Расчет равновесных концентраций

 

Равновесная концентрация - концентрация данного вещества, которое оказалось в системе при достижении ею химического равновесия.

(можете дальше не читать, просто вспомните какую-нибудь задачу из контрольной и напишите её, Хохрякову плевать на слова - главное знать как решать - АВ)

 

1. Пишут уравнение реакции.

2. Пишут под формулами уравнения нач. концентрации исходных веществ (в моль/л). Если их нет в условии, они обычно принимаются равными нулю.

3. Принимают, что в ходе реакции до состояния равновесия прореагировало x моль/л какого-либо вещества. Обычно за x принимают изменение концентрации того реагента, стехиометрический коэффициент при котором в уравнении реакции наименьший, чтобы избежать дробных коэффициентов при неизвестном x. Например, прореагировало x моль/л вещества А.

4. По уравнению реакции определяют изменение концентраций других веществ.

5. Определяют равновесные концентрации веществ. При протекании реакции в прямом направлении до состояния равновесия происходит уменьшение концентраций исходных веществ и увеличение концентраций продуктов реакции.

А + b В = c С + D

Было [А]0 [В]0 [С]0 0

 

число молей

по уравнению 1 b c 1

 

изменение конц-ий x b x c x x

Стало [А]0 - x [В]0 – bx [С]0 + c x x

 

6. Пишут выражение закона действующих масс. Подставляют в него найденные значения равновесных концентраций. Kр=[C]c * [D] / [A]*[B]b, Kр=([C]0+cx)c *(x)/([A]0-x)*([B]0-bx)b

7. Решают уравнение. При этом учитывают, что отрицательный корень не имеет физического смысла, и убыль концентрации исходного вещества не может быть больше величины самой концентрации (начальная концентрация исходного вещества не может быть меньше его остаточной равновесной концентрации).

8. Находят равновесные концентрации. [А] = [А]0- x; [B] = [B]0 - b x; [C] = [С]0 + cx; [D] = x.

61.Галогены. Получение. Как изменяется энергия связи и её длина в молекулах галоге-
нов? Напишите уравнения реакций галогенов с водой; растворами щелочей на холоду
и при нагревании.

F2, Cl2,Br2,I2

s2p5 у них не хватает только одного электрона до заполнения электронной оболочки, из-за чего они крайне электроотрицательны. Их Э.О. зависит от радиуса атома (чем меньше, тем электроотрицательнее)

Степени окисления: -1, 0, +1, +3, +5, +7 (кроме фтора, у него только -1 и 0)

Получение:

KF→tэл-лиз F2 – электролиз расплава (в конспекте «написано фиг получишь», думаю не просто так:). Хранить только в фторопластовой посуде или в никелевой

Cl2 – эл-лиз водного раствора (дёшево)

Br получают из побочных примесей нефти

Br- + Cl2→Br2

I –из морских водорослей (сравнительно дорого)

I- + Cl2→I2

Как изменяется энергия связи и её длина в молекулах галогенов:

Энергия связи от фтора к хлору сначала увеличивается на 88 кДж, а после уменьшается вследствие увеличения длины связи (по энергии).

Относительно малая прочность фтора объясняется тем, что связь F-F образована только непарными p-электронами, когда у других связь образовано по дативному механизму вследствие взаимного использования неподеленными парами p-электронов одного атома вакантных d-орбиталей другого.

Также можно добавить, что HF – диполь как вода и может образовывать комплекс: Fe3++F-→[: FeF6]3-

С водой:

Все кроме фтора (A – галоген)

Cl2 +H2O→ Cl *H2O + HCl +HOCl – у хлора 50% (хлорная вода), у брома меньше, у йода ничтожно

I2 + H2O +KI → KI3, KI5, KI7, KI9 – полииодиды

F2+ H2O → HF + O(в уч. нет, но в к. есть) +O2 + O3 + OF2 + H2O2

С щёлочью:

У фтора F2 + OH-→ F-+OF2 + H2O

У остальных:

Cl 2+ OH-→ Cl -+ ClO-+ H2O

Cl2 + OH-→t Cl -+ ClO3-+ H2O вследствие диссоциации ClO-

 

62. Водород. Получение в промышленных и лабораторных условиях. Химические свойст-
ва. Степени окисления. Простые и комплексные гидриды.

