Заняття 26

Лабораторна робота №4.

Тема: Гідроліз солей

Актуальність: Електролітична дисоціація електролітів відіграє важливу роль в різноманітних процесах, у тому числі і в життє­дія­ль­ності організмів. Наявність електролітів впливає на розчин­ність білків, амінокислот і інших органічних сполук в організмі людини. Порушен­ня нормального електролітного балансу має негативні наслідки.

Навчальні цілі:

Знати: теорію дисоціації кислот, основ і солей, сильні і слабкі електроліти, значення водневого показника в кислому, основному і нейтральному середовищі, типи солей, що піддаються гідролізу.

Уміти: писати рівняння дисоціацій кислот, основ і солей, йонні рівняння реакцій та рівняння гідролізу солей, визначати рН середовища за кольором індикатора, складати рівняння гідролізу солей.

Самостійна позааудиторна робота студентів

! Написати в робочому зошиті:

1. Написати рівняння реакції гідролізу для таких солей AlCl₃; AgNO₃; Al₂S₃; Na₂CO₃; Pb(CH₃COO)₂.

2. Виписати, які солі гідролізують:

по катіону	по аніону	по катіону та аніону	не гідролізують

FеCl₃, КНСО₃, NH₄NO₃, Na₂S, K₂SiO₃; ZnSO₄; Pb(CH₃COO)₂, K₂Cr₂O₇.

Вказати рН розчину кожної солі.

6Дати відповіді на тести:

1. Гідроліз солей – це:

а) процес взаємодії солі з водою, в результаті якої може зміню­ва­тись рН середовища;

б) розпад солі на йони під впливом молекул води;

в) розчинення солей у воді;

г) дисоціація солі у воді;

д) розплавлення солі.

2. В результаті гідролізу натрій хлориду середовище стає:

а) кислим; б) лужним; в) нейтральним;

г) слаболужним; д) слабокислим.

3. В результаті гідролізу алюміній сульфату середовище стає:

а) кислим; б) лужним; в) нейтральним;

г) слаболужним; д) не змінюється.

4. В результаті гідролізу натрій ортофосфату середовище стає:

а) кислим; б) лужним; в) нейтральним;

г) слабокислим; д) не змінюється.

5. В результаті гідролізу плюмбум (ІІ) нітрату середовище стає:

а) кислим; б) лужним; в) слабокислим;

г) нейтральним; д) не змінюється.

6. В результаті гідролізу цинк хлориду середовище стає:

а) кислим; б) лужним; в) нейтральним;

г) слаболужним; д) не змінюється.

7. В результаті гідролізу калій карбонату середовище стає:

а) кислим; б) лужним; в) нейтральним;

г) слабокислим; д) не змінюється.

8. Яке з наведених рівнянь відповідає реакції гідролізу Na₂CO₃:

а) Na⁺ + H₂O = NaOH + H⁺; б) CO₃²⁻ + H₂O = HCO₃⁻ + OH⁻ ; в) 2Na⁺ + CO₃²⁻ = Na₂CO₃;

г) Na₂CO₃ + 2OH⁻ = 2NaOH + CO₃²⁻ ;

д) сіль не гідролізує;

9. Яке з наведених рівнянь відповідає реакції гідролізу AlCl₃?

а) Al³⁺ + H₂O = AlOH²⁺ + H⁺; б) Cl⁻ + H₂O = HCl + OH⁻ ;

в) Cl⁻ + H₂O = HClO + H⁺; г) Al³⁺ + 3Cl⁻ = AlCl₃;

д) сіль не гідролізує.

10. Яке з наведених рівнянь відповідає реакції гідролізу CH₃COONH₄?

а) NH₄⁺ + H₂O = NH₄OH + H⁺; б) NH₄⁺ + OH⁻ = NH₃ + H₂O; в) CH₃COO ⁻ + H₂O = CH₃COOH+ OH⁻ ;

г) NH₄ ⁺ + CH₃COO ⁻ + H₂O = NH₄OH + CH₃COOH;

д) сіль не гідролізує.

11. Яке з наведених рівнянь відповідає реакції гідролізу NaCl?

а) Na⁺ + H₂O = NaOH + H⁺; б) Na⁺ + Cl⁻ + H₂O = NaOH + HCl;

в) сіль не гідролізує; г) Cl⁻ + H₂O = HCl + OH⁻ ;

д) Cl⁻ + H₂O = HClO+ H⁺.

12. Яка сіль не гідролізує?

