Контрольная работа по теме: «Металлы» 2 вариант 1) Дайте характеристику Al по его положению в периодической системе химических элементов по плану: а)положение в периодической системе; б)состав ядра: в)распределение электронов по энергетическим уровням; г)степень окисления; д)формула высшего оксида и гидроксида, их характер. 2) С каким из перечисленных веществ будет взаимодействовать магний: Na, O2, H2SO4,, NaCl,NiSO4? Приведите уравнения всевозможных реакций. 3)Осуществите превращения: Al - AlO, - AICI, - AlKOH), - AlO Для уравнения №1 - составьте электронный баланс, для уравнения №3 - составьте ионные уравнения. Для всех реакций укажите химических реакций и назовите продукты реакций. типы 4) При сжигании железа в сосуде, содержащий 21,3 г хлора, было получено 25 г хлорида железа (III). Рассчитайте выход продукта

Ниже подробное решение для задач по теме «Металлы» 2 вариант, 9 класс. Цель — понять материал, поэтому приведены пояснения и обоснования на каждом шаге. 1) Характеристика алюминия (Al) по плану a) Положение в периодической системе - Группа: 13 (IIIA) главной подгруппы. - Период: 3-й период. - Общий характер: металл; легкий, хорошо проводит тепло и электричество; твердость умеренная. - Взаимодействие с кислотами и щелочами указывает на амфотерность некоторых соединений алюминия. b) Состав ядра - Ядро содержит: протонов = 13 (Z = 13). - Наиболее распространённый стабильный изотоп — 27Al: нейтронов = 14 (массовое число A = 27). - В большинстве задач акцент делают на число протонов и стабильном изотопе 27Al. c) Распределение электронов по энергетическим уровням - Электронная конфигурация: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1. - Распределение по уровням: K13 (1-й уровень) заполнен 2 e, L-уровень (2-й) заполнен 8 e, M-уровень (3-й) заполнен 3 e. - Валентность: 3 валентных электрона на внешнем уровне (3s2 3p1). d) Степень окисления - Наиболее характерная степень окисления алюминия в неорганических соединениях — +3. - Примеры: Al3+ в водных растворах солей алюминия, Al2O3, Al(OH)3 и т. п. e) Формула высшего оксида и гидроксида, их характер - Высший оксид: оксид алюминия Al2O3. - Гидроксид: алюминатная форма Al(OH)3 (в водной среде может существовать в виде катионов/гидроксо-координаций; чаще в реакциях встречается в виде амфотерного Al(OH)3). - Характер соединений: - Оксид Al2O3 амфотерный: реагирует как кислота с кислотами и как основание с основаниями. Пример: растворяется в щелочах (образуются комплексные ионы типа [Al(OH)4]−) и в кислотах образуются ионы Al3+. - Гидроксид Al(OH)3 амфотерный: в кислой среде растворяется с образованием ионов Al3+, в щелочной — образуются алюминаты типа [Al(OH)4]− (пример реакции с NaOH: Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]). 2) Взаимодействие магния (Mg) с перечисленными веществами и уравнения реакций Какие вещества будут реагировать с Mg и какие реакции возможны (баланс соблюдён)? - Mg реагирует с кислородом O2: горение металла даёт оксид MgO. Уравнение: 2 Mg + O2 → 2 MgO. Тип реакции: окислительно-восстановительная (легирование металла). - Mg реагирует с разбавленной серной кислотой H2SO4: образование сульфата магния и водородного газа. Уравнение: Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2. Тип реакции: замещение водорода в кислоте. - Mg реагирует с NiSO4 (разбавленная система): магний восстанавливает Ni2+ до Ni, образуется MgSO4. Уравнение: Mg + NiSO4 → Ni + MgSO4. Тип реакции: замещение металла в растворе. - Mg и NaCl: в обычных условиях реакция не идёт (Mg не может замещать Na в NaCl под стандартными условиями; с NaCl могут быть редко наблюдаемые реакции в расплавленном состоянии, но в школьном задании чаще говорят о нереакции в нормальных условиях). - Mg и Na (мягко говоря): чистые металлы в обычных условиях не реагируют между собой без топлива/высокей температуры; это не характерная для уроков реакция. В рамках типичных задач можно считать, что прямой реакции Mg и Na в водной системе нет. Итак, реакции с данными веществами, которые действительно реагируют: - Mg + O2 → MgO - Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2 - Mg + NiSO4 → Ni + MgSO4 3) Превращения: Al → AlO/Al2O3, Al → AlCl3, Al → KAlO2/Al(OH)4− и т. д. (для целей данного пункта составим несколько типичных реакций превращения