Справочники / Оганесян Э.Т., Попков В.А. Химия, ЕГЭ

действием щелочей образуются алюминаты — комплексные соединения, в которых алюминий входит в состав аниона:

Аl(ОН)3 + 3НСl = АlСl3 + 3Н2О;

Аl(ОН)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6] или в ионной форме:

Аl(ОН)3 + 3Н+= Аl3+ + 3Н2О; Аl(ОН)3 + 3ОН– = [Аl(OН)6]3–.

Из кислых растворов соли алюминия кристаллизуются в виде кристаллогидратов, например АlСl3 · 6Н2О, KAl(SO4)2 · 12Н2О и т.д.

Соединения алюминия в водных растворах сильно гидролизованы: АlСl3 + НОН Аl(ОН)Сl2 + НСl;

Аl(ОН)Сl2 + НОН Al(OH)2Cl + HCl.

Гидролиз обычно неполный и обратимый, а реакция среды кислая. Применение. Важнейшая область применения алюминия — произ-

водство легких сплавов на его основе. Алюминий широко используют в качестве легирующих добавок в сплавах на основе меди, магния, титана, никеля, цинка и железа. В виде чистого металла алюминий используют для изготовления химической аппаратуры, электрических проводов. Алюминиевая фольга используется для изготовления конденсаторов.

Хлорид алюминия АlСl3 обычно получают непосредственным взаимодействием хлора с алюминием. Он находит применение в качестве катализатора в органическом синтезе.

Сульфат алюминия Al2(SO4) . 18Н2О используют при протравном крашении хлопчатобумажных тканей.

Квасцы KAl(SO4)2 . 12Н2О применяют как дубитель в кожевеннообувной промышленности. В медицине применяют для прижиганий и как кровоостанавливающее средство.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

?1. Как получить марганец из MnO2 алюминотермическим путем?

2.Порошки алюминия и иода смешали на асбестовой сетке. Реакция не начиналась до добавления в смесь капли воды. После добавления 1 капли воды смесь воспламенилась. По окончании реакции на сетке оказалось вещество белого цвета. Объясните описанные явления и ответ обоснуйте, используя теорию окисления—восстановления, понятие о скорости химических реакций, знания о свойствах иода и алюминия. Приведите уравнения реакций.

3. Как доказать, что гидроксид алюминия амфотерен? Ответ обоснуйте.

?4. Как осуществить превращения:

Al2O3 NaAlO2

Al AlCl3

Al(OH)3 Na[Al(OH)4]

Уравнения реакций запишите в молекулярной и ионной формах, укажите условия реакций.

5.Опишите процессы, происходящие в водном растворе хлорида алюминия. Какова реакция среды в этом растворе?

6.С атомом какого благородного газа и с ионом какого галогена сходна по электронному строению частица, образующаяся при отрыве от атома алюминия его валентных электронов?

7.Опишите промышленный способ получения алюминия.

8.Гидроксид алюминия относится к слабым электролитам. Объясните причину этого свойства и подтвердите соответствующими уравнениями реакций.

9.Образец порошка алюминия массой 1,240 г обработали раствором NaOH с массовой долей 30%. Объем выделившегося водорода равен 1,344 л. Какова массовая доля (%) алюминия в образце?

Ответ: 87,09%

10.Смесь порошков алюминия, цинка и магния массой 1,280 г обработали раствором хлороводородной кислоты. Объем выделившегося водорода равен 0,896 л. При обработке такой же массы смеси раствором NaOH выделилось 0,560 л водорода. Определите массовую долю (%) компонентов в смеси.

Ответ: 28,12% Mg; 50,78% Zn; 21,10 Al.

11.Какую массу хрома можно восстановить из его оксида, если в реакцию алюминотермии вступило 9,0 г порошка алюминия, содержащего 25% примесей?

Ответ: 13 г Сr.

12.Для восстановления марганца из MnO2 путем алюминотермии было смешано 10,8 г алюминия и 26,2 г MnO2. Какое из исходных веществ и сколько граммов останется после реакции?

Ответ: 0,1 г MnO2.

13.В зависимости от порядка смешения растворов гидроксида натрия и хлорида алюминия можно наблюдать два явления: если в раствор щелочи прибавить несколько капель раствора соли, то осадка не образуется; если реакцию проводить в обратном порядке, то образуется осадок. Объясните оба процесса и рассчитайте массу раствора NaOH с массовой долей 20%, необходимого для полного осаждения алюминия

из раствора, содержащего 2,67 г AlCl3.

Ответ: 12 г.

14.Сплав меди с алюминием обработали раствором NaOH с массовой до-

?лей 40%. Выделившийся газ занимает объем 0,846 л. Остаток растворили в азотной кислоте, затем раствор выпарили и прокалили до постоянной массы, которая равна 0,398 г. Каков состав сплава?