а) CH₃COONa; б) ZnSO₄; в) (NH₄)₂CO₃; г) NaCl.

13. Яка сіль гідролізує за катіоном?

а) KNO₃; б) ZnSO₄; в) Na₂CO₃; г) NaCl.

14. Яка сіль гідролізує за аніоном?

а) CH₃COONa; б) ZnSO₄; в) (NH₄)₂CO₃; г) NaCl.

15. Яка сіль гідролізує за катіоном та аніоном?

а) CH₃COONa; б) ZnSO₄; в) (NH₄)₂CO₃; г) AgNO₃;.

 

Контрольні питання

1. Що таке сіль? Назвати приклади солей.

2. Назвати приклади солей утворених

а) сильною кислотою і си­ль­­ною основою;

б) сильною кислотою і слабкою основою,

в) слабкою кислотою і сильною основою;

г) слабкою кислотою і слабкою осно­вою.

3. Що таке гідроліз?

4. Поняття про ступінь гідролізу і константу гідролізу.

5. Які типи солей вступають в реакцію гідролізу, приведіть прик­лади.

6. Який тип солей не гідролізує. Навести приклади.

7. Гідроліз солей, утворених слабкою основою і сильною кислотою.

8. Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і сильною основою.

9. Гідроліз солей, утворених слабкою кислотою і слабкою осно­вою.

10. Гідроліз солей, утворених багатоосновними кислотами та ба­га­токислотними основами.

 

Самостійна робота на занятті

! Написати в робочому зошиті:

1. Написати рівняння реакцій гідролізу солей в молекулярному та йонному вигляді, вказати рН розчину: NН₄NO₃, CuSO₄, Na₂S, K₂CO₃, Cr₂S₃, Al₂(SiO₃)₃.

2. Виписати, які з солей AgCl, A1₂S₃. ZnCl₂, Fе₂(SO₃)₃, K₂S, CuCO₃ гідролізують.

а) по катіону; б) по аніону; в) по катіону і аніону;

г) не гідролізують.

Частина ІІ. НЕОРГАНІЧНА ХІМІЯ

 

Розділ 9. МЕТАЛИ

 

План

§9.1. Положення металів в періодичній системі хімічних елементів.

Метали в природі.

§9.2. Загальні фізичні та хімічні властивості металів. Електрохімічний ряд напруг.

§9.3. Лужні метали. Будова, фізичні та хімічні властивості.

§9.4. Властивості лужноземельних металів. Поняття про твердість води.

§9.5. Підгрупа Алюмінію.

§9.6. Перехідні метали. Ферум як представник d-елементів.

 

§9.1. Положення металів в періодичній системі

хімічних елементів

Якщо в періодичній таблиці елементів Д.І.Менделєєва провести діагональ від Берилію (Ве) до Астату (At), то зліва внизу по діагоналі знаходитимуться елементи-метали (до них же відносяться елементи по­біч­них підгруп), а справа вгорі – елементи-неметали (крім d-еле­ментів). Елементи, розташовані поблизу діагоналі (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb і ін.), володіють подвійним характером. Зі 110 відомих хімічних елементів 88 є металами (складають 75% усіх елементів).

 

До елементів - металів відносяться:

· всі s - елементи I і II груп (крім Гідрогену та Гелію);

· всі d- і f – елементи;

· p- елементи головних підгруп: III_А (окрім Бору), IV_А (Ge, Sn, Pb), V_А (Sb, Bi) і VI_А (Po). Найтиповіші елементи – метали розташовані на початку періодів (починаючи з другого).

Атоми містять по два або по одному s – електрону на зовніш­ньому енергетичному рівні. Виняток складають p- елементи. Для металів ступінь окиснення нуль (0) – найнижчий, отже, вони можуть бути лише відновниками. Відновні властивості металів відображені в електрохімічному ряді напруг металів.

Металами є більшість хімічних елементів. Найпоширенішим металом в земній корі є алюміній. Переважна біль­шість металів зустрічається в природі у вигляді різних сполук і лише деякі з них — у вільному стані. Це так звані самородні метали (золото і платина), а також інколи срібло, ртуть, мідь і інші метали.

Мінерали і гірські породи, придатні для добування з них металів заводським способом, називаються рудами. Важливішими рудами є оксиди (Fe₂O₃, Fe₃O₄, Al₂O₃ • nH₂O, MnO₂ тощо); сульфіди (ZnS, PbS, Cu₂S, HgS і ін.), солі (NaCl, KCl, MgCl₂ CaCO₃ і т. д.). Малоактивні метали зустрічаються переважно у вигляді оксидів і сульфідів, а активні (лужні і лужноземельні) — тільки у вигляді солей.