Водород – 1-й элемент Периодической таблицы (заряд ядра 1), химический знак – Н, относительная атомная масса (атомный вес) 1,008 (округленно 1). Валентность водорода в соединениях равна единице, наиболее распространенная степень окисления +1. Молекула водорода Н2, молекулярная масса (молекулярный вес) 2,016 (округленно 2 а.е.м). Молярная масса 2 г/моль.

Водород – газ, типичный неметалл. Образует прочные ковалентные двухатомные молекулы Н₂.

Водород становится жидким при очень низких температурах (-253 °С), а твердый водород получить еще труднее (температура плавления твердого водорода -259 °С).

Известны 3 изотопа водорода: ¹₁H (или просто H), ²₁H (или D), ³₁H (или T).

 

Получение:

В промышленности большое количество водорода получают именно из метана, добавляя к нему при высокой температуре перегретый водяной пар: CH₄ + 2 H₂O = 4 H₂ + CO₂

Наиболее чистый водород в промышленности получают электролизом воды:

Реакцию между цинком и водным раствором хлористого водорода (соляной кислотой) наиболее часто используют для получения водорода в лаборатории.

 

Химические свойства:

Примеры соединений водорода с типичными s- и р-элементами

В своих соединениях водород находится в одном из трех состояний: гидратированного катиона H+ в растворах, аниона H- в кристаллах ионных гидридов или ковалентно-связанного атома, причем в соответствии со своей ЭО, водород может быть как в степени окисления +1, так и -1.

С неметаллами, имеющими большие ЭО, водород образует соединения с полярными связями – H2O, HF, H2S. Эти, как правило, газообразные соединения обладают кислотными свойствами и при растворении в воде диссоциируют на ионы Н+ и соответствующие анионы.

Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:

H₂ + F₂ = 2HF.

С хлором реагирует только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.

Взаимодействие с кислородом. При нормальных условиях водород не реагирует с кислородом, при 400 °С реагирует с кислородом, а при 600 °С – с воздухом, при поджигании реакция протекает со взрывом:

2H₂ + O₂ = 2H₂O.

Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.

Взаимодействие с серой. При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:

H₂ + S = H₂S.

Взаимодействие с азотом. При нагревании водород обратимо реагирует с азотом, причем при высоком давлении и в присутствии катализатора:

3H₂ + N₂ = 2NH₃.

Взаимодействие с оксидом азота (II). Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II), используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты:

2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O.

Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CuO + H₂ = Cu + H₂O.

Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения, образующийся при восстановлении металла кислотой.

Взаимодействие с активными металлами. Водород является окислителем, присоединяет электрон и превращается в гидрид-ион, который заряжен отрицательно.

При высокой температуре водород соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов:

2Na + H₂ = 2NaH;

Ca + H₂ = CaH₂.

 

Применение: Водород используется в качестве горючего в современной ракетной технике. Российская ракета-носитель "Энергия" выводила на орбиту более 100 тонн различных грузов благодаря водородно-кислородным двигателям. В ее двигателях использовались жидкий кислород и жидкий водород.

 

Ионные гидриды – это соединения щелочных и щелочноземельных металлов с водородом, где водород проявляет степень окисления -1. Бесцветные кристаллические вещества высокой реакционной способности.

Получение

1. Взаимодействие металла с водородом

Ca + H₂ = CaH₂

2. Взаимодействие натрия с гидроксидом натрия

2Na + NaOH=Na₂O + NaH

Химические свойства

1. Взаимодействие с водой

NaH + H₂O = NaOH + H₂

2. Взаимодействие с кислородом

CaH₂ + O₂ = CaO + H₂O

3. Взаимодействие с кислотой

CaH₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂

4. Разложение при нагревании в вакууме

2NaH = 2Na + H₂

Ковалентные гидриды – гидриды р-элементов, где водород имеет степень окисления -1. Например, SiH₄–силан, AsH₃ – арсин, PH₃ – фосфин.

