Программа для поступающих в вузы (ответы)

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.

Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и

химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты.

Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и

быту.

К 6А группе относятся элементы: кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Все элементы обладают хорошей химической активностью. Наиболее химически

активным является кислород. Он взаимодействует непосредственно со всеми

простыми веществами, кроме галогенов, благородных металлов Ag, Au, Pt и

благородных газов, образуя оксиды. Наиболее активные щелочные металлы (K,

Rb, Cs) образуют при этом надпероксиды ЭО2, а Na – пероксид Na2О2. Кислород

окисляется только при взаимодействии с фтором. В отличие от кислорода S,

Se, Te, Po могут окисляться и восстанавливаться. При умеренном нагревании

они активно взаимодействуют со многими простыми веществами, при сплавлении

– со многими металлами, довольно легко окисляются кислородом и галогенами.

В ряду S – Po способность окисляться усиливается, способность

восстанавливаться уменьшается. При кипячении в растворах щелочей S, Se и Te

диспропорционируют, при нагревании реагируют с кислотами-окислителями. С

кислотами-неокислителями – не реагируют. Po взаимодействует с кислотами как

типичный металл. S, Se, Te могут растворяться в растворах своих анионов Э2-

с образованием полианионов Эn2-.

Э + H2 > H2Э (PoH2, Te)

Э + Hal2 > ЭHal2, ЭHal4

Э + O2 > ЭO2

Э + S > SO2, PoS

O + N2 > NO

Э + P > ЭxPy

Э + C > CЭ2 (Po)

Э + Me > Me2Э, Me2Э2

Po + HCl > PoCl2

Э + H2SO4(к) > ЭO2 (PoSO4)

Po + H2SO4(р) > PoSO4

Э + NaOH > Na2Э + Na2ЭO3 (Po)

Po + HF > PoF2

Э + H2O > S-(H2S + H2SO3), Te-(TeO2), (Se, Po)

Э + HNO3(р) >

Э + HNO3(к) > S-(H2SO4), Se, Te-(H2ЭO3), (Po(NO3)4).

Рассмотрим подробнее соединения серы. С водородом этот элемент образует

соединение состава H2S. Это слабая двухосновная кислота; сильный

восстановитель, легко окисляется кислородом воздуха: в растворах – до

простых веществ, при сжигании – до оксидов. Она может быть получена

взаимодействием простых веществ или действием разбавленных кислот на соли.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9