Алюминий. Хар-ка. Соли их растворимость, гидролиз

Конец эл схемы всех Р_эл-тов 3группы: ns²np¹(c.o. +1), в возбужд состоянии: ns¹np²(c.o. +3)
Конец эл схемы Al 3s²3p¹

Na₂O∙Al₂O₃∙2SiO₂, K₂O∙Al₂O₃∙2SiO₂ –алюмосиликаты
Al₂O₃∙nH₂O-бокситы, Al₂O₃-коррунд, Na₃[AlF₆]-криолит
Легкий Ме, высокая тепло- и электро- проводность, t_вл=600С^о
Хим св-ва: малоактивный из-за наличия на поверх-ти оксидной плёнки
2Al+1,5 O₂=Al₂O₃
Но при снятии оксидной плёнки Al очень активный Ме, реаг с многими вещ-вами.
Al + 1,5 Cl₂=2Al⁺³Cl₃^-(хлорид Al); 2 Al+N₂=2 Al⁺³N^-(нитрид Al);Al+C=Al₄⁺³C₃^-4 (карбид Al)
2Al^o+6H₂⁺O=2Al⁺³(OH)₃+3H₂⁰↑
2Al+6HCl=2AlCl₃+3H₂
Al может вытеснять из оксидов менее активные Ме
Fe₂O₃+Al=Fe+Al₂O₃ (алюмотермия)
Al+H₂SO₄(конц) = Al₂(SO₄)₃+H₂O+S (H₂S; SO₂ ) реакция идёт только при нагревании
H₂O+Al⁰+NaOH=Na[Al⁺³(OH)₄]+H₂⁰↑

Al₂O₃-амфотерный оксид,
HAlO₂-метаалюминевая (метаалюминат),H₃AlO₃- ортоалюминевая (ортоалюминат) или Al(OH)₃-гидрооксид алюминия
Al(OH)₃^o ↔ Al(OH)₂⁺ + OH^-
Al(OH)₂⁺ ↔ AlOH⁺² + OH^-
AlOH⁺² ↔ Al³⁺ + OH^-

Al₂O₃+3H₂SO₄=Al₂(SO₄)₃+ 3H₂O
Al₂O₃(кисл) +Na₂O = 2NaAlO₂ алюминат Na
Al₂O₃(основ) + 3SO₂ = Al₂(SO₃)₃
Al(OH)₃ + 3HNO₃ = Al₂(NO₃)₃ + 3H₂O сокр ион Al(OH)₃ + 3H⁺ = Al³⁺ + 3H₂O
Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆] сокр ион Al(OH)₃ + 3OH^- = [Al(OH)₆]

20.Строение атомов щелочных и щелоч-зем Ме, (Mg и Be). Жесткость воды.
S элементы 1 группы: H, L, K, Na, Rb, Cs, Fr; ns¹ с.о. +1
S элементы 2 группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra; ns² с.о. +2
Щелочные и щелоч-зем самые активные, не встречаются в свободном виде.
Li похож на Mg
Т. к. эти Ме сильные восстановители, то для их получения используют электролиз расплава.
Хим св-ва:
1. Взаимод с О₂
из щелочных Ме, только Li образ оксид, Na-пероксид(Na₂O₂), K-надпероксид (KO₂)
2Li +0,5 O₂ = Li₂O; 2Na+O₂=Na₂O₂; K+O₂=KO₂
2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O + O₂
2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O
KO₂ – применяется как источник О₂ и поглотитель СО₂
1кг КО₂ поглащ 300г СО₂ и выдел 380г О₂
2. Взаимод с Н₂
2Li + H₂ = 2Lih (гидрид Li)
3. С галогенами (7А)
2Na + Cl₂ = 2NaCl
с халькогенами (6А)
2Na+ S =Na₂S; 6Li + N₂= 2Li₃⁺N^-3 (нитрид Li)
4. С водой
2Na⁰+2H₂⁺O= 2Na⁺OH + H₂⁰↑
Жесткость воды – содержание в воде солей кальция(Ca⁺²) и магния (Mg⁺²)
Жесткость: временная (карбонатная: Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ )
постоянная (другие соли кроме: Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ )
Общая жесткость: временная + постоянная
Ж=

Хар-ка воды по жесткости:
1) очень мягкая (меньше 1.5)
2) мягкая (от1.5 до 4)
3)средняя (4 -8)
4) жесткая (8-12)
5) очень жесткая (больше 12)
Жесткая вода образует нерастворим соед с моющ вещ-ми.

