(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 – 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 CrIII проявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у CrII, неметаллические (кислотные) – у CrVI; 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 CrO42-), незначительно гидролизуется по аниону. В кислотной среде переходит в К2Cr2O7. Окислитель (более слабый, чем К2Cr2O7). Вступает в реакции ионного обмена.
Качественная реакция на ион CrO42- – 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
2К2CrO4(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↓
2BaCrO4(т) + 2HCl (разб.) = ВаCr2O7(р) + ВаCl2 + Н2O
Получение: спекание хромита с поташом на воздухе:
4(Cr2FeII)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 Cr2O72-). 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 – 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 MnII – оксид и гидроксид – проявляют основные свойства, соединения MnIII и MnIV – амфотерные свойства, для соединений MnVI и MnVII характерно почти полное преобладание кислотных свойств. Марганец образует многочисленные соли и бинарные соединения.
