ПОДЕЛИТЬСЯ С ДРУЗЬЯМИ:
Алюминий
Второй элемент группы III А – алюминий. Поскольку атомный радиус алюминия больше, чем у алюминия, энергия ионизации меньше, поэтому металлические свойства алюминия сильнее, чем у бора. является амфотерным элементом. Соединения А1 встречаются в природе.. — боксит (корунд), Ме [2si2o8; Me5 [AL2Si2O 10 ] ; KAI 2 [AISi3 O10 ] (OH)2 – мусковит, ( NA, k)2 [AL2 Si2 O8 ] – нефелин, AI4 [SI4 O10] (OH)8 – каолинит, Na3 [AIF6]-кролит. Это 5,5% от общего количества ИИ в сухопутном постлоге. в природе встречается только сложный праздник.
Доступно. Алюминий, в основном боксит AL2 o3. Получают из H2o электролизом. Фториды CaF3, MgF3, AIF3 добавляют для снижения температуры ожижения бокситов, процесс электролиза протекает следующим образом;
A1 2 o 3 – AI + +AIO-33 (ожижение)
На катоде: AI+3+3e-AI0
На аноде: 4AIO-3 3 – 12e-2AI2o3+o0
Мост электролизера действует как катод. В нем алюминий выделяется в жидком состоянии. (Т жидкости = 66°С). На графитовом аноде выделяется кислород, который окисляет графит до оксидов углерода.
Характеристики Ай-ок, серебристый, пластичный (мягкий), хороший проводник легкого электричества, металл, окисляющийся на воздухе. По химическим свойствам он прямо отличается от щелочноземельных металлов активностью, но считается пассивным металлом из-за образования на его поверхности оксидной пленки. AI — Metallasma входит в ракшу:
2АИ + 3 СИ 2 = 2 АЛСИ 3
Щелочные металлы, такие как алюминий, обладают свойством образовывать гидриды, не содержащие простых и сложных гидридов.
2АИ+Н2 =2АИН
AISI 3 + 4 LIN = LI [AI N 4] +3 LISI
3 LI [ AIN 4] + AISI 3 = 4 AIN 3 = 3 LISI
AIN 3 + NAH = NA [AIH 4]
NA [AIH 4 ] = 2 NAH = NA 3 [AIH 6]
Алюминий реагирует как с кислотами, так и с основаниями из-за своей амфотерной природы.
2AI+6HCI=2AICI3+3H2
2AI+2NAOH+2H2O=2NAAIO3+3H
Он также образует катионный комплекс и ионный комплекс:
2АИ +6Н+6Н2О=2[АИ(ОН2)6]3++3Н2, е0 = — 1,66 Б
2Al+ 6H2O + 6OH-= 2[Al(OH)6]3 + 3H2, E= -2B
2Al + NAOH + 6H2O = 2NA 3 [Al(OH) 6 ]+3H2
Образовавшийся комплекс называется солью гексагидроксиалюмината натрия. Al-металл легче реагирует со щелочами, чем с кислотами, потому что значение потенциала окисления алюминия в кислой среде больше, чем в щелочной среде. Если верхний оксидный слой алюминия удалить острым инструментом или путем формирования амальгамы, алюминий быстро растворяется в воде.
2ai+6h2o——-à2ai(oh)3+3h2
При воздействии на алюминий азотной и серной кислот на его поверхности образуется оксидная пленка, которая выполняет роль защитного слоя, поэтому металлический алюминий труднее реагирует с этими кислотами, в холодных растворах он не реагирует.
Оксид алюминия-AI2O3 — белое, нерастворимое в воде вещество. Он существует в аморфном и кристаллическом состоянии, растворяется в кислотах и щелочах. Вещество, устойчивое к высокой температуре.В природе называется АИ203-боксидом.Часто получается при термическом разложении АИ(0Н)3.
2AI(0H)3 —а AI2O3 + 3H2o
AI2O3, полученный этим методом, называют глиноземом. Оксид алюминия растворим в кислотах и щелочах благодаря своей амфотерной степени окисления:
AI2O3+3H2SO 4 = AI2 ( SO4 )3 + 3H2O (СТАНОВИТСЯ ТВЕРДЫМ)
AI2 O 3 + 2NAOH= 2NaA IO2 + H2O (ЛЕГКО БЫТЬ)
NaAAOI2 + 2H2O = NA [AI(OH) 4 ]
Гидроксид алюминия - AI(OH)3 – амфотерное белое аморфное вещество, нерастворимое в воде (PH=7). Но если среда раствора резко меняется, он растворяется под действием (Ph<7) кислот и (Ph>7) щелочей.
