Химические свойства соединений хрома.

Свойства соединений серебра

 

1. Оксид серебра (I) – основной оксид, взаимодействующий со всеми кислотами. Он также проявляет некоторые амфотерные свойства, образуя при сплавлении с оксидами щелочных металлов аргенаты состава KAgO.

Способность оксида серебра растворяться в водном аммиаке формально также можно рассматривать как признак амфотерности: Ag₂O + 4NH₃ + H₂O = 2 [ Ag(NH₃)₂ ](OH). Гидроксид диамминсеребра является растворимым и достаточно сильным основанием.

При нагревании выше 160^оС оксид серебра разлагается, поэтому при термическом разложении большинства солей серебра и кислородосодержащих кислот (нитратов, сульфатов, сульфитов, карбонатов), а также при обжиге сульфида серебра непосредственно получается металлическое серебро.

2. Гидроксид серебра – AgOH – достаточно сильное (К_В=5^.10^-3), но неустойчивое основание, которое при комнатной температуре распадается на оксид и воду. Попытки получить гидроксид серебра по обменной реакции из растворимой соли приведут к выпадению темно-бурого осадка Ag₂O: 2AgNO₃ + 2KOH = Ag₂O + 2KNO₃ + H₂O

3. Соли серебра. Большинство солей серебра нерастворимы в воде. Растворимы нитрат, ацетат, дигидрофосфат, перхлорат, хлорат и фторид. С другими галогенидами серебро образует характерные осадки, являющиеся качественными реакциями на галогенид-ионы: AgCl – белый творожистый осадок, AgBr – светло-желтый осадок, AgJ – ярко-желтый осадок.

Наименьшее произведение растворимости имеет иодид серебра. Он не растворяется в водном аммиаке, тогда как хлорид серебра дает растворимый хлорид диамминсеребра. Иодид не растворяется и в растворе тиосульфата натрия, а хлорид и бромид растворяются с образованием комплексного иона – дитиосульфатоаргената: AgBr + 2Na₂S₂O₃ = Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaBr. Эту реакцию используют при закреплении фотоматериалов. Все галогениды серебра растворяются в избытке галогенводородных кислот и галогенидов щелочных металлов: AgJ + KJ = K[AgJ₂]. Растворение осадков за счет комплексообразования и разрушение комплексных частиц из-за образования малорастворимого соединения являются примерами ионных равновесий в растворах. Направление процесса зависит от соотношения константы нестойкости комплекса и произведения растворимости соли. Например, идет реакция: [Ag(NH₃)₂]NO₃ + KJ = AgJ + 2NH₃ + KNO₃, но не идет K[Ag(CN)₂] + KJ. Комплексы любых катионов металлов с аммиаком, кроме того, разрушаются действием кислот из-за образования катиона аммония. Следует упомянуть, что комплексные частицы, содержащие катион серебра, бесцветны, т.к. имеют заполненный d-подуровень, и переходы электронов под действием энергии квантов света не происходят.

4. Окислительная способность Ag⁺. Стандартный электронный потенциал Ag⁺/Ag равен 0,8 В. Из чего следует, что растворимые соли серебра являются сильными окислителями: PH₃ + 6AgNO₃ + 3H₂O = 6Ag + H₃PO₃ + 6HNO₃. Катион диамминсеребра несколько более слабый окислитель, но он способен, например, окислить альдегид до карбоновой кислоты (реакция «серебряного зеркала»): 2[Ag(NH₃)₂] (OH) + RCOH = RCOONH₄ + 2Ag + 3NH₃ + H₂O.

Большой окисляющей способностью обладает двойной оксид- Ag₂O₂ (Ag⁺,Ag³⁺)O₂: 2Ag₂O₂ + 2H₂SO₄ = 2Ag₂SO₄ + O₂ + 2H₂O. Сам он получается окислением Ag₂O: Ag₂O + 2KOH + K₂S₂O₈ = Ag₂O₂ + 2K₂SO₄ + H₂O.

