Программа для поступающих в вузы (ответы)

основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда.

CuCl2 > Cu2+ + 2Cl-

Cl- + HOH > реакция не идет

Cu2+ + HOH ? CuOH+ + H+

CuCl2 + HOH ? CuOHCl + HCl

Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.

Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом

слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от

соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.

CuF2 > Cu2+ + 2F-

Cu2+ + HOH ? CuOH+ + H+

F- + HOH ? HF + OH-

Cu2+ + F- + HOH ? CuOH+ + HF

CuF2 + HOH ? CuOHF + HF

Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Если кислота и

основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и

малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных

продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически

необратимо:

Al2S3 + 6H2O > 2Al(OH)3v+ 3H2S^

Количественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:

[pic]

Для гидролиза по аниону в общем виде А– + НОН ? НА + ОН– , согласно

закону действующих масс, приближенно справедливо

[pic].

Используя соотношение [pic], получаем

[pic].

Для гидролиза по катиону К+ + НОН ? КОН + Н+ аналогично

[pic].

Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А– + НОН ? КОН + НА

[pic]

В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону)

усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).

Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.

1. Металл > соль:

2Na + Cl2 > 2NaCl (t);

2. Соль > металл:

NiSO4 + 2H2O > Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);

2AgNO3 > 2Ag + 2NO2 + O2 (t);

3. Неметалл > соль:

2Na + Cl2 > 2NaCl (t);

4. Соль > неметалл:

SiCl4 + 2Zn > Si + 2ZnCl2;

5. Металл > оксид металла:

2Mg + O2 > 2MgO;

6. Оксид металла > металл:

2Fe2O3 + 3C > 4Fe + 3CO2 (t);

7. Неметалл > оксид неметалла:

4Р + 5О2 > 2Р2О5;

8. Оксид неметалла > неметалл:

SiO2 + 2Mg > Si + 2MgO (t);

9. Оксид металла > соль:

CuO + 2HCl > CuCl2 + H2O;

10. Соль > оксид металла:

СаСО3 > СаО + СО2 (t);

11. Оксид неметалла> соль:

СО2 + 2NaOH > Na2CO3 + H2O;

12. Соль > оксид неметалла:

СаСО3 > СаО + СО2 (t);

13. Оксид металла > основание:

CaO + H2O > Ca(OH)2;

14. Основание > оксид металла:

Cu(OH)2 > CuO + H2O (t);

15. Оксид неметалла > кислота:

SO3 + H2O > H2SO4;

16. Кислота > оксид неметалла:

H2SO3 > SO2 + H2O (t);

17. Основание > соль:

NaOH + HCl > NaCl + H2O;

18. Соль > основание:

СuSO4 + NaOH > Cu(OH)2 + Na2SO4;

19. Соль > кислота:

NaCl + H2SO4 > HCl + NaHSO4 (t);

20. Кислота > соль:

NaOH + HCl > NaCl + H2O.

Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические

свойства. Основные способы промышленного получения металлов.

Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд

напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа.

Значение металлов в народном хозяйстве.

В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по

физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе

металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В

свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся

кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все

металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с

характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство

металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы

условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности

различают металлы легкие (?<5) и тяжелые (?>5). Примером легких металлов

служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся

осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура

плавления металлов также различна: от 38.9° (ртуть) до 3380° (вольфрам).

Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются

натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром

(последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят

неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим –

ртуть.

В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге,

образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с

другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов

происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо

металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют

собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав

сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом).

Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их

элементов.

Известно, что у металлов на ВЭУ имеется 1-3 валентных электрона. Поэтому

они сравнительно легко отдают свои электроны неметаллам, у которых на ВЭУ 5-

7 электронов. Так, металлы непосредственно реагируют с галогенами.

Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину,

серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с

образованием сульфидов. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют

с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Ме средней активности

реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные Ме с водой вообще не

реагируют. Большинство металлов растворяется в кислотах. Однако химическая

активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов

металла отдавать валентные электроны. По своей активности все металлы

расположены в определенной последовательности, образуя ряд активности или

ряд стандартных электродных потенциалов:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,

H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

В этом ряду каждый предыдущий металл вытесняет из соединений все

последующие металлы.