AI(OH)3 + 3HCl= AICl3 + 3H2O
AI(OH)3 +3H+—à AI 3 + + 3H2O = [ AI(H2O) 6] 3+
AI(OH) 3 + NaOH= NA { AI(OH) 4 ]
AI(OH)3 + OH- → [AI(OH)4]-
Все нерастворимые в воде гидроксиды, например гидроксид алюминия и соли алюминия, получают действием щелочи:
AICI 3 + 3NAOH = AI (OH) 3 → +3 NACI
Реагенты, взятые для реакции, должны находиться в строго эквимолярном соотношении соль:щелочь = 1:3. Эта реакция протекает следующим образом. При растворении солей AI - в воде ион AI3+ находится в гидратированной форме [AI(H2O)6 ] 3= и этот ион участвует в реакции:
[АИ(Н2О)6]3++ ОН- = [АИ(Н2О) 5 ОН]2++Н2О
[АИ(Н2О)5ОН] 2 ++ ОН- = [АИ(Н2О) 4 )ОН]2++Н2О
[AI(H2O)4(OH)2 ] ++ OH- = [AI(H2O)3(OH)3]+H2O
Полученное соединение [А3(ОН)2-(Н3О)3 имеет полимерную структуру и соответствует составу А2(ОН)3-ХНXNUMXО, может быть объяснено следующим общим (схематическим) уравнением.
N[AI(OH2)6]3= à [AI(OH)3]n à n[AI(oh)6]3-
[H3AI3] нет
В этом уравнении кристаллы алюминия гидратируются преимущественно из кислых (pH<7) растворов;
АИ2(SO4)3. 18H3O, AI(NO3)3. 9H2O, AICl3. получается 6Н2О. Из растворов получают щелочные (pH>7), различные алюминатные соли NA [Al(OH)4(H2O) 2], NA3 [Al(OH)6].
Соли алюминия гидролизуются, реакции гидролиза протекают стадийно. Рассмотрим это на примере соли AI2(SO4)5:
Шаг 1: H2O
[Al(H2O)6]+3 → [Al(OH)(H2O)5]2+ + (Ph<7)
Образовавшийся комплексный ион - пентакаво-гигроксаалюминат-ион продолжает гигролизоваться в зависимости от рН, температуры и концентрации соли в растворе.
Этап II:
H2o
[Al(OH)(H2O)5]2+ à [AI(OH)2(H2O)4] + + H= (Ph<7)
Фаза III:
H2o
[АИ(ОН)2(Н2О)4]+ → [АИ(ОН)3(Н2О)3] + Н+
Но последняя стадия протекает на очень низком уровне Обычно гидролиз останавливается на I-II стадиях, и гидроксосоли алюминия: [AI(OH)(H2O)5]SO4 ; Образуется [AI(OH)2(H2O)4]2SO4. Если гидролиз был полным, AI(OH)3 . x H2O образует вещество, почти нерастворимое в воде. Но AI 3= большинство солей образуют прозрачные растворы. Причина этого в том, что гидролиз солей алюминия не идет до конца.
Обезвоженная форма гидроксида алюминия используется в качестве адсорбента в технике «алюминиевый гель». Причиной механической и химической стабильности алюминиевого геля является
АИ (ОН) 3 . x в H2O (> AI – O à AI <) 'оксол'
|
H
Его связи очень устойчивы под воздействием температуры (> AI – O à AI <) — превращаются в «оксальные» связи.
Алюминиевый ряд производит гидрокси, промежуточные и двойные соли. Из них хорошо растворимы в воде галангаловые, сульфатные, нитратные и ацетатные соли.
Применение соединений алюминия. Встречающаяся в природе кристаллическая форма оксида алюминия AI2O3 называется корундом. Мелкий корунд, смешанный с песком, называется джилвир. Кристаллы корунда с небольшой добавкой хрома называются рубинами.
Алюминий широко используется в авиационной промышленности. 2/3 самолетов сделаны из алюминия и алюминиевых сплавов, поэтому алюминий еще называют металлом крыла. Кабели и провода изготавливаются из алюминия Масса алюминиевых изделий, имеющих очень близкую к меди электропроводность, в два раза легче, чем у медных изделий.
Поскольку алюминий не подвергается коррозии, из него изготавливают различные детали в машиностроении, тару для перевозки азотной кислоты. Кузова автобусов, троллейбусов и вагонов изготавливаются из алюминия. В пищевой промышленности из алюминия изготавливают различную посуду и чайники.