Способы устранения жесткости
временная жесткость – кипячение
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ +CO₂+H₂O; Mg(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ +CO₂ +H₂O
постоянную – содой Na₂CO₃
CaCl + Na₂CO₃ = CaCO₃ ↓ +2NaCl

На предприятиях временную и постоянную жесткость устраняют добавлением гашёной извести и соды Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O

Сейчас (современ способы) основаны на применении катионитов, которые способны обмениваться катионами.

21. Медь, серебро, золото.
Простое вещество медь — это пластичный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки. [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ . В соединениях медь проявляет две степени окисления: +1 и +2. С.о. +1 устойчива только в нерастворимых соединениях (Cu₂O, CuCl, CuI и т. п.) или комплексах (например, [Cu(NH₃)₂]⁺). Её соединения бесцветны. Более устойчива степень окисления +2, которая даёт соли синего и сине-зелёного цвета. Не изменяется на воздухе в отсутствие влаги и CO₂. Является слабым восстановителем, не вступает в реакцию с водой и разбавленной соляной кислотой.
На влажном воздухе медь окисляется, образуя основный карбонат меди(II) (внешний слой патины):2Cu+H₂O+CO₂+O₂=Cu₂CO₃(OH)₂↓
Реагирует с концентрированной холодной серной кислотой: Cu+H₂SO₄=CuO+SO₂↑+H₂O
С концентрированной горячей серной кислотой: Окисляется до оксида меди(I) при недостатке кислорода и 200 °C и до оксида меди(II), при избытке кислорода и температурах порядка 400—500 °C:

Соединения меди(I)
Степени окисления +1 соответствует оксид Cu₂O красно-оранжевого цвета. Соответствующий гидроксид CuOH (жёлтого цвета) быстро разлагается с образованием оксида. Гидроксид CuOH проявляет основные свойства.

Соединения меди(II)
Степень окисления II — наиболее стабильная степень окисления меди. Ей соответствует чёрный оксид CuO и голубой гидроксид Cu(OH)₂, который при стоянии легко отщепляет воду и при этом чернеет:

Комплексные соединения: Для ионов меди (II) Сu2+ характерно образование комплексных соединений, например K2[Cu(CN)4]-тетрацианокупрат (II) калия:
CuCl2 + 4KCN = К₂ [Cu(CN)₄] + 2КСl
Из других комплексных соединений меди (II) отметим соединение с аммиаком. Если к раствору хлорида меди (II) прилить небольшое количество раствора аммиака, то выпадет осадок гидроксида меди (II):
CuCl₂ + 2NH₃ + 2Н20 = Сu(ОН)₂ + 2NH₄Cl
Если добавить избыток аммиака, то гидроксид растворится с образованием комплексного соединения темно-синей окраски, характерной для аммиачного комплекса меди:
Си(ОН)₂+ 4NH3 = [Cu(NH3)₄] (ОН)₂

Простое вещество серебро — ковкий, пластичный металл серебристо-белого цвета. [Kr] 4d¹⁰ 5s¹ Серебро отличается относительно низкой реакционной способностью, оно не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах. Серебро, в отличие от золота, не растворяется в царской водке из-за образования пленки хлорида на его поверхности. Наиболее устойчивой степенью окисления серебра в соединениях является +1. В присутствии аммиака соединения серебра (I) дают легко растворимый в воде комплекс [Ag(NH₃)₂]⁺. Серебро образует комплексы так же с цианидами. Более высокие степени окисления (+2, +3) серебро проявляет только в соединении с кислородом (AgO, Ag₂O₃) и фтором (AgF₂, AgF₃), такие соединения гораздо менее устойчивы, чем соединения серебра (I).

