Файл: Билеты по общей и неорганической химии для студентов 125Ф3 озо (20222023учебный год) Билет 1.docx
ВУЗ: Не указан
Категория: Не указан
Дисциплина: Не указана
Добавлен: 07.11.2023
Просмотров: 315
Скачиваний: 2
ВНИМАНИЕ! Если данный файл нарушает Ваши авторские права, то обязательно сообщите нам.
СОДЕРЖАНИЕ
й одоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1
й одноватая кислота (HIO3) степень окисления +5
й одная кислота (HIO4) степень окисления +7
й одоводород, йодоводородная кислота (HI) степень окисления -1
йодноватистая кислота (HIO) степень окисления +1
й одноватая кислота (HIO3) степень окисления +5
алюминияв основном состоянии:
+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p
Электронная конфигурация алюминияв возбужденном состоянии:
+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p
Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.
Алюминий – лёгкий металл серебристо - белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.
Температура плавления 660оС, температура кипения 1450оС, плотность алюминия 2,7 г/см3.
Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной перера-ботки.
Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространен-ности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре — около 8%.
В природе алюминий встречается в виде соединений:
Бокситы Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)— гидрат оксида алюминия.
Корунд Al2O3. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.
Способы получения:
Алюминийобразует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970оС) Na3AlF6, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:
Al2O3 → Al3+ + AlO33-
На катоде происходит восстановление ионов алюминия:
Катод: Al3+ +3e → Al0
На аноде происходит окисление алюминат-ионов:
Анод: 4AlO33- — 12e → 2Al2O3 + 3O2
Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:
2Al2O3 → 4Al + 3O2
Лабораторный способполучения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:
AlCl3 + 3K → Al + 3KCl
Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадокгидроксида алюминия.
Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl
При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Если поместить соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:
AlCl3
+ 4NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.
AlCl3 + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4+
Характерная степень окисления алюминия +3
Типичные соединения алюминия
соли:
Химические свойства алюминия
1. Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.
1.1. Алюминий реагируют с галогенамис образованием галогенидов:
2Al + 3I2 → 2AlI3
1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:
2Al + 3S → Al2S3
1.3. Алюминий реагируют с фосфором. При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:
Al + P → AlP
1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:
2Al + N2 → 2AlN
1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:
4Al + 3C → Al4C3
1.6. Алюминий взаимодействует с
кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Алюминий с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимо-действует из-за образования оксидной пленки. Но если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водойочень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:
2Al0 + 6H2+O → 2Al+3(OH)3 + 3H20
Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):
3HgCl2 + 2Al → 2AlCl3 + 3Hg
2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфор-ной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.
Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминияи вода:
2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.
Сразбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекуляр-ного азота:
10Al + 36HNO3 (разб) → 3N2 + 10Al(NO3)3 + 18H2O
При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:
8Al + 30HNO3(оч.разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
2.5. Алюминий –
амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ↑
Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:
2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2 ↑
Эту же реакцию можно записать в другом виде
2Al + 6NaOH → 2NaAlO2 + 3H2↑ + 2Na2O
2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы изоксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.
Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II).Реакция очень экзотермическая:
2Al + 3CuO → 3Cu + Al2O3
Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):
8Al + 3Fe3O4 → 4Al2O3 + 9Fe
Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):
2Al + 3Na2O2 → 2NaAlO2 + 2Na2O
8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O → 8K[Al(OH)4] + 3NH3
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 → 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O
2Al + NaNO2 + NaOH + 5H2O → 2Na[Al(OH)4] + NH3
Al + 3KMnO4 + 4KOH → 3K2MnO4 + K[Al(OH)4]
4Al + K2Cr2O7 → 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3
+13Al 1s22s22p63s23p1 1s 2s 2p 3s 3p
Электронная конфигурация алюминияв возбужденном состоянии:
+13Al* 1s22s22p63s13p2 1s 2s 2p 3s 3p
Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.
Алюминий – лёгкий металл серебристо - белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.
Температура плавления 660оС, температура кипения 1450оС, плотность алюминия 2,7 г/см3.
Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной перера-ботки.
Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространен-ности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре — около 8%.
В природе алюминий встречается в виде соединений:
Бокситы Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3)— гидрат оксида алюминия.
Корунд Al2O3. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.
Способы получения:
Алюминийобразует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970оС) Na3AlF6, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:
Al2O3 → Al3+ + AlO33-
На катоде происходит восстановление ионов алюминия:
Катод: Al3+ +3e → Al0
На аноде происходит окисление алюминат-ионов:
Анод: 4AlO33- — 12e → 2Al2O3 + 3O2
Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:
2Al2O3 → 4Al + 3O2
Лабораторный способполучения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:
AlCl3 + 3K → Al + 3KCl
Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадокгидроксида алюминия.
Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:
AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl
При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Если поместить соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:
AlCl3
+ 4NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl
Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.
AlCl3 + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓ + 3NH4+
Характерная степень окисления алюминия +3
Типичные соединения алюминия
-
оксид алюминия Al2O3 прозрачный: корунд или шпинель; красного цвета: рубин; синего цвета: сапфир, топаз, лейкосапфир; -
гидроксид алюминия Al(OH)3
соли:
-
нитрат алюминия Al(NO3)3 -
сульфат алюминия Al2(SO4)3 -
алюминат натрия NaAlO2 -
сульфид алюминия Al2 S3 -
карбид алюминия Al4C3 -
нитрид алюминия AlN
Химические свойства алюминия
1. Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.
1.1. Алюминий реагируют с галогенамис образованием галогенидов:
2Al + 3I2 → 2AlI3
1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:
2Al + 3S → Al2S3
1.3. Алюминий реагируют с фосфором. При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:
Al + P → AlP
1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:
2Al + N2 → 2AlN
1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:
4Al + 3C → Al4C3
1.6. Алюминий взаимодействует с
кислородом с образованием оксида:
4Al + 3O2 → 2Al2O3
2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:
2.1. Алюминий с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимо-действует из-за образования оксидной пленки. Но если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водойочень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:
2Al0 + 6H2+O → 2Al+3(OH)3 + 3H20
Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):
3HgCl2 + 2Al → 2AlCl3 + 3Hg
2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфор-ной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.
Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминияи вода:
2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.
Сразбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекуляр-ного азота:
10Al + 36HNO3 (разб) → 3N2 + 10Al(NO3)3 + 18H2O
При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:
8Al + 30HNO3(оч.разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
2.5. Алюминий –
амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ↑
Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:
2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2 ↑
Эту же реакцию можно записать в другом виде
2Al + 6NaOH → 2NaAlO2 + 3H2↑ + 2Na2O
2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы изоксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.
Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II).Реакция очень экзотермическая:
2Al + 3CuO → 3Cu + Al2O3
Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):
8Al + 3Fe3O4 → 4Al2O3 + 9Fe
Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):
2Al + 3Na2O2 → 2NaAlO2 + 2Na2O
8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O → 8K[Al(OH)4] + 3NH3
10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 → 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O
2Al + NaNO2 + NaOH + 5H2O → 2Na[Al(OH)4] + NH3
Al + 3KMnO4 + 4KOH → 3K2MnO4 + K[Al(OH)4]
4Al + K2Cr2O7 → 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3