Оксиды и гидроксиды металлов
В зависимости от степени окисления металла оксиды и гидроксиды металлов могут проявлять основные, амфотерные и кислотные свойства.
Mn+2O
Mn(OH)2
основный
Mn2+3 O3
Mn(OH)3
амфотерный
Mn+4O2
Mn(OH)4
амфотерный
Mn+6O3
H2MnO4
кислотный
Mn2+7O7
HMnO4
кислотный
С получением и применением металлов связывают развитие цивилизации («бронзовый век», «железный век»). Развитие научно-технического прогресса, потребности общества послужили толчком для создания сплавов на основе титана, молибдена, вольфрама и других металлов для увеличения коррозионной стойкости, для придания особой твердости, тугоплавкости, устойчивости в агрессивных средах. В большинство сплавов входят самый используемый на сегодняшний день металл – железо и «молодые» металлы – алюминий и магний. Каждый сплав не есть простая сумма свойств его компонентов.
Задания для самостоятельного выполнения
1. Осуществите следующие превращения:
MgH2àMg(OH)2àMgOàMgàMgSO4àMg(NO3)2àMgOHNO3
2. Составьте уравнения взаимодействия металлического бария с простыми веществами: кремний, бром, газообразный азот, селен, кислород, газообразный водород. Укажите степени окисления атомов в продуктах реакций. Назовите продукты реакций.
3. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия металлического алюминия со следующими веществами: раствор серной кислоты, раствор гидроксида калия, раствор хлорида марганца (II), газообразный хлор, кристаллическая сера, оксид бария, оксид железа (III).
4. Определите массу марганца, восстановленного при взаимодействии 26,2 г оксида марганца (IV) алюминием массой 10,2 г.
5. Алюминиевые стружки поместили в растворы ацетата натрия и ацетата цинка. Составьте уравнения протекающих реакций. Какие признаки реакций вы будете наблюдать.
СРАВНЕНИТЕЛЬНАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ
I – III ГРУПП ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП
ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.
АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ
Рассмотрите сравнительную характеристику щелочных и щелочноземельных металлов, представленную в таблице 6:
Таблица 6
Сравнительная характеристика щелочных и щелочноземельных металлов
| Щелочные металлы | Щелочноземельные металлы | |
| Положение в периодической системе | I группа главная подгруппа Li Na K Rb Cs Fr | II группа главная подгруппа Ca Sr Ba Ra |
| Строение атома | 1 валентный электрон на внешнем уровне n S1 | 2 валентных электрона на внешнем уровне n S2 |
| Нахождение в природе и получение | В природе встречаются в виде солей, получают электролизом расплава соединений | В природе встречаются в виде солей, получают электролизом расплава соединений |
| Химические свойства | В соединениях Ме+1 Самые активные металлы, восстановительные свойства самые высокие | В соединениях Ме+2 Активные металлы. Менее активные по сравнению с щелочными металлами |
Металлы хранят под слоем масла или керосина, чтобы не допустить контакта с водой и воздухом. Металлы пожароопасны. При их воспламенении нельзя тушить водой, так как с водой вступают в реакцию. Щелочные и щелочноземельные металлы тушат порошковым огнетушителем или песком.
На воздухе и в кислороде образуют пероксиды (кроме лития)
2 K + O2 = K2O2
(как побочный продукт – оксид)
На воздухе и в кислороде образуют оксиды
2Ca + O2 = 2CaO
(как побочный продукт – пероксиды СаО2)
Втесняют водород из воды и растворов кислот-неокислителей.
Не взаимодействуют с растворами щелочей. Не вытесняют менее активные металлы из растворов солей, так как реагируют с водой, а не с солью.
Гидриды – белые твердые вещества, подвергаются гидролизу с выделением газообразного водорода
KH + H2O = KOH + H2↑
BaH2 + H2O = Ba(OH)2 + H2↑
Оксиды и гидроксиды основного характера, растворимые в воде вещества белого цвета.