Получение

Ковалентные гидриды не получают прямым взаимодействием неметалла с водородом.

Mg₂Si + 4HCl = 2MgCl₂ + SiH₄

Химические свойства

1. Взаимодействие с кислородом

SiH₄ + 2O₂ = SiO₂ + 2H₂O

PH₃ + 2O₂ = H₃PO₄

2. Термическое разложение

SiH₄ = Si + 2H₂

3. Взаимодействие с водой (в слабощелочной среде)

SiH₄ + 4H₂O = H₄SiO₄ + 4H₂

Реакция не характерна для арсина и фосфина.

4. С водным раствором щелочи

SiH₄ + 2NaOH + H₂O = Na₂SiO₄ + 4H₂

 

Формально к соединениям водорода со степенью окисления -1 относятся и комплексные гидриды, например боро- и алюмогидриды лития Li[BH₄] и Li[AlH₄] (тетрагидроборат и тетрагидроалюминат лития). Способность образовывать комплексные анионы характерна для координационно-ненасыщенных простых гидридов B, Al и других sp-металлов III группы периодической системы. Комплексные гидриды термодинамически более стабильны по сравнению с простыми гидридами. Боро- и алюмогидриды щелочных и щелочноземельных металлов плавятся без заметного разложения, хорошо растворяются во многих органических растворителях. В воде они разлагаются с выделением водорода:

Li[AlH₄] + 6H₂O = Li[Al(OH)₄·2H₂O] + 4H₂↑

Комплексные гидриды активных металлов можно получить:

1. Взаимодействием простых гидридов. При этом отчетливо проявляется различие между основными и кислотными гидридами, например:

Понятно, что эта реакция может протекать лишь в неводных средах, например в эфире.

2. Прямым синтезом из простых веществ при повышенных температурах и давлении водорода:

Li + Al + 2H₂ = Li[AlH₄]

3. Взаимодействием простых гидридов с галогенидами:

4LiH + AlCl₃ = Li[AlH₄] + 3LiCl

4. Комплексные гидриды других металлов получают обменным разложением их галогенидов с боро- и алюмогидридами щелочных металлов:

Li[AlH₄] + ScCl₃ = Li[ScH₄] + AlCl₃

Комплексные гидриды, также как и ионные – сильные восстановители.

63. Электролитическая диссоциация в растворах слабых многоосновных кислот. Исполь
зование констант диссоциации для расчёта равновесных концентраций ионов.
64. Характеристика d-элементов I группы Периодической системы: электронная конфигу- рация атомов, степени окисления. Химические свойства металлов, отношение их к
кислотам. Комплексные соединения.
65.Кислородсодержащие кислоты галогенов. Получение. Сопоставление кислотных и
окислительных свойств кислот, а также их солей.
66. Протолитическая теория кислот и оснований Бренстеда–Лоури. Кислоты, основания и
амфолиты.
67.Получение азотной кислоты. Свойства азотной кислоты, окисление металлов и
неметаллов. Строение нитрат-иона. Нитраты металлов и их поведение при нагревании.

1. Способы получения

До начала XX века природная селитра была единственным источником получения азотной кислоты. Этот процесс основан на следующей реакции:

NaNO₃ + H₂SO₄ = HNO₃ + NaHSO₄

Сейчас различают производство слабой (разбавленной) азотной кислоты и производство концентрированной азотной кислоты.

Процесс производства разбавленной азотной кислоты складывается из трех стадий:

1) конверсии аммиака с целью получения оксида азота

4NH₃ + 5О₂ → 4NO + 6Н₂О

2) окисления оксида азота до диоксида азота

2NO + О₂ → 2NO₂

3) абсорбции оксидов азота водой

4NO₂ + О₂ + 2Н₂О → 4HNO₃

Суммарная реакция образования азотной кислоты выражается

NH₃ + 2О₂ → HNO₃ + Н₂О

2) Прямой синтез концентрированной HNО₃ основан на взаимодействии жидких оксидов азота с водой и газообразным кислородом под давлением до 5 МПа по уравнению