Электролиз – ОВ процесс, протекающий при прохождении постоянного

электрического тока через расплав или раствор электролита. Анодом

называется положительный электрод, на нем происходит окисление; катодом

называется отрицательный электрод, на нем происходит восстановление. При

электролизе расплава происходит распределение ионов соли в анодном и

катодном пространстве. Ион металла восстанавливается до металла, а

кислотный остаток бескислородной кислоты окисляется до соответствующего

газа или элемента. Электролиз растворов солей более сложен из-за

возможности участия в электродных процессах молекул воды. На катоде: 1)

ионы металлов от лития до алюминия не восстанавливаются, но идет процесс

восстановления водорода из воды, 2) ионы металлов от алюминия до водорода

восстанавливаются до металлов вместе с восстановлением водорода из воды, 3)

ионы металлов от висмута до золота восстанавливаются до металлов. На аноде:

1) анионы бескислородных кислот окисляются до соответствующих элементов, 2)

при электролизе солей кислородсодержащих кислот происходит окисление не

кислотных остатков, а воды с выделением кислорода, 3) в щелочных растворах

происходит окисление гидроксид-ионов до кислорода и воды, 4) при

использовании растворимых анодов, на них образуются катионы металла, из

которого сделан анод.

Основные промышленные способы получения металлов:

1. Пирометаллургический:

1) коксотермия Fe2O3 + 3CO > 2Fe + 3CO2

Fe(CO)3 > Fe

+ 5CO

2) алюмотермия Fe2O3 + 2Al > 2Fe + Al2O3

3) магнийтермия TiO2 + 2Mg > Ti + 2MgO

4) водородотермия CuO + H2 > Cu + H2O

2. Электрохимический:

1) электролиз расплавов: NiCl2 > Ni + Cl2

2) электролиз растворов: MgSO4 + 2H2O > Mg + O2 + H2 + H2SO4

3. Гидрометаллургический:

Cu + 2H2SO4 > CuSO4 + SO2 + 2H2O

CuSO4 +

Fe > Cu + FeSO4.

Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической

системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в природе, их

использование. Калийные удобрения.

К элементам группы 1А относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий,

франций. Все металлы серебристого цвета, кроме цезия (желтый). Относятся к

легким металлам. Очень мягкие – режутся ножом. Все щелочные металлы сильные

восстановители. Реакционная способность возрастает в ряду литий – цезий.

Самым активным является цезий, т. к. у него самый низкий потенциал

ионизации. Щелочные металлы энергично реагируют с большинством неметаллов,

разлагают воду, бурно реагируют с растворами кислот. Комплексообразование

для щелочных металлов не характерно. В природе в свободном виде не

встречаются ввиду их чрезвычайной активности. Литий существенно отличается

от остальных элементов группы: он не имеет р-орбиталей. По ряду свойств он

ближе к магнию, чем к щелочным металлам. Наиболее промышленно важные

металлы – это калий и натрий. Основные природные соединения этих металлов –

поваренная соль (NaCl), мирабилит (Na2SO4·10H2O), сильвинит (NaCl·KCl),

сильвин (KCl), ортоклаз (K[AlSiO3]), карналлит (KCl·MgCl2·6H2O). Основные

способы получения – электролиз расплавов их солей в смеси с KCl, CaCl2

(натрий) и NaCl (калий). Применяется также восстановление их оксидов,

хлоридов, карбонатов алюминием, кремнием, кальцием, магнием при нагревании

в вакууме:

6KCl + 4CaO + 2Al(Si) > 6K + 3CaCl2 + CaO·Al2O3(CaO·SiO2)

Химические свойства:

1. С простыми веществами:

1) 2Э + H2 >2ЭH

2) 2Э + Hal2 > 2ЭHal

3) 2Э + O2 > Э2O2 (Li2O)

4) 2Э + S > Э2S

5) 6Э + N2 > 2Э3N t

6) 3Э + P > Э3P.

2. Со сложными веществами:

1) 2Э + 2HCl(p) > 2ЭCl + H2

2) 2Э + 2H2O > 2ЭOH + H2

3) 2Э + H2SO2 > Э2SO2 + H2

4) 8Э + 10HNO3 > 8ЭNO3 + NH4NO3 + 3H2O.