Алюминий и его сплавы также используются в военной области в танкостроении, артиллерии, взрывчатых веществах, осветительных и зажигательных снарядах.
Чтобы железные предметы не подвергались коррозии, их поверхность покрывают серебристой краской из алюминиевой пудры.
В металлургии многие металлы извлекаются из алюминия. Он удаляет кислород из оксидов большинства металлов.Процесс восстановления металлов из их оксидов с помощью алюминия называется алюминотермией:
2AI + Cr2O3 → AI2O3 + 2Cr
Хром , марганца, ванадия, титана и других металлов из их оксидов метод алюминотермии применяют для получения специальных сталей. Если алюминиевый порошок ФЭ 3 О 4 смешать с железной сажей в эквимолярных пропорциях и нанести на металлическую (железную) проволоку, образуется электрод для электросварки. Сплав на поверхности металла называется термит. При электросварке протекает следующая реакция.
8 AI + 3 FE 3 O 4 à 4 AI 2 O 3 + 9 FE.
В этой реакции выделяющееся тепло в количестве ^ Н= — 3300 кДж приводит к тому, что железная проволока становится жидкой и оседает на поверхность другого железного предмета.
ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ.
Хром — Cr (Z = 24) — элемент группы Vi b, в состав которого также входят Mo (молибден) и W (5d 4 6s 2). Эти металлы называются коррозионностойкими (Cr) и тугоплавкими металлами (Mo и W), потому что они химически пассивны и сжижаются при высоких температурах. Поскольку свойства соединений схожи и широко используются, мы сосредоточимся только на вкладе хрома и его соединений.
Хром проявляет различные физические и химические свойства. Причина, по которой они отличаются или похожи на другие d-металлы, объясняется положением элемента хрома в периодической системе и электронной структурой его атома.
-3e 0 -3e +6 0 0
Cr 0 ( Ar ) 3 D 5 4s à cR 3 + ( Ar ) 3D 3 4s à Cr ( Ar ) 3D 4S
0
Видно, что число нечетных электронов в металлическом (атоме) хроме (Cr) равно 6, больше, чем во всех других элементах. поэтому сплавы хрома обладают магнитными свойствами. При переходе к соединениям Cr3+ число нечетных электронов уменьшается, но магнитные (парамагнитные, ферромагнитные) свойства не исчезают, а поскольку в ионе Cr3+ увеличивается число основных орбиталей 4s, 4p, 3d-, его комплексообразование и увеличивается количество соединений октаэдритного строения. Cr6+ не имеет нечетных электронов, поэтому не обладает магнитными свойствами, аксариатные соединения образуют тетраэдрическое соединение за счет sp3-гибридизации.
Встреча на природе. Этот металл в основном встречается в оксидных соединениях Fe(Cro 2 ) 2-хромита, хромового железняка: PbCro4 – крокен.
Доступно. а) хром в основном получают алюминотермическим методом:
Cr 2 O 3 + 2AI =2Cr+ AI2 O 3 ^ G 298 = -510 кДж \ моль
-
б) в большинстве случаев хром извлекают из сплава железа с хромитовым брикетом - хромитом, который обрабатывают углеродом в электропечи:
t
Fe (CrO 2 ) 2 + C == Fe + 2Cr + 4 CO
Распространенные соединения: в серии Cr-Mo-W твердость и огнеупорность этих металлов не имеют себе равных. Причина этого в том, что устойчивость ковалентной связи Me-Me в кристаллической решетке металлов повышена за счет d-электронов. При этом химическая активность этих элементов снижается. Это повышает их коррозионную стойкость.
Свойства металлов группы хрома.
Элемент свойств |
Кр ( г = 24 ) |
Мо ( г = 42 ) |
Вт ( г = 74 ) |
Внешняя электронная структура |
3d5 4 с1 |
4d5 5s1 |
5d4 6s2 |
Плотность, г/см3 |
7,2 |
10,2 |
19,3 |
Атомный радиус, А |
1,17 |
1,37 |
1,40 |
Е+ радиус, А |
0,35 |
0,65 |
0,65 |
t жидкости 0 С |
1890 |
2620 |
3380 |
т береза 0 С |
3390 |
4800 |
5900 |
Электрическая проводимость |
7,1 |
20,2 |
19,3 |
Распространение наземного постлога (в %) |
2 * 10-2 |
3 * 10-4 |
1 * 10-4 |
Характерная степень окисления |
0;(+2); +3; +6 |
0;+2;=4;+6 |
Хром растворяется в HCl и разбавленных растворах H 2 SO 4:
Cr = H 2SO 4 = Cr SO 4 + H2 а
Концентрированные HNO 3 и H 2 SO 4 пассивируют хром. Причина – образование на его поверхности оксидной пленки Cr2 o 3 .
