- •Общая неорганическая химия.
- •3. Железо и его соединения. Биологическая роль.
- •4. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
- •5. Силы Ван-дер-Ваальса.
- •6. Алюминий и его соединения.
- •7. Упругость пара над раствором. Законы Рауля.
- •8. Хром и его соединения. Биологическая роль.
- •9. Ионная связь.
- •10. Бор и его соединения. Биологическая роль.
- •11. Кислородосодержащие кислоты хлора. Соли этих кислот. Биологическая роль.
- •12. Координационная теория Вернера.
- •13. Классификация и изомерия комплексных соединений.
- •14. Щелочные металлы. Биологическая роль.
- •15. Кислородосодержащие кислоты серы. Соли этих кислот.
- •16. Понятие о квантовой механике.
- •17. Многоэлектонные атомы и периодический закон.
- •18. Окисли азота.
- •19. Окислительно-восстановительные реакции.
- •20. Аммиак и его свойства.
- •21. Водородные соединения галогенов. 22. Галогеноводородные кислоты.
- •23. Метод молекулярных орбиталей.
- •24. Теория электролитической диссоциации.
- •25. Константа и степень электролитической диссоциации.
- •26. Азотная кислота и ее соли.
- •27. Гибридизация атомных орбиталей.
- •28. Фосфор и его свойства.
- •29. Периодичность изменения свойств элементов и их соединений.
- •30. Гидролиз.
- •31. Метод валентных связей.
- •32. Благородные газы.
- •33. Термохимические законы.
- •34. Кислород, его физические и химические свойства. Биологическая роль.
- •35. Металлическая связь.
- •36. Хлор и его свойства. Биологическая роль.
- •37. Водород, вода, их физические и химические свойства. Применение в медицине. Биологическая роль.
- •38. Современная химическая атомистика.
- •39. Осмос. Осмотическое давление. Закон Вант Гоффа.
- •40. Сера, ее физические и химические свойства. Биологическая роль.
- •41. Теория Бора.
- •42. Кремний и его соединения. Биологическая роль.
- •43. Скорость химических реакций. Химическое равновесие.
- •44. Понятие об активном комплексе и энергии активации.
- •45. Серная кислота. Соли серной кислоты.
- •46. Растворы. Растворимость как физико-химический прочес (гидратная теория, теория Менделеева).
- •47. Мышьяк и его соединения. Биологическая роль.
6. Алюминий и его соединения.
По распространенности в природе – первое место среди металлов. Главная его масса – в алюмосиликатах, входит в состав боксита, в виде драгоценных камней – корунд α-Al2O3, окрашенный благодаря примесям (рубин – красный, сапфир – голубой, аметист – фиолетовый, изумруд – зеленый). Главный способ получения – электролиз при 1000°С предварительно очищенногоAl2O3, растворенного в расплаве криолитаNa3[AlF6] в специальных аппаратах – электролизерах. Катод – подина электролизера, анод – угольный электрод.
Электронная формула – 1s22s22p63s23p1. Переходs-электронов на р-подуровень не требует больших энергетических затрат, поэтому в возбужденном состоянии проявляет наиболее характерную степень окисления +3 (+1,+2). Наличие свободных р- иd-орбиталей в третьем электронном слое позволяет алюминию проявлять в своих соединениях и более высокую валентность, чем 3 – от 4 до 9, чаще всего 4 и 6.
Чистый алюминий представляет собой серебристо-белый металл, при обычных условиях покрытый тонкой оксидной пленкой. Ему отвечает гранецентрированная кубическая структура.. Он пластичен, легко прокатывается, прессуется, вытягивается в проволоку (волочение), отличается высокой электропроводностью. В обычных условиях довольно инертен (из-за оксидной пленки).При ее удалении энергично реагирует с водой, амфотерный, легко растворяется в соляной, плавиковой, бромистоводородной, разбавленной серной кислотах и щелочах: 2Al+6HCl+12H2O=2[Al(H2O)6]Cl3+3H2.2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2 ([Al(OH)4(H2O2)], [Al(OH)6]). Обычно в аква- и гидрокомплексах к.ч.=4 или 6.В разбавленной азотной: 8Al+30HNO3=8Al(NO3)3+3NH4NO3+9H2O, но практически не взаимодействует с конц. азотной и серной, кот. его пассивируют. Он устойчив в фосфорной кислоте, уксусной, лимонной, винной и др. органических. РеакцияAlс образованиемAl2O3протекает при высокой температуре и сопровождается выделением большого кол-ва тепла из-за высоко хим. сродства к кислороду. В атмосфере фтора и хлора – горит, с бромом – взрывает, в присутствии воды взаимодействует с йодом. Реакции алюминия с серой, азотом, фосфором, углеродом, аммиаком требуют значительного нагревания. Активно, с выделением большого кол-ва тепла восстанавливает многие металлы из их оксидов (алюмотермия): 3Fe3O4+8Al=4Al2O3+9Fe+3300кДж. Широко используется при получении хрома, марганца, ванадия, ферросплавов.