Ответ: 0,68 г Al и 0,32 г Cu.

15.В электрохимическом ряду напряжений металлов алюминий расположен намного левее водорода, однако не вытесняет его из воды. При действии же разбавленной серной кислоты водород вытесняется из последней. Объясните роль кислоты и напишите уравнения соответствующих реакций. Рассчитайте объем серной кислоты с массовой долей 20% и плотностью 1,139 г/см3, необходимой для получения 5,6 л водорода.

Ответ: 107,55 мл.

16.Какой объем водорода выделяется при действии кислоты на 1 г сплава, содержащего 5% алюминия, 2% цинка и 93% магния?

Ответ: 0,937 л.

17.При нагревании алюминия в атмосфере хлора получили 13,35 г хлорида. Рассчитайте, какие массы оксида марганца (IV) и 36% НСl потребуются для получения необходимого для реакции хлора.

Ответ: 13,05 МnО2; 60,83 г.

ПОВТОРИМ И ЗАПОМНИМ

! К главной подгруппе III группы относятся бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Наружный энергетический уровень атомов этих элементов имеет конфигурацию ns2np1, поэтому в возбуж-

денном состоянии валентность их равна 3.

В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления +3. Взаимодействуя с кислородом, алюминий образует амфотерный оксид.

С водой алюминий взаимодействует лишь после удаления с поверхности металла оксидной пленки. С кислотами алюминий взаимодействует очень энергично.

Гидроксид алюминия, как и оксид, обладает амфотерными свойствами.

ГЛАВА 17

d-ЭЛЕМЕНТЫ. ЖЕЛЕЗО. ХРОМ. МАРГАНЕЦ. МЕДЬ. ЦИНК

Изучив главу, следует:

знать структурные особенности и общую характеристику элементов побочных подгрупп II, VI, VII и VIII групп; знать важнейшие свойства железа, хрома, марганца, меди, цинка и их соединений; уметь объяснить особенности строения атомов элементов указанных подгрупп; знать их биологическую роль.

§1. Общая характеристика элементов побочной подгруппы VIII группы

Впобочную подгруппу VIII группы входят девять d-элементов: железо Fe, рутений Ru, осмий Os, кобальт Со, родий Rh, иридий Ir, никель Ni, палладий Pd, платина Pt.

У d-элементов VIII группы по мере заполнения d-орбиталей предвнешнего уровня усиливается горизонтальное сходство с соседними по периоду d-элементами. Например, Ni во многом сходен не только с кобальтом и железом, но и с медью.

Особая близость по свойствам наблюдается между парами элементов Ru-Os; Rh-Ir и Pd-Pt, поэтому их объединяют в семейство платиновых металлов. Железо, кобальт и никель образуют триаду железа, или семейство железа.

Все d-элементы VIII группы имеют незавершенные d-подуровни предвнешних уровней.

Электронные конфигурации атомов элементов семейства железа:

s-орбиталь внешнего уровня железа, кобальта и никеля заселена двумя электронами (ns2-конфигурация). d-подуровни предвнешних уровней заселены 6–8 электронами соответственно:

3d84s2

Вобразовании химических связей кроме внешних s2-электронов участвуют и электроны d-подуровня предвнешнего уровня. Из элементов триады железа в своих соединениях только железо достигает степени окисления +8, соответствующей номеру группы.

Для них наиболее устойчивы степени окисления +2 и +3, причем для никеля и кобальта наиболее типична степень окисления +2.

Элементы триады железа образуют оксиды типа ЭО и Э2О3, которым соответствуют гидроксиды Э(ОН)2 и Э(ОН)3.

Вряду Fe—Co—Ni химическая активность понижается. Они расположены в электрохимическом ряду напряжений металлов левее водорода, но по химической активности кобальт и никель уступают железу. В обычных условиях они довольно устойчивы по отношению к кислороду: взаимодействие с ним происходит у кобальта при 300 oС,

ау никеля — при 500 oС. При нагревании они взаимодействуют почти со всеми неметаллами — галогенами, серой, селеном, фосфором,

мышьяком и др., — образуя соединения от солеподобных (CoHal2, NiHal2) до металлических.

Кобальт и никель взаимодействуют с разбавленными кислотами, вытесняя водород и окисляясь до Со(II) и Ni(II). Взаимодействие с кислотами происходит значительно медленнее по сравнению с железом. Концентрированная HNO3 пассивирует все три металла.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1. Как сказывается на свойствах элементов побочной подгруппы

?VIII группы незавершенная структура d-подуровня внешнего уровня?

2.Почему для элементов семейства железа степень окисления +2 является устойчивой?

3.Железо и кальций имеют на внешнем энергетическом уровне по два s-электрона. В чем причина резкого различия их химической активности?

