Металлы главных подгрупп I–III групп

 

Натрий

 

Натрий – элемент 3‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 11. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s¹, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,93), проявляет только металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли натрия хорошо растворимы в воде.

В природе – пятый по химической распространенности элемент (второй среди металлов), встречается только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Натрий, катион натрия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в ярко‑желтый цвет (качественное обнаружение).

Натрий Na. Серебристо‑белый металл, легкий, мягкий (режется ножом), низкоплавкий. Хранят натрий в керосине. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму (до 0,2 % Na).

Весьма реакционноспособный, во влажном воздухе натрий медленно покрывается гидроксидной пленкой и теряет блеск (тускнеет):

 

 

Натрий химически активен, сильный восстановитель. Воспламеняется на воздухе при умеренном нагревании (>250 °C), реагирует с неметаллами:

2Na + O₂ = Na₂O₂ 2Na + H₂ = 2NaH

2Na + Cl₂ = 2NaCl 2Na + S = Na₂S

6Na + N₂ = 2Na₃N 2Na + 2C = Na₂C₂

Очень бурно и с большим экзо ‑эффектом натрий реагирует с водой:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + Н₂↑ + 368 кДж

От теплоты реакции кусочки натрия расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться из‑за выделения Н₂. Реакция сопровождается резкими щелчками вследствие взрывов гремучего газа (Н₂ + O₂). Раствор окрашивается фенолфталеином в малиновый цвет (щелочная среда).

В ряду напряжений натрий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺).

Получение натрия в промышленности:

 

 

(см. также ниже получение NaOH).

Натрий применяется для получения Na₂O₂, NaOH, NaH, а также в органическом синтезе. Расплавленный натрий служит теплоносителем в ядерных реакторах, а газообразный – используется как наполнитель желтосветных ламп наружного освещения.

Оксид натрия Na₂O. Основный оксид. Белый, имеет ионное строение (Na⁺)₂O^2‑. Термически устойчивый, при прокаливании медленно разлагается, плавится под избыточным давлением пара Na. Чувствителен к влаге и углекислому газу в воздухе. Энергично реагирует с водой (образуется сильнощелочной раствор), кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, кислородом (под давлением). Применяется для синтеза солей натрия. Не образуется при сжигании натрия на воздухе.

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Получение: термическое разложение Na₂O₂ (см.), а также сплавление Na и NaOH, Na и Na₂O₂:

2Na + 2NaOH = 2Na_aO + H₂ (600 °C)

2Na + Na₂O₂ = 2Na_aO (130–200 °C)

Пероксид натрия Na₂O₂. Бинарное соединение. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение (Na⁺)₂O₂^2‑. При нагревании разлагается, плавится под избыточным давлением O₂. Поглощает углекислый газ из воздуха. Полностью разлагается водой, кислотами (выделение O₂ при кипячении – качественная реакция на пероксиды). Сильный окислитель, слабый восстановитель. Применяется для регенерации кислорода в изолирующих дыхательных приборах (реакция с СO₂), как компонент отбеливателей ткани и бумаги. Уравнения важнейших реакций:

2Na₂O₂ = 2Na₂O + O₂ (400–675 °C, вакуум)

Na₂O₂ + 2Н₂O = Н₂O₂ + 2NaOH (на холоду)

2Na₂O₂ + 2Н₂O = O₂↑ + 4NaOH (кипячение)

Na₂O₂ + 2НCl (разб.) = 2NaCl + Н₂O₂ (на холоду)

2Na₂O₂ + 4НCl (разб.) = 4НCl + 2Н₂O + O₂↑ (кипячение)

2Na₂O₂ + 2CO₂ = Na₂CO₃ + O₂

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃

Na₂O₂ + 4H⁺ + 2I^‑ = I₂↓ + 2H₂O + 2Na⁺

5Na₂O₂ + 16H⁺ + 2MnO₄^‑ = 5O₂↑ + 2Mn²⁺ + 8H₂O + 10Na⁺

3Na₂O₂ + 2[Cr(OH)₆]^3‑ = 2CrO₂^4‑ + 8OH^‑ + 2H₂O + 6Na⁺ (80 °C)

Получение: сжигание Na на воздухе.