алюминия в типичные продукты) Заметим: в вашей формулировке встречаются сокращения вроде AlO, AICI, AlKOH, AlO; наиболее разумно трактовать как переходы к наиболее устойчивым оксидам и соединениям алюминия: - Al → Al2O3 (оксид): окисление алюминия до оксида. - Al → AlCl3 (хлорид алюминия): реакция алюминия с хлором. - Al с KOH и водой → комплекс калия алюмината (K[Al(OH)4]); этот процесс типичен для «растворения» алюминия в щёлочи. - Al с водой и щёлочю или с другими реагентами может образовать гидроксиды как продукт. Подробнее с расчётами и уравнениями: Уравнение 1 — образование оксида Al2O3 (полное окисление алюминия до оксида) - Сбалансированная формула: 4 Al + 3 O2 → 2 Al2O3. - Электронный баланс: - Формальное изменение степени окисления: Al 0 → Al3+, каждый атом алюминия теряет 3 электрона; всего 4 атома теряют 12 электронов. - Оксигены восстанавливаются: O2 (0) → O2- в Al2O3. В 2 молекулах Al2O3 содержится 3 пары O2- (6 атомов кислорода), которым нужно принять 12 электронов. - Соотношение согласовано: 4 Al теряют 12 e-, 3 O2 принимают 12 e-. - Применение: это классическая реакция окисления металла кислородом вследствие высокой температуры. Уравнение 2 — образование хлорида алюминия AlCl3 - Сбалансированная формула: 2 Al + 3 Cl2 → 2 AlCl3. - Электронный баланс: - Al: 0 → +3; каждый алюминий теряет 3 e-, всего 2 алюминия теряют 6 e-. - Cl: Cl2 распадается на 2 Cl; каждый атом хлора принимает 1 электрон; всего 6 электронов принимаются, что соответствует 3 молекулам Cl2. - Применение: реакция алюминия с Cl2 в газовой фазе или растворимый хлорид алюминия в соответствующих условиях. Уравнение 3 — образование калия алюмонату (K[Al(OH)4]) через реакцию алюминия с щёлочью и водой - Общий ход: алюминий реагирует с щелочью и водой с образованием алюминатного комплекса и водорода. - Общее уравнение (общее, с гидроксидом калия, без указания ионов): 2 Al + 2 KOH + 6 H2O → 2 K[Al(OH)4] + 3 H2 - Неточный вид AlKOH может означать алюминат в составе; здесь же классический вариант образования калия алюмината подтверждает такой ход реакции. - Неточные варианты (неточные формулировки): аналогично можно написать через NaOH вместо KOH: 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2 - Ионная (с учетом того, что K+ или Na+ — наблюдается как Активный катион-спорт): net ionic для реакции с KOH: 2 Al + 2 OH− + 6 H2O → 2 [Al(OH)4]− + 3 H2 Здесь учтён факт, что K+ остаётся как вспомогательный ион (спектатор) в ионной записи. Примечания по задаче 3 - В пункте про «AlO» и другие обозначения вероятно имеется в виду переход к: - Al2O3 (оксид алюминия); - AlCl3 (хлорид алюминия); - реакции алюминия с щёлочами, образующие алюминаты (K[Al(OH)4] или Na[Al(OH)4]). - Для уравнения №1 (оксид) мы привели электронный баланс. - Для уравнения №3 (реакции с щёлочью) привели как общую формулу, так и ионную запись. 4) Расчёт выхода продукта по реакции железа и хлора Условия задачи: - Сжигая железо в сосуде, содержащем 21,3 г Cl2, получают 25 г FeCl3. - Реакция: 2 Fe + 3 Cl2 → 2 FeCl3. Шаги расчёта: 1) Найдём число молей реагента Cl2: - Молярная масса Cl2 = 2 × 35,45 ≈ 70,90 г/моль. - n(Cl2) = 21,3 г / 70,90 г/моль ≈ 0,300 моль. 2) Определим теоретический выход FeCl3, если Cl2 ограничивающий реагент. - По стехиометрии: 3 моль Cl2 дают 2 моль FeCl3. - n(FeCl3, теор) = (2/3) × n(Cl2) ≈ (2/3) × 0,300 ≈ 0,200 моль. - Молярная масса FeCl3: Fe 55,85 + 3 × Cl 35,45 ≈ 55,85 + 106,35 ≈ 162,20 г/моль. - Масса FeCl3 теоретическая: m(FeCl3, теор) ≈ 0,200 × 162,20 ≈ 32,44 г. 3) Рассчитаем выход по данным опыта: фактический выход = 25 г FeCl3. - Процент выходa (выход по эксперименту к теоретическому): η = (масса фактического продукта) / (маса теоретического продукта) × 100% η ≈ 25 г / 32,44 г × 100% ≈ 77,0%. Ответы в сумме: - Теоретически возможный выход FeCl3 при полном использовании 21,3 г Cl2 равен примерно 32,4 г. - Фактический выход составил 25 г FeCl3. - Выход реакции ≈ 77% (около 77%). Если нужно, могу дополнительно привести пошаговые балансы для каждого из преобразований (например, развернуть ионные и полные формы уравнений для каждого случая). Также могу привести дополнительные примеры реакций для других условий (концентрированная H2SO4, водный раствор кислоты и т. п.) или разъяснить более подробно амфотерность соединений алюминия.