Неорганическая химия. Учебное пособие

Более модернизированный процесс устранения жесткости воды – при помощи

катионитов.

Катиониты - сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия,

высокомолекулярные органические соединения), общая формула которых Na2R, где R

сложный кислотный остаток.

При пропускании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na

на ионы Са и Mg: Са + Na2R = 2Na + CaR

Ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Чтобы восстановить использованный катионит его необходимо промыть раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс (ионы Са в катионите заменяются на ионы Na): 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl

Восстановленный катионит можно опять использовать для очистки воды.

60. Общая характеристика подгруппы бора

Внешняя электронная конфигурация у всех элементов подгруппы s2p1. Характерным свойством подгруппы IIIA является полное отсутствие металлических свойств у бора и типичные металлические свойства у таллия. Элементы, стоящие между ними в подгруппе,

проявляют промежуточные свойства.

Получение. Наиболее важным является алюминий. Проявляет характерные свойства металла - отражательная способность, проводимость, прочность, деформируемость.

Алюминий образует ион в степени окисления +3, гидроксид проявляет свойства кислоты и основания (амфотерность). Алюминий получают из природного минерала боксита (Al2O3),

подвергаемого обогащению или очистке. Полученный оксид добавляют к расплаву криолита

Na3AlF6 в электролизной стальной ванне (катод), футерованной графитом. Анод-стержни из углерода. По этой технологии (процесс Холла – Эру) получают алюминий чистотой 98%.

Дальнейшую очистку проводят электролизом методом Хупса.

Бор в виде аморфного коричневатого порошка получают восстановлением B2O3

активным металлом (щелочным или магнием). При получении загрязняется примесями боридов, например Mg3B2. Более чистый бор получают восстановлением из BBr3. Другие элементы этой подгруппы получают восстановления их из оксидов.

Химические свойства:

81

1)элементы подгруппы IIIA образуют оксиды и гидроксиды со степенью окисления III. Свойства их в ряду от алюминия до таллия изменяются от кислотных к основным;

2)галогениды всех элементов этой подгруппы имеют состав MеX3, а таллий,

кроме того, образует TlCl, во многом сходный с AgCl;

3)элементы и их соединения взаимодействуют с водой;

4)гидроксиды элементов подгруппы IIIA все, кроме таллия взаимодействуют со

щелочами.

Применение. Бор используют как добавку к цветным сплавам и стали, как противокоррозийное средство, получают из него буру, используемую в производстве глазури, эмали, стекла, сварке, паянии, как удобрение.

Галогениды элементов подгруппы IIIA применяются в отраслях промышленности и в лабораторных исследованиях. На основе алюминия производят множество сплавов.

Применяют при изготовлении химической аппаратуры, проводов, конденсаторов, для алитирования. Для получения искусственных рубинов, сапфиров и наждака.

Галлий используют для наполнения кварцевых термометров, добавляют к алюминию для получения сплавов поддающихся горячей обработке. Индий используют для покрытия рефлекторов, вкладышей подшипников и как компонент сплава применяемого для изготовления плавких предохранителей. Таллий используется в оптических приборах работающих в оптической области спектра, в фотоэлементах.

61. Алюминий. 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-х валентных электрона. Степень окисления +3,

валентность – III. Физические свойства: алюминий – серебристо-белого цвета, мягкий,

механически прочный металл, тепло – и - электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.

Химические свойства:

1)при обычной температуре реагирует с кислородом, образую окисную пленку,

препятствуя дальнейшему окисления металла: 4Аl + 3О2 = 2Аl2О3;

82

2)алюминий, лишенный защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой:

2Аl + 6Н2О = 2Аl(ОН)3↓ + 3Н2↑;

3)алюминий энергично взаимодействует с растворами щелочей: 2Аl + 2NaOH +

10Н2О = 2Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3Н2↑;

4) при нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, с азотом, с

углеродом, с серой а также с аммиаком:

2Аl + 3Сl2 = 2АlСl3

2Аl + N2 = 2АlN

4Аl + 3С = Аl4С3

2Аl + 3S = Аl2S3

2Аl + 2NН3 = 2АlN + 3Н2↑

Соли алюминия и алюминаты в растворах гидролизуются - превращаются в основные соли или подвергаются полному гидролизу.