Очень тонкий Cr окисляется под действием кислорода и не содержит соединений Cr(II), Cr(III) и Cr(VI) в виде оксидов, оксидов, кислот, гидроксидов, солей и комплексных соединений.
Оксиды. Cr(OH)2 (основной), Cr(OH)3 (амфотерный) и H2CrO4 (хромовая кислота). Видно, что по мере увеличения степени окисления хрома в соединениях ослабевает основное свойство и возрастает кислотное свойство: Sk(OH)2 + H2SO4= КрSO4 + 2H2O (реагирует только с кислотой). Cr 2 o 3 и Cr(OH) 3 – амфотерные вещества, Cr 2 o 3 растворяется в кислотах и щелочах:
Cr2O3 + 6HCl= 2CrCl3 +3H2O
Cr2O3 + 6NAOH (кратно) = Na3 CrO3 + 3H2O
Амфотерность Cr(OH):
[Н+] [Н+]
[Cr(H2O)6]3+ (раствор) → Cr(OH)3( раствор) →
[ОЙ]
H3CrO3
[Cr(OH)6]3-(раствор)
Соединения Cr(II) являются восстановителями. Его окислительный потенциал (E 0 = — 0,4 В) допускает быстрое окисление в водных и кислых растворах.
CrCl2 + 2H2O= 2Cr(OH)Cl2+H2
4[Cr(H2O)6+2 O2 +4H+= 4[Cr(H2O)6]3+2 H2O
Соединения Cr (II) имеют разную окраску в зависимости от их состава. Это также относится к его комплексным соединениям и кристаллическим веществам. Аквакомплексный ион [Cr (H 2 O ) 6 ] 3 = голубовато-фиолетовый, тогда как CrCl3 6H 2 O имеет фиолетовый цвет.
К числу распространенных соединений хрома (III) относятся сульфатированные двойные соли — хромовые горечи.
Улатга К2 СО 4 . Cr2(SO4)3. 12H2O (хромит калия), (NH4)2SO4. Примером может служить Cr2 (SO4) 3 6 H2O (хромово-аммонийный каустик). Они образуются и разделяются в растворе по следующей реакции.
K 2 SO 4 + Cr 2 ( SO 4 ) 3 + 12 H 2 O знак равно K 2 SO 4 . Cr2(SO4)3. 12 Н2О
Эти соли, как и другие нитраты, хлориды и ацетаты хрома, отличаются хорошей растворимостью в воде. Они гидролизуются в водных растворах и в процессе плавления. Поскольку образующиеся ионы гидроксида хрома являются слабым основанием, в большинстве случаев эти растворы имеют кислую среду (pH<7).
Cr(NO3)3 + 6H2O → [Cr(OH)(H2O)5](HO3)2 +HNO3
Cr=3 + 6H2O → [Cr (OH) (H2O) 5]2 + H +
Образовавшийся гидроксопентааквахром (II) представляет собой комплексный ион, а его структура представляет собой димер или полимерный ион. ОН- и анионы кислотного остатка выполняют роль мостиков между ионами Cr 3+ . Использование соединений Cr(III) в качестве добавок в кожевенной промышленности основано на образовании таких комплексных соединений. В них молекулы воды часто замещаются аминокислотным остатком коллагена, входящего в состав кожи, а образующийся комплекс хрома играет роль связующего, сшивающего ткани кожи, резко повышающего ее прочность, обеспечивающего кожа превращается в кожу.
Карбонатные и сульфидные соли хрома (III) в твердом виде не существуют. Потому что при их экстрагировании эти соли образуются в растворе и быстро гидролизуются с образованием газов Cr(oh)3 и CO2 или H2S.
2CrCl3 + 3Na2S+6H2O = 2Cr(OH)3 (осадок) = 3H2S (газ) + 6NACl
2Cr+ 3+ 3S2 -+ = 2Cr(OH)3 (осадок) = 3H2S (газ)
Соединения хрома + 6 степени окисления Cro 3 представляет собой кристаллическое вещество красного цвета, плохо растворимое в воде, хорошо растворимое в серной кислоте и обладающее окислительными свойствами. Раствор серной кислоты называют хромовой. H 2 CrO 4 (хромовая) или H 2 Cr 2 O 7 (бихроматная) кислоты растворяются в растворе. Поэтому CrO3 также называют хроматным ангидридом.
Н 2 О + CrO 3 = H 2 CrO 4
Хромовая кислота является умеренно сильной кислотой, которая ионизируется.