Гидроксид натрия NaOH. Основный гидроксид, щелочь, техническое название едкий натр. Белые кристаллы с ионным строением (Na⁺)(OH^‑). Расплывается на воздухе, поглощая влагу и углекислый газ (образуется NaHCO₃). Плавится и кипит без разложения. Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с экзо ‑эффектом, +56 кДж). Реагирует с кислотными оксидами, нейтрализует кислоты, вызывает кислотную функцию у амфотерных оксидов и гидроксидов:

 

 

NaOH (разб.) + H₃PO₄ (конц.) = NaH₂PO₄ + H₂O

2NaOH (разб.) + H₃PO₄ (разб.) = Na₂HPO₄ + 2H₂O

3NaOH (конц.) + H₃PO₄ (разб.) = Na₃PO₄ + 3H₂O

2NaOH_(T) + M₂O₃ = 2NaMO₂ + H₂O (1000 °C, M = Al, Cr)

2NaOH (конц.) + 3H₂O + AI₂O₃ = 2Na[Al(OH)₄] (кипячение)

2NaOH_(T) + M(OH)₂ = Na₂MO₂ + 2H₂O (500 °C, M = Be, Zn)

2NaOH (конц.) + Zn(OH)₂ = Na₂[Zn(OH)₄]

Осаждает нерастворимые гидроксиды:

2NaOH + MCl₂ = 2NaCl + M(OH)₂↓ (M = Mg, Cu)

Подвергает дисмутации галогены и серу:

2NaOH (конц., хол.) + Е₂ = NaE + NaEO + H₂O (Е = Cl, Br)

6NaOH (разб., гор.) + 3S = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Подвергается электролизу в расплаве:

 

 

Раствор NaOH разъедает стекло (образуется NaSiO₃), корродирует поверхность алюминия (образуются Na[Al(OH)₄] и Н₂).

Получение NaOH в промышленности:

а) электролиз раствора NaCl на инертном катоде:

 

 

б) электролиз раствора NaCl на ртутном катоде (амальгамный способ):

 

 

(освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер).

Едкий натр – важнейшее сырье химической промышленности. Используется для получения солей натрия, целлюлозы, мыла, красителей и искусственного волокна; как осушитель газов; реагент в извлечении из вторичного сырья и очистке олова и цинка; при переработке руд алюминия (бокситов).

 

Калий

 

Калий – элемент 4‑го периода и IA‑группы Периодической системы, порядковый номер 19. Электронная формула атома [₁₈Ar]4s¹, степени окисления +I и 0. Имеет малую электроотрицательность (0,91), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Почти все соли калия хорошо растворимы в воде.

В природе – девятый по химической распространенности элемент (шестой среди металлов), находится только в виде соединений. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток калия в почве восполняется внесением калийных удобрений – хлорида КCl, сульфата K₂SO₄ и золы растений.

Калий, катион калия и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в фиолетовый цвет (качественное обнаружение).

Калий К. Серебристо‑белый металл, легкий, очень мягкий, низкоплавкий. Хранят калий под слоем керосина. С ртутью образует жидкий сплав – амальгаму.

По химическим свойствам похож на натрий, но еще более реакционноспособный. Во влажном воздухе тускнеет, покрываясь гидроксидной пленкой.

Калий проявляет сильные восстановительные свойства. Активно сгорает на воздухе до КO₂, реагирует с водородом (продукт KH), хлором (КCl), серой (K₂S).

Энергично и с высоким экзо ‑эффектом калий разлагает воду:

2К + 2H₂O = 2KOH + Н₂↑ + 392 кДж,

выделяющийся водород тут же воспламеняется.

В ряду напряжений калий стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺), при этом серная кислота частично восстанавливается до SO₂.

Получение калия в промышленности одинаково с получением натрия.

Применяется калий для синтеза его соединений (КO₂, KH, соли), в виде расплава (в смеси с Na) – как теплоноситель в ядерных реакторах.