Гидрид алюминия(AlH3)n– полимер белого цвета, соединение с дефицитом валентных электронов. В обычных условиях – твердое нелетучее вещество, нерастворимое в полярных растворителях, вышеt=150°Cразлагается на элементы, гидролизуется с выделением водорода, может участвовать в реакциях присоединения из-за наличия вакантной 3р-орбитали. Получают посредством взаимодействия алюмогидрида лития сAlCl3в эфирных растворах:AlCl3+Li[AlH4]=LiCl+AlH3. Комплексные гидридыLi[AlH4],K[AlH4] более устойчивы, но менее стабильны:LiH+AlH3=Li[AlH4]. Белые твердые вещества, сильные восстановители, легко разлагаются водой
Оксид алюминия– белое тугоплавкое вещество, несколько модификаций, устойчивая – корунд α-Al2O3, получают разложениемAl(OH)3при 1000°С, высокая твердость, не растворяется в воде и кислотах, со щелочью – только при длительном нагревании. Химически более активнаяƴ-модификация, кот. может быть получена осторожным обезвоживанием при невысоких температурах -ƴ-Al(OH)3, она растворяется в кислотах и щелочах:Al2O3+7H2O+2NaOH=2Na[Al(OH)4(H2O)2],Al2O3+9H2O+6HCl=2[Al(H2O)6]Cl3;Al2O3+NaOH=2NaAlO2+H2O,Al2O3+Na2CO=2NaAlO2+CO2. В последних двух случаях – соль метаалюминиевой кислотыHAlO2– метаалюминат натрия. При добавлении к растворам солей алюминия щелочи в осадок выпадет белая студенистая масса - гидроксид алюминияAl(OH)3.
Соли алюминия– растворимы в воде, подвергаются гидролизу, многие из них при выпадении в осадок образуют кристаллогидратыAl2(SO4)3·18H2O,Al(NO3)3·24H2O, с сульфатами щелочных металлов, талия, иона аммония сульфат алюминия образует двойные соли – алюминиевые квасцы общей формулыMe2SO4·Al2(SO4)3·24H2O, где Ме - ионы калия, натрия, аммония, соли слабых кислот в водных растворах не образуются.
Известны все высшие галогениды алюминия AlГ3, наиболее устойчивый –AlF3– каркасная структура, прочите – слоистая или молекулярная, плавятся при низких температурах, легко испаряются в виде димеровAl2F6. Повышение температуры вызывает их диссоциацию на мономерыAlГ3. Все тригалогениды являются кислотами Льюиса, способными к участию в реакциях комплексообразования, устойчивость галогенидных комплексов при переходе от фтора к йоду с ростом размера лиганда уменьшается. ИонAl+3– лучший комплексообразователь, т.к. характеризуется большим положительным зарядом, малым размером и наличием свободныхs-,p- иd-орбиталей. К.ч.=4 и 6. Низшие галогенидыAlCl,AlBrв обычных условиях неустойчивы.
Биологическая роль.Относится к примесным токсичным микроэлементам, и вместе с тем играет важную физиологическую роль в организме. Общее содержание в теле – от 50 до 100мг – главным образом в легких, в печени, мышцах, в плазме крови, мозге, в костной ткани, ногтях, мозге. Суточная потребность – 60-90мг. Поступает с пищей, водой, загрязненным его соединениями воздухом, больше всего его в продуктах растительного происхождения (хлеб, морковь, чай), попадает в организм с пищей, подвергнутой термической обработке в посуде, созданной на основе алюминия и его сплавов. Физиологическая роль ионовAl+3проявляется в процессах образования белковых и фосфатных комплексов, в построении соединительной и регенерации костной ткани. Токсичность алюминия проявляется во влиянии его на обмен веществ, особенно минеральный, на нарушение функций центральной нервной системы, на замедление развития тканей, связанное с угнетением процесса размножения и роста клеток, на торможение синтеза гемоглобина.