§9.2. Загальні фізичні та хімічні властивості металів

Метали в твердому стані – кристалічні речовини з металічним типом зв’язку. Кристалічні гратки металічного типу містять у вузлах позитивно заряджені йони і нейтральні атоми; між ними пересуваються відносно вільні електрони.

Рис. 9.1. Приклад утворення металічного зв’язку в металах.

 

Фізичні властивості металів пояснюються особливою будовою кри­сталічних граток - наявністю вільних електронів (" електронного газу"). Отже, основні фізичні властивості металів:

1) Пластичність – здатність змінювати форму при ударі, витягуватися в дріт, прокатуватися в тонкі листи. У ряді – Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe – зменшується.

2) Блиск, звично сірий колір і непрозорість. Це пов'язано з вза­ємодією вільних електронів з падаючими на метал квантами світла.

3) Електропровідність. Пояснюється направленим рухом віль­них електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. У ряді – Ag, Cu, Al, Fe – зменшується. При нагріванні електропровідність зменшується, оскільки з підви­щен­­ням температури посилюються коливання атомів і йонів у вузлах кри­сталічних граток, що утруднює направлений рух " електронного газу".

4) Теплопровідність. Зумовлена високою рухливістю вільних елект­ронів і коливальним рухом атомів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури по масі металу. Найбільша теплопровідність - у Вісмуту і Меркурію.

5) Твердість. Найтвердіший метал – Хром (ріже скло); най­м’я­кі­ші – лужні метали – Калій, Натрій, Рубідій і Цезій – ріжуться ножем.

6) Густина – тим менша, чим менша атомна маса металу і чим більший радіус його атома (найлегший - Літій (r=0, 53 г/см³); найважчий – Осмій (r=22, 6 г/см³).

Метали, які мають густину r < 5 г/см³ вважаються " легкими металами".

7) Температури плавлення і кипіння. Найбільш легкоплавкий ме­тал – Меркурій (т.пл. = -39°C), найбільш тугоплавкий метал – Воль­фрам (t°пл   = 1500°C).

Метали з t°пл. вище 1000°C вважаються тугоплавкими, нижче – легкоплавкими.

 

Загальні хімічні властивості металів

Хімічні властивості металів визначаються тим, що їх атоми порів­ня­но легко віддають зовнішні (валентні) електрони. При цьому перетворюються на катіони (К⁺, Са²⁺). Тому метали вступають у реакції окиснення з різними окисниками, серед яких прості речовини, кислоти, солі менш активних металів тощо.

СИЛЬНІ ВІДНОВНИКИ: Me0 – nē ®Men+
I. Реакції з неметалами	III. Взаємодія з водою
1) З киснем: 2Mg0 + O2 ®2Mg+2 O (магній оксид) 2 ) З сіркою: Hg0 + S® Hg+2 S (гідроген сульфід) 3 ) З галогенами: Nа + Cl2 –t® 2Nа+Cl (натрій хлорид) 4) З азотом: 3Ca0 + N2 –t ® Ca3+2N2 (кальцій нітрид) 5 ) З фосфором: 3Ca0 + 2P –t® Ca3P2 (кальцій фосфід) 6) З воднем (реагують тільки лужні і лужноземельні метали): 2Li0 + H2 ®2Li+1H (літій гідрид) Ca0 + H2 ® Ca+2H2	1) Активні (лужні і лужноземельні метали) утворюють розчинну основу і водень: 2Na0 + 2H2O ®2Na+1OH + H20­ 2) Метали середньої активності окиснюють­ся водою при нагріванні до оксиду: Zn0 + H2O –t® Zn+2O + H02­ 3) Неактивні (Au, Ag, Pt) - не реагують.   4) Витіснення більш активними металами менш активних металів з розчинів їх солей: Cu0 + Hg+2Cl2 ® Hg0 + Cu+2Cl2 Fe0 + Cu+2SO4 ®Cu0 + Fe+2SO4
II. Реакції з кислотами
Метали, що стоять в електрохіміч­но­му ряду напруг до H відновлюють кислоти-неокисники до водню: Mg0 + 2HCl ® Mg+2Cl2 + H20­ 2Al0+ 6HCl ® 2AlCl3 + 3H20­ Крім кислот-окисників (H2SO4, HNO3).	З кислотами-окисниками (!) ніколи не виділяється Н2: Cu +H2SO4(конц.) ® CuSO4 + SO2 ­ + H2О Zn +H2SO4(конц.) ®ZnSO4 + SO2 ­ + H2О Mg + H2SO4 (конц.) ® MgSO4 + S ­+ H2О К + H2SO4 (конц.) ® K2SO4 + H2S ­+ H2О Cu +HNO3(конц.) ® Cu(NO3)2 + NO2 ­ + H2О Zn +HNO3(конц.) ® Zn(NO3)2 + NO ­ + H2О К +HNO3(розв.) ® КNO3 + NН4NO3 ­ + H2О