ГЛАВА 17 d-элементы. Железо. Хром. Марганец. Медь. Цинк 325

§ 2. Железо

После алюминия железо — самый распространенный элемент в земной коре. Его содержание в ней превышает 4%. На поверхности Земли железо встречается преимущественно в виде соединений, образуя залежи железных руд. Наиболее важны следующие соединения железа: магнитный железняк, или магнетит, Fe3O4; красный железняк, или гематит, Fe2O3; бурый железняк, или лимонит, Fe2O3 . nН2О; шпатовый

железняк, или сидерит, FeCO3; железный колчедан, или пирит, FeS2. Физические свойства. Химически чистое железо представляет со-

бой блестящий, серебристо-белый пластичный металл. Легко подвергается ковке, прокатке и другим видам обработки как в горячем, так и в холодном состояниях. Температура плавления 1539 oС. Обладает

магнитными свойствами.

Химические свойства. Железо образует соединения, в которых проявляет степень окисления 0; +2; +3; +6. Наивысшая степень окисления +8 соответствует номеру группы.

Наиболее характерны состояния окисления +2 и +3, что соответствует ионам Fe2+ и Fe3+. Эти ионы на незавершенном 3d-подуровне содержат соответственно 6 и 5 электронов: [1s22s22p63s23p6]2+ и [1s22s22p63s23p5]3+. Степень окисления +6 характерна для железа в ферратах — BaFeO4; K2FeO4, — которые следует рассматривать как соли H2FeO4.

Магнитные свойства соединений железа обусловлены наличием меньшего числа электронов на 3d-подуровне, чем это необходимо для его заполнения.

Железо относится к металлам со средней восстановительной активностью. В электрохимическом ряду напряжений металлов железо стоит после цинка. При обыкновенной температуре оно очень медленно окисляется кислородом воздуха, однако накаленное железо легко сгорает с образованием оксида железа (II, III), называемого окалиной:

3Fe + 2О2 = Fe3O4.

В присутствии влаги окисление железа на воздухе происходит быстрее и оно ржавеет, т.е. покрывается слоем гидратированного железа (III):

4Fe + 3О2 + nН2О = 2Fe2O3 · nН2О.

В присутствии следов влаги железо легко окисляется хлором, образуя хлорид железа (III):

2Fe + 3С12 = 2FeCl3.

Окисление слабыми окислителями приводит к образованию Fe2+, а сильные окислители переводят его в Fe3+.

При нагревании железо реагирует со многими неметаллами: Fe + S = FeS.

При высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой. При этом образуется Fe3O4 и выделяется водород:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2↑.

Железо взаимодействует с разбавленными хлороводородной и серной кислотами, вытесняя из последних водород:

Fe + 2НСl = FеСl2 + Н2↑; Fe + H2SO4 = Fe SO4 + Н2↑.

Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо. При нагревании эти кислоты окисляют железо до Fe3+:

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O;

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO↑ + 2H2O.

Очень разбавленная азотная кислота восстанавливается до соли аммония:

8Fe + 30НNО3 = 8Fe(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9Н2О.

В водных растворах железо восстанавливает металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов стоят правее него:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Сu.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

1.Почему с разбавленной серной кислотой железо окисляется до Fe2+,

?а с концентрированной либо вовсе не реагирует, либо при нагревании окисляется до Fe3+?

2.Объясните расстановку коэффициентов в уравнениях окислитель- но-восстановительных реакций, приведенных в этом параграфе, методами электронного баланса и электронно-ионным.

3.Как можно предотвратить окисление железа?

4.Какую массу сульфата железа (II) можно получить при растворении расчетной массы железа в 30 мл кислоты с массовой долей 30% и плотностью 1,219 г/см3?

Ответ: 17,01 г.

5.На сколько граммов увеличится масса железной пластинки, опущен-

ной в раствор CuSO4, если при этом на пластинке оказалось 20,8 г металлической меди?

Ответ: 2,6 г.

ГЛАВА 17 d-элементы. Железо. Хром. Марганец. Медь. Цинк 327

6.Образец порошка железа массой 0,32 г при обработке кислотой вытес-

?нил 0,112 л водорода. Какова массовая доля (%) железа в образце?

Ответ: 87,5%.

7.В 50 г серной кислоты с массовой долей 20% растворено 3,36 г желе-

за. Какова массовая доля (%) FeSO4 в растворе? Какая масса кислоты осталась в растворе?

Ответ: 17,13% FeSO4; 4,12 г H2SO4.

8.Для исчерпывающего хлорирования смеси железа и цинка массой 2,42 г израсходовали 1,12 л хлора. Определите массовые доли (%) каждого металла в смеси.

Ответ: 46,28% Fe; 53,72% Zn.

9.При прокаливании железа образовался оксид массой 1,16 г, для восстановления которого потребовалось 0,12 г углерода. Определите формулу оксида и массу железа, вступившего в реакцию.