Простое вещество золото — металл жёлтого цвета. [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s¹. Золото — один из самых инертных металлов, стоящий в ряду напряжений правее всех других металлов. При нормальных условиях оно не взаимодействует с большинством кислот и не образует оксидов, поэтому его относят к благородным металлам, в отличие от обычных металлов, разрушающихся под действием кислот и щелочей. Растворяется в царской водке.
Наиболее устойчивая степень окисления золота в соединениях +3, в этой степени окисления оно легко образует с однозарядными анионами (F⁻, Cl⁻. CN⁻) устойчивые комплексы [AuX₄]⁻. Относительно устойчивы также соединения со степенью окисления +1, дающие линейные комплексы [AuX₂]⁻. Соединения золота(V) стабильны лишь со фтором и являются сильнейшими окислителями.
Из чистых кислот золото растворяется только в концентрированной селеновой кислоте при 200 °C: Золото сравнительно легко реагирует с кислородом и другими окислителями при участии комплексобразователей. Так, в водных растворах цианидов при доступе кислорода золото растворяется, образуя цианоаураты:

Цианоаураты легко восстанавливаются до чистого золота:

22. Подгру́ппа ци́нка — химические элементы 2-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы побочной подгруппы II группы)^[1]. В группу входят цинк Zn, кадмий Cd и ртуть Hg. На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и искусственно синтезированный элемент коперниций Cn, эксперименты с отдельными атомами которого начали проводиться совсем недавно. Все элементы этой группы являются металлами. Близость металлических радиусов кадмия и ртути обусловлено косвенным влиянием лантаноидного сжатия. Таким образом, тренд в этой группе отличается от тренда в группе 2 (щёлочноземельные металлы), в которой металлический радиус плавно увеличивается от верхней к нижней части группы. Все три металла имеют сравнительно низкие температуры плавления и кипения, что говорит о том, что металлическая связь относительно слабая, с относительно небольшим перекрытием между валентной зоной и зоной проводимости. Таким образом, цинк близок к границе между металлами и металлоидами, которая обычно помещается междугаллием и германием, хотя галлий присутствует в полупроводниках, таких как арсенид галлия. Цинк является наиболее электроположительным элементом в группе, следовательно, он является хорошим восстановителем. Окислительно-восстановительный статус группы равен +2, причём ионы имеют достаточно стабильную d¹⁰ электронную конфигурацию, с заполненными подуровнями. Однако, ртуть легко переходит к статусу +1. Обычно, как, например, в ионах Hg₂²⁺, два иона ртути (I) соединяются в виде металл-металл и образуют диамагнитный образец. Кадмий может также формировать связи, такие как [Cd₂Cl₆]⁴⁻, в которых окислительно-восстановительный статус металла равен +1. Так же как и для ртути, в результате формируется связь металл-металл в виде диамагнитного соединения, в котором нет непарных электронов, делающих соединение сильно химически активным. Цинк (I) известен только в виде газа, в таких соединениях как вытянутые в линию Zn₂Cl₂, аналогичные каломели.

23. Для элементов побочных подгрупп закономерность обратная. Например, в VI группе степень окисления (+6) наименее устойчива для хрома, в VII группе – для марганца. Вследствие этого соединения хрома (+6) и марганца (+7) – сильнейшие окислители (также сильно зависят от pH). Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.2CrCl₂ + 2HCl ® 2CrCl₃ + H₂­ 4Cr(OH)₂ + O₂ + 2H₂O ® 4Cr(OH)₃ Соединения трёхвалентного хрома Оксид хрома (III) Cr₂O₃ – зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:2Cr(OH)₃ –^t°® Cr₂O₃ + 3H₂O 4K₂Cr₂O₇ –^t°® 2Cr₂O₃ + 4K₂CrO₄ + 3O₂­ (NH₄)₂Cr₂O₇ –^t°® Cr₂O₃ + N₂­+ 4H₂O­ В зависимости от температур меняется и химическая активность хрома.Так при небольших температурах хром мало активен и взаимодействует только со фтором.С увеличением температуры от 600⁰C, начинает взаимодействовать с галогенами, серой, азотом, кремнием, бором, углеродом, кислородом.Реакция с кислородом протекает сначала довольно активно, но через некоторое время резко замедляется, так как поверхность покрывается тонкой чрезвычайно устойчивой пленкой,препятствующему дальнейшему окислению.Это явление получило название – пассивирование.Cr2O7 Cr2O3