Щелочные металлы и их соединения – важнейшие компоненты различных

химических производств. Они используются в металлотермическом производстве

различных металлов, таких как Ti, Zr, Nb, Ta. Соединения натрия и калия

находят применение в мыловарении (Na2CO3), производстве стекла (Na2CO3,

K2CO3, Na2SO4, Li2O), используются для отбелки и дезинфекции (Na2O2), в

качестве удобрений (KCl, KNO3). Из поваренной соли получают многие важные

химические соединения: Na2CO3, NaOH, Cl2.

Калий улучшает водный режим растений, способствует обмену веществ и

образованию углеводов, повышает морозо- и засухоустойчивость. Содержание

калия выражается в пересчете на К2О. Стандартным считается удобрение,

содержащее 41,6% К2О. Важнейшими калийными удобрениями являются хлорид и

сульфат калия. Хлорид калия содержит 50-60% К2О и его получают из

минералов, используя его особую растворимость. Сульфат калия содержит 45-

52% К2О и получается следующим образом:

2KCl + 2MgSO4 > K2SO4·MgSO4 + MgCl2

K2SO4·MgSO4 + 2KCl > 2K2SO4 + MgCl2

Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы

периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и

способы ее устранения.

К 2А группе относится элементы: бериллий, кальций, стронций, барий,

радий. Строение ВЭУ этих элементов выражается общей формулой nsІnp°, где n

номер периода.

Бериллий, магний, кальций получают в основном электролизом расплавов их

хлоридов в смеси с NaCl (Be), KCl (Mg, Ca) и CaF2 (Ca). Применяется также

восстановление оксидов и фторидов металлов алюминием, магнием, углеродом,

кремнием:

4ЭО + 2Al > ЭО·Al2O3 + 3Э (Э – Ca, Sr, Ba),

BeF2 + Mg > MgF2 + Be,

MgO + C > CO + Mg,

2MgO + 2CaO + Si > 2CaO·SiO2 + 2Mg

Металлы группы 2А – сильные восстановители. Они довольно легко реагируют

с большинством неметаллов; уже при обычных условиях интенсивно разлагают

воду (кроме Be и Mg); легко растворяются в кислотах; Be реагирует и с

кислотами, и со щелочами, образуя аква- и гидроксокомплексы. Химическая

активность повышается от Be к Ra. По химическим свойствам Be существенно

отличается от остальных элементов группы. Mg также во многих отношениях

отличается от щелочноземельных металлов.

Э + H2 > ЭH2 (t; (кроме Be); Mg (p)),

Э + Hal2 > ЭНal2 (t),

2Э + O2 > 2ЭO (t),

Э + S > ЭS (t),

3Э + N2 > Э3N2 (t),

3Э + 2P > Э3P2 (t),

Э + C > ЭC2 (t).

Э + 2HCl > ЭCl2 + H2 ([Вe(OH2)4]Cl2),

Э + H2SO4р > ЭSO4 + H2 ([Ве(OH2)4]SO4]),

Э + 2H2SO4 > ЭSO4 + H2S + H2O (кроме Be),

Be + NaOH > Na2[Be(OH)4],

Э + HNO3p > Э(NO3)2 + N2O + H2O,

Э + HNO3 > Э(NO3)2 + NH4NO3 + H2O.

Важнейшими металлами из данной группы являются магний и кальций. Они

широко используются для металлотермического получения ряда металлов;

магниевые сплавы, как самые легкие, используются в авиационной

промышленности. Различные соединения этих металлов находят различное

применение в строительстве, для изготовления огнеупорных изделий, для

осушки и очистки ряда веществ и в др. областях.

Магний и кальций важны для всех форм жизни. Главная природная функция

магния связана с процессом фотосинтеза в растениях и микроорганизмах. Ионы

магния принимают также участие в регулировании действия некоторых ферментов

и клеточных систем. Биологические функции кальция разнообразны: он входит в

состав опорных и защитных частей организма, его соединения образуют основу

твердой части зубной ткани, скорлупы яйца. Ионы кальция содержаться в ряде

белков, оказывают существенное влияние на работу ферментных систем, на

процессы свертываемости крови, осмотическое равновесие в клетках.

Соединение кальция и магния нетоксичны.