H2CrO4 → H+HCrO4 K1= 2*10-1
H2CrO4 → H+HCrO4-2 (хромат-анион)
Хромат- и дихромат-ионы NA+, K+, NH 44 + ионы образуют соли, хорошо растворимые в воде. Растворы этих солей обладают сильными окислительными свойствами:
K2cRo7 + 3 na2 so3 + 4h2so4=cR2(so4)3+ k2so4+4h2o+2na2so4
Окислитель 2Cr+6 + 2* 3e à 2Cr+3 6 1
Обратимый S+4 – 2e на S+6 2 3
Окислительные свойства иона Cr(VI) в растворах обычных кислот
Cr 2 O 7-2 + 14H = = 6 YO à Cr =3 = 7 H2O ( E0 =+1,33 В)
Это объясняется реакцией. В водных растворах хроматы превращаются в дихроматы (и наоборот). Это зависит от среды (pH) раствора. если к (желтому) раствору хроматов добавить растворы кислот (pH<7), то он превращается в красновато-желтый раствор (Cr 7 0 7 -2). Если к раствору бихромата добавить H 2 O (много) или раствор щелочи, он становится бледно-желтым, в котором Cro 12 4
2 CrO 2 4 + 2H + = Cr2 O 2 7 + H 2O
2CrO 2 7 + 2H + = 2Cr2 O 4 2 + H 2O
2 CrO 2 образует с ионами Va(II), Pb(II), Ag(i) желтые, желто-красные осадки. Используется как качественная реакция на хромат и ионы Va(II).
Va2 + = 2 CrO 2 4- = Va Cro 4
Если из растворов хроматов увеличить количество ионов Н=- (кислота), то помимо бихроматов образуются трихроматы (К 2 Сг 3 о 10) и тетрахроматы (К 2 Сг 4 О13). Особенность этих соединений в том, что CrO 2 имеет 4-групповое тетраэдрическое строение, и они образуют тримерные и тетрамерные вещества, соединяясь через противоположные атомы кислорода.
Хром и его соединения используются в следующих областях. Сплавы с консервантами хрома используются в отпуске специальных коррозионно-стойких сталей. То есть хром выступает в роли легирующего металла. Хромированные детали устойчивы к механическому износу и служат долго. Соли Cr(III) используются в качестве добавок в кожевенно-меховой промышленности, а соединения Cr(VI) – в качестве окислителей. Все соединения хрома токсичны!
Железо и его соединения.
Элементы VIII V группы таблицы Менделеева сильно отличаются от всех остальных групп по строению и расположению элементов в ней. Поскольку элементы, включенные в эту группу, демонстрируют горизонтальное сходство, а не вертикальное сходство, 9 элементов разделены на три семейства, т. е. триады.
Они следующие: триада железа (Fe, Co, Ni), триада палладия (Ru, Rh, Pd) и триада платины (Os, Ir, Pt). Из этих триад мы познакомимся с элементами семейства железа.
Распространение в природе. Из элементов семейства железа в природе встречается только железо (небесные тела) в свободном виде (метеориты). После алюминия железо является наиболее распространенным элементом в природе и существует в виде оксидов и сульфидов: Fe3 o 4 e (магнитный изумруд), Fe 2 o 3 (красный железняк), 2 Fe 2 O 3 #h2o (коричневый железняк). CO 3 (железо со шпатом), FeS 2 (железный колхеден или пирит).
Доступно. При переходе от оксидов сульфида железа к оксидам оксиды извлекаются с использованием коксового газа CO:
4 FeS2 + 11O 2 = 2Fe2 O3 + 8 SO2
3 Fe 2 O 3 + С = 2Fe3O4 + СО
Fe 3O 4 + 4 СО = 3 Fe + 4 СО 2
Элемент свойств |
Fe (Z=26) |
Ко ( Z = 22 ) |
Ni (Z=28) |
Электронная формула |
(Ар)3d6 4s2 |
(Ар)3d7 4s2 |
(Ар)3d8 4s2 |
Атомный радиус, А |
1,26 |
1,25 |
1,24 |
р-ион e+2,AЕ+5, А |
0,800,67 |
0,780,64 |
0,74- |
t 0 кипятить 0C |
1539 |
1493 |
1453 |
t 0 кипятить 0C |
2870 |
3100 |
2900 |
Плотность, г/см 3 |
7,87 |
8,84 |
8,91 |
Е, v(e-2eàE=2) |
-0,44 |
-0,277 |
-0,250 |
Распространение в земной коре, ат. % |
1,5 |
1 * 10-9 |
3 * 10-9 |