 

 

ЩЕЛОЧНЫЕ И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ И МАГНИЙ

 

Элементы I группы главной подгруппы называются щелочными металлами. Строение их внешней электронной оболочки отражается формулой: ns¹. Щелочноземельными называются кальций, стронций, барий и радий. Эти элементы располагаются во II группе главной подгруппе периодической системы. Находящийся в этой же группе магний несколько уступает им в активности, но имеет похожие свойства, поэтому его целесообразно рассматривать вместе со щелочноземельными металлами, тогда как бериллий образует катион с большой концентрацией заряда, вследствие чего его свойства резко отличаются от свойств остальных элементов группы и имеют диагональное сходство с алюминием. Строение внешней электронной оболочки элементов II группы отражается формулой: ns². Таким образом, все эти металлы являются s-элементами.

Атомы всех названных элементов имеют довольно большие радиусы, которые увеличиваются при движении по группе сверху вниз и уменьшаются при переходе от I группы ко II. При движении вниз по каждой из групп уменьшается электроотрицательность и потенциал ионизации атомов, т.е. возрастает их восстановительная способность. Активность этих металлов так велика, что на воздухе все они тотчас окисляются, рубидий и цезий самовоспламеняются, а барий загорается на воздухе при простом раздавливании. Все эти металлы кроме магния хранят под слоем керосина или другого инертного растворителя. Щелочные металлы образуют катионы с зарядом +1, а металлы II группы – с зарядом +2. В обоих случаях катионы имеют электронную оболочку благородного газа, что дает им дополнительную устойчивость.

Физические свойства. Из-за низкого потенциала ионизации в металлической решетке щелочных и щелочноземельных металлов много катионов, что делает решетку недостаточно прочной, следовательно, температуры плавления этих металлов невысоки, плотность и твердость также низкие. Литий, натрий и калий легче воды, поэтому при реакции с водой плавают на ее поверхности. Наличие большого количества катионов в решетке препятствует целенаправленному передвижению электронов в толще металла, поэтому тепло- и электропроводность s-элементов существенно ниже, чем у других металлов. При движении сверху вниз по группам растет процент катионов, уменьшается прочность кристаллической решетки, следовательно, уменьшаются и температуры плавления.

Химические свойства простых веществ

1. Взаимодействие с кислородом

При сгорании на воздухе оксиды образуют литий, магний и щелочноземельные элементы. Оксид бария легко вступает в дальнейшее взаимодействие с кислородом, образую пероксид. Иногда эту реакцию пишут как одностадийную, но на самом деле она проходит в два этапа. Основным продуктом при сгорании натрия оказывается пероксид, а для металлов подгруппы калия – надпероксид: 2Na + O₂ = Na₂O₂ K + O₂ = KO₂

Калий и его аналоги реагируют с озоном, давая озониды: Rb + O₃ = RbO₃.

Вот некоторые реакции, в которые вступают эти соединения, проявляя, в основном, свойства окислителей: Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂

2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂ Na₂O₂ + 2HCl = 2NaCl + H₂O₂ (на холоду)

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃ 2KO₂ + CO = K₂CO₃ + O₂ Na₂O₂ + SO₂ = Na₂SO₄ 2KO₂ + S = K₂SO₄ 4KO₃ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 5O₂ 4KO₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂ 2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂. Две последние реакции используются в дыхательных аппаратах на подводных лодках, так как позволяют перерабатывать выдыхаемый углекислый газ в кислород.

Простые оксиды натрия и металлов подгруппы калия можно получить по реакции пероксидов или надпероксидов с соответствующими металлами: KO₂ + 3K = 2K₂O (при нагревании).

2. Взаимодействие с галогенами

Со всеми галогенами s-металлы энергично взаимодействуют. Натрий сгорает в хлоре, металлы группы калия реагируют с бромом со взрывом.

3. С серой щелочные металлы дают как сульфиды, так и персульфиды при избытке серы:

2Na + 2S = Na₂S₂ Na₂S + S = Na₂S₂

4. С фосфором образуют фосфиды, которые гидролизуются с образованием фосфина и легко могут быть окислены: Ca₃P₂ + 6H₂O = 2PH₃ +3Ca(OH)₂ Ca₃P₂ + Cl₂=3CaCl₂ + PCl₃

5. Магний с водородом не взаимодействует. Остальные металлы дают ионные гидриды состава МН или МН₂, которые содержат гидрид-ион (Н^-), подвергаются необратимому гидролизу и являются сильными восстановителями: LiH + H₂O = LiOH + H₂ CaH₂ + 2CaOCl₂ = CaCl₂ + Ca(OH)₂

6. Щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании, давая нитриды состава M₃N₂, свойства которых аналогичны свойствам фосфидов и гидридов. Наиболее характерна реакция с азотом для лития. Она происходит уже при комнатной температуре. Нитрид лития грязно-зеленого цвета. Оставленный на воздухе кусочек лития со временем покроется коркой, состоящей из нитрида, оксида и карбоната лития. Остальные щелочные металлы с азотом не реагируют.

7. Из щелочных металлов с углеродом взаимодействуют только литий и натрий, в реакцию вступают также щелочноземельные металлы. Получаются карбиды состава М₂С₂ или МС₂. Все реакции идут при нагревании. При гидролизе карбидов получается ацетилен: SrC₂ + H₂O = H₂C₂ + Sr(OH)₂. В аналогичных условиях магний образует продукт состава Mg₂C₃. Mg₂C₃ + 4H₂O =

C₃H₄ + 2Mg(OH)₂.

 

Взаимодействие со сложными веществами

 

С водой щелочные и щелочноземельные металлы активно взаимодействуют, металлы подгруппы калия – с воспламенением и взрывом. При этом получаются гидроксиды соответствующих металлов и водород. Магний не растворяется в холодной воде из-за плохой растворимости Mg(OH)₂, при нагревании реакция идет. При этом магний растворяется в растворе хлорида аммония, причиной чего является кислая в результате гидролиза среда раствора данной соли и тот факт, что гидроксид магния является более сильным основанием, чем гидроксид аммония. Mg + 2H₂O + 2NH₄Cl = MgCl₂ + 2NH₃^.H₂O + H₂

Взаимодействие с кислотами

· С кислотами-неокислителями щелочные металлы реагируют со взрывом, металлы II группы спокойно. Исключение составляют металлы, на поверхности которых образуется нерастворимая солевая пленка: Li, Mg, Ca, Sr, Ba не реагируют с ортофосфорной кислотой, Li, Mg, Ca, Sr – с плавиковой, Sr, Ba – с серной.

· С кислотами-окислителями металлы I группы реагируют также излишне активно, а металлы II группы нормально, но способны максимально восстановить эти кислоты. В частности, разбавленную азотную они восстанавливают до катиона аммония, а концентрированную серную - до сероводорода.

Со щелочами в обычных условиях взаимодействия не происходит (если не считать, что попав в раствор щелочи, они прореагируют с водой).

С оксидами металлов могут реагировать как восстановители.

С оксидами неметаллов также реагируют как восстановители, но вследствие их высокой активности могут вступать во взаимодействие с образующимися неметаллами, например:

NO₂ + 7Li =2Li₂O + Li₃N SiO₂ +4 Mg = 2MgO + Mg₂Si

С растворами солей. Магний вытесняет из состава соли металлы, стоящие правее него в ряду напряжения. Остальные металлы в первую очередь будут взаимодействовать с водой, поэтому будут идти две последовательные реакции: 2Na +2H₂O = 2NaOH + H₂ CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ +Na₂SO₄. Суммарная реакция: 2Na + 2H₂O + CuSO₄ = Na₂SO₄ + Cu(OH)₂ + H₂

Свойства соединений щелочных металлов

 

Оксиды реагируют с водой, давая щелочи (гидроксид магния нерастворим, к щелочам не относится). Реакции проходят достаточно бурно, в связи с чем издавна использующийся в промышленности для получения гидроксида оксид кальция носит тривиальное название негашеная известь, а гидроксид кальция – гашеная известь.

Гидроксиды – твердые,белые, растворимые в воде (кроме гидроксида магния) соединения. Являются типичными основаниями, сила которых возрастает при движении по группам сверху вниз. Им свойственны все реакции оснований. Они могут быть получены: а) растворением металлов в воде, б) растворением оксидов в воде, в) по обменным реакциям: Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + 2NaOH (отсюда название – каустическая сода), г) электролизом растворов галогенидов (основной промышленный способ получения). При нагревании гидроксиды щелочных металлов (кроме лития) плавятся без разложения. Гидроксиды лития, магния и щелочноземельных металлов разлагаются на оксид и воду.