 

Метали беруть участь в РЕАКЦІЯХ ЗАМІЩЕННЯ – це реакції, в результаті яких атоми простої речовини заміщують атоми в складній речовині.

Fe + CuSO₄ = Сu + Fe SO₄

Zn + H₂SO₄ = H₂­+ Zn SO₄

Такі реакції можливі тоді, коли атоми більш активного елементу витісняють атоми менш активного елементу в складній речовині.

Li, Rb, До, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Електрохімічний ряд напруг металів:

 

Цей ряд характеризує хімічні властивості металів:

1. Чим лівіше в цьому ряді розташований метал, тим сильніші його відновні властивості і тим слабші окисні властивості його йона в розчині (тобто тим легше він віддає електрони (окиснюється) і тим важ­че його йони приєднують назад електрони).

2. Кожний метал здатний витісняти з розчинів солей ті метали, які стоять у ряді напруг правіше за нього, тобто відновлює йони наступних металів в електронейтральні атоми, віддаючи електрони – а сам перетворюється на йон.

3. Тільки метали, що стоять у ряді напруг лівіше за Гідроген (Н), здатні витісняти його з розчинів кислот (наприклад, Zn, Fe, Pb – але не Сu, Hg, Ag).

Хлоридна кислота (HCl) – слабкий окисник за рахунок йонів Н⁺, тому вона взаємодіє лише з металами, які стоять в ряду стандартних електродних потенціалів перед воднем, наприклад:

2 HCl + Mg ® MgCl₂ + H₂ ­

HCl + Cu ≠

 

Схема взаємодії сульфатної кислоти (H₂SO₄) з металами:

 

Під час взаємодії з активними металами (наприклад, із магнієм) в залежності від концентрації і температури паралельно відбуваються кілька реакцій з утворенням сполук Cульфуру, в яких S має різні ступені окиснення (S⁺⁴O₂, S⁰, H₂S^-2); однак переважають реакції з утворенням S⁰ і H₂S.

а) + = + + 2H2O – 2e ®     відновник + 2e ®   окисник

б) 3 + = 3 + + 4H2O – 2e ®     відновник + 6e ®   окисник

в) 4 + = 4 + + 4H2O – 2e ®     відновник + 8e ®   окисник

 

Внаслідок взаємодії з малоактивними металами (наприклад, мід­дю) утворюються сіль та сульфур (ІV): оксид

Cu + 2H₂SO₄(к) ® CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O

У випадку розведеної сульфатної кислоти метали реагують з нею аналогічно хлоридній кислоті, тобто виділяється водень:

Zn + H₂SO₄ (р) ® ZnSO₄ + H₂ ­

Нітратна кислота (HNO₃) – сильний окисник. Внаслідок взаємо­дії з металами водень не виділяється, він окиснюється з утворенням води.

Схема взаємодії нітратної кислоти з металами:

 

	концентрована

розведена

з активними металами Са, Zn, Mg, Al

HNO­3

з малоактивними металами Cu, Hg, Ag

з активними металами Са, Mg, Al

NO

N2O, N2, NH4NO3

N2O

дуже розведена

з усіма металами, крім Pt, Au, Rh, Ir, Tl

NO2

Приклади:

a) + 4 = + 2 + 2H₂O

– 2e ®			відновник
+ 1e ®		окисник

б) 4 + 10Н _(к) = 4 + + 5H₂O

– 2e ®			відновник
2 + 4e ® 2		окисник

в) + 4H O_3(р) = 3 NO₃ + O + 2H₂O

– 1e ®			відновник
+ 3e ®		окисник

г) 4 + 10 H O_{3 (Р)} = 4 + + 3H₂O

– 2e ®			відновник
+ 8e ®		окисник

 

Не реагує нітратна кислота з платиною (Pt), золотом (Au), родієм (Rh), талієм (Tl), іридієм (Ir), пасивує (при звичайній температурі): алюміній (Al), хром (Cr), залізо (Fe).

