Оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства

Соединения алюминия

Al₂O₃ – твердое вещество белого цвета, тугоплавкое. Не реагирует с водой и не растворяется.

Типичный амфотерный оксид, поэтому реагирует с кислотами и щелочами.

Al₂O₃ + 6 HCl = 2 AlCl₃ + 3 H₂O

При сплавлении образуется метаалюминат натрия:

Al₂O₃ (тв)+ 2 NaOH (тв) ^t→ 2 NaAlO₂ + H₂O,

В растворе щёлочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:

Al₂O₃ + 2 NaOH + 3 H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Алюминаты неустойчивы и даже при слабом подкислении разрушаются:

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃ + NaHCO₃

Al(OH)₃ – белое вещество, нерастворимое в воде, амфотерный гидроксид.

Получают косвенно реакцией обмена между солью алюминия и щелочью:

AlCl₃ + NaOH (по каплям)= Al(OH)₃ ↓ + 3 NaCl

Взаимодействует с кислотами и щелочами.

Al(OH)₃ + 3 HCl = AlCl₃ + 3 H₂O

В растворе: Al(OH)₃ + NaOH (избыток) = Na[Al(OH)₄]

или Al(OH)₃ + 3 NaOH = Na₃[Al(OH)₆]

В расплавах: Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

 

 

33. Свойства некоторых соединений металлов
побочных подгрупп

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 Fe₂O

₃. 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 Fe

₂O₃ или Fe₃O₄. Оксид Fe₂O

₃ 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 Н₂

FeO₄:

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 кислот являются

сильными окислителями. При действии на растворы солей Cr²⁺ щелочей

выпадает малорастворимое основание Cr(ОН)₂, являющееся (как и соли

Cr²⁺) сильным восстановителем. Cr(ОН)₂ уже на воздухе

окисляется до Cr(ОН)₃, который представляет собой зеленовато-серый

студенистый осадок. Cr(ОН)₃ – амфотер, при взаимодействии со

щелочами образует гидроксохромиты типа Mn[Cr(OH)_n+3] (n=1,

2, 3 и растет с увеличением концентрации щелочи). При прокаливании эти соли

обезвоживаются и переходят в безводные хромиты, являющиеся солями не

выделенной в свободном состоянии хромистой кислоты НСrO₂.

Хромиты образуются также при сплавлении Cr₂O₃ или Cr(ОН)

₃ со щелочами или основными оксидами. При растворении Cr(ОН)₃ в

кислотах образуются соответствующие соли Cr³⁺.