Соли
NaCl – поваренная соль
Na2CO3 – сода кальцинированная
NaHCO3 – сода питьевая
Na2SiO3 – жидкое стекло, силикатный клей
K2CO3 –поташ, древесная зола
СaCO3 – известняк, мел
СaSO4 · 2H2O – гипс
2CaSO4 · H2O –алебастр
(основа строительных материалов)
Растворимые соли кальция обеспечивают жесткость воды. Временную или карбонатную жесткость устраняют кипячением
t
Ca(HCO3)2 = CaCO3↓ + H2O + CO2↑
Некарбонатную жесткость устраняют переводом солей кальция в нерастворимый карбонат с помощью соды, поташа.
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
Алюминий
Алюминий – самый распространенный металл в земной коре. Изучение свойств алюминия интересно, во-первых, с целью повторения свойств амфотерных соединений, а во-вторых, с целью демонстрации влияния защитной оксидной пленки на свойства металлов.
Получение алюминия возможно только электролизом, т.е. разложением электрическим током оксида алюминия.
2Al2O3 = 4Al + 3O2
Для понижения температуры плавления оксида алюминия (от 20500 С до 9500 С) к оксиду алюминия добавляют криолит Na3[AlF6].
Алюминий – активный металл, сильный восстановитель, он расположен в первой четверти ряда напряжений металлов, но в силу наличия на поверхности металла очень тонкой, но прочной оксидной пленки, алюминий вступает во взаимодействие при повышенной температуре. С водой реагирует только в случае удаления оксидной пленки (например, путем образования амальгамы с металлической ртутью).
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
С растворами кислот алюминий реагирует, на первый взгляд, медленно, несколько секунд признаков реакции не наблюдается. В это время происходит растворение оксидной пленки в кислотах. На холоде алюминий не реагирует с концентрированными кислотами-окислителями H2SO4 иHNO3. Эти кислоты пассивируют металл, наращивая толщину оксидной пленки.
Алюминий образует амфотерные оксид и гидроксид. Следовательно, металл, его оксид и гидроксид должны взаимодействовать с кислотами и щелочами.
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑
(механизм взаимодействия рассматривался на занятии № 13)
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
t
Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
в растворе тетрагидроксоалюминат натрия
Задание 1. Осуществите превращение по предложенной схеме:
NaOHà Naà Na2SO4àNaClàNaOHàNaAlO2àAl(OH)3à Al2O3
1) NaOH à Na Существует единственный способ получения щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия – электролиз расплавасоединения этого металла.
элек. ток
4 NaOH à 4Na + O2 + 2H2O
(на первый взгляд кажется, что должны получить металлический натрий и молекулы ОН, но устойчивых молекул ОН не существует, они перегруппировываются по схеме 4ОН = 2Н2О + О2)
2) Na à Na2SO4 Натрий – активный металл, он расположен в ряду активности металлов до водорода, следовательно, взаимодействует с кислотами
Na + H2SO4 = Na2SO4 + H2↑
3) Na2SO4 à NaCl К сульфату натрия необходимо добавить соединение, содержащее хлорид-ионы Cl-, но так как и сульфат и хлорид натрия растворимы в воде, в правой части уравнения необходимо получить осадок (осадить сульфат-ионы). В противном случае реакция практически будет неосуществима.
Na2SO4 + BaCl2 = 2NaCl + BaSO4↓
4) NaCl à NaOH При электролизе растворов солей щелочных металлов получить металл нельзя (используют расплав соли), выделяется газообразный водород, катионы металла остаются в растворе, образуя щелочи. (Тема «Электролиз» в данном пособии не рассматривается)
элек. ток
2NaCl +2H2O = H2↑ + Cl2 + 2NaOH
5) NaOH à NaAlO2 В продукте появляются атомы алюминия – металла, образующего амфотерные соединения, следовательно, и оксид и гидроксид алюминия могут реагировать с гидроксдом натрия.
t
NaOH + Al(OH)3 = NaAlO2 + 2H2O
6) NaAlO2 à Al(OH)3 Алюминат натрия, полученный действием щелочи, можно разрушить, «нейтрализуя» эту щелочь.
NaAlO2 + HCl + H2O = NaCl + Al(OH)3↓
7)Al(OH)3 à Al2O3 Нерастворимые гидроксиды металлов разрушаются при нагревании.
t
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
ЗАНЯТИЕ 13