 

§9.3. Лужні метали. Будова, фізичні та хімічні властивості.

ЛУЖНИМИ називаються метали, що розташовані в І А групі пе­ріо­дичної системи. Усі вони мають загальну електронну формулу зовнішнього рівняння ns¹. Є активними металами.

 

Заряд ядра	Назва	Електрона конфігурація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негативність	Відновні (металічні) властивості
	Літій Li	1s22s1	+1	зростає —————	зменшується —————	зростають ———
	Натрій Na	[Ne] 3s1	+1
	Калій K	[Ar] 4s1	+1
	Рубідій Rb	[Kr] 5s1	+1
	Цезій Cs	[Xe] 6s1	+1
	Францій Fr	[Rn] 7s1	+1

Фізичні властивості. Низькі температури плавлення, мала густина, м'які, ріжуться ножем.

Хімічні властивості. Типові метали, ДУЖЕ СИЛЬНІ ВІДНОВ­НИ­КИ. В сполуках проявляють єдиний ступінь окиснення +1. Із збі­ль­­шенням атомної маси зростає відновна здатність: Li ® Na ® K ® Rb ® Cs. Всі сполуки мають йонний характер, майже всі розчинні у воді.

ГІДРОКСИДИ R–OH – луги (сильні основи), сила їх зростає зі збі­льшенням атомної маси металу.

Спалахують на повітрі при помірному нагріванні. З воднем утворюють солеподібні гідриди. Згоряють найчастіше до пероксидів.

 

1) Активно взаємодіють з водою:	2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­, 2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­
2) Реагують з кислотами:	2Na + 2HCl ® 2NaCl + H2­
3) Реагують з киснем: На повітрі лужні метали миттєво окислю­­ються. Тому їх зберігають під шаром органічних розчинників (гас і ін.)	4Li + O2 ® 2Li2O (оксид літію) 2Na + O2 ®Na2O2 (пероксид натрію) K + O2 ® KO2 (надпероксид калію)
4) У реакціях з іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:	2Li + Cl2 ® 2LiCl (галогеніди) 2Na + H2 ® 2NaH (гідриди) 2Na + S ® Na2S (сульфіди) 2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбіди) 6Li + N2 ®2Li3N (нітриди)
5) Реагують зі спиртами і галогенопохідними вуглеводнів	2С2Н5ОН + 2Na ® 2С2Н5ОNa + Н2­
5) Якісна реакція на катіони лужних металів - фарбування полум'я в наступні кольори:	Li+ – кармінно-червоний, Na+ – жовтий, K+ – фіолетовий

 

Найважливіші Сполуки лужних металів

· Оксиди (R₂O) І ПЕРОКСИДИ (R₂O₂)

 

Одержання	Окисненням металу одержується тільки оксид літію: 4Li + O2 ®2Li2O
(у решті випадків одержуються пероксиди або надпероксиди)
Всі оксиди (крім Li2O) одержуються при нагріванні суміші пероксиду (або надпероксиду) з надлишком металу:	Na2O2 + 2Na ® 2Na2O, KO2 + 3K ® 2K2O
Хімічні властивості	Типові основні оксиди. Реагують з водою Li2O + H2O ® 2LiOH з кислотними оксидами Na2O + SO3 ® Na2SO4 з кислотами K2O + 2HNO3 ® 2KNO3 + H2O

 

· ГІдроксиди (ROH)

Фізичні властивості	Білі, кристалічні речовини, гігроскопічні; добре розчинні у воді (з ви­ді­ленням тепла). У водних розчинах дисоціюють до кінця (є СИЛЬНИМИ ЕЛЕКТРОЛІТАМИ).
Одержання	1) Електроліз розчинів хлоридів:	2NaCl + 2H2O ®2NaOH + H2­ + Cl2­ катод: 2H+ + 2ē ® H02­ анод: 2Cl- – 2ē ®Cl02­
2) Обмінні реакції між сіллю і основою	K2CO3 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + 2KOH
3) Взаємодія металів або їх основ­них оксидів з водою:	2Li + 2H2O® 2LiOH + H2­  Li2O + H2O ® 2LiOH Na2O2 + 2H2O ® 2NaOH + H2O2
Хімічні властивості	Сильні основи (ЛУГИ) (основність збільшується у ряді LiOH – NaOH – KOH – RbOH – CsOH)
реагують з кислотними оксидами	2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O
з кислотами:	LiOH + HCl ®LiCl + H2O
При сплавлянні NaOH з ацетатом натрію утворюється Метан: NaOH + CH3COONa –t ® Na2CO3 + CH4­

§9.4. Властивості лужноземельних металів. Твердість води.

