Фосфат стронция
52. Цинк, кадмий, ртуть. Положение металлов в электрохимическом ряду напряжения. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям.
Цинк и кадмий стоят левее водорода. Сильные восстановители. Вытесняют металлы, стоящие правее, из растворов солей. Вытесняют водород из кислот-не окислителей.
Ртуть стоит левее водорода, с кислотами-не окислителями при обычных условиях не взаимодействуют. При электролизе ртуть выделяется на катоде.
Химическая активность уменьшается с увеличением атомной массы. Хорошие комплексообразователи. |
||
Zn + 2НCl = ZnCl2 + H2 Zn + H2SO4(разб)= ZnSO4 + H2 Zn + 2NaOH + 2H2O= Na2[Zn(OH)4] + H2 Цинк и кадмий не разлагают воду, в водном растворе быстро покрываются оксидной пленкой. Цинк - сильный восстановитель и вытесняет менее активные металлы (стоящие справа в ряду напряжений) из растворов их солей Zn + CuSO4= ZnSO4 + Cu Но при температуре 600 градусов цинк реагирует с парами воды Zn+H2O=ZnO+H2 |
|
Hg + S= HgS Hg + Br2= HgBr2 Ртуть не растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах (в ряду напряжений металлов ртуть находится после водорода; Hg + 4HNO3=Hg(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 6Hg + 8HNO3= 3Hg2(NO3)2+2NO + 4H2O Hg + 2H2SO4=HgSO4 + SO2 + 2H2O 2Hg + 2H2SO4=Hg2SO4 + SO2 + 2H2O 3Hg + 2HNO3+6HCl=3HgCl2 + 2NO + 4H2O |
53.Акво-, гидроксо-, аммиачные комплексы цинка(II) и кадмия (II). Соединения ртути (I) и (II).
Процесс комплексообразования увеличивает восстановительные свойства цинка, и поэтому цинк растворяется в растворах, содержащие частицы, которые выполняют функцию лигандов (доноров электронов):
Zn + 4NH4CI (конц.гор.) = [[Zn(NH3)4]Cl2 + 2HCL + H21
Zn° - 2e + 4NH3 = Zn(NH3)4
E° =-1,040 B
2H + 2e = H2
E° = 0,0 B
Zn + 4(NH3+H2O)(конц) = [Zn(NH3)4](OH)2 + H2S + 2H2O
Zn + 4NH3·H2O = [Zn(NH3)4](OH)2 + 2H2O + H2
Чем сильнее лиганд, принимающий участие в комплексообразовании, тем больше величина константы устойчивости комплекса, прочнее химическая связь между металлом-комплексообразователем, тем сильнее проявляются восстановительные свойства металла.
В кислых водных растворах (при pH ниже 7,7) цинк находится в виде аквакатиона [Zn(H2O)4]2+. При увеличении pH раствора до 9,1 образуются ионные комплексные формы со смешанными лигандами, например, [Zn(OH)(H2O)3]+. При pH выше 9,1 образуется гидроксид Zn(OH)2, в более щелочной среде происходит переход в тетрагидроксоцинкат-ионы [Zn(OH)4]2-.
54.Бор. Химические свойства. Отношение к кислотам, щелочам, различным окислителям. Бораны (соединения бора с водородом). Борная и полиборные кислоты, их соли. Мета- , орто-, тетра- бораты.