Всем известно, что в дождевой воде мыло хорошо пенится, а в криничной –

обычно плохо. Поэтому такую воду принято называть жесткой. Анализ жесткой

воды показывает, что в ней содержится большое количество растворимых солей

кальция и магния. Эти соли образуют с мылом нерастворимые соединения. Такая

вода неприменима для охлаждения двигателей внутреннего сгорания и

обеспечения паровых котлов, потому что при нагревании жесткой воды на

стенках охладительных систем образуется накипь. Накипь плохо проводит

тепло, поэтому возможен перегрев моторов, паровых котлов, кроме того,

быстрее происходит их снашивание.

Существует два вида жесткости.

Карбонатная, или временная, жесткость обусловлена присутствием

гидрокарбонатов кальция и магния. Ее можно устранить следующими способами:

1. Кипячением:

Ca(HCO3)2 > CaCO3 + CO2 + H2O;

Mg(HCO3)2 > MgCO3 + CO2 + H2O.

2. Действием известкового молока или соды:

Ca(OH)2 + Ca(HCO3)2 > 2CaCO3 + 2H2O;

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 > CaCO3 + 2NaHCO3;

Некарбонатная, или постоянная, жесткость обусловлена присутствием

сульфатов и хлоридов магния и кальция. Ее устраняют действием соды:

CaSO4 + Na2CO3 > CaCO3 + Na2SO4;

MgSO4 + Na2CO3 > MgCO3 + Na2SO4.

Карбонатная и некарбонатная жесткости в сумме образуют общую жесткость

воды.

Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в

периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства

алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.

В периодической системе алюминий находится в третьем периоде, в

главной подгруппе третьей группы. Заряд ядра +13. Электронное строение

атома 1s22s22p63s23p1. Металлический атомный радиус 0,143 нм, ковалентный -

0,126 нм, условный радиус иона Al3+ - 0,057 нм. Энергия ионизации Al – Al+

5,99 эВ.

Наиболее характерная степень окисления атома алюминия +3.

Отрицательная степень окисления проявляется редко. Во внешнем электронном

слое атома существуют свободные d-подуровни. Благодаря этому его

координационное число в соединениях может равняться не только 4 (AlCl4-,

AlH4-, алюмосиликаты), но и 6 (Al2O3,[Al(OH2)6]3+).

Алюминий - типичный амфотерный элемент. Для него характерны не только

анионные, но и катионные комплексы. Так, в кислой среде существует

катионный аквакомплекс [Al(OH2)6]3+, а в щелочной - анионный гидрокомплекс

и [Al(OH)6]3-.

В виде простого вещества алюминий - серебристо-белый, довольно твердый

металл с плотностью 2,7 г/см3 (т. пл. 660оС, т. кип. ~2500оС).

Кристаллизуется в гранецентрированной кубической решетке. Характеризуется

высокой тягучестью, теплопроводностью и электропроводностью (составляющей

0,6 электропроводности меди). С этим связано его использование в

производстве электрических проводов. При одинаковой электрической

проводимости алюминиевый провод весит вдвое меньше медного.

На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень

плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и

придающей ему матовый вид. При обработке поверхности алюминия сильными

окислителями (конц. HNO3, K2Cr2O7) или анодным окислением толщина защитной

пленки возрастает. Устойчивость алюминия позволяет изготавливать из него

химическую аппаратуру и емкости для хранения и транспортировки азотной

кислоты.

Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие

листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и

фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.

Основную массу алюминия используют для получения различных сплавов,

наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей

легкостью. Важнейшие из них - дюралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn,

Fe и Si), силумин (85 - 90% Al, 10 - 14% Sk, 0,1% Na) и др. Алюминиевые

сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и

приборостроении, в производстве посуды и во многих других отраслях

промышленности. По широте применения сплавы алюминия занимают второе место

после стали и чугуна.

Алюминий, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим

сплавам для придания им жаростойкости.

При накаливании мелко раздробленного алюминия он энергично сгорает на

воздухе. Аналогично протекает и взаимодействие его с серой. С хлором и

бромом соединение происходит уже при обычной температуре, с иодом - при

нагревании. При очень высоких температурах алюминий непосредственно

соединяется также с азотом и углеродом. Напротив, с водородом он не

взаимодействует.

По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но если механическим

путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки,

то происходит энергичная реакция:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2(

Сильно разбавленные, а также очень концентрированные HNO3 и H2SO4 на

алюминий почти не действуют (на холоду), тогда как при средних

концентрациях этих кислот он постепенно растворяется. Чистый алюминий

довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте, но обычный технический

металл в ней растворяется.

При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида

растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в

составе аниона:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействует с водой, вытесняя

из нее водород:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2(

Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком щелочи, образуя

гидроксоалюминат:

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Суммарное уравнение растворения алюминия в водном растворе щелочи:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2(

Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их

гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в растворе Na2CO3.

В ряду напряжений он располагается между Mg и Zn. Во всех своих

устойчивых соединениях алюминий трехвалентен.

Оксид алюминия представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл.

2050оС) и нерастворимую в воде массу. Природный Al2O3 (минерал корунд), а

также полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается

большой твердостью и нерастворимостью в кислотах. В растворимое состояние

Al2O3 (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами.

Ввиду нерастворимости Al2O3 в воде отвечающий этому оксиду гидроксид

Al(OH)3 может быть получен лишь косвенным путем из солей. Получение

гидроксида можно представить в виде следующей схемы. При действии щелочей

ионами OH- постепенно замещаются в аквокомплексах [Al(OH2)6]3+ молекулы

воды:

[Al(OH2)6]3+ + OH- = [Al(OH)(OH2)5]2+ + H2O

[Al(OH)(OH2)5]2+ + OH- = [Al(OH)2(OH2)4]+ + H2O

[Al(OH)2(OH2)4]+ + OH- = [Al(OH)3(OH2)3]0 + H2O

Al(OH)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета,

практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и

сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и

основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В

избытке NH4OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм

дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве

адсорбента.

При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие

алюминаты:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо

растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при

наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более

слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому

могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al2O3 с оксидами

соответствующих металлов). Образуются метаалюминаты, по своему составу

производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO2. Большинство из них в воде

нерастворимо.

С кислотами Al(OH)3 образует соли. Производные большинства сильных

кислот хорошо растворимы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и

поэтому растворы их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы

растворимые соли алюминия и слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид,

карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов

получить не удается.

Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические

вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам

от своих аналогов. Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически

неактивен. Основной способ получения AlF3 основан на действии безводного HF

на Al2O3 или Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма

реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих

органических растворителях. Взаимодействие галогенидов алюминия с водой

сопровождается значительным выделением теплоты. В водном растворе все они

сильно гидролизованы, но в отличие от типичных кислотных галогенидов

неметаллов их гидролиз неполный и обратимый. Будучи заметно летучими уже

при обычных условиях, AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе

(вследствие гидролиза). Они могут быть получены прямым взаимодействием

простых веществ.

Сульфат алюминия Al2(SO4)3.18H2O получается при действии горячей

серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. Применяется для очистки

воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги.

Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12H2O применяются в больших количествах

для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для

хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на

том, что образующиеся вследствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается

в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя краситель,

прочно удерживает его на волокне.

Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат (иначе

- уксуснокислую соль) Al(CH3COO)3, используемый при крашении тканей (в

качестве протравы) и в медицине (примочки и компрессы). Нитрат алюминия

легко растворим в воде. Фосфат алюминия нерастворим в воде и уксусной

кислоте, но растворим в сильных кислотах и щелочах.

Несмотря на наличие громадных количеств алюминия в почках, растениях, как

правило, содержат мало этого элемента. Еще значительно меньше его

содержание в животных организмах. У человека оно составляет лишь

десятитысячные доли процента по массе. Биологическая роль алюминия не

выяснена. Токсичностью соединения его не обладают.

Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические

свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и его

сплавов в технике.

Металлы побочных подгрупп являются d-элементами. Особенность строения их

атомов заключается в том, что на внешнем электронном слое, как правило,

содержатся два s-электрона (иногда один – Cr, Cu, у палладия в его

невозбужденном состоянии нет s-электронов) и во втором снаружи электронном

слое их атомов имеется не полностью занятый электронами d-подуровень. Для

образования химических связей атомы элементов могут использовать не только

внешний электронный слой, но также d-электроны и свободные d-орбитали

предшествующего слоя. Этим и объясняются их отличительные свойства.