ЛУЖНО-ЗЕМЕЛЬНІ метали знаходяться в ІІ А групі періодичної таблиці. Усі вони мають загальну електронну формулу зовнішнього рівня ns². Є активними металами.

	Заряд ядра	Назва	Електрона конфігу­рація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негатив­ність	Відновні (металічні) властивості
		Берилій Be	1s22s2	+2	зростає —————	зменшується —————	зростають ———
		Магній Mg	[Ne] 3s2	+2
лужно-земельні метали		Кальцій Ca	[Ar] 4s2	+2
	Стронцій Sr	[Kr] 5s2	+2
	Барій Ba	[Xe] 6s2	+2
	Радій Ra	[Rn] 7s2	+2

 

Хімічні властивості

1. Дуже реакційноздатні.

2. Володіють сталою валентністю ІІ (ступінь окиснення +2).

3. Реагують з водою при кімнатній температурі (крім Be) з виді­лен­ням водню.

Метали головної підгрупи II групи - СИЛЬНІ ВІДНОВНИКИ; в спо­луках проявляють тільки ступінь окиснення +2. Активність мета­лів і їх відновна здатність збільшується в ряду: – Вe–Mg–Ca–Sr–Ba

 

1) Реакція з водою. У звичних умовах поверхня Be і Mg покриті інертною оксидною плівкою, тому вони стійкі по відношенню до води. На відміну від них Ca, Sr і Ba розчиняються у воді з утворенням гідроксидів (ЛУГІВ)	Mg + 2H2O –t ® Mg(OH)2 + H2­ Ca + 2H2O ® Ca(OH)2 + H2­
2). Реакція з киснем. Всі метали утворюють оксиди RO, а барій – пероксид – BaO2:	2Mg + O2 ®2MgO Ba + O2 ®BaO2
3) З іншими неметалами утворюються бінарні сполуки: Be + Cl2® BeCl2(галогеніди) Ca + H2 ® CaH2(гідриди) Ba + S ® BaS(сульфіди) Ca + 2C ® CaC2(карбіди) 3Mg + N2 ® Mg3N2(нітриди) 3Ba + 2P ® Ba3P2(фосфіди) Берилій і магній порівняно повільно реагують з неметалами.
4) Всі метали розчиняються в кислотах:	Ca + 2HCl ® CaCl2 + H2­ Mg + H2SO4 (розб.) ® MgSO4 + H2­
Берилій також розчиняється у водних розчинах лугів (!):	Be + 2NaOH + 2H2O® Na2[Be(OH)4] + H2­
5)þ ЯКІСНІ РЕАКЦІЇ на катіони лужноземельних металів
– забарвлення полум'я в наступні кольори:   – катіон Ba2+ звичайно відкривають реак­цією обміну з сірчаною кислотою або її солями:	Ca2+ - цегляний-темно-оранжевий, Sr2+- темно-червоний, Mg2+ - жовтий Ba2+ - світло-зелений
Ba(OH)2 + H2SO4 ® BaSO4¯ + 2H2O

Найважливіші Сполуки лужноземельних металів

· Оксиди (RO)

Одержання	1) Окиснення металів: (крім Ba, який утворює пероксид)	2Са + O2 ® 2СаO
2) Термічне розкладання нітратів або карбонатів:	CaCO3 –t ® CaO + CO2­ 2Mg(NO3)2 –t® 2MgO + 4NO2­+ O2­
Хімічні властивості	Типові основні оксиди. Реагують з водою (крім BeO) MgO + H2O ® Mg(OH)2 кислот з кислотними оксидами 3CaO + P2O5® Ca3(PO4)2 з кислотами BeO + 2HNO3 ® Be(NO3)2 + H2O (!) BeO - амфотерний оксид, розчиняється в лугах: BeO + 2NaOH + H2O ® Na2[Be(OH)4]

 