2N₂O₄ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃

Свойства:

Как сильная кислота, азотная кислота проявляет общие свойства кислот и взаимодействует с

· оксидами (основными иамфотерными) металлов:

CuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2OCuO+2HNO3=Cu(NO3)2+H2O

ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2OZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O

 

· с основаниями (и щелочами, и нерастворимыми):

KOH+HNO3=KNO3+H2OKOH+HNO3=KNO3+H2O

· с солями более слабых кислот:

CaCO3+2HNO3=Ca(NO3)2+H2O+CO2↑CaCO3+2HNO3=Ca(NO3)2+H2O+CO2↑

Практически установлено, что при действии азотной кислоты на тот или иной металл чаще всего образуется смесь, состоящая из нескольких продуктов восстановления молекул кислоты (Х).

Их количественное соотношение в смеси будет определяться многими факторами, главными из которых являются активность металла, концентрация кислоты и температура реакции.

При составлении уравнений таких реакций указывают, как правило, только один (основной) продукт Х.

Так, при взаимодействии концентрированной HNO₃ с малоактивными металлами и металлами средней активности в качестве основного продукта восстановления молекул кислоты выступает азот(IV)-оксид:

Сu + 4HNO_{3 конц.} = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Zn + 4HNO_{3 конц.} = Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

 

При взаимодействии же с активными металлами основным продуктом может быть N₂O:

8Na + 10HNO_{3 конц.} = 8NaNO₃ + N₂O↑ + 5H₂O

Разбавленная азотная кислота, реагируя с малоактивными металлами, восстанавливается обычно до NO:

3Сu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

3Ag + 4HNO₃ = 3AgNO₃ + NO↑ + 2H₂O

а при взаимодействии с активными металлами – до N₂ или NH₃ (NН₄NO₃) в зависимости от концентрации кислоты:

5Mg + 12HNO_{3 разб.} = 5Mg(NO₃)₂ + N₂ + 6H₂O

4Mg + 10HNO_{3 (сильно разб.)} = 4Mg(NO₃)₂ + NН₄NO₃ + 3H₂O

Образование NН₄NO₃ при реакции металла с сильно разбавленной азотной кислотой объясняется взаимодействием выделяющегося аммиака с избытком HNO₃ в растворе.

 

Таким образом, глубина восстановления HNO₃ при взаимодействии с металлами возрастает с увеличением активности металла и уменьшением концентрации кислоты в растворе.

Концентрированная азотная кислота (в отличие от разбавленной) при обычных условиях и на холоде не взаимодействует с некоторыми металлами: Al, Fe, Cr, Pb – из-за эффекта «пассивации». Но при нагревании реакция становится возможной.

Железо и хром концентрированной и разбавленной HNO₃ при этом окисляются до +3.

 

Концентрированная и разбавленная HNO₃ золото, платину и некоторые другие благородные металлы не растворяет ни при обычных условиях, ни при нагревании. Но смесь, состоящая из трех объемов концентрированной соляной кислоты и одного объема концентрированной HNO₃, позволяет это сделать:

Au + HNO₃ + 3HCl = AuCl₃ + NO↑ + 2H₂O

Такая смесь называется иначе «царской водкой» и ее действие объясняется тем, что концентрированная HNO₃ обратимо окисляет HCl до хлора, который в начальный момент выделяется в атомарном виде и является активным действующим реагентом. Именно поэтому при растворении благородных металлов в царской водке получаются не их нитраты, а хлориды, т.е. соли соляной кислоты.

 

Азотная кислота (особенно при нагревании) способна окислять не только металлы, но и многие неметаллы, кроме кремния, фтора, хлора. При этом концентрированная HNO₃ восстанавливается чаще всего до NO₂, а разбавленная – до NO.