Возрастание порядкового номера не сопровождается существенным изменением

структура внешнего электронного слоя; поэтому химические свойства этих

элементов изменяются не так резко, как у элементов главных подгрупп.

Закономерности изменения химической активности у элементов побочных

подгрупп сверху вниз иные, чем у главных подгрупп, химическая активность (с

некоторым исключением) уменьшается. Так, например, золото химически менее

активно по сравнению с медью. В побочных подгруппах с возрастанием

порядкового номера элемента окислительные свойства понижаются. Так,

соединения хрома (VI) – сильные окислители, а для соединений молибдена (VI)

и вольфрама – не характерны. Можно отметить отдельные общие закономерности

общих подгрупп. Максимальная положительная степень окисления совпадает с

номером группы (исключения составляют железо – +6; кобальт, никель, медь –

+3). С увеличением степени окисления атомов металлов побочных подгрупп

основные свойства их оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные –

усиливаются. Из металлов побочных подгрупп наибольшее практическое значение

имеют медь, цинк, титан, хром, железо. Свойства соединений железа и хрома

рассмотрим подробнее.

Железо проявляет степени окисления +2, +3, +6. Железо в бинарных

соединениях проявляет степени окисления +2, +3 и образует оксиды FeO и

Fe2O3. Эти оксиды – твердые вещества, с большой долей нестехиометрии,

практически нерастворимы в воде и щелочах, что свидетельствует об основном

характере проявляемых свойств (только Fe2O3 – амфотер). При нагревании

совместно с восстановителем (Н2, СО, С и др.) оксид FeO восстанавливается

до металла, а при обычном нагревании переходит в оксид Fe2O3 или Fe3O4.

Оксид Fe2O3 взаимодействует со щелочами, оксидами и карбонатами различных

металлов (обычно при сплавлении) с образованием ферритов – солей железистой

кислоты НFeO2, не выделенной в свободном состоянии:

Fe2O3 + 2NaOH > 2NaFeO2 + H2O.

При добавлении щелочей к растворам, содержащим Fe2+, выпадает осадок

гидроксида Fe(ОН)2. Гидроксид железа Fe(ОН)2 желтовато-белого цвета, на

воздухе легко превращается в бурый Fe(ОН)3:

4Fe(ОН)2 + О2 + Н2О > 4Fe(ОН)3.

Fe(ОН)2 легко растворим в кислотах, но под действием сильно

концентрированных щелочей образуют соединения типа Na2[Fe(OH)4]. При

нагревании без доступа воздуха Fe(ОН)2 превращаются в FeO. Гидроксид

Fe(ОН)3 выпадает в осадок при действии щелочей на растворы солей Fe3+. Для

него характерны амфотерные свойства:

Fe(ОН)3 + 3HCl > FeCl3 + 3H2O;

Fe(ОН)3 + 3KOH > K3[Fe(OH)6].

При окислении Fe(ОН)3 в щелочной среде образуются ферраты – соли не

выделенной в свободном состоянии железной кислоты Н2FeO4:

2Fe(ОН)3 + 10KOH + 3Br2 > 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O.

Ферраты являются очень сильными окислителями.

Хром образует пять оксидов (+2, +3, +4, +5, +6). Все оксиды при обычных

условиях – твердые вещества. Наиболее устойчивый – Cr2O3, он может быть

получен при непосредственном взаимодействии простых веществ. Остальные

оксиды получаются косвенным путем. Низшие оксиды – сильные восстановители и

обладают кислотными свойствами. С ростом СО наблюдается увеличение

кислотных свойств. Так, Cr2O3 – амфотер, CrO3 – типичный кислотный оксид со

свойствами сильнейшего окислителя. CrO3 при растворении в воде образует

хромовую кислоту Н2CrO4 или дихромовую кислоту Н2Cr2O7, которые являются

кислотами средней силы и существуют только в водных растворах. Соли этих

кислот являются сильными окислителями. При действии на растворы солей Cr2+

щелочей выпадает малорастворимое основание Cr(ОН)2, являющееся (как и соли

Cr2+ ) сильным восстановителем. Cr(ОН)2 уже на воздухе окисляется до

Cr(ОН)3, который представляет собой зеленовато-серый студенистый осадок.