Получение. В промышленности алюминий получают электролизом раствора Аl2О3 в

расплавленном криолите Na3AlF6 с добавлением СаF2. Алюминий выделяется на катоде.

Нахождение в природе: алюминий один из наиболее распространенных элементов в земной коре - до 250 руд, содержащих алюминий: боксит - Аl2О3 . хH2O – содержит от 32-

60% Аl2О3 – глинозема; корунд - Аl2О3 – кристаллическая модификация глинозема; рубин и сапфир – драгоценные камни; нефелин – (К, Na)2О . Аl2О3 . 2SiО2 – одна из важнейших алюминиевых руд; каолин Аl2О3 . 2SiО2 . 2H2O – составляет основу всех глин; алунит К2SО4 .

Аl2(SО4)3 . 2Аl2О3 . 6H2O – относятся к важнейшим алюминиевым рудам; криолит Na3[AlF6];

шпинель Мg(АlО2)2 и метаалюминаты типа шинели Zn(АlО2)2 Сплавы алюминия:

дюралюминий – 94% Аl, 4% Сu, по 0,5% Мg, Мn, Fe и Si; силумин - Аl + ~13%Si; магналий -

Аl с содержанием Мg – 0,5 -11,5%. 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 теплового излучения.

83

62. Оксид и гидроксид алюминия

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°С, температура кипения – 3000°С.

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

Кристаллический Аl2О3 химически пассивен, аморфный — более активен. Взаимодействие с растворами кислот дает – средние соли алюминия, а с растворами оснований – комплексные соли – гидроксоалюминаты металлов:

Al2O3 + 6НСl = 2AlСl3 + 3Н2О

Al2O3 + NaOH + 7Н2О = 2Na[Al(ОН)4(Н2О)2]

При сплавлении оксида алюминия с твердыми щелочами металлов образуются двойные соли - метаалюминаты (безводные алюминаты):

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2

Al2O3 + Na2СО3 = 2NaAlO2 + СО2↑

Оксид алюминия не взаимодействует с водой и не растворяется в ней.

Получение: оксид алюминия получают методом восстановления алюминием металлов из их оксидов: хрома, молибдена, вольфрама, ванадия и др. – металлотермия,

открытый Бекетовым:

Cr2О3 + Al = Al2O3 + 2Cr

Применение: оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка служит компонентом огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов. В

виде

кристаллов применяется для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.), окрашенных примесями оксидов других металлов — Сr2О3

(красный цвет), Тi2О3 и Fe2О3 (голубой цвет).

Гидроксид алюминия – Al(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]

84

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

Получение:

1) из солей алюминия действием раствора щелочей: AlСl3 + 3NaOH = Al(ОН)3 +

3Н2О;

2)разложением нитрида алюминия водой: AlN + 3Н2О = Аl(ОН)3 + NН3↑;

3)пропусканием СО2 через раствор гидроксокомплекса: [Аl(ОН)4]- + СО2 = Аl(ОН)3 + НСО3-;

4)действием на соли Аl гидратом аммиака; при комнатной температуре образуется Аl(ОН)3, а при кипячении — менее активный АlO(ОН): Применение: для синтеза солей Аl, органических красителей; как лекарственный препарат при повышенной кислотности желудочного сока.

63. Общая характеристика подгруппы хрома

Элементы подгруппы хрома занимают промежуточное положение в ряду переходных металлов. Имеют высокие температуры плавления и кипения, свободные места на электронных орбиталях. Элементы хром и молибден – обладают нетипичной электронной структурой - на внешней s-орбитали имеют один электрон (как у Nb из подгруппы VB). У этих элементов на внешних d- и s-орбиталях находится 6 электронов,

поэтому все орбитали заполнены наполовину, т.е. на каждой находится по 1 электрону. Имея подобную электронную конфигурацию, элемент обладает особенной стабильностью и устойчивостью к окислению. Вольфрам имеет более сильную металлическая связь, нежели

молибден. Степень окисления у элементов подгруппы хрома сильно варьирует. В

надлежащих условиях все элементы проявляют положительную степень окисления от 2 до 6,

максимальная степень окисления соответствует номеру группы. Не все степени окисления у элементов стабильны, у хрома самая стабильная - +3.