S + 6HNO_{3 конц.} -- H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O

P + 5HNO_{3 конц.} -- H₃PO₄ + 5NO₂↑ + H₂O

C + 4HNO_{3 конц.} -- CO₂ + 2H₂O + 4NO₂↑

3P + 5HNO_{3 разб.} + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO↑

I₂ + 10HNO_{3 конц.} = 2HIO₃ + 10NO₂↑ + 4H₂O

B + 3HNO_{3 конц.} -- H₃BO₃ + 3NO₂↑

Строение нитрат-иона

«Свободный» ион NO3− имеет плоскую структуру с атомами кислорода в углах правильного треугольника (валентные углы равны 120о, длины связей 0,122 нм) и атомом азота в центре:

Разложение нитратов.

 

1.Нитраты щелочных металлов (кроме нитрата лития)

разлагаются при нагревании на нитрит металла и кислород:

 

2KNO3 = 2KNO2+O2

 

2.Нитраты тяжелых металлов (AgNO3 и Hg(NO3)2)

разлагаются до свободного металла, NO2 и кислорода:

 

Hg(NO3)2 = Hg+2NO2+O2

 

3. Нитраты остальных металлов (включая нитрат лития)

разлагаются на оксид металла, NO2 и кислород:

 

2Cu(NO3)2 = 2CuO+4NO2+O2

 

4.Также выучить: NH4NO3 = N2O+2H2O

NH4NO2 = N2+ 2H2O

 

68.Платиновые металлы. Степени окисления платиновых металлов. Способы перевода
платиновых металлов в соединения.

Платиновые металлы, платиноиды, химические элементы VIII группы периодической системы Менделеева. К ним принадлежат: рутений (Ruthenium) Ru, родий (Rhodium) Rh, палладий (Palladium) Pd (легкие Платиновые металлы, плотность ~12 г/см³); осмий (Osmium) Os, иридий (Iridium) Ir, платина (Platinum) Pt (тяжелые Платиновые металлы, плотность ~22 г/см³). Серебристо-белые тугоплавкие металлы; благодаря красивому внешнему виду и высокой химические стойкости Платиновые металлы наряду с Ag и Au называют благородными металлами.

Будучи элементами переходных периодов, платиновые металлы ха-рактеризуются различными степенями окисления. Тенденции к присоединению электронов у них нет, они имеют только металлический характер. Максимально возможные, а также характерные степени окисления возрастают сверху вниз по вертикали (увеличивается расстояние внешних электронных оболочек от ядра) и убывают слева направо по горизонтали (d-орбитали постепенно заполняются электронами).

 

Осмий и рутений, которые имеют восемь внешних электронов, способны к проявлению максимальных степеней окисления VII и VIII (особенно с кислородом и оксигалогенидами). Степень окисления VI, характерная для рутения, осмия и лишь иногда для платины, иридия и родия, реализуется, главным образом, в кислородных соединениях. Для рутения, осмия, платины и иридия наиболее характерна степень окисления IV, для родия — III, хотя степень окисления III довольно часто встречается в соединениях рутения и иридия. Низшие степени окисления (II, I) у родия, рутения, иридия, осмия встречаются реже. В основном они характерны для их соединений с органическими литандами. Степени окисления I и 0 у всех платиновых металлов реализуются весьма редко, главным образом, в карбонильных соединениях

 

С повышенной прочностью связей металл - металл в простых веществах связана и их повышенная химическая стойкость. К наи­более химически стойким и трудноокисляемым элементам при­надлежат благородные металлы - серебро, золото и шесть плати­новых металлов (легкие - рутений, родий, палладий и тяжелые - осмий, иридий, платина). Отсюда возникает проблема переведения в раствор благородных металлов: часть из них может быть раство­рена в царской водке. Снижение потенциала окисления при дей­ствии царской водки (смесь азотной и соляной кислот) достигается за счет образования растворимых комплексов типа [АuС1₄]^- и [PtС1₆]^2-, например:

3Pt + 4NO₃ + 18СI^- + 16Н⁺ - 3[РtCl₆]^2-+ 4NO + 8Н₂0

В остальных случаях приходится прибегать к щелочной окисли­тельной плавке, например:

Ru + NaClO₃ + 2NaOH – Na₂Ru0₄ + NaCl + H₂0

69. Понятие о химическом равновесии. Принцип Ле Шателье–Брауна.