· ГІдроксиди R(OH)₂

Фізичні властивості	Білі кристалічні речовини, у воді розчинні гірше, ніж гідроксиди лужних металів (розчинність гідроксидів зменшується зі зменшенням порядкового номера; Be(OH)2 – нерозчинний у воді, розчиняється в лугах).
Одержання	Реакції лужноземельних металів або їх оксидів з водою:	Ba + 2H2O ® Ba(OH)2 + H2­ CaO (негашене вапно) + H2O ® Ca(OH)2 (гашене вапно)
Хімічні властивості	Основність збільшується зі збільшенням атомного номера: Be(OH)2 – амфотерний гідроксид, Mg(OH)2 – слабка основа, інші гідроксиди - сильні основи (ЛУГИ).
реагують з 1) з кислотними оксидами	Ca(OH)2 + SO2 ® CaSO3¯ + H2O Ba(OH)2 + CO2 ® BaCO3¯ + H2O
2) з кислотами:	Mg(OH)2 + 2CH3COOH ® (CH3COO)2 Mg + 2H2O Ba(OH)2 + 2HNO3 ®Ba(NO3)2 + 2H2O
3) Реакції обміну з солями:	Ba(OH)2 + K2SO4 ® BaSO4¯ + 2KOH
4) Реакція гідроксиду берилію з лугами (!):	Be(OH)2 + 2NaOH ® Na2[Be(OH)4]

§9.5. ПІДГРУПА АЛЮМІНІЮ

До підгрупи алюмінію входять елементи ІІІ А групи, головної підгрупи періодичної системи. Усі вони мають загальну електронну формулу зовнішнього рівняння ns²nр¹.

Заряд ядра	Назва	Електрона конфігу­рація	Ступені окиснення	Атомний радіус	Електро-негативність	Відновні (металічні) властивості
	Бор В	1s22s22р1	+3	зростає ————	зменшується ————	зростають ————
	Алюміній Al	[Ne] 3s23р1	+3
	Галій Ga	[Ar] 3s24р1	+3
	Індій In	[Kr] 3s25р1	+3
	Талій Tl	[Xe] 3s26р1	+3

Фізичні властивості. Із збільшенням атомної маси посилюється металічний характер елементів (В – неметал; інші – метали). Бор знач­но відрізняється за властивостями від інших елементів (високі тем­ператури плавлення та кипіння, твердість; інертність). Решта елемен­тів – легкоплавкі метали, In і Tl - дуже м'які.

Хімічні властивості

1. Всі елементи трьохвалентні, але з підвищенням атомної маси набуває значення валентність, рівна одиниці (Tl в основному одновалентний).

2. Основність гідроксидів R(OH)₃ зростає зі збільшенням атомної маси (H₃BO₃ – слабка кислота, Al(OH)₃ і Ga(OH)₃ - амфотерні основи, Іn(OH)₃ і Tl(OH)₃ - типові основи_, TlOH - сильна основа).

3. Метали підгрупи алюмінію (Al, Ga, In, Tl) хімічно достатньо ак­тивні (реагують з кислотами, лугами (Al, Ga), галогенами).

4. Солі елементів підгрупи алюмінію в більшості випадків під­даються гідролізу по катіону. Стійкі лише солі одновалентного талію.

5. Al і Ga захищені тонкою оксидною плівкою; Tl руйнується при дії вологого повітря (бережуть в гасі).

 

Ø Алюміній (Al)

Хімічні властивості

Алюміній – покритий тонкою і міцною оксидною плівкою (не реа­гує з простими речовинами: з H₂O (t°); O₂, HNO₃ (без нагрівання)).

Al – активний метал – ВІДНОВНИК.

Легко реагує з простими речовинами:
1) З киснем:	4Al0 + 3O2 ® 2Al+32O3
2) З галогенами:	2Al0 + 3Br20® 2Al+3Br3
3) З іншими неметалами (азотом, сіркою, вуглецем) реагує при нагріванні:	2Al0 + 3S –t® Al2+3S3 (сульфід алюмінію) 2Al0 + N2 –t® 2Al+3N (нітрид алюмінію) 4Al0 + 3С ® Al4+3С3 (карбід алюмінію)
Сульфід і карбід алюмінію повністю гідролізують: Al2S3 + 6H2O ®2Al(OH)3¯  + 3H2S­ Al4C3 + 12H2O® 4Al(OH)3¯ + 3CH4­
Реагує зі складними речовинами:
4) З водою (після видалення захисної оксидної плівки):	2Al0 + 6H2O ®2Al+3(OH)3 + 3H2­
5) З лугами:	2Al0 + 2NaOH + 6H2O®  2Na[Al+3(OH)4] + 3H2­ (тетрагідроксоалюмінат натрію)
6) Легко розчиняється в соляній і розведеній сірчаній кислотах:	2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2­ 2Al + 3H2SO4 (розв) ®Al2(SO4)3 + 3H2­
(!) При нагріванні розчиняється в кислотах – окисниках ( H2SO4(конц), HNO3(конц)):	2Al + 6H2SO4(конц) ®Al2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O Al + 6HNO3(конц) ®Al(NO3)3 + 3NO2­+ 3H2O
7) Відновлює метали з їх оксидів (алюмотермія):	8Al0 + 3Fe3O4 ® 4Al2O3 + 9Fe 2Al + Cr2O3 ® Al2O3 + 2Cr