Гидроксид калия КОН. Основный гидроксид, щёлочь, техническое название едкое кали. Белый, имеет ионное строение К⁺ОН^‑. Плавится и кипит без разложения. Расплывается на воздухе, поглощает углекислый газ (образуется КНСO₃). Вызывает тяжелые ожоги кожи и глаз.

Хорошо растворим в воде (с высоким экзо ‑эффектом), создает в растворе сильнощелочную среду. Нейтрализуется кислотами, реагирует с кислотными оксидами, амфотерными гидроксидами и оксидами. Концентрированный раствор разъедает стекло (образуется K₂SiO₃).

Важнейшие реакции и методы получения КОН в промышленности аналогичны свойствам и получению NaOH.

Применяется КОН в производстве мыла, как адсорбент газов, дегидратирующий агент, осадитель нерастворимых гидроксидов металлов.

 

Кальций

 

Кальций – элемент 4‑го периода и IIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 2O. Электронная формула атома [₁₈Ar]4s², степени окисления +II и 0. Относится к щелочноземельным металлам.

Имеет низкую электроотрицательность (1,04), проявляет металлические (основные) свойства. Образует (как катион) многочисленные соли и бинарные соединения. Многие соли кальция малорастворимы в воде.

В природе – шестой по химической распространенности элемент (третий среди металлов), находится в связанном виде. Жизненно важный элемент для всех организмов.

Недостаток кальция в почве восполняется внесением известковых удобрений (СаСO₃, СаО, цианамид кальция CaCN₂ и др.).

Кальций, катион кальция и его соединения окрашивают пламя газовой горелки в темно‑оранжевый цвет (качественное обнаружение).

Кальций Са. Серебристо‑белый металл, мягкий, пластичный. Во влажном воздухе тускнеет и покрывается пленкой из СаО и Са(ОН)₂.

Весьма реакционноспособный; воспламеняется при нагревании на воздухе, реагирует с водородом, хлором, серой и графитом:

 

 

Восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – кальцийтержия):

ЗСа + Cr₂O₃ = ЗСаО + 2Cr (700–800 °C)

5Са + V₂O₅ = 5СаО + 2V (950 °C)

Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом):

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑ + 413 кДж

В ряду напряжений стоит значительно левее водорода, из разбавленных кислот НCl и H₂SO₄ вытесняет водород (за счет Н₂O и Н⁺):

Ca + 2H+ = Са²⁺ + Н₂↑

Получение кальция в промышленности:

 

 

Кальций применяется для удаления примесей неметаллов из металлических сплавов, как компонент легких и антифрикционных сплавов, для выделения редких металлов из их оксидов.

Оксид кальция СаО. Основный оксид. Техническое название негашёная известь. Белый, весьма гигроскопичный. Имеет ионное строение Са²⁺O^2‑. Тугоплавкий, термически устойчивый, летучий при прокаливании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Энергично реагирует с водой (с высоким экзо ‑эффектом), образует сильно щелочной раствор (возможен осадок гидроксида), процесс называется гашение извести. Реагирует с кислотами, оксидами металлов и неметаллов. Применяется для синтеза других соединений кальция, в производстве Са(ОН)₂, СаС₂ и минеральных удобрений, как флюс в металлургии, катализатор в органическом синтезе, компонент вяжущих материалов в строительстве.

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Получение СаО в промышленности – обжиг известняка (900–1200 °C):

СаСO₃ = СаО + СO₂

Гидроксид кальция Са(ОН)₂. Основный гидроксид. Техническое название гашёная известь. Белый, гигроскопичный. Имеет ионное строение Са²⁺(ОН^‑)₂. Разлагается при умеренном нагревании. Поглощает влагу и углекислый газ из воздуха. Малорастворим в холодной воде (образуется щелочной раствор), еще меньше – в кипящей воде. Прозрачный раствор (известковая вода) быстро мутнеет из‑за выпадения осадка гидроксида (суспензию называют известковое молоко). Качественная реакция на ион Са²⁺ – пропускание углекислого газа через известковую воду с появлением осадка СаСO₃ и переходом его в раствор. Реагирует с кислотами и кислотными оксидами, вступает в реакции ионного обмена.

