Физические свойства и применение алюминия.

Мировое производство алюминия постоянно увеличивается. Алюминий почти втрое легче стали и устойчив к коррозии, поэтому выгоднее стали в тех областях применения, где требуются эти свойства, напимер в самолето- и кораблестроении. Плюс высочайшая пластичность – машиностроение, фольга в различных отраслях. Фольга и посуда изготовленная из алюминия также до сиг пор незаменимы в пищевой промышленности, т.к. поверхность алюмия покрыта прочной оксидной пленкой – нетоксичен, а еще и телопроводен. Высокая электропроводность дала еще возможность использовать алюминий в проводах элетролиний. А как красив фейерверк, полученны на основе гоения алюминия ослепительным пламенем!

Порядок выполнения работы

Оборудование и реактивы: штатив с пробирками, спиртовка, алюминиевые стружки, лучинка; растворы серной, соляной и азотной кислоту, растворы сульфата или хлорида алюминия, азотная кислота (плотность 1,4 г/см³), 30 %-ный раствор гидроксида натрия.

Опыт №1. Отношение алюминия к действию разбавленных кислот и концентрированной азотной.

В три пробирки поместите по 5-6 капель растворов кислот: соляной, серной, азотной. В четвертую пробирку поместите 5-6 капель азотной кислоты (плотностью 1,4 г/см³). Опустите в каждую пробирку по 1-2 стружки алюминия. В пробирках, где наблюдается энергичное выделение газа, попробуйте поджечь его горящей лучинкой.

Запишите наблюдения: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Напишите уравнения реакций происходящих между алюминием, соляной, серной и азотной кислотами. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1)______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

2)__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3)__________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод (для формулирования вывода ответь на вопрос: «Как ведет себя алюминий по отношению к разбавленным серной, соляной, азотной и концентрированной азотной кислотам?») : ________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт №2 Получение гидроксида алюминия.

Поместите в пробирку 1мл сульфата алюминия и прибавьте несколько капель щёлочи - гидроксида натрия или гидроксида калия.

Запишите наблюдения:

Напишите в молекулярной ионной и сокращенной ионной формах уравнения реакции:

______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод:__________________________________________________________________________________________________________________________________________

Опыт №3. Испытание амфотерных свойств гидроксида алюминия.

Полученный в опыте №2 раствор вместе с осадком разделите по двум пробиркам. В одну пробирку прилейте несколько капель щелочи до растворения осадка. А в другую прилейте несколько капель соляной кислоты до растворения осадка.

Запишите наблюдения: ___________________________________________________________________________________________________________________________________________

Напишите в молекулярной ионной и сокращенной ионной формах уравнения реакций:

1) взаимодействие гидроксида натрия с гидроксидом алюминия с образованием соли состава Na[Al(OH)₄]: _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

3. взаимодействия соляной кислоты с гидроксидом алюминия: ____________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Вывод: _______________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Контрольные вопросы

1. Почему металлические свойства элементов главной подгруппы III группы выражены слабее, чем у элементов главных подгрупп I и II групп?

2. Почему алюминий не подвергается коррозии?

3. Охарактеризуйте физические свойства алюминия.

4. Где применяется алюминий?

5. Как алюминий относится к воде?

6. Каков характер соединений алюминия?

Литература Ю.М. Ерохин «Химия» М. 2003 Глава 16 стр. 214 - 223.

Лабораторное занятие №4

«Свойства соединений железа»

Цель: закрепление знаний о свойствах железа и его соединений; получение гидроксида железа (II) и (III) косвенным способом, проведение опытов, подтверждающих химические свойства гидроксида железа (II) – свойства оснований и восстановительные свойства соединений железа (II), экспериментальное подтверждение амфотерных (основных) свойств гидроксида железа(III).

Теория.

В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы. Порядковый номер - 26, электронная формула ls²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s².

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s²) и предпоследнем (3d⁶). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 . С этими степенями окисления железо образует оксиды: FeO и Fe₂Оз, которым соответствуют гидроксиды: Fe(OH)₂ и Fe(OH)₃.

Химические свойства железа. В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними.

1. При нагревании с хлором образует хлорид железа (III)

2. При нагревании с кислородом образует Fe₃0₄

3. С серой - сульфид железа (II). Природное соединение – FeS₂ –пирит, железный, или серный, колчедан.

4. С углеродом - цементит (Fe₃C)

5. С фосфором - фосфид железа (II)

6. Во влажном воздухе (Н₂О и О₂ быстро окисляется - корродирует, с образованием гидроксида железа (III)

7. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных,

щелочноземельных металлов и алюминия. Поэтому с водой реагирует при высокой температуре раскаленное железо с образованием Fe₃0₄ и выделением газообразного водорода.

8. Реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из них

водород и образуя двухвалентные соли. При обычной температуре железо не реагирует с концентрированной серной кислотой, т.к. пассивируется ею. Но при нагревании концентрированная серная кислота реагирует с железом с образованием сульфата железа (III), оксида серы (IV) и воды.

9. Концентрированная азотная кислота пассивирует железо, а разбавленная окисляет его до нитрата железа (III), оксида азота (II) и воды.

10. Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений.

Химические свойства соединений железа

1. Оксид железа (II) - основной оксид, легко реагирует с кислотами с образованием солей железа (II).

2. Гидроксид железа (II) проявляет свойства основания, легко реагирует с

кислотами.

3. При нагревании гидроксид железа (II) разлагается на оксид железа (II) и воду.

4. Свежеполученный осадок гидроксида железа (II) (FeCl₂+2NaOH = Fe(OH)₂ +2NaCl) на воздухе очень быстро изменяет окраску - буреет. Изменение окраски объясняется окислением гидроксида железа (II) в гидроксид железа (III) кислородом воздуха:

4Fe (OH)₂ + О₂ + 2Н₂О 4Fe (OH)₃

5. Соли двухвалентного железа, особенно при действии окислителей в кислой

среде, проявляют восстановительные свойства. Например, сульфат железа (II) восстанавливает перманганат калия в сернокислой среде до сульфата марганца (II):

10FeSО₄ + 2KMnО₄ + 8H₂SО₄  5Fe ₂(SО₄)₃ + 2MnSО₄ + K₂SО₄ + 8Н₂О

6. Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства. Он реагирует и с кислотами: Fe₂О₃+ 3H₂S0₄ → Fe₂(SО₄)₃ + 3H₂О, и с твердыми щелочами (при этом образуются феррит натрия или калия NaFeО₂ или KFeО₂).

7. Гидроксид железа (III) получают косвенным образом (FeCl₃ +3NaOH = Fe(OH)₃ +3NaCl). Гидроксид железа (III) проявляет амфотерные свойства - при реакции с разбавленными кислотами образует соответствующую соль и воду:

2Fe(OH)₃ +3H₂ SO₄=Al₂(SO₄)₃+6H₂O .

С концентрированными растворами щелочей (при длительном нагревании) образует устойчивые гидрокомплексы Na[Fe(OH)₄] или Na₃[Fe(OH)₆].