Все элементы образуют оксид MVIO3, известны также оксиды в низших степенях окисления. Все элементы данной подгруппы амфотерны – образуют комплексные соединения и кислоты.

Хром, молибден и вольфрам востребованы в металлургии и электротехнике. Все рассматриваемые металлы покрываются пассивирующей оксидной пленкой при хранении на

85

воздухе или в среде кислоты-окислителя. Удалив пленку химическим или механическим способом, можно повысить химическую активность металлов.

Хром. Элемент получают из хромитной руды Fe(CrO2)2, восстанавливая углем:

Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO↑

Чистый хром получают восстановлением Cr2O3 с помощью алюминия или электролиза раствора, содержащего ионы хрома. Выделяя хром с помощью электролиза можно получить хромовое покрытие, используемое в качестве декоративных и защитных пленок.

Из хрома получают феррохром, применяемый при производстве стали.

Молибден. Получают из сульфидной руды. Его соединения используют при производстве стали. Сам металл получают при восстановлении его оксида. Прокаливая оксид молибдена с железом можно получить ферромолибден. Используют для изготовления нитей и трубок для обмотки печей и электроконтактов. Сталь с добавлением молибдена используют в автомобильном производстве.

Вольфрам. Получают из оксида, добываемого из обогащенной руды. В качестве восстановителя используют алюминий или водород. Получившийся вольфрам в идее порошка в последствии формуют при высоком давлении и термической обработке

(порошковая металлургия). В таком виде вольфрам используют для изготовления нитей накаливания, добавляют к стали.

64. Хром

Хром – Cr - d-элемент расположенный в 4 периоде, в VI группе побочной подгруппы.

Высшая степень окисления +6. В соединениях может проявлять степень окисления от + до

+6, но наиболее характерными для хрома является степень окисления +3 и +6. В остальных степенях окисления соединения хрома неустойчивы.

Физические свойства: хром – серовато-белый металл с характерным металлическим блеском. Природный хром состоит из смеси 5 изотопов: 50, 52, 53, 54, 56. Это самый твердый из всех известных металлов, его плотность 7,2 г/см3. Температура плавления 1855º

С, температура кипения - 2642 ºС. При обычной температуре хром устойчив к воздействию воды и воздуха.

86

Химические свойства: электронная конфигурация: 1s22s22p23s23p63d54s1. В

образовании химических связей хрома участвуют не только электроны внешнего 4 уровня,

но и электроны предпоследнего уровня – 3d-подуровня:

1)при высокой температуре хром горит в кислороде: 4Cr + 3О2 = 2Cr2О3;

2)раскаленный хром реагирует с парами воды, вытесняя из нее кислород: 2Cr +

3Н2О = Cr2О3 + 3Н2↑;

3)при нагревании реагирует с галогеноводородами, S, N2, P4, C, Si, B:

Cr + 2НF = CrF2 + Н2↑

2Cr + 3S = Cr2S3

2Cr + N2 = 2CrN

4Cr + P4 = 4CrP

4)С галогенами реагирует не одинаково:

а) со фтором взаимодействует даже на холоде: Cr + 3F2 = CrF6

б) с хлором реагирует при нагревании: 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3

Разбавленная соляная и серная кислоты растворяют хром с выделением водорода, а в холодной азотной он пассивируется. Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3.

Получение: В чистом виде хром получают двумя способами:

1)металлотермический – восстановление металла из его оксида с помощью другого металла;

2)электролитический – электролиз водного раствора хромовых кислот. При этом одновременно с хромом на катоде выделяется водород. Поэтому получаемый хром содержит включения водорода. Для получения чистого хрома его переплавляют в вакууме.