Применяется в производстве стекла, белильной извести, известковых минеральных удобрений, для каустификации соды и умягчения пресной воды, а также для приготовления известковых строительных растворов – тестообразных смесей (песок + гашёная известь + вода), служащих связующим материалом для каменной и кирпичной кладки, отделки (оштукатуривания) стен и других строительных целей. Отвердевание («схватывание») таких растворов обусловлено поглощением углекислого газа из воздуха.

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Получение Са(ОН)₂ в промышленности – гашение извести СаО (см. выше).

 

Жёсткость воды

 

Природная вода, проходя через известковые горные породы и почвы, обогащается солями кальция и магния (а также железа) и становится жёсткой. В жесткой воде при стирке белья увеличивается расход мыла, а ткань, впитывая соли, становится желтой и быстро ветшает. Накипь – нерастворимые соединения кальция и магния и оксид железами), осаждающиеся на внутренних стенках посуды, паровых котлов и трубопроводов. В жесткой воде дольше варятся овощи, крупы и мясо. Различают временную и постоянную жесткость воды.

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов М(НСO₃)₂ (М = Са, Mg) и Fe(HCO₃)₂. Если количественно определяют содержание ионов HCO₃^‑, говорят о карбонатной жесткости, если содержание ионов Са²⁺, Mg²⁺ и Fe²⁺ – о кальциевой, магниевой или железной жесткости. Временная жесткость тем выше, чем больше содержание этих ионов в воде. Жесткость воды назвали временной потому, что она устраняется простым кипячением:

Са(НСO₃)₂ = СаСO₃↓ + Н₂O + СO₂↑

Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂↓ + 2СO₂↑

4Fe(HCO₃)₂ + O₂ = 2Fe₂O₃↓ + 8CO₂↑ + 4H₂O

Постоянная жесткость обусловлена другими солями кальция и магния (сульфаты, хлориды, нитраты, дигидро‑ортофосфаты и др.). Такая жесткость не устраняется кипячением воды. Поэтому для удаления из жесткой воды большей части всех солей ее умягчают, используя химические реактивы и специальные (ионообменные) способы. Умягченная вода пригодна для питья и приготовления пищи.

Умягчение воды достигается, если ее обработать различными осадителями – гашеной известью, содой и ортофосфатом натрия:

устранение временной жесткости:

Са(НСO₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСO₃↓ + 2Н₂O

Mg(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = CaMg(CO₃)₂↓ + 2Н₂O

4Fe(HCO₃)₂ + 8Са(ОН)₂ + O₂ = 4FeO(OH)↓ + 8СаСO₃↓ + 10Н₂O

устранение постоянной жесткости:

Ca(NO₃)₂ + Na₂CO₃ = СаСO₃↓ + 2NaNO₃

2MgSO₄ + Н₂O = Na₂CO₃ = Mg₂CO₃(OH)₂↓ + СO₂↑ + 2Na₂SO₄

3FeCl₂ + 2Na₃PO₄ = Fe₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

В химической лаборатории и в промышленности используется полностью обессоленная вода (для питья она непригодна). Для получения обессоленной воды природную воду подвергают перегонке (дистилляции). Такая дистиллированная вода является мягкой, подобно дождевой воде.

 

Алюминий

 

Алюминий – элемент 3‑го периода и IIIA‑группы Периодической системы, порядковый номер 13. Электронная формула атома [₁₀Ne]3s²3p¹, степени окисления + III и 0.

По электроотрицательности (1,47) одинаков с бериллием, проявляет амфотерные (кислотные и основные) свойства. В соединениях может находиться в составе катионов и анионов.

В природе – четвертый по химической распространенности элемент (первый среди металлов), находится в химически связанном состоянии.

Алюминий Al. Серебристо‑белый, блестящий, легкий и пластичный металл. На воздухе покрывается матовой защитной пленкой Al₂O₃, весьма устойчивой и защищающей металл от коррозии; пассивируется в воде и концентрированной HNO₃ (образование той же оксидной пленки).