Найважливіші Сполуки алюмінію

· Оксид алюмінію (Al₂O₃ O=Al–O–Al=O)

Фізичні властивості	Існує в природному середовищі як глинозем, корунд. Має забарвлення: – рубін (червоне), сапфір (синє).
Одержання	1) Окиснення металу:	4Al + 3O2 ® 2Al2O3
2) Термічний розклад гідроксиду алюмінію:	2Al(OH)3 ®Al2O3 + 3H2O
Хімічні властивості	þ Амфотерний оксид з переважанням основних властивостей; з водою не реагує.
1) Реагує з кислотами і розчинами лугів:
Як основний оксид: Al2O3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2O	Як кислотний оксид: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O ®2Na[Al(OH)4]
2) Сплавляється з лугами або карбонатами лужних металів:	Al2O3 + Na2CO3®  2NaAlO2 (алюмінат натрію) + CO2­ Al2O3 + 2NaOH ® 2NaAlO2 + H2O­

 

· Гідроксид алюмінію (Al(ОН)₃)

Фізичні властивості	Білий порошок нерозчинний у воді. При нагріванні втрачає воду і перетворюється на оксид алюмінію.
Одержання	1) Осадженням з роз­чи­нів солей лугами або гідроксидом амонію:	AlCl3 + 3NaOH ®Al(OH)3¯  + 3NaCl Al2(SO4)3 + 6NH4OH ®2Al(OH)3¯ + 3(NH4)2SO4 Al3+ + 3OH- ®Al(OH)3 ¯ (білий)
Хімічні властивості	þ Амфотерний гідроксид
Як основа:	Al(OH)3 + 3HCl ® AlCl3 + 3H2O
Як кислота	Al(OH)3 ⇐ Предыдущая30313233343536373839Следующая ⇒ Дата добавления: 2014-11-10; просмотров: 2973. Нарушение авторских прав; Мы поможем в написании вашей работы! Обзор компонентов Multisim Компоненты – это основа любой схемы, это все элементы, из которых она состоит. Multisim оперирует с двумя категориями... Композиция из абстрактных геометрических фигур Данная композиция состоит из линий, штриховки, абстрактных геометрических форм... Важнейшие способы обработки и анализа рядов динамики Не во всех случаях эмпирические данные рядов динамики позволяют определить тенденцию изменения явления во времени... ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ МЕХАНИКА Статика является частью теоретической механики, изучающей условия, при ко­торых тело находится под действием заданной системы сил... Гидравлический расчёт трубопроводов Пример 3.4. Вентиляционная труба d=0,1м (100 мм) имеет длину l=100 м. Определить давление, которое должен развивать вентилятор, если расход воздуха, подаваемый по трубе, . Давление на выходе . Местных сопротивлений по пути не имеется. Температура... Огоньки» в основной период В основной период смены могут проводиться три вида «огоньков»: «огонек-анализ», тематический «огонек» и «конфликтный» огонек... Упражнение Джеффа. Это список вопросов или утверждений, отвечая на которые участник может раскрыть свой внутренний мир перед другими участниками и узнать о других участниках больше... Билет №7 (1 вопрос) Язык как средство общения и форма существования национальной культуры. Русский литературный язык как нормированная и обработанная форма общенародного языка Важнейшая функция языка - коммуникативная функция, т.е. функция общения Язык представлен в двух своих разновидностях... Патристика и схоластика как этап в средневековой философии Основной задачей теологии является толкование Священного писания, доказательство существования Бога и формулировка догматов Церкви... Основные симптомы при заболеваниях органов кровообращения При болезнях органов кровообращения больные могут предъявлять различные жалобы: боли в области сердца и за грудиной, одышка, сердцебиение, перебои в сердце, удушье, отеки, цианоз головная боль, увеличение печени, слабость...

Studopedia.info - Студопедия - 2014-2024 год . (0.009 сек.) русская версия | украинская версия