Ответ: Fe3O4; 0,84 г Fe.

10.Смесь оксидов FeO и Fe2O3 массой 5,8 г восстановили оксидом углерода (II) и получили 4,2 г железа. Определите массовую долю (%) оксидов в смеси.

Ответ: 31% Fe; 69% Fe2O3.

§ 3. Соединения железа

Железо образует оксиды FeO и Fe2O3. Оксид железа (II) FeO может быть получен неполным восстановлением магнитного железняка Fe3O4 оксидом углерода (II) СО:

Fe3О4 + СО = 3FeO + СО2↑.

FeO представляет собой черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде и щелочах. При действии кислот образуются соответствующие соли:

FeO + 2НСl = FeCl2 + Н2О.

Оксиду FeO соответствует гидроксид Fe(OH)2, получающийся из солей железа (II) действием щелочей. Этот гидроксид имеет выраженный основный характер. Легко вступает в реакции с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2Н2О; Fe(OH)2 + 2СН3СООН = Fe(CH3COO)2 + 2Н2О.

В присутствии кислорода воздуха Fe(OH)2 легко окисляется до Fe(OH)3, поэтому белый осадок Fe(OH)2 быстро темнеет:

4Fe(OH)2 + О2 +2Н2О = 4Fe(OH)3.

Оксид железа (III) Fe2O3 — порошок красно-бурого цвета, нерастворим в воде. Его получают при обжиге колчедана.

Fe2O3 проявляет слабые амфотерные свойства. При действии кислоты образует соли железа (III), а при действии щелочей — соли, где железо входит в состав кислотного остатка:

Fe2O3 + 6НСl = 2FeCl3 + 3Н2О;

сплавление

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + Н2О.

Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 образуется в виде красно-коричне- вого осадка, имеющего переменный состав: Fe2O3 . nН2О. Теряя постепенно воду, последний переходит в Fe2O3. Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). В присутствии разбавленных минеральных кислот Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли. Под действием концентрированных щелочей на Fe(OH)3 получаются устойчивые комплексы:

Fe(OH)3 + 3КОН = K3[Fe(OH)6].

Качественно ионы Fe2+ можно обнаружить с помощью красной кровяной соли K3[Fe(CN)6] no образованию берлинской лазури — вещества синего цвета:

+2 +3

FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 2KCl.

Ионы Fe3+ можно обнаружить с помощью желтой кровяной соли — K4[Fe(CN)6] по образованию осадка синего цвета:

+3 +2

FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 3KCl

или же по образованию роданида железа (III) — вещества крова-

Железо играет исключительно важную биологическую роль, так как входит в состав гемоглобина и некоторых ферментов. Гемоглобин, связывая кислород, переносит его из легких к мышцам, где кислород передается миоглобину, после чего, связывая СО2, переносит его в легкие. Нехватка железа в организме приводит к таким заболеваниям, как анемия и малокровие.

ГЛАВА 17 d-элементы. Железо. Хром. Марганец. Медь. Цинк 329

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

2.Как осуществить превращения:

Fe → FeO → Fe2O3 → Fe(NO3)3

FeCl2 → Fe(OH)2 → Fe(OH)3

3.Объясните гидролиз соли FeCl3.

4.Какой объем кислорода понадобится для окисления 18 г Fe(OH)2 в Fe(OH)3?

Ответ: 1,12 л.

5.При добавлении раствора аммиачной воды к 50 г раствора хлорида железа (III) образовался гидроксид, при разложении которого получено

1,60 г Fe2O3. Какова массовая доля (%) FeCl3 в растворе?

Ответ: 6,5%.

6.Сульфат железа (II), являясь восстановителем, взаимодействует с

КMnО4 в кислой среде по схеме:

FeSO4 + КMnО4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O. Расставьте коэффициенты и рассчитайте массу раствора КMnО4 с массовой долей 0,5%, необходимого для окисления 7,6 г FeSO4.

Ответ: 316 г.

7.При нагревании 5,56 г кристаллогидрата сульфата железа (II) получили 3,04 г безводной соли. Определите формулу кристаллогидрата. Ответ: FeSO4 · 7Н2О.

8.Рассчитайте массу железного купороса (FeSO4·7Н2О), которую можно получить взаимодействием 16,8 г железа с избытком разбавленной серной кислоты.

Ответ: 83,4 г.

9.При взаимодействии 50 г хлорида железа с избытком нитрата серебра получено 113 г хлорида серебра. Определите степень окисления железа в хлориде.

Ответ: +2.

10.Технический препарат железа массой 0,5 г нагревали в атмосфере хлора, продукт реакции растворили в воде и получили 50 г раствора с массовой долей 2,6%. Определите массовую долю (%) железа в препарате.

Ответ: 89,6%.