Реакционноспособный, сгорает на воздухе, при комнатной температуре реагирует с галогенами Cl₂, Br₂ и I₂, при нагревании – с фтором, серой:

4Al(порошок) + 3O₂(воздух) = 2Al₂O₃ (700 °C)

2Al(порошок) + ЗЕ₂ = 2AlЕ₃ (25 °C, Е = CI, Br)

2Al(порошок) + 3I₂ = 2AlI₃ (25 °C, кат. – капля Н₂O)

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ (600 °C)

2Al + 3S = Al₂S₃ (150–200 °C)

Алюминий восстанавливает другие металлы из их оксидов (промышленно важный метод – алюминотермия):

 

 

Амальгамированный алюминий, т. е. очищенный от оксидной пленки, энергично и с большим экзо ‑эффектом реагирует с водой:

2Al + 6Н₂O = 2Al(ОН)₃↓ + ЗН₂↑ + 836 кДж

Алюминий – сильный (типичный) восстановитель, в ряду напряжений стоит значительно левее водорода; вытесняет водород из разбавленных кислот НCl и H₂SO₄:

2Al + 6Н+ = 2Al³⁺ + ЗН₂↑

и, проявляя амфотерность, из концентрированного раствора щелочей (окислитель – вода):

2Al + 2NaOH + 6Н₂O = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂↑ (80 °C)

Реагирует со щелочами в расплаве (также демонстрируя амфотерные свойства):

2Al + 6NaOH_(T) = 2NaAlO₂ + ЗН₂ + 2Na₂O (450 °C)

Взаимодействует с разбавленной азотной кислотой:

Al + 4НNO₃(разб.) = Al(NO₃)₃ + NO↑ + 2Н₂O

и восстанавливает N^v до N^‑III в реакциях с очень разбавленной азотной кислотой и ее солями:

8Al + З0НNO₃(оч. разб.) = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9Н₂O

8Al + 18Н₂O + 5КОН + 3KNO₃ = 8К[Al(ОН)₄] + 3NH₃↑ (кипячение)

(движущей силой этих реакций служит промежуточное выделение атомарного водорода Н⁰, а во второй реакции – также и образование устойчивого гидроксокомплекса [Al(OH),]^‑).

Получение алюминия в промышленности – электролиз Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃[AlF₆] при 950 °C:

 

 

Применяется как реагент в алюминотермии для получения редких металлов и термитной сварке стальных конструкций. Алюминий – важнейший конструкционный материал, основа легких коррозионно‑стойких сплавов (с магнием – дуралюмин, или дюраль, с медью – желтая алюминиевая бронза, из которой чеканят мелкую разменную монету). Чистый алюминий в больших количествах идет на изготовление посуды и электрических проводов.

Оксид алюминия Al₂O₃. Амфотерный оксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, имеет ионное строение (Al³⁺)₂(O^2‑)₃. Тугоплавкий, термически устойчивый. Аморфный порошок гигроскопичен и химически активен, кристаллический – очень тверд и химически пассивен. Не реагирует с водой, разбавленными кислотами и щелочами. Переводится в раствор концентрированными кислотами и щелочами, реагирует со щелочами и карбонатом натрия при сплавлении. Применяется как сырье в производстве алюминия, для изготовления огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, особо чистый Al₂O₃ – для изготовления рубиновых лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов – Cr₂O₃ (красный цвет), Ti₂O₃ и Fe₂O₃ (голубой цвет).

Уравнения важнейших реакций:

 

 

(эта реакция используется для «вскрытия» бокситов)

 

 

В природе входит в состав глины и бокситов, образует минерал корунд.

Гидроксид алюминия Al(ОН)₃. Амфотерный гидроксид, кислотные и основные свойства равно выражены. Белый, аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Связи Al – ОН преимущественно ковалентные. Разлагается при нагревании без плавления. Практически не растворяется в воде. Реагирует с кислотами, щелочами в растворе и при сплавлении. Не реагирует с NH₃ Н₂O, NH₄Cl, СO₂, SO₂ и H₂S. Метагидроксид АlO(ОН) химически менее активен, чем Al(ОН)₃. Промежуточный продукт в производстве алюминия. Применяется для синтеза других соединений алюминия (в том числе криолита), органических красителей, как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.

