Решебник по химии 9 класс Габриелян | Страница 163

Проверьте свои знания

1. Какие металлы IIA-группы называют щелочноземельными? Объясните происхождение этого названия.

Металлы IIA-группы — это бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Из них щелочноземельными называют кальций, стронций и барий, поскольку их оксиды (например, CaO, SrO, BaO), которые в древности называли «землями», при взаимодействии с водой образуют щёлочи. Именно это свойство дало общее название: «щелочноземельные металлы». Например, оксид кальция (негашёная известь) при реакции с водой образует гидроксид кальция (гашёная известь):

(CaO + H₂O → Ca(OH)₂)

2. Сравните щелочные и щелочноземельные металлы. Укажите вид связи и тип кристаллической решётки в простых веществах, образованных этими металлами.

Щелочные металлы (Li, Na, K и др.) и щелочноземельные (Ca, Sr, Ba и др.) обладают рядом сходных свойств: они оба имеют на внешнем энергетическом уровне малое число электронов (один у щелочных и два у щелочноземельных), активно взаимодействуют с водой, кислородом и кислотами, легко отдают свои валентные электроны, проявляя восстановительные свойства. Однако степень окисления у щелочных металлов — +1, у щелочноземельных — +2.

Щелочные металлы мягче и легче, у них ниже температура плавления и плотность, чем у щелочноземельных. Продукты взаимодействия также отличаются: например, щёлочь из гидроксида натрия (NaOH) сильнее растворима, чем Ca(OH)₂.

И те, и другие в виде простых веществ имеют металлическую связь и образуют металлическую кристаллическую решётку.

3. Перечислите общие химические свойства щелочноземельных металлов. Подчеркните особенности взаимодействия этих металлов с водой.

Общие химические свойства щелочноземельных металлов:

— Являются активными восстановителями;

— При взаимодействии с кислородом образуют оксиды, а более активные — пероксиды, например:

(2Ca + O₂ → 2CaO)

(Ba + O₂ → BaO₂)

— Реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

(Be + Cl₂ → BeCl₂)

— Реагируют с серой, азотом, углеродом и водородом, образуя бинарные соединения:

(Mg + S → MgS),

(3Ca + N₂ → Ca₃N₂)

— Реакции с водой: скорость взаимодействия увеличивается сверху вниз по группе.

Кальций, стронций и барий реагируют с водой при комнатной температуре:

(Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑)

Магний — медленно и только при нагревании, а бериллий вообще не реагирует с водой из-за защитной оксидной плёнки.

— Также участвуют в реакциях с кислотами (разбавленными):

(Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑)

— Активные металлы восстанавливают другие металлы из их оксидов:

(TiO₂ + 2Ca → Ti + 2CaO)

Таким образом, особенности щелочноземельных металлов проявляются в постепенном увеличении их химической активности от бериллия к барию. Взаимодействие с водой — важнейшее отличие: если кальций и барий активно реагируют, то бериллий и магний — только при нагревании или вообще слабо.

Стр. 163

Примените свои знания

4. С помощью какой химической реакции можно доказать, что в состав природных соединений кальция — известняка, мрамора, кальцита — входит карбонат этого металла? Напишите уравнение реакции в молекулярной и ионной формах.

Для доказательства присутствия карбоната кальция в природных соединениях используют реакцию с кислотой, например с соляной кислотой. При этом выделяется углекислый газ, что подтверждает наличие иона карбоната (CO₃²⁻).

Молекулярное уравнение:

(CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑)

Ионное уравнение:

(CO₃²⁻ + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑)

Появление пузырьков газа указывает на выделение CO₂ — признак присутствия карбонат-ионов.

5. Охарактеризуйте свойства оксида кальция как основного оксида. Ответ подтвердите уравнениями химических реакций в молекулярной и ионной формах.

Оксид кальция (CaO) — типичный основной оксид. Он взаимодействует:

с водой, образуя щёлочь:

Молекулярное уравнение:

(CaO + H₂O → Ca(OH)₂)

Ионное уравнение:

(O²⁻ + H₂O → 2OH⁻)

с кислотными оксидами, например с углекислым газом:

Молекулярное уравнение:

(CaO + CO₂ → CaCO₃)

Ионное уравнение:

(Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓)

с кислотами, например с соляной:

Молекулярное уравнение:

(CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O)

Ионное уравнение:

(CaO + 2H⁺ → Ca²⁺ + H₂O)

Таким образом, оксид кальция проявляет основные свойства: реагирует с кислотами, кислотными оксидами и водой.

6. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) Ca → CaCl₂ → CaCO₃ → CaO → Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ → CaF₂

б) BaCO₃ → BaO → Ba(OH)₂ → BaCl₂ → Ba₃(PO₄)₂

Для реакций обмена запишите ионные уравнения.

а) Ca → CaCl₂ → CaCO₃ → CaO → Ca(OH)₂ → Ca(NO₃)₂ → CaF₂

7. (Ca + Cl₂ → CaCl₂)

8. (CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + 2NaCl)

9. (CaCO₃ → CaO + CO₂↑)

10. (CaO + H₂O → Ca(OH)₂)

11. (Ca(OH)₂ + 2HNO₃ → Ca(NO₃)₂ + 2H₂O)

12. (Ca(NO₃)₂ + 2HF → CaF₂↓ + 2HNO₃)

б) BaCO₃ → BaO → Ba(OH)₂ → BaCl₂ → Ba₃(PO₄)₂

5. (BaCO₃ → BaO + CO₂↑)

6. (BaO + H₂O → Ba(OH)₂)

7. (Ba(OH)₂ + 2HCl → BaCl₂ + 2H₂O)

8. (3BaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl)

Для реакций обмена — ионные уравнения:

Пример для BaCl₂ + Na₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂↓ + NaCl:

Ионное уравнение:

(3Ba²⁺ + 2PO₄³⁻ → Ba₃(PO₄)₂↓)

7. При обработке 9,8 г смеси карбоната, гидроксида и сульфата кальция избытком соляной кислоты выделилось 0,896 л газа (н. у.) и осталось 2,1 г твёрдого остатка. Вычислите массовую долю компонентов в смеси.

Объём CO₂: 0,896 л (н. у.)

Найдём количество вещества CO₂:

(n = V / Vm = 0,896 л / 22,4 л/моль = 0,04 моль)

Из уравнений:

(CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑)

(Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O)

(CaSO₄ не реагирует с HCl — нерастворим → входит в остаток)

Моль CO₂ = моль CaCO₃ = 0,04 моль

Масса CaCO₃: (M(CaCO₃) = 100 г/моль)

m(CaCO₃) = 0,04 моль × 100 г/моль = 4 г

Обозначим массу гидроксида кальция за x, тогда:

масса смеси: 9,8 г

масса осадка CaSO₄: 2,1 г

масса CaCO₃: 4 г

тогда:

масса Ca(OH)₂ = 9,8 – 4 – 2,1 = 3,7 г

Проверим: Масса всех компонентов: 4 + 3,7 + 2,1 = 9,8 г — верно.

Массовые доли: ω(CaCO₃) = 4 / 9,8 ≈ 0,408 ≈ 40,8%

ω(Ca(OH)₂) = 3,7 / 9,8 ≈ 0,378 ≈ 37,8%

ω(CaSO₄) = 2,1 / 9,8 ≈ 0,214 ≈ 21,4%

Ответ:

Массовые доли компонентов в смеси:

CaCO₃ — 40,8%, Ca(OH)₂ — 37,8%, CaSO₄ — 21,4%.

Стр. 163

Используйте дополнительную информацию

8. Щелочные металлы получают электролизом расплавов их гидроксидов — щелочей. Для получения щелочноземельных металлов используют электролиз расплавов их солей. Как вы думаете, почему для этих целей не годятся гидроксиды щелочноземельных металлов? Напишите уравнение электролиза расплава хлорида кальция.

Гидроксиды щелочноземельных металлов, в отличие от гидроксидов щелочных металлов, при нагревании разлагаются, поэтому использовать их расплавы для электролиза невозможно. При нагревании, необходимом для плавления, гидроксиды кальция, магния, стронция и других металлов IIA-группы распадаются на оксиды и воду. Это делает невозможным электролитическое получение металлов из их гидроксидов. Поэтому для получения щелочноземельных металлов применяют электролиз расплавов их солей, например хлоридов.

Уравнение электролиза расплава хлорида кальция:

(CaCl₂ → Ca + Cl₂↑)

На катоде (восстановление):

(Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca)

На аноде (окисление):

(2Cl⁻ – 2e⁻ → Cl₂↑)

Таким образом, при электролизе расплава хлорида кальция получают чистый кальций и газообразный хлор.

9. Подготовьте сообщение об истории открытия одного из щелочноземельных металлов, его свойствах и применении.

