Алюминий. общая характеристика.отношение алюминия к кислотам и щелочам. Оксид и гидроксид алюминия.соли и их астворимость и гидролизуемость.

Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерным , p – элемент, Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3: Алюминий в свободном виде — се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Температура плавления 650 ^оС. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см³) — при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл. 3. Нахождение в природеПо распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах). 4. Химические свойства алюминия и его соединений Алюминий легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый вид). I. Взаимодействие с простыми веществамиАлюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора - воды: 2Аl + 3S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия), 2Аl + N₂ = 2АlN (нитрид алюминия), Аl + Р = АlР (фосфид алюминия), 4Аl + 3С = Аl₄С₃ (карбид алюминия). 2 Аl + 3 I₂ = 2 AlI₃ (йодид алюминия) Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана: Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S­Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃+ 3CH₄­В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты: 4Аl + 3O₂ = 2Аl₂О₃ + 1676 кДж.

II. Взаимодействие со сложными веществамиВзаимодействие с водой: 2 Al + 6 H₂O = 2 Al (OH)₃ + 3 H₂ без оксидной пленки Взаимодействие с оксидами металлов: Алюминий – хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов. Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др. 3 Fe₃O₄ + 8 Al = 4 Al₂O₃ + 9 Fe +QТермитная смесь Fe₃O₄ и Al (порошок) –используется ещё и в термитной сварке.

Сr₂О₃ + 2Аl = 2Сr + Аl₂О₃ Взаимодействие с кислотами: С раствором серной кислоты: 2 Al + 3 H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода: 2Аl + 6Н₂SО_4(конц) = Аl₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О, Аl + 6НNO_3(конц) = Аl(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3Н₂О. Взаимодействие со щелочами. 2 Al + 2 NaOH + 6 H₂O = 2 Na[Al(OH)₄] + 3 H₂ Na[Аl(ОН)₄] – тетрагидроксоалюминат натрия С растворами солей: 2Al + 3CuSO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3CuЕсли поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция: 2Al + 3HgCl₂ = 2AlCl₃ + 3Hg Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуя амальгаму. Алюминий растворяется в соляной кислоте любой концентрации: Алюминий растворяется в растворах щелочей: Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства: оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – 3,97 г/см3, температура плавления – 2053 °C, температура кипения – 3000 °C.Химические свойства: оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями. Кристаллический Аl2О3 химически пассивен, аморфный – более активен. Взаимодействие с растворами кислот дает средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли –гидроксоалюминатыметаллов: При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли – метаалюминаты (безводные алюминаты): Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней.

Получение: оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия, открытый Бекетовым: Применение: оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и аб-разивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Сr2О3 (красный цвет), Тi2О3 и Fe2О3 (голубой цвет). Гидроксид алюминия – А1(ОН)3. Физические свойства: гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – 3,97 г/см3. Химические свойства: типичный амфотерный гидроксид реагирует: 1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О; 2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3 + КОН + 2Н2О = К[Al(ОН)4(Н2О)2]. При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О. Получение: 1) из солей алюминия под действием раствора щелочей: AlСl3 + 3NaOH = Al(ОН)3 + 3Н2О; 2) разложением нитрида алюминия водой: AlN + 3Н2О = Аl(ОН)3 + NН3?; 3) пропусканием СО2 через раствор гидроксокомплекса: [Аl(ОН)4]-+ СО2 = Аl(ОН)3 + НСО3-; 4) действием на соли Аl гидратом аммиака; при комнатной температуре образуется Аl(ОН)3 .

Соли алюминияИз гидроксида алюминия можно получить практически все соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде; плохо растворяется в воде фосфат алюминия. В растворе соли алюминия показывают кислую реакцию. Примером может служить обратимое воздействие с водой хлорида алюминия:AlCl3+3Н2OАl(ОН)3+3НСl Практическое значение имеют многие соли алюминия. Так, например, безводный хлорид алюминия АlСl3 используется в химической практике в качестве катализатора при переработке нефти, а также при получении толуола

46. Железо. Общая характеристика. Оксид и гидроксид железа (II) и (III). Соли железа: простые комплексные.

Желе́зо — элемент VIIIВ группы IV периода. Один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). Простое вещество — ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической реакционной способностью. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии самовозгорается и на воздухе. Для железа характерны степени окисления железа — +2 и +3. Степени окисления +2 соответствует чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH)₂. Они имеют основный характер. В солях Fe(+2) присутствует в виде катиона. Fe(+2) — слабый восстановитель.Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe2O3 и коричневый гидроксид Fe(OH)3. Они носят амфотерный характер, хотя и кислотные, и основные свойства у них выражены слабо.солей железа(II): 4FeCl2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)Cl2. Реактивом на ионы Fe2+ в растворе может служить гексацианоферрат(III) калия K3[Fe(CN)6]. Соли Fe3+ склонны к образованию кристаллогидратов. В них ион Fe3+ как правило, окружен шестью молекулами воды. Такие соли имеют розовый или фиолетовый цвет. Основные свойства гидроксида железа(III) Fe(OH)3 выражены очень слабо. Он способен реагировать только с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH)3 + 3КОН → K3[Fe(OH)6]. Образующиеся при этом гидроксокомплексы железа(III) устойчивы только в сильно щелочных растворах. При разбавлении растворов водой они разрушаются, причём в осадок выпадает Fe(OH)3.