Уравнения важнейших реакций:

• термическое разложение

 

 

• основная и кислотная диссоциация в растворе

 

 

(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н⁺ примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)

• амфотерные свойства

Al(ОН)₃ + ЗНСlразб.) = AlCl₃ + ЗН₂O

Al(ОН)₃ + NaOH_(т) = NaAlO₂ + 2Н₂O (1000 °C)

Al(ОН)₃ + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)₄]_(p)

Для получения осадка Al(ОН)₃ щелочь обычно не используют из‑за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН)₃, а при кипячении – менее активный АlO(ОН):

 

 

Удобный способ получения Al(ОН)₃ – пропускание СO₂ через раствор гидроксокомплекса:

[Al(ОН)₄]^‑ + СO₂ = Al(ОН)₃↓ + HCO₃^‑

Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na[Al(OH)₄]. Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na₄[Al(OH)₇], Na₄[Al₄O₃(OH)₁₀] и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO₂, при разбавлении их растворов – до Al(ОН)₃. По‑разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Получение: взаимодействие Al(ОН)₃ и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:

Al(OH)₃ + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)₄]

AlCl₃ + 4NaOH(конц.) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.

 

Примеры заданий части А

 

1. Среди металлов главной подгруппы II группы наиболее сильным восстановителем является

1) барий

2) кальций

3) стронций

4) магний

 

2. При сжигании магния на воздухе образуются

1) Mg(OH)₂

2) MgO

3) Mg(NO₃)₂

4) Mg₃N₂

 

3. Алюминий будет выделять водород из реактива

1) HNO₃ (разб.)

2) NaHSO₄ (разб.)

3) H₂SO₄ (конц.)

4) NaOH (конц.)

 

4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и

1) Na₂SO₄

2) BeSO₄

3) NiSO₄

4) MgSO₄

 

5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов

1) ВаО

2) СO₂

3) Ва(ОН)₂

4) H₂SO₄

 

6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из

1) раствора КCl

2) раствора KNO₃

3) расплава КCl

4) расплава смеси КCl и MgCl₂

 

7–8. Если внести каплю раствора

7. поваренной соли

8. хлорида калия

в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет

1) красным

2) желтым

3) зеленым

4) фиолетовым

 

9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции

1) Са(НСO₃)₂ + Na₃PO₄ →…

2) Са(НСO₃)₂ + Са(ОН)₂ →…

3) CaSO₄ + Na₂CO₃ →…

4) СаCl₂ + NaHCO₃ →…

 

 

6. Переходные металлы 4‑го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов

 

Хром

 

Хром – элемент 4‑го периода и VIБ‑группы Периодической системы, порядковый номер 24. Электронная формула атома [₁₈Ar]3d⁵4s¹, характерные степени окисления +VI, + III и 0.

Шкала степеней окисления хрома:

 

 

По электроотрицательности (1,56) хром занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са) и типичными неметаллами (F, О, N. CI, S). Соединения Cr^III проявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у Cr^II, неметаллические (кислотные) – у Cr^VI; в соединениях хром чаще находится в составе катионов и реже – в составе анионов. Хром образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – девятнадцатый по химической распространенности элемент (десятый среди металлов), находится только в виде соединений (минералы, полиметаллические руды). Растворимые соли хрома ядовиты.

Хром Cr. Серый (с голубоватым оттенком) металл, очень твердый, ковкий (технический продукт – хрупкий). Блестящий, хотя покрыт очень тонкой оксидной пленкой, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами и гидратом аммиака, пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и в «царской водке».

 

 

В ряду напряжений стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород:

Cr + 2H⁺ = Cr²⁺ + Н₂↓

Далее катион Cr²⁺ можно перевести кислотами‑окислителями в катион Cr³⁺:

 

 

Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:

2Cr + КClO₃ = Cr₂O₃ + КCl (500–700 °C)

2Cr + 3KNO₃ = Cr₂O₃ + 3KNO₂ (400–550 °C)

Получение хрома в промышленности – алюминотермия:

Cr₂O₃ + 2Al = 2Cr + Al₂O₃ (800 °C)

и электролиз раствора:

 

 

Промышленно важен сплав хрома с железом – феррохром (6O–85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:

 

 

Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах (хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно‑стойких сталей.

Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)₃. Амфотерный гидроксид. Серо‑зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо‑голубого и голубовато‑зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома (III).

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Получение: осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):

Cr³⁺ + 3(NH₃ Н₂O) = Cr(OH)₃ ↓ + 3NH₄⁺

Хромат калия К₂CrO₄. Оксосоль. Желтый, негигроскопичный. Плавится без разложения, термически устойчивый. Хорошо растворим в воде (желтая окраска раствора отвечает иону CrO₄^2‑), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К₂Cr₂O₇. Окислитель (более слабый, чем К₂Cr₂O₇). Вступает в реакции ионного обмена.

Качественная реакция на ион CrO₄^2‑ – выпадение желтого осадка хромата бария, разлагающегося в сильнокислотной среде. Применяется как протрава при крашении тканей, дубитель кож, селективный окислитель, реактив в аналитической химии.

Уравнения важнейших реакций:

2К₂CrO₄ + H₂SO₄ (30 %) = К₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + Н₂O

2К₂CrO_4(т) + 16HCl (конц., гор.) = 2CrCl₃ + ЗCl₃↑ + 8H₂O + 4КCl

2К₂CrO₄ + 2H₂O + 3H₂S = 2Cr(OH)₃↓ + 3S↓ + 4KOH

2К₂CrO₄ + 8H₂O + 3K₂S = 2K₃[Cr(OH)₆] + 3S↓ + 4KOH

2К₂CrO₄ + 2AgNO₃ = 2KNO₃ + Ag₂CrO₄ (красн.)↓

Качественная реакция:

К₂CrO₄ + ВаCl₂ = 2КCl + ВаCrO₄↓

2BaCrO_4(т) + 2HCl (разб.) = ВаCr₂O_7(р) + ВаCl₂ + Н₂O

Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:

4(Cr₂Fe^II)O₄ + 8К₂СO₃ + 7O₂ = 8К₂CrO₄ + 2Fe₂O₃ + 8СO₂ (1000 °C)

Дихромат калия К₂Cr₂O₇. Оксосоль. Техническое название хромпик. Оранжево‑красный, негигроскопичный. Плавится без разложения, при дальнейшем нагревании разлагается. Хорошо растворим в воде (оранжевая окраска раствора отвечает иону Cr₂O₇^2‑). В щелочной среде образует К₂CrO₄. Типичный окислитель в растворе и при сплавлении. Вступает в реакции ионного обмена.

Качественные реакции – синее окрашивание эфирного раствора в присутствии Н₂O₂, синее окрашивание водного раствора при действии атомарного водорода.

Применяется как дубитель кож, протрава при крашении тканей, компонент пиротехнических составов, реагент в аналитической химии, ингибитор коррозии металлов, в смеси с H₂SO₄ (конц.) – для мытья химической посуды.

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Марганец

 

Марганец – элемент 4‑го периода и VIIB‑группы Периодической системы, порядковый номер 25. Электронная формула атома [₁₈Ar]3d⁵4s²; характерные степени окисления +VII, +VI, +IV, +II и 0.

Шкала степеней окисления марганца:

 

 

По электроотрицательности (1,60) марганец занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са, Mg) и неметаллами (F, О, N, Cl). Соединения Mn^II – оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения Mn^III и Mn^IV – амфотерные свойства, для соединений Mn^VI и Mn^VII характерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.

В природе – четырнадцатый по химической распространенности элемент (восьмой среди металлов; второй, после железа, тяжелый металл).

Марганец Mn. Серебристо‑белый (с серым оттенком) металл, более твердый и хрупкий по сравнению с железом. В виде мелкого порошка пирофорен. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Пассивируется в воде, поглощает водород, но не реагирует с ним.

При нагревании сгорает в кислороде воздуха, реагирует с хлором и серой:

 

 

В ряду напряжений марганец стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H₂SO₄ вытесняет водород:

Mn (порошок) + 2H⁺ = Mn²⁺ + Н₂↑

Взаимодействует с кислотами‑окислителями при нагревании, также образуя соли марганца (II):

Mn + 2H₂SO₄ (конц.) = MnSO₄ + SO₂↑ + 2Н₂O

ЗMn + 8HNO₃ (разб.) = 3Mn(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4Н₂O

Получение марганца в промышленности – восстановление пиролюзита MnO₂ или гаусманита (Mn^IIMn₂^III)O₄ коксом или алюминием:

MnO₂ + С (кокс) = Mn + СO₂ (600 °C)

3(Mn^IIMn₂^III)O₄ + 8Al = 9 Mn + 4Al₂O₃ (700–900 °C)

Наиболее чистый марганец выделяют электролизом раствора из солей марганца(II), например:

 

 

Промышленно важен сплав с железом – ферромарганец (> 70 % Mn), его получают восстановлением оксидных руд марганца и железа.

Применяется марганец для изготовления специальных и тугоплавких сплавов, зеркального чугуна и марганцевых твердых сталей, в качестве катализатора в органическом синтезе.

Оксид марганца (IV) MnO₂. Черный, с коричневым оттенком, при нагревании разлагается. Из раствора осаждается в виде черного гидрата MnO₂ nН₂O. Не проявляет амфотерных свойств в силу малой реакционной способности по отношению к воде, разбавленным кислотам НCl и H₂SO₄, азотной кислоте и щелочам в растворе. Типичный окислитель в растворе и расплаве, менее характерны свойства восстановителя.

Применяется для промышленного производства марганца, как деполяризатор в «батарейках» (сухих гальванических элементах), компонент минеральных пигментов, осветлитель стекла.

Уравнения важнейших реакций:

4MnO₂ = 2Mn₂O₃ + O₂ (530–585 °C)

2MnO₂ + 2H₂SO₄ (конц.) = MnSO₄ + O₂↑ + 2Н₂O (кипячение)

MnO₂ + 4HCl (конц.) = MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

MnO₂ + H₂SO₄ (гор.) + KNO₂ = MnSO₄ + KNO₃ + H₂O

MnO₂ + 2H₂SO₄ + 2FeSO₄ = MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

MnO₂ + 2KOH + KNO₃ = K₂MnO₄ + KNO₂ + H₂O (350–450 °C)

3MnO₂ + 3K₂CO₃ + KClO₃ = 3K₂MnO₄ + KCl + 3CO₂ (400 °C)

В природе самое распространенное соединение марганца – минерал пиролюзит.

Манганат калия К₂MnO₄. Оксосоль. Темно‑зеленый, плавится под избыточным давлением O₂. В растворе устойчив только в сильнощелочной среде. Зеленая окраска раствора отвечает иону MnO₄^2‑. Медленно разлагается при разбавлении раствора водой, быстро – при подкислении. Проявляет окислительно‑восстановительные свойства.

Качественная реакция – появление фиолетовой окраски при подкислении раствора. Промежуточный продукт при синтезе КMnO₄.

Уравнения важнейших реакций:

 

 

Получение: сплавление MnO₂ с сильными окислителями (KNO₃, КСlO₃).

Пермапгапат калия КMnO₄. Оксосоль. Красно‑фиолетовый (почти черный). При нагревании разлагается без плавления. Умеренно растворим в воде (интенсивно‑фиолетовая окраска раствора отвечает иону MnO₄^‑), гидролиза нет. Медленно разлагается в воде, серной кислоте, щелочах. Сильный окислитель в растворе и при сплавлении; в сильнокислотной среде восстанавливается до Mn^II, в нейтральной среде – до Mn^IV, в сильнощелочной среде – до Mn^VI.

Качественная реакция на ион MnO₄^‑ – исчезновение фиолетовой окраски раствора при восстановлении в кислотной среде.

Применяется как окислитель углеводородов до карбоновых кислот, реактив в фотографии, антисептик в медицине, средство для очистки газов и отбеливания тканей, твердый источник кислорода. Распространенный ок