Сообщение

Магний: история открытия, свойства и применение

Магний (Mg) — один из важнейших представителей щелочноземельных металлов, входящих в группу IIA Периодической системы. Этот элемент играет ключевую роль в природе, технике, медицине и биологических процессах. Он был открыт ещё в XVIII веке, однако его значение продолжают открывать и сегодня — от космических технологий до клеточного дыхания.

История открытия магния

История открытия магния начинается с изучения его соединений. Название элемента происходит от области Магнезия в Греции, где добывали минерал магнезит. В 1755 году английский учёный Джозеф Блэк выделил соединение, которое он назвал «жгучей землёй» — это был оксид магния (MgO). Однако сам металлический магний был впервые получен лишь в 1808 году известным химиком Хэмфри Дэви методом электролиза расплава магниевой соли. Позднее металл удалось выделить в более чистом виде немецкому химику Антону Бузингу в 1830-х годах при восстановлении магниевых солей углём.

Физические и химические свойства магния

Магний — лёгкий, серебристо-белый металл с характерным металлическим блеском. Он твёрже и менее активен, чем другие щелочноземельные металлы, такие как кальций или барий. При нормальных условиях он на воздухе покрывается прочной оксидной плёнкой, которая защищает металл от дальнейшего окисления. Это делает магний более устойчивым к коррозии.

Температура плавления магния — около 650 °C, а плотность — 1,74 г/см³, что делает его в три раза легче железа. Благодаря своей лёгкости он стал ценным конструкционным материалом.

С химической точки зрения магний — типичный щелочноземельный металл. Он проявляет восстановительные свойства, отдает два электрона, вступая в химические реакции с кислотами, водой (при нагревании), галогенами, серой, азотом и другими неметаллами.

Например, при взаимодействии с кислотами идёт реакция с выделением водорода:

(Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑)

Также он вступает в реакцию с кислородом при нагревании, образуя оксид:

(2Mg + O₂ → 2MgO)

При горении магний даёт яркое белое пламя, что используется в пиротехнике.

Магний в природе и биологии

Магний широко распространён в земной коре и входит в состав множества минералов: магнезита (MgCO₃), доломита (CaCO₃·MgCO₃), хлоридов и сульфатов. Он также содержится в морской воде и в растениях. Особенно важно отметить, что ионы магния входят в состав хлорофилла — зелёного пигмента растений, обеспечивающего фотосинтез. Без магния невозможен процесс превращения солнечной энергии в химическую.

В организме человека магний участвует в более чем 300 ферментативных реакциях, регулирует работу мышц, нервной системы и сердца. Его недостаток приводит к мышечным судорогам, утомляемости, раздражительности.

Применение магния и его соединений

Магний и его соединения применяются в различных отраслях:

8. Металлургия и машиностроение. Благодаря низкой плотности магний широко используется для создания лёгких сплавов (например, с алюминием, цинком), применяемых в авиа- и автомобилестроении, в производстве велосипедов, ноутбуков, мобильных телефонов и др.

9. Пиротехника. Магний — отличный источник яркого белого света. Порошок магния используется в фейерверках, сигнальных ракетах, во вспышках для фотосъёмки, а также в зажигательных смесях.

10. Медицина. Соединения магния (сульфат, оксид, гидроксид, карбонат) применяются как слабительные, противосудорожные, антистрессовые и кардиотропные препараты. Магний важен при лечении гипертонии, мигрени, нарушений сна.

11. Химическая промышленность. Магний используется как восстановитель при получении титана, циркония и других металлов. Кроме того, его соединения применяются для нейтрализации кислот и очистки растворов.

12. Сельское хозяйство. Магний необходим растениям для роста и развития. Удобрения, содержащие магний, повышают урожайность сельскохозяйственных культур.

13. Строительство. Оксид магния применяется для получения огнеупорных и теплоизоляционных материалов, а карбонат магния — как компонент строительных смесей.

14. Бытовая химия и пищевая промышленность. Гидроксид магния входит в состав антацидов (средств от изжоги), а сульфат магния известен как английская соль — применяется в медицине и косметике.

Заключение

Магний — это элемент с богатой историей и огромным значением для науки, техники, природы и здоровья человека. Его уникальное сочетание лёгкости, прочности и химической активности сделало его незаменимым во множестве отраслей. С каждым годом область применения магния расширяется, подтверждая, что этот металл занимает поистине важное место среди щелочноземельных элементов.

Параграф 32. Жесткость воды и способы ее устранения