![]() |
|
|
Химия. Решение задачой реакцией на щелочноземельные металлы является окрашивание ими пламени: Са2+ — окрашивает пламя в темно-оранжевый цвет; Sr2+ — в темно-красный; Ва2+ — в светло-зеленый. АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Электронная конфигурация атома: [Ar]3s23p1. Степень окисления: +3. Физические свойства. Алюминий — серебристо-белый, легкий металл, обладающий высокой тепло- и электропроводимостью. Поверхность металла покрыта тонкой, но очень прочной пленкой оксида А1203, которая препятствует взаимодействию с водой, концентрированными HN03 и H2S04, хотя взаимодействие возможно при удалении пленки в бескислородной среде. Получение. Электролиз расплава оксида А1203 в присутствии криолита Na3AlF6: 2А1203 « 4А1 + 302. Химические свойства: 1. Если с поверхности алюминия удалить за- щитную пленку А1203, то металл взаимодейст- вует с водой: 2А1 + 6Н20 = 2А1(ОН)3 4- ЗН2Т. 2. Алюминий горит на воздухе, выделяя боль- шое количество теплоты: 2А1 4- 3/202 = А1203. Большое сродство алюминия к кислороду нашло применение в алюмотермии (восстановлении металлов из их оксидов металлическим алюминием): Сг203 4- 2А1 = 2Сг + А1203. 3. Алюминий реагирует с галогенами, при на- гревании - с серой, азотом и углеродом: 2А1 + ЗС12 = 2А1С13, 2А1 + 3S = A12S3, 2А1 + N2 - 2A1N, 4А1 + ЗС = А14С3. Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются: A12S3 + 6Н20 = 2Al(OH)3i + 3H2St, А14С3 4- 12Н20 - 4А1(ОН)31 4- 3CH4t. 4. Алюминий легко растворяется в соляной кислоте и в разбавленной серной кислоте: 2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + 3H2t, 2А1 + 3H2S04 = A12(S04)3 + ЗН2Т. В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II): Al + 4HN03 = A1(N03)3 + NOt + 2Н20. При нагревании алюминий способен восстанавливать концентрированные серную и азотную кислоту без выделения водорода: 2А1 + 6H2S04 (ковц, = A12(S04)3 + 3SO Т + 6Н20 Al + 6HNO3 (конц, = A1(N03)3 + 3NOJ + 3H20. Алюминий растворяется в растворах щелочей: 2А1 + 2NaOH + 6Н20 - 2Na[Al(OH)J + ЗН2Т. Оксид алюминия. В лаборатории оксид алюминия получают прокаливанием его гидроксида: 2А1(ОН)3 - А1203 + ЗН20. Оксид алюминия с водой не взаимодействует, но растворяется в кислотах и щелочах: А1203 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН20, А1203 + 2NaOH + ЗН20 = 2Na[Al(OH)J. При сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов он образует метаалюминаты: А1203 + Na2C03 = 2NaA102 + C02t. А1203 + 2NaOH = 2NaA102 + Н2ОТ. Гидроксид алюминия. А1(ОН)3 — белое студенистое вещество, нерастворимое в воде, обладающее амфотерными свойствами. Гидроксид алюминия получается обработкой солей алюминия щелочами и гидроксид ом аммония: А1Вг3 + ЗКОН = А1(ОН)31 + ЗКВг. В первом случае необходимо избегать избытка щелочи, в которой гидроксид алюминия растворяется: А1(ОН)3 + КОН = К[А1(ОН)4]. При слабом подкислении тетрагидроксоалю-минаты разрушаются: Na[Al(OH)J + С02 = А1(ОН)31 + NaHC03. Переходные металлы и их соединения Переходные металлы — это элементы с валентными d - или f - электронами (элементы побочных подгрупп периодической системы). Эти элементы обладают рядом характерных свойств: переменные степени окисления, способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений. ХРОМ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Электронная конфигурация атома: [Ar]3d54s1. Основные степени окисления: -1-2,+3,-1-6. При высоких температурах хром горит в кислороде с образованием Сг203, при нагревании с галогенами хром образует галогениды состава СгНа13. Хром