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ – состояние химической системы, при котором возможны реакции, идущие с равными скоростями в противоположных направлениях. При химическом равновесии концентрации реагентов, температура и другие параметры системы не изменяются со временем.

Принцип Ле-Шателье: Если на равновесную систему воздействовать извне, изменяя какой-нибудь из факторов, определяющих положение равновесия, то в системе усилится то направление процесса, которое ослабляет это воздействие.

70. Вода. Строение молекулы. Водородная связь. Явление ассоциации. Электролитическая и термическая диссоциация воды. Химические свойства воды. Аквокомплексы металлов.

Молекула воды состоит из одного атома кислорода, связанного ковалентной связью с двумя атомами водорода H2O (формула воды).
Ассиметричное расположение атомов молекулы воды обусловливает неравномерное распределение электрических зарядов в ней, что делает молекулу воды полярной. Две поделенные электронные пары участвуют в образовании двух полярных ковалентных связей, а оставшиеся две неподеленные пары электронов тоже играют важную роль в свойствах воды. Все заместители у атома кислорода, включая неподеленные пары, стремятся расположиться как можно дальше друг от друга Это приводит к тому, что молекула приобретает форму искаженного тетраэдра с атомом кислорода в центре. В четырех вершинах этого "тетраэдра" находятся два атома водорода и две неподеленные пары электронов. Но если смотреть только по центрам атомов, то получается, что молекула воды имеет угловое строение, причем угол Н–О–Н составляет примерно 105 градусов.
Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженныматомом другой молекулы.
Механизм возникновения водородной связи – частично электростатический и частично донорно-акцепторный.
Характерной чертой водородной связи является расстояние между атомом водорода и другим атомом, её образующим. Оно должно быть меньше, чем сумма радиусов этих атомов.
Водородная связь подразделяется:
1. Межмолекулярная водородная связь образуется между молекулами веществ, в состав которых входят водород и сильно электроотрицательный элемент – фтор, кислород, азот, хлор, сера. Сильно смещенная общая электронная пара от водорода к атому отрицательно заряженного элемента, при этом положительный заряд водорода сконцентрирован в малом объеме, приводит взаимодействие протона с неподеленной электронной парой другого атома или иона, обобществляя её.
Водородную связь обозначают точками, указывая, что она намного слабее ковалентной связи (примерно в 15-20 раз)
Внутримолекулярная водородная связь присутствует в многоатомных спиртах, углеводах, белках и других органических веществах.
Вещества с водородной связь имеют молекулярные кристаллические решетки, в узлах которой находятся молекулы.
Примеры: вода в виде льда, йод, хлор, бром, «сухой лёд» (твердый диоксид углерода), твёрдый аммиак, а также твёрдые органические вещества (метан, бензол, фенол, нафталин, белки и т.д.).
Физические свойства веществ с водородной связью.
Водородная связь обеспечивает низкомолекулярным веществам способность быть при обычных условиях в жидком агрегатном состоянии (этанол, метанол, вода) или сжижающимися газами (аммиак, фтороводород).
Более высокая температура кипения воды (100 оС) по сравнению с водородными соединениями элементов подгруппы кислорода (Н2S, Н2Sе, Н2Те), так как затрачивается дополнительная энергия на разрушение водородных связей.
Также при плавлении воды её плотность возрастает. Это объясняется тем, что в структуре льда каждый атом кислорода связан через атомы водорода с четырьмя другими атомами кислорода других молекул воды. В результате образуется рыхлая «ажурная» структура.
Ассоциация (от лат. accosiare — соединять) — объединение простых молекул или ионов в более сложные, не вызывающие изменения химической природы вещества. Различают ассоциацию ионов и ассоциацию молекул. Образование ионных ассоциатов основано на проявлении электростатических сил. Простейшие ионные ассоциаты состоят из двух или трехионов и представляют собой нейтральные или заряженные частицы.
Ассоциация молекул воды происходит вследствие высокой их полярности, а также за счет образования водородных связей, которые возникают между водородом одной молекулы воды и кислородом другой молекулы.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
HOH↔H+ + OH-
Термическая диссоциация воды: 2H2O=2H2+O2 при(1000о)

