19. Алюминий. Оксиды и гидроксиды алюминия. Применение алюминия и его сплавов.

Алюминий расположен в 3-й группе главной подгруппы, в 3 периоде. Порядковый номер 13. Атомная масса~27. Р-элемент. Электронная конфигурация: 1s22s22p63s23p1.На внешнем уровне 3s23p1 находятся 3 валентных электрона. Степень окисления +3, валентность – III.

Физические свойства: алюминий– металл серебристо-белого цвета, мягкий, механически прочный, тепло– и электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.

Оксид алюминия – Al2O3. Физические свойства: оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы. Молекулярная масса = 101,96, плотность – 3,97 г/см3, температура плавления – 2053 °C, температура кипения – 3000 °C.

Химические свойства: оксид алюминия проявляет амфотерные свойства – свойства кислотных оксидов и основных оксидов и реагирует и с кислотами, и с основаниями.

Гидроксид алюминия – АI(ОН)3. Физические свойства: гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде; молекулярная масса – 78,00, плотность – 3,97 г/см3.

Химические свойства: типичный амфотерный гидроксид реагирует:

1) с кислотами, образуя средние соли: Al(ОН)3 + 3НNO3 = Al(NO3)3 + 3Н2О;

2) с растворами щелочей, образуя комплексные соли – гидроксоалюминаты: Al(ОН)3+КОН+2Н2О=К[Al(ОН)4(Н2О)2].

При сплавлении Al(ОН)3 с сухими щелочами образуются метаалюминаты: Al(ОН)3 + КОН = КAlO2 + 2Н2О.

Применение алюминия и его соединений и сплавов: алюминий и его соединения применяется в быту и во всех отраслях народного хозяйства: в машиностроении, автостроении, в химической промышленности (для производства и транспортировки холодной концентрированной HNO3, т. к. алюминий в ней пассивируется). При помощи алюмотерапии производят сварку рельсов, проводят сварочные работы под водой. Чистым алюминием покрывают бензобаки, что способствует предохранению бензина от теплового излучения.

20. Химия переходных металлов. Хром и его соединения.

Хром представляет собой ковкий тягучий металл серо-стального цвета. Электронная формула атома хрома 1s22s22p63s23p63d54s1.

Свойства соединений хрома (+2) и хрома (+3)

Гидроксид хрома(II) сразу окисляется кислородом воздуха.

4Сr(OH)2 + O2 + 2Н2O = 4Сr(OH)3

СrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3v + 3NaCl

Cr(OH)3v + 3Na(OH) = Na3[Cr(OH)6]

Cr2O3 + 2NaOH >t> 2NaCrO2 + H2O

Cr(OH)3v + 3HCl = CrCl3 + 3H2O

2Cr(OH)3 >t> Cr2O3 + 3H2O

2CrCl3 + 3Cl2 + 16KOH = 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

2Na3Cr(OH)6 + 3Br2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

Свойства соединений хрома (+6)

CrO3 + Н2O = H2CrO4

2CrO3 + H2O = H2Cr2O7

Желтый раствор хромата калия устойчив в щелочной среде, оранжевый раствор дихромата калия – в кислой среде.

К2Сr2O7 + 2KOH = 2К2СrO4 + Н2O

2K2CrO4 + H2SO4 = K2SO4 + K2Cr2O7 + Н2O

(NH4)2Cr2O7 >t> Cr2O3 + N2 + 4Н2O

Дихромат калия – окислитель в кислой среде.

К2Сr2O7 + 4H2SO4 + 3Na2SO3 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 4H2SO4 + 3NaNO2 = Cr2(SO4)3 + 3NaNO3 + K2SO4 + 4H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6KI = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O

K2Cr2O7 + 7H2SO4 + 6FeSO4 = Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O