Cr(ОН)3 – амфотер, при взаимодействии со щелочами образует гидроксохромиты

типа Mn[Cr(OH)n+3] (n=1, 2, 3 и растет с увеличением концентрации щелочи).

При прокаливании эти соли обезвоживаются и переходят в безводные хромиты,

являющиеся солями не выделенной в свободном состоянии хромистой кислоты

НСrO2. Хромиты образуются также при сплавлении Cr2O3 или Cr(ОН)3 со

щелочами или основными оксидами. При растворении Cr(ОН)3 в кислотах

образуются соответствующие соли Cr3+.

Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в

лаборатории, его использование.

Водород – первый элемент и один из двух представителей первого периода

системы. По электронной формуле 1s№ он формально относится к s-элементам и

является типовым аналогом типических элементов 1 группы (лития и натрия) и

собственно щелочных металлов. Водород и металлы 1А-группы проявляют степень

окисления +1, являются типичными восстановителями. Однако в состоянии

однозарядного катиона Н+ (протона) водород не имеет аналогов. В металлах 1А-

группы валентный электрон экранирован электронами внутренних орбиталей. У

атома водорода отсутствует эффект экранирования, чем и объясняется

уникальность его свойств.

С другой стороны, как у водорода, так и у галогенов не хватает одного

электрона до электронной структуры последующего благородного газа.

Действительно, водород, подобно галогенам, проявляет степень окисления –1 и

окислительные свойства. Сходен водород с галогенами и по агрегатному

состоянию и по составу молекул Э2.

Давно известно, что реакционная способность водорода резко повышается,

если его использовать в момент выделения. В этом случае химически реагируют

не молекулы, а атомы водорода. Атомарный водород уже при комнатной

температуре восстанавливает перманганат калия, реагирует с кислородом,

многими металлами и неметаллами.

Молекула водорода представляет собой пример простейшей молекулы,

состоящей из двух атомов, связанных ковалентной связью. Вследствие большой

прочности и высокой энергии диссоциации распад молекул водорода на атомы

происходит в заметной степени лишь при температуре 2500є.

Интересной особенностью молекулярного водорода является наличие в смеси

двух видов молекул. Обе модификации отличаются друг от друга направлением

собственного момента вращения протонов. В орто-форме о-Н2 оба протона

вращаются вокруг своей оси в одинаковых направлениях, т.е. спины ядер

параллельны (^^). У пара-формы п-Н2 ядра вращаются в противоположных

направлениях и спины антипараллельны (^v). Существование орто- и пара-

водорода – пример новой разновидности аллотропии.

При нормальных условиях водород представляет собой очень легкий (в 14,32

раза легче воздуха) бесцветный газ без вкуса и запаха. Плотность его при 0є

равна 0,0000899 кг/л. Из всех газов водород обладает наибольшей

теплопроводностью. Водород очень трудно сжижается. Точки

кипения

(-252,56є) и плавления (-259,1є) отстоят друг от друга всего на 6,5є.

Жидкий водород – прозрачная, бесцветная, неэлектропроводная жидкость.

Водород плохо растворяется в воде, еще хуже в органических растворителях.

Небольшие количества водорода растворимы во всех расплавленных металлах.

Исключительная прочность молекул водорода обусловливает высокие энергии

активации химических реакций с участием молекулярного водорода. При обычных

условиях водород взаимодействует только со фтором и при освещении с хлором.

При нагревании же молекулярный водород вступает в химическое взаимодействие

со многими металлами, неметаллами и сложными веществами.

1. H2 + 2Na > 2NaH

2. H2 + I2 > 2HI

3. H2 + PbO > Pb + H2O

В лабораторных условиях водород получают действием цинка на соляную или

серную кислоту.

Крупным потребителем водорода в химической промышленности является

производство аммиака, львиная доля которого имеет на производство азотной

кислоты и минеральных удобрений. Кроме того, водород широко используется

для синтеза хлороводорода и метанола. Значительные количества водорода

расходуются в процессах каталитической гидрогенизации жиров, масел, углей и

нефтяных прогонов. Пламя водорода достигает 2700є С, благодаря чему он

применяется при сварке и резке тугоплавких металлов и кварца.

Восстановительная способность водорода используется в металлургии при

получении металлов из их оксидов и галогенидов. Жидкий водород применяют в

технике низких температур, а также в реактивной технике как одно из

наиболее эффективных реактивных топлив.

Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и

строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород.

Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-ион.

К 7А группе относятся элементы фтор, хлор, бром, йод, астат. Эти

элементы принято называть галогенами. Почти все способы получения свободных

галогенов основаны на окислении их отрицательных ионов различными

окислителями или под действием электрического тока. В промышленности Br2 и

I2 получают окислением бромидов и иодидов природной воды хлором, в

лаборатории – окисление различными сильными окислителями соляной кислоты,

бромидов, иодидов:

16HCl + 2KMnO4 > 5Cl2 + MnCl2 + 2KCl + 8H2O;

2NaBr + Cl2 > Br2 + 2NaCl;

2NaI + MnO2 + 2H2SO4 > I2 + MnSO4 + Na2SO4 + 2H2O.

Химическая активность простых веществ галогенов чрезвычайно высока. Они

проявляют сильные окислительные свойства, энергично реагируют с металлами,

большинством неметаллов, окисляют ряд сложных веществ. Окислительная

способность уменьшается в ряду F2 – At2. Фтор – один из сильнейших

окислителей, с большинством простых веществ реагирует бурно уже при обычной

температуре, с некоторыми из них (S, P) – даже при температуре жидкого

воздуха (-190? С); окисляет инертные газы (Kr, Xe, Rn) и такие стойкие

соединения, как вода и SiO2. Бром, йод, астат окисляются при действии

сильных окислителей, хлор – только при взаимодействии с фтором. Способность

окисляться повышается в ряду Br2 – At2. Для хлора, брома, йода характерны

реакции диспропорционирования; способность к диспропорционированию

уменьшается в ряду Cl2 – I2.

Э2 + H2 > 2HЭ

Э2 + Hal2 > ЭHal

F2 + O2 > O2F2

Э2 + S > SxЭy

3F2 + N2 > 2NF3

Э2 + P > PЭ3, PЭ5

2F2 + C > CF4

Э2 + Me > MeЭ, MeЭ2…

2F2 + 2NaOH > OF2 + 2NaF + H2O

Э + NaOH > NaЭ + NaЭO

2F2 + H2O > 2HF + OF2

Э + H2O > HЭ + HЭO

I2 + HNO3(к) > HIO3 + NO2 + H2O

Из бинарных соединений галогенов наибольшее значение имеют соединения

галогенов с водородом. Галогенводороды – газы (кроме НF), хорошо

растворимые в воде; НF – сильно дымящая на воздухе жидкость, ядовитая, в

воде растворяется неограниченно. В растворе НF молекулы ассоциированы за

счет водородных связей. Термическая устойчивость в ряду НF – НI резко

падает.

Водные растворы НГ (кроме НF) – сильные кислоты; НF – кислота средней

силы. HBr и HI – восстановители; HCl окисляется при действии сильных

окислителей; газообразный хлорид водорода окисляется кислородом при

нагревании в присутствии катализатора:

2HBr + H2SO4(к) > Br2 + SO2 + 2H2O;

8HI + H2SO4(к) > 4I2 + H2S + 4H2O.

Фтористый водород и плавиковая кислота разрушают кварц и стекло в

результате образования газообразного SiF4:

4HF(г) + SiO2 > SiF4 + 2H2O;

6HF(р-р) + SiO2 > H2[SiF6] + 2H2O.

Все соединения галогенов с кислородом, исключая ОF2,- кислотные оксиды.

Cl2O, Cl2O7, I2O5 при взаимодействии с водой образуют соответствующие

кислоты. ClO2 и Cl2O6 диспропорционируют и образуют две кислоты.

Кислородные соединения галогенов – сильные окислители. Для оксидов хлора в

промежуточных степенях окисления характерны реакции диспропорционирования.

Все гидроксиды галогенов хорошо растворимы в воде, HClO4, HIO3, H5IO6

известны в свободном виде. HIO – слабый амфотер с преобладанием основных

свойств, остальные гидроксиды галогенов – кислоты. Оксокислоты – сильные

окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением СО и

порядкового номера галогена (при одинаковой СО):

2HBrO3 + 4SO2 + 3H2O > 4H2SO4 + Br2O.

Для НГО, HСlO2, HСlO3 характерны также реакции диспропорциони-рования.

3НГО > HГO3 + НГ

Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы

периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5