1) Вода реагирует со многими металлами с выделением водорода:
2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (бурно)
2K + 2H2O = H2 + 2KOH (бурно)
3Fe + 4H2O = 4H2 + Fe3O4 (только при нагревании)
Не все, а только достаточно активные металлы могут участвовать в окислительно-восстановительных реакциях этого типа. Наиболее легко реагируют щелочные и щелочноземельные металлы I и II групп.
Из неметаллов с водой реагируют, например, углерод и его водородное соединение (метан). Эти вещества гораздо менее активны, чем металлы, но все же способны реагировать с водой при высокой температуре:
C + H2O = H2 + CO (при сильном нагревании)
CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2 (при сильном нагревании)
2) Вода разлагается на водород и кислород при действии электрического тока. Это также окислительно-восстановительная реакция, где вода является одновременно и окислителем, и восстановителем:

3) Вода реагирует со многими оксидами неметаллов. В отличие от предыдущих, эти реакции не окислительно-восстановительные, а реакции соединения:
SO2 + H2O = H2SO3
сернистая кислота

SO3 + H2O = H2SO4
серная кислота

CO2 + H2O = H2CO3
угольная кислота

4) Некоторые оксиды металлов также могут вступать в реакции соединения с водой. Примеры таких реакций мы уже встречали:
CaO
+ H2O = Ca(OH)2
гидроксид кальция (гашеная известь)
Не все оксиды металлов способны реагировать с водой. Часть из них практически не растворима в воде и поэтому с водой не реагирует. Мы уже встречались с такими оксидами. Это ZnO, TiO2, Cr2O3, из которых приготовляют, например, стойкие к воде краски. Оксиды железа также не растворимы в воде и не реагируют с ней.
5) Вода образует многочисленные соединения, в которых ее молекула полностью сохраняется. Это так называемые гидраты. Если гидрат кристаллический, то он называется кристаллогидратом. Например:
CuSO4 + 5 H2O = CuSO4.5H2O
вещество белого цвета (безводный сульфат меди) кристаллогидрат (медный купорос), синие кристаллы
Приведем другие примеры образования гидратов:
H2SO4 + H2O = H2SO4.H2O (гидрат серной кислоты)
NaOH + H2O = NaOH.H2O (гидрат едкого натра)
Соединения, связывающие воду в гидраты и кристаллогидраты, используют в качестве осушителей. С их помощью, например, удаляют водяные пары из влажного атмосферного воздуха.
Аквакомплексы представляют собой ионы или молекулы, в которых лигандами служат молекулы воды. В водных растворах солей почти все ионы существуют в виде акваионов, например, [Be(H2O)4]2+, [Al(H2O)6]3+, [Cr(H2O)6]3+ и т.д. При кристаллизации таких солей из водных растворов вода остается связанной с комплексообразователем:
[Be(H2O)4]SO4, [K(H2O)6][Al(H2O)6](SO4)2, [Cr(H2O)6]Cl3.
К аквакомплексам относятся многие кристаллогидраты, например, [Al(H2O)6]Cl3 (иначе – AlCl3. 6 H2O), [Cr(H2O)6](NO3)3 (иначе – Cr(NO3)3. 6 H2O).

71. Олово. Электронная конфигурация атома. Отношение к кислотам и щелочам. Свойства
соединений олова(II) и олова(IV).

 

Sn

Олово — редкий рассеянный элемент.Основной минерал олова — касситерит (оловянный камень) SnO₂, содержащий до 78,8 % олова. Гораздо реже в природе встречается станнин (оловянный колчедан) — Cu₂FeSnS₄ (27,5 % Sn).

Полная Эл. конфигурация атома:1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2

не полная конф. атома:[Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p²

Олово обладает высокой химической стойкостью.