Соли. Большинство солей щелочных металлов растворимы. У лития нерастворимы карбонат, фторид и ортофосфат, у натрия – гексагидроксостибат, у металлов подгруппы калия – перхлораты и перманганаты. Среди солей щелочноземельных металлов значительное число нерастворимы. При движении по группе сверху вниз меняется растворимость сульфатов от растворимого сульфата магния до нерастворимого сульфата бария. Следует упомянуть, что нерастворимым карбонатам и сульфитам соответствуют растворимые гидрокарбонаты и гидросульфиты. Гидрокарбонат кальция может быть получен пропусканием углекислого газа через суспензию карбоната кальция. При этом наблюдается растворение осадка. У карбоната бария растворимость существенно ниже, поэтому его не удается растворить подобным образом. Ведь получающаяся из углекислого газа и воды угольная кислота слабая, и концентрация катионов водорода в растворе недостаточная. Используя соляную кислоту, можно получить как гидрокарбонат бария, так и хлорид бария с выделением углекислого газа.

Карбонаты, сульфаты, сульфиты, галогениды, фосфаты, хроматы щелочных металлов (кроме лития) плавятся без разложения. Кислые соли разлагаются по уравнению: 2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + H₂O + CO₂. Нитраты: 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂ .

Галогениды и фосфаты щелочноземельных металлов также плавятся без разложения, остальные соли разлагаются на соответствующие оксиды. В термическом поведении солей лития отражается диагональное сходство с магнием: Li₂CO₃ = Li₂O + CO₂ 4LiNO₃ = 2Li₂O + 4NO₂ + O₂.

С трехвалентными металлами щелочные металлы дают двойные сульфаты – квасцы, а с двухвалентными – шениты.

Качественные реакции на соединения s-металлов – окрашивание пламени: литий – алый цвет, натрий – желтый, калий – фиолетовый, рубидий – красный, цезий – голубой, кальций – кирпично-красный, стронций – карминово-красный, барий – желто-зеленый.

Получение металлов в промышленности

Щелочные металлы получают электролизом расплавов соответствующих хлоридов. Щелочноземельные металлы – алюмотермией их оксидов. Оксид магния является очень прочным соединением, поэтому алюмотермией восстановлен быть не может. Магний из-за его относительно небольшой температуры кипения (1100⁰С) получают по эндотермической реакции с нелетучими восстановителями, например, с кремнием, при высоких температурах. В вакууме он отгоняется из реакционной смеси при температуре 1200⁰С. Другим способом получения магния является электролиз расплава его хлорида.

АЛЮМИНИЙ

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹3d⁰. Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500^оС. Известны Al₂O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

4(Al,Hg) +3O₂ + 6H₂O = 4Al(OH)₃ + (Hg)

 

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al₂S₃.

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800^оС, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000^оС. Карбид алюминия состава Al₄C₃ относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H₃O⁺ + 6H₂O = 2[Al(H₂O)₆]³⁺ + 3H₂,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H₂SO₄(конц) = Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ 6H₂O Al + 6HNO₃(конц) = Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N₂O, N₂, NH₄⁺.

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂ 2Al + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂ Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200^о – 3000^оС. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe₃O₄ называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO₄ + (H₂O) = Al₂(SO₄)₃ + 3K₂SO₄ +3H₂ 2Al + 2K₂CO₃ + 8H₂O = 2K[Al(OH)₄] + 2KHCO₃ + 3H₂. 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl₂ = 2AlCl₃ + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al₂O₃). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al₂O₃ встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na₂O + Al₂O₃ = 2NaAlO₂ (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al₂O₃ = 2Na₃AlO₃ + 3H₂O↑ (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al₂O₃ + 3CrO₃ = Al₂(CrO₄)₃ (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K₂CO₃ + Al₂O₃ = 2KAlO₂ + CO₂↑ Реакции в растворе: Al₂O₃ + 6HCl = 2[Al(H₂O)₆]³⁺ + 6Cl^1- + 3H₂O Al₂O₃ +2 NaOH + 3H₂O =2 Na[Al(OH)₄] – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом [Al(OH)₄(H₂O)₂]^1-, т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al₂O₃ + 6NaOH + 3H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆]. Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO₄ + Al₂O₃ = 3K₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O.