Металлический хром получают алюмотермическим способом (способ Бекетова( из оксида – Cr2О3: Cr2О3 + 2Al = Al2О3 + 2Cr

Нахождение в природе: в природе хром встречается только в виде соединений,

важнейшим из которых является хромистый железняк FeCrO4 или Fe(CrO)2, из которого путем восстановления углеродом в электропечах получают сплав – феррохром.

Используется хром в инструментальной и автомобильной промышленности – хромирование

– покрытие хромом других металлов; в металлургии при производстве легирования стали.

87

65. Оксиды и гидроксилы хрома

Хром образует три оксида: CrО, Cr2О3 и CrО3. Оксид хрома II – CrО – основный оксид - черный порошок. Сильный восстановитель (все соединения Cr2+ являются сильными восстановителями). CrО растворяется в разбавленной соляной кислоте:

CrО + 2НСl = CrСl2 + Н2О

При нагревании на воздухе выше 100ºС CrО превращается в Cr2О3: 4CrО + О2 = 2Cr2О3

Оксид хрома III - Cr2О3 – тугоплавкий порошок зеленого цвета (температура плавления - 2265ºС). Твердость кристаллов близка к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств. Получают из хромистого железняка (FeCr2O4). При окислительно-

щелочном сплавлении последнего с содой образуются хромат натрия NaCrO4: 2Fe(CrO2)2 + 4Na2CO3 + 1/2O2 = 4Na2CrO4 + Fe2O3 + 4CO2

Затем Na2CrO4 переводят в Na2Cr2O7 – дихромат:

Na2CrO4 + Н2SО4 = Na2Cr2O7 + Н2О + Na2SО4

Далее дихромат восстанавливают углем и получают Cr2О3: Na2Cr2O7 + 2С = Na2CO3 + Cr2О3 + СО↑

В лаборатории Cr2О3 получают термическим разложением дихромата аммония:

(NH4)2Cr2O7 → Cr2О3 + N2 + 4Н2О

Cr2О3 – амфотерный оксид: реагирует с основаниями и кислотами при сплавлении его со щелочами образует хромиты: Cr2О3 + NaОН = 2NaCrO2 + Н2О

Оксид хрома VI - CrО3 – темно-красные кристаллы, хорошо растворимые в воде.

CrО3 – кислотный оксид, с избытком воды образует хромовую кислоту: CrO3 + H2O → H2CrO4.

CrO3 – ангидрид хромовой кислоты. При большой концентрации CrO3 образуются дихромовая кислота: 2CrO3 + H2O → H2CrO7.

CrO3 при нагревании до 250ºС разлагается: 4CrO3 → 2Cr2О3 + 3О2↑

Получение: взаимодействием дихромата калия с концентрированной Н2SО4:

К2CrO7 + Н2SО4 = CrO3↓ + К2SО4 + H2O

CrO3 - сильный окислитель – окисляет йод, серу, уголь, фосфор, превращаясь при этом в Cr2О3.

Гидроксид хрома II – Cr(ОН)2 – желтого цвета, в воде нерастворим, обладает основными свойствами является восстановителем, получается действием щелочи на хлорид хрома CrСl2, получаемого при взаимодействии Cr c НСl:

88

Cr + 2НСl = CrСl2 + Н2↑

CrСl2 + 2КОН = Cr(ОН)2 + 2КСl Соединения Cr II неустойчивы и легко окисляются кислородом воздуха:

4 Cr(ОН)2 + О2 + 2H2O = 4Cr(ОН)3

Гидроксид хрома III – (Cr(ОН)3)n – это сложный полимер зеленого цвета,

нерастворимый в воде, обладает амфотерными свойствами – растворяется и в кислотах и и в щелочах; с кислотами – с образованием солей хрома (III):

2Cr(ОН)3 + 3Н2SО4 = Cr2(SО4)3 + 6H2O

со щелочами – с образованием сине-фиолетовых растворов – гидроксохромитов:

Cr(ОН)3 + NaОН + H2O = Na[Cr(ОН)4(H2O)2]

При сплавлении Cr(ОН)3 со щелочами получают хромиты, а с избытком – метахромиты:

Cr(ОН)3 + 3NaОН = Na3CrO3 + 3H2O Получение: Cr2(SО4)3 + 6NaОН = 2Cr(ОН)3 + 3Na2SО4

66. Хроматы и дихроматы

Хроматы — соли хромовой кислоты H2CrO4, существующей лишь водных растворах с концентрацией не выше 75%. Валентность хрома в хроматах – 6. Хроматы щелочных металлов и магния имеют хорошую растворимость в воде, а для растворимость щелочноземельных металлов очень резко снижается в ряду CaCrO4 — SrCrO4 — BaCrO4 —

RaCrO4. Хроматы - желтые кристаллические вещества – желтую окраску обеспечивает хромат-ион CrO42-. Дихроматы – соли дихромовой кислоты: H2CrO7. В отличие от хроматов,

почти все соли-дихроматы хорошо растворимы в воде. Дихроматы имеют ярко оранжевую окраску, обеспеченную дихромат-ионом: CrO72-. Хромат и дихромат-ионы способны к взаимопревращению в зависимости от кислотности среды: если раствор подкислить, то хромат-ионы будут переходить в дихромат-ионы по схеме:

2CrO42- + 2H+ Cr2O72- + H2O

А если добавить щелочи, то пойдет обратная реакция: Cr2O72- + 2ОН+ =2CrO42- + H2O

Хроматы получают взаимодействием оксида хрома (VI) или раствора хромовой кислоты H2CrO4 с оксидами, гидроксидами, карбонатами металлов или при обменной

89

реакции с участием растворимых солей-хроматов, или путем окисления комплексных солей

– гидроксохроматов в избыточном растворе щелочи: 2Na[Cr(OH)4(H2O)2] + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 12H2O

Хромат калия K2CrO4 - кристаллы желтого цвета, при нагревании краснеют.

Кристаллогидратов не образует. Дихроматы — сильные окислители: 3S+4 О2 + К2Cr2+6 O7 +

Н2SО4 = К2S+6 О4 + Cr2+3 (SО4)3 + H2O

Получают дихроматы из соединений Cr (III) в кислой среде: Cr2(SО4)3 + 2КМnО4 + 7H2O = К2Cr2O7 + 2Мn(ОН)4 + 3Н2SО4

Дихромат аммония - (NH4)2Cr2O7 - оранжевые кристаллы, не образует кристаллогидратов. При слабом нагревании он самовоспламеняется с выбросом искр — раскаленных частиц Cr2O3, N2 и паров воды - «химический вулкан».

Дихромат калия K2Cr2O7 . 2H2O и Na2Cr2O7 – хромпики, оранжево-красные кристаллы, кристаллогидратов не образует. Используется в пиротехнике, в хроматометрии используется, в производстве спичек. Смесь равных объемов раствора K2Cr2O7 и

концентрированной серной кислоты - хромовая смесь является очень сильным окислителем,

в лабораториях применяется для мытья стеклянной посуды. Хроматы применяются для протравы семян, также в качестве протравы при крашении, в лакокрасочной, кожевенной (в

качестве дубящих реагентов кожи), текстильной промышленности; используются в лабораторном способе разделения хроматов кальция, стронция и бария: Наиболее распространенным в природе, минералом является минерал PbCrO4 - крокоит. Хромат -

тарапакаит и дихромат калия - лопецит также являются природными минералами.

67. Общая характеристика семейства железа

Семейство железа входит в состав побочной подгруппы восьмой группы и является в ней первой триадой, включающей в себя – железо, кобальт и никель. Эти элементы имеют два электрона на наружном слое атома, все они являются металлами. По свойствам все три элемента похожи между собой. Для них характерна степень окисления 2,3,4. Реже проявляются более высокие степени окисления. Ни один элемент из семейства железа не проявляет максимальной степени окисления +8. Все металлы триады образуют

90