Программа для поступающих в вузы (ответы)

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

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8