B + F2 → BF3↑ B + Cl2 → BCl3 B + N2 → BN B + P → BP B + C → B4C B + O2 → B2O3 SiO2 + 4B → Si + B2O3 2B + 3H2O= B2O3 + 3H2 B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2 2B +6KOH сплавление 2KBO2 + 2K2O + 3H2 2B +2NaOH + 2 H2O = NaBO2 + 3H2
|
Борная кислота H3BO3 Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O = 4H3BO3 + Na2SO4 Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 4H3BO3 + 2NaCl
2H3BO3= B2O3 + 3H2O бораты — соли не самой борной кислоты {\displaystyle {\ce {H3BO3}}}, а полиборных кислот{\displaystyle {\ce {nB2O3\cdot mH2O}}}, не выделенных в свободном Так, при нейтрализации {\displaystyle {\ce {H3BO3}}} едким натром получается тетраборат натрия — бура: 4H3BO3 + 2NaOH = Na2B4O7+ 7H2O-бура H3BO3 + NaOH=2H2O+NaBO2 Полиборная кислота неустойчива и в водных растворах гидролизуется до борной кислоты. |
диборан получение боранов: 6MgB2+12HCl=H2↑+B4H10+8B+6MgCl2 св-ва: B2H6⇌2B+3H2↑ B2H6+6H2O=2H3BO3+6H2 |
метаборат:
При нагревании происходит переход ортоборной кислоты в метаборную, затем в тетраборную и, наконец, в борный ангидрид
Борная кислота реагирует со щелочами с образованием тетраборатов, выделяющихся из раствора в виде кристаллогидратов:
|
55.Алюминий. Получение металлического алюминия. Его химические свойства. Алюминотермия. Отношение алюминия к кислотам и щелочам, различным окислителям. Оксид и гидроксид алюминия, алюминаты и гидроксокомплексы. Галогениды алюминия как кислоты Льюиса.
Алюминий— элемент 13-й (III)группы Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре. в расплаве криолита: Al2O3 → Al3+ + AlO33- Катод: Al3+ +3e → Al0 Анод: 4AlO33- — 12e → 2Al2O3 + 3O2 2Al2O3 → 4Al + 3O2 Лабораторный способ AlCl3 + 3K → Al + 3KC 2Al + 3I2 → 2AlI3 2Al + 3S → Al2S3 4Al + 3O2 → 2Al2O3 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al + 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O 8Al + 30HNO3(оч.разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ↑ 2Al + 6NaOH → 2Na3AlO3 + 3H2 ↑ |
Оксид алюминия Al2O3 — в природе распространён как глинозём, белый тугоплавкий порошок, по твердости близок к алмазу. 2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O; Al2O3 - амфотерный оксид, химически инертен, благодаря своей прочной кристаллической решетке. Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O; Al2O3 + Na2CO3 = 2NaAlO2 + CO2. αAl2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O; Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 (основные свойства), Al2O3 + Na2O = 2NaAlO2 (кислотные свойства). Алюминаты — соли, образующиеся при действии щёлочи на свежеосаждённый гидроксид алюминия: Al(ОН)3 + NaOH = Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия) Алюминаты получают также при растворении металлического алюминия (или Al2O3) в щелочах: 2Al + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 Гидроксоалюминаты образуются при взаимодействии Al(OH)3 с избытком щелочи: Al(OH)3 + NaOH (изб) = Na[Al(OH)4] |
Гидроксид алюминия, Al(OH)3—Белое студенистое вещество, плохо растворимое в воде, обладает амфотерными свойствами. AlCl3+3NaOH=Al(OH)3+3NaCl 2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O. Al(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na[Al(H2O)2(OH)4]. Al(OH)3 = AlO(OH) + H2O. 2AlO(OH) = Al2O3 + H2O. Алюминотермия — способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием: 2Al + Cr2О3 = Al2О3 + 2Cr Галогениды Al занимают промежуточное положение между солями и галогенидами (как у бора), являются сильными кислотами Льюиса (электрофилами). Соли Al3+ с анионами слабых кислот нельзя получить в водной среде (сульфиды, сульфиды, карбонаты и пр.). Al2(SO4)3 образует двойные соли с сульфатами щелочных металлов - квасцы. KAI(SO4)2 12H2O <=> K+ + Al3+ + 2SO42-
|
- кислотой называют вещество, принимающее неподеленную электронную пару, - акцептор электронов;
- основанием называют вещество, поставляющее электроны для образования химической связи, - донор электронов.