3. Гидроксиды алюминия. Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH)₃. Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO₃)₃ + 3NH₃ + 2H₂O = AlO(OH)↓ + 3NH₄NO₃, по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl₃ +4 NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO₄ и фторид AlF₃. Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: [Al(H₂O)₆]³⁺ + H₂O = H₃O⁺ + [Al(H₂O)₅(OH)]²⁺, т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ 2Al(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6KNO₃. Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH₃)₃ + 3H₂O = Al₂O₃ + 6CH₃COOH↑ В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl₃ + 3H₂O = Al(OH)₃↓ + 3HCl↑. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp²-гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al₂Cl₆. Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты M^I M^III(SO₄)₂, которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H₂S, CO₂, SO₂) его осаждают: K[Al(OH)₄] +4HCl = KCl + AlCl₃ + 4H₂O K[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃↓ + KHCO₃

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.

 

 

Железо:

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: [Ar]3d⁶4s² и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe³⁺ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d⁵, что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539^оС. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe₃O₄, а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe₂O₃. Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe³⁺. С иодом образуется FeJ₂, так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ₃ не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe₂S₃, а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS₂. Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500^оС: 3Fe + C = Fe₃C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H₂O (пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑. В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃. Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe²⁺.

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II)), а восстанавливает HNO₃ (разб.) до NO, N₂O, N₂, NH₄⁺ в зависимости от условий, а HNO₃ (конц.) – до NO₂ из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H₂O = K₂[Fe(OH)₄] + H₂↑

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl₂ + Fe = FeCl₂ + Cu.

 

Свойства соединений железа.

Fe²⁺ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg²⁺, поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс [Fe(H₂O)₆]²⁺ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl₂ содержатся комплексные частицы [Fe(H₂O)₄Cl₂]⁰. Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 500⁰С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe₃O₄. Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe²⁺ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC₂O₄ = FeO + CO↑ + CO₂­↑, но 2 FeSO₄= Fe₂O₃ + SO₂↑ + SO₃↑ 4Fe(NO₃)₂ = 2Fe₂O₃ + 8NO₂↑ + O₂↑ Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH₃ = 3Fe + N₂↑ +3H₂O

2. Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH)₂ + 4H₂SO₄(конц) = Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + 4H₂O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃.

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH₄)₂Fe(SO₄)₂^.6H₂O. Катион Fe²⁺ легко окисляется до Fe³⁺, поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑ Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂S↑ Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe³⁺ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe₂O₃ – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe₂O₃ + 2NaOH = H₂O↑ + 2NaFeO₂ – желтого или красного цвета, Fe₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaFeO₂ + CO₂↑. Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe₂O₃^.nH₂O.

Fe₃O₄ - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO^.Fe₂O₃, либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO₂)₂. При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O.

Fe(OH)₃ или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH)₃ + 3KOH = K₃[Fe(OH)₆].

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂↑ + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl₃ + 3H₂O = Fe(OH)₃ + 3HCl↑ (при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe²⁺: Fe³⁺ + ē = Fe²⁺ φ^o=0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO₃)₃ + Cu = 2Fe(NO₃)₂ + Cu(NO₃)₂,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl₃ + 2KJ = FeCl₂ + J₂ + 2KCl 2FeCl₃ + 3Na₂S = 2FeS + S + 6NaCl

2FeBr₃ + 2KCN = 2FeBr₂ + (CN)₂↑ + 2KBr

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH₄Fe(SO₄)₂^.12H₂O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl₃ + KCl = K[FeCl₄], FeCl₃ + Cl₂ = Cl⁺[FeCl₄]^-. Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO₄ = K₄[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K₄[Fe(CN)₆] + Cl₂ = 2K₃[Fe(CN)₆] + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K[Fe₂(CN)₆] – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцие