Опыт 5. Гидролиз солей алюминия

В пробирку налить 2 мл дистиллированной воды и добавить 1-2 кристаллика или 2-3 капли раствора соли алюминия. Определить среду с помощью универсального лакмуса. Написать молекулярное и ионное уравнение первой ступени гидролиза. Почему гидролиз данной соли не идет до конца? Какие продукты получаются в результате реакции? Как можно уменьшить или усилить гидролиз этой соли?

 

Контрольные вопросы

1 Почему алюминий, являясь активным металлом, не реагирует с водой при обычных условиях?

2 Что такое пассивация металлов? Приведите примеры.

3 Может ли алюминий растворяться в водном растворе карбоната натрия? Объяснить.

4 Можно ли хранить кислые продукты в алюминиевой посуде? Объяснить.

5 Какие продукты образуются при сливании растворов нитрата алюминия и карбоната калия? Составить соответствующие уравнения реакций в молекулярном и молекулярно-ионном видах.

6 Написать молекулярные и молекулярно-ионные уравнения следующих превращений:

Al Al₂O₃ AlCI₃ Al(OH)₃ K₃[Al(OH)₆] Al(NO₃)

Al₂O₃

АЗОТ

Азот — элемент V группы главной подгруппы периодической системы. Атом азота на внешнем энергетическом уровне содержит пять электронов в состоянии s²p³. Поэтому высшая степень окисления равна +5, низшая —3.

Атом азота имеет следующее электронное строение:

N 1s²2s²2p³

В атоме азота три неспаренных электрона, поэтому он может проявлять валентность, равную трем. Из-за отсутствия d-подуровня на внешнем уровне его 2s-электроны распариваться не могут. Но эти 2s-электроны могут образовывать четвертую связь по донорно-акцепторному механизму.

Азот — типичный неметалл, по электроотрицательности уступает лишь фтору и кислороду.

Азот — бесцветный газ, без запаха и вкуса, немного легче воздуха, очень мало растворим в воде. В обычных условиях N₂ не способен вступать в соединения; исключение составляет литий, который медленно соединяется с азотом с образованием нитрида Li₃N. При нагревании азот реагирует со многими металлами и неметаллами, образуя нитриды.

Из нитридов наибольшее значение имеет нитрид водорода— аммиак NH₃. В лаборатории аммиак получают действием на соли аммония щелочей или нагреванием кристаллических солей аммония с гидроксидом или оксидом кальция:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2NH₃ +2H₂O.

Аммиак — бесцветный газ с резким раздражающим запахом, легче воздуха в 1,7 раза, очень хорошо растворим в воде

Аммиак обладает только восстановительными свойствами, что обусловлено степенью окисления азота. Большая растворимость аммиака в воде обусловлена образованием водородных связей между их молекулами. Однако помимо гидратов аммиака образуются ионы аммония и гидроксид-ионы:

NH₃ + HOH [NH₄]⁺ + [ОН]^-.

Гидроксид-ионы обусловливают щелочную реакцию раствора. При взаимодействии их с ионами NH₄ снова образуются молекулы NH₃ и H₂O, соединенные водородной связью; т. е. равновесие смещено влево, и большая часть аммиака содержится в растворе в виде молекул NH₃. Но водный раствор аммиака обычно обозначают NH₄OH и называют гидроксидом аммония, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют диссоциацией молекул NH₄OH:

NH₄OH NH₄⁺ + OH^-.

Концентрация гидроксид-ионов в растворе аммиака мала, поэтому гидроксид аммония относится к слабым щелочам.

С кислородом азот образует, несколько оксидов: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄, N₂O_5.

Оксид азота(I) N₂O — бесцветный газ со слабым приятным запахом, тяжелее воздуха, мало растворим в воде, лучше — в спирте, при нагревании легко разлагается на азот и кислород:

2N₂O = 2N₂ + O₂.

Оксид азота(II) N0 — бесцветный газ, ядовитый, немного тяжелее воздуха, малорастворим в воде, обладает как окислительными, так и восстановительными свойствами.

Оксид азота(IV) NO₂ — красновато-бурый, обладающий характерным запахом, очень ядовитый газ, NO₂ является сильным окислителем, хорошо растворяется в воде, при этом образуются две кислоты — азотная и азотистая:

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂.

Так как азотистая кислота неустойчива - 2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O, то практически взаимодействие идет по уравнению:

3NO₂ + H₂O = 2HNO₃ + NO.

В присутствии воздуха выделяющийся оксид азота(II) окисляется до оксида азота(IV). Поэтому весь NO₂ может быть практически переведен в азотную кислоту:

4NO₂ + 2H₂O + O₂ = 4HNO₃.

Оксид азота(III) N₂O₃, или азотистый ангидрид — темно-синяя жидкость. Очень нестоек, легко разлагается:

N₂O₃=NO + NO₂.

При растворении оксида азота (III) в воде образуется азотистая кислота

N₂O₃ + H₂O 2HNO₂.

Азотистая кислота известна лишь в разбавленных водных растворах, относится к кислотам средней силы, проявляет окислительные и восстановительные свойства; в первом случае она восстанавливается обычно до NO, во втором — окисляется в азотную кислоту.

Соли азотистой кислоты — нитриты — ядовиты, термически более устойчивы, чем нитраты, хорошо растворимы в воде (кроме AgNO₂).

Оксид азота(V) N₂O₅ — бесцветные, расплывающиеся на воздухе кристаллы. Неустойчив, медленно распадается:

2N₂O₅ = 4NO₂ + O₂.

При растворении в воде образует азотную кислоту:

N₂O₅ + H₂O = 2HNO₃.

Безводная азотная кислота — бесцветная, дымящая жидкость с температурой кипения 86 °С. При обычной температуре азотная кислота под действием солнечного света частично разлагается:

4HNO₃ = 4NO₂ +2H₂O + O₂.

Растворяясь в азотной кислоте, диоксид азота окрашивает ее в желтый цвет. Чтобы избежать этого частичного разложения, азотную кислоту хранят в склянках из темного стекла. По приведенному выше уравнению азотная кислота разлагается при кипячении. Чем концентрированнее кислота и чем выше температура нагревания, тем быстрее идет ее разложение.

Азотная кислота является сильной кислотой и энергичным окислителем. По мере разбавления азотной кислоты ее окислительные свойства ослабляются, а кислотные усиливаются. Поэтому реакции многих металлов с разбавленной азотной кислотой протекают с вытеснением водорода, который расходуется на дальнейшее восстановление избытка азотной кислоты до смеси различных продуктов ее восстановления.

Степень восстановления азотной кислоты зависит от ее концентрации и активности восстановителя. Чем сильнее разбавлена азотная кислота, тем дальше идет ее восстановление.

Металлы, находящиеся в ряду напряжения после водорода, восстанавливают концентрированную азотную кислоту до NO₂, а разбавленную — до NO. Более активные металлы (Zn, Mg, Ca и др.) восстанавливают концентрированную азотную кислоту до N₂O, а сильно разбавленную — до NH₃, который с избытком кислоты образует соли аммония.

Металлы средней активности (Fe, Ni, Sn и др.) взаимодействуют с разбавленной азотной кислотой, восстанавливая ее до N0.

Такие металлы, как Аu, Pt, Jr, Rh, Nb, Та, W, с азотной кислотой не реагируют.

Чистое железо, алюминий и хром не растворяются в концентрированной азотной кислоте из-за пассивирования — образования на поверхности металла тонкой защитной пленки оксида.

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот. Например:

3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO;

В + 3HNO₃ = Н₃ВО₃ + 3NO₂.

Она также взаимодействует с органическими соединениями. Нитрованием последних получают красители, взрывчатые вещества, лекарства.

Соли азотной кислоты — нитраты, твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, большинство из них — бесцветные, за исключением нитратов меди, никеля, кобальта и др.

Нитраты при нагревании разлагаются, причем продукты разложения могут быть разными, в зависимости от положения металла соли в электрохимическом ряду напряжений. Соли металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния, при разложении образуют нитриты и кислород; от магния до меди — оксиды металла, NO₂ и кислород; после меди — свободный металл, NO₂ и кислород.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА