образует гидроксид кальция (Ca(OH)₂), так как Ca²⁺ ионы соединяются с гидроксид-ионами (OH⁻), образующимися из воды.

4. Составление и уравнивание уравнения:
Начальное уравнение: Ca + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂
Справа у нас 2 атома водорода в H₂ и 2 атома водорода в Ca(OH)₂, всего 4 атома водорода. Слева в H₂O всего 2 атома водорода. Чтобы уравнять водород, поставим коэффициент 2 перед H₂O.
Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂
Теперь проверим остальные атомы: 1 атом Ca слева и 1 атом Ca справа. 4 атома H слева и 2+2=4 атома H справа. 2 атома O слева и 2 атома O справа. Уравнение сбалансировано.
Уравнение реакции: Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

Объяснение: Кальций активно реагирует с водой (даже при комнатной температуре, хотя и менее бурно, чем щелочные металлы), образуя малорастворимый гидроксид кальция (гашеную известь) и выделяя газообразный водород.