пассивируется холодными концентрированными H2S04 и HN03, однако при сильном нагревании он растворяется в этих кислотах: 2Cr + 6H2S04 (конц, = Cr2(S04)3 + 3S02 + 6Н20, Сг + 6НМ03(коиц) = Cr(N03)3 + 3N02 + 3H20. Хром растворяется в разбавленных сильных кислотах (НС1, H2S04). В этих случаях в отсутствии воздуха образуются соли Сг2+, а на воздухе — соли Сг3+: Cr + 2HC1 = CrCl2 + H2, 4Cr + 12HC1 + 302 = 4CrCl3 + 6H20. Соединения хрома (III). Соли трехвалентного хрома сходны с солями алюминия. При действии щелочей на соли хрома (III) выпадает зеленый осадок Сг(ОН)3: Cr2(S04)3 + 6NaOH = 2Cr(OH)3l + 3Na2S04. Гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами, растворяясь как в кислотах: 2Cr(OH)3 + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6Н20, так и в щелочах: Cr(OH)3 + КОН - K[Cr(OH)J. При прокаливании Сг(ОН)3 образуется оксид хрома (III) Сг203: 2Сг(ОН)3 -> Сг203 + ЗН20. Соединения хрома (VI). Оксид хрома (VI) Сг03 — кислотный оксид. Он реагирует со щелочами, образуя желтые хроматы Сг042, например: Сг03 + 2К0Н « К2СЮ4 + Н20. В кислой среде ион СгО2 превращается в ион Сг202 оранжевого цвета. В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении: кислая среда 2Сг02- + 2Н+ щелочная среда* Cr.O2 + Н.О. Все соединения хрома (VI) являются сильными окислителями. МАРГАНЕЦ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ Электронная конфигурация атома: [Ar]3d54s2. Основные степени окисления: +2, +4, +7. Металлический марганец реагирует с кислотами, образуя соли марганца (II). Mn + 2НС1 = МпС12 + Н2Т. Оксид марг |
< К СПИСКУ КНИГ > 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 55 56 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 87 |
Скачать книгу "Химия. Решение задач" (1.54Mb) |
[каталог] [статьи] [доска объявлений] [прайс-листы] [форум] [обратная связь] |
|
Введение в химию окружающей среды. Книга известных английских ученых раскрывает основные принципы химии окружающей
среды и их действие в локальных и глобальных масштабах. Важный аспект книги
заключается в раскрытии механизма действия природных геохимических процессов в
разных масштабах времени и влияния на них человеческой деятельности.
Показываются химический состав, происхождение и эволюция земной коры, океанов и
атмосферы. Детально рассматриваются процессы выветривания и их влияние на
химический состав осадочных образований, почв и поверхностных вод на континентах.
Для студентов и преподавателей факультетов биологии, географии и химии
университетов и преподавателей средних школ, а также для широкого круга
читателей.
Химия и технология редких и рассеянных элементов. Книга представляет собой учебное пособие по специальным курсам для студентов
химико-технологических вузов. В первой части изложены основы химии и технологии
лития, рубидия, цезия, бериллия, галлия, индия, таллия. Во
второй
части книги изложены основы химии и технологии скандия, натрия, лантана,
лантаноидов, германия, титана, циркония, гафния. В
третьей части книги изложены основы химии и технологии ванадия, ниобия,
тантала, селена, теллура, молибдена, вольфрама, рения. Наибольшее внимание
уделено свойствам соединений элементов, имеющих значение в технологии. В
технологии каждого элемента описаны важнейшие области применения, характеристика
рудного сырья и его обогащение, получение соединений из концентратов и отходов
производства, современные методы разделения и очистки элементов. Пособие
составлено по материалам, опубликованным из советской и зарубежной печати по
1972 год включительно.
|
|