24. Подгру́ппа ма́рганца — химические элементы 7-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы побочной подгруппы VII группы)^[1]. В группу входят переходные металлы марганец Mn, технеций Tc и рений Re.^[2] На основании электронной конфигурации атома к этой же группе относится и элемент борий Bh, искусственно синтезированный в 1976 г. группой Юрия Оганесяна из Объединённого института ядерных исследований в Дубне. Элементы группы 7 имеют по 7 валентных электронов. Все они являются серебристо-белыми тугоплавкими металлами. В ряду Mn — Tc — Re химическая активность понижается. Электропроводность рения приблизительно в 4 раза меньше, чем вольфрама. Металл этот представляет собой прекрасный материал для изготовления нитей электроламп, более прочных и долговечных, чем обычные вольфрамовые. На воздухе компактный металлический марганец покрывается тончайшей пленкой окисла, которая предохраняет его от дальнейшего окисления даже при нагревании. Напротив, в мелко раздробленном состоянии он окисляется довольно легко. Степени окисления 7, 6, 5, 4, 3, 2, 0, +1
Марганцу в степенях окисления (+2), (+4), (+6) и (+7) соответствуют оксиды MnO, MnO2, MnO3 и Mn2O7. В соответствии с закономерностью, отмеченной выше, MnO – основной оксид, MnO2 − амфотерный, MnO3 и Mn2O7 – кислотные оксида. В таком случае подобно свинцу следует ожидать образование «смешанных оксидов». Действительно, в литературе приведены, например, Mn2O3, Mn3O4.В холодных концентрированных азотной и серной кислотах металлический марганец, технеций и рений пассивируются. Реакция с этими кислотами протекает при нагревании.Со щелочами металлы подгруппы марганца не взаимодействуют, но в щелочных расплавах в присутствии окислителей реакция может протекать.

14. 1)N(1s ²2s ²2p ³)

P(1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p³)

As(1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p³) Sb(1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²²4d¹⁰5p³)

Bi(1s ²2s ²2p ⁶3s ²3p⁶4s ²3d¹⁰4p⁶5s²

4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹⁰6p³)

2)устойчивая для N(+5)

устойчивая для P(+1)

устойчивая для Bi(+3)

устойчивая для As(+5)

устойчивая для Sb(+5)

3)

возможные степени окисления:

(0)N2; (+1)N20; (+2)NO; (+3)N203

(+4)NO2; (+5)N2O5; (-3)NH3

4) Аммиак можно получить нагреванием смеси соли ‑ хлорида аммония и гидрооксида кальция. При нагревании смеси происходит реакция образования соли, аммиака и воды.

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ ↑ + CaCl₂ + 2H₂O

вост. св-ва аммияка:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂0

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

На восстановительной способности NH₃ основано применение нашатыря NH₄Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:

3CuO + 2NH₄Cl → 3Cu + 3H₂O +2HCl + N₂

5)NH₄Cl = NH₃ + HCl

(NH₄)₂+CO₃ =2NH₃ +CO₂+ H₂O

15. 1) N₂O (N-O-N); NO(N=O); N₂O₃(); NO₂(O=N=O); N₂O₅

2)кислоты: HNO₃; HNO₂

соли: NH₄NO₂; NaNO₃

3)металл+HN03=нитрат+вода+газ

3Li + 4HNO3(разб.) = 3LiNO3 + NO↑ + 2H2O

Mg+HNO3= Mg(NO3)2+H2↑

16. 1) Р₂О₃; Р₂О₅ PО₃;P4O

2) кислоты: HPO2; HPO3; H4P2O5; H4P2O7; H3PO4; H3PO3; H3PO2; H4P2O6

соли: Ca3(PO3)2; Na3PO4

3) Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и черному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов. В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р₄. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р₄ = 2Р₂. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Взаимодействует со многими простыми веществами – галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:с металлами – окислитель, образует фосфиды:2P + 3Ca = Ca₃P₂.с неметаллами – восстановитель:2P + 3S = P₂S₃,2P + 3Cl₂ = 2PCl₃.Не взаимодействует с водородом.

Взаимодействие с водой Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:4Р + 6Н₂О = РН₃ + 3Н₃РО₂ (фосфорноватистая кислота).

Дата добавления: 2015-08-31