Концентрированные растворы щелочей растворяют олово только при нагревании,медленно:

.Sn+NaOH=H2+Na2(Sn(OH)4) (лучше добавлять H2O2-пойдет до(OH)6)

 

кислоты: Sn+HCl(р)=H2+SnCl2(медл)

Sn+HCl(конц)=H2(SnCl4)+H2(причина Н2)

 

Sn+H2SO4(р)=SnSO4+H2(медл)

Sn+H2SO4(конц)=Sn(SO4)2+H2O+SO2

 

Sn+HNO3(р)=Sn(NO3)2+NO+H2O

Sn+HNO3(конц)=H2SnO3+NO2+H2O(xSnO2*yH2O)

 

Ст.о. +4:

SnCl4 + NH3 + 6H2O = H2[Sn(OH)6] + 4NH4Cl

SNCl4 + 4H2O = Sn(OH)4 + 4HCl

SnF4 + 2KF = K2[SnF6]

 

Ст.О.+2:

SnO2 + 2KOH + 2H2O = K2[SN(OH)6]

Sn(OH)2 + 2HCl = SnCl2 + 2H2O

2Sn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Sn(OH)4](Na2[Sn(OH)3])

 

SnS + (NH₄)₂S₂ = SnS₂ + (NH₄)₂S

SnS2 + (NH₄)₂S → (NH₄)₂SnS₃

 

SnCl2+H2O=SnOHCl|+HCl

SnCl2+Na2CO3+H2O=Sn(OH)2|+CO2+NaCl+СO2(взаимн.усилен.гидрролиза)

 

H2[SnCl4]+H2O=SnOHCl+HCl

72.Скорость химической реакции. Факторы, влияющие на величину скорости реакции. Уравнение Аррениуса.

Скорость химической реакции - это изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени.

К важнейшим факторам, влияющим на скорость реакции, относятся следующие: природа реагирующих веществ, их концентрации, температура, присутствие в системе катализаторов.

1)Зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ. Необходимым условием того, чтобы между частицами исходных веществ произошло химическое взаимодействие, является их столкновение друг с другом (соударение).Число соударений, в свою очередь, тем больше, чем выше концентрация каждого из исходных веществ или, что то же самое, чем больше произведение концентраций реагирующих веществ. Так, скорость реакции А+В=С,если А и В представить как [ A ]и [ B ] - молярные концентрации реагирующих веществ,то взаимодействие двух разных молекул, зависимость имеет вид:

V = k*[A]*[B] Реакция называется бимолекулярной.

k- коэффициент пропорциональности, называемый константой скорости данной реакции.

Полученное соотношение выражает закон действия масс для химической реакции, протекающей при столкновении двух частиц: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Этот закон открыт опытным путем К. Гульдбергом и П. Вааге (Норвегия) в 1867 г.

Если в элементарном акте участвует лишь одна молекула (при реакции разложения), зависимость будет иметь такой вид: n = k*[A]

В случае соударения трех молекул справедливо выражение: n = k*[A]*[B]*[C]

Обозначения коэффициентов:n - скорость реакции;[А], [В], [С] - концентрации реагирующих веществ;k - коэффициент пропорциональности; называется константой скорости реакции.

В случае гетерогенных реакций в уравнения закона действия масс входят концентрации только тех веществ, которые находятся в газовой фазе или в растворе. Концентрация вещества, находящегося в твердой фазе, обычно представляет собой постоянную величину и поэтому входит в константу скорости. Например, для реакции горения угля:С+О2=СО2, закон запишется так: V= k*[O2] т.е. [C]=1!!!

2)Зависимость скорости реакции от температуры. Скорость большинства реакций увеличивается с ростом температуры, так как при этом возрастает энергия сталкивающихся частиц и повышается вероятность того, что при столкновении произойдет химическое превращение. Для количественного описания температурных эффектов в химической кинетике используют два основных соотношения – правило Вант-Гоффа и уравнение Аррениуса.

Вант-Гофф сформулировал правило: повышение температуры на каждые 10 ^о С приводит к увеличению скорости реакции в 2-4 раза (эту величину называют температурным коэффициентом реакции).

v₂ = v₁*y ^(T1-T2)/10.

v - скорость реакции.

y (гамма) - температурный коэффициент скорости - число, характеризующее ускорение реакции при нагревании на 10 градусов.

ΔT - разность температур.

3) Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ. Зависимость скорости от природы проявляется в зависимости от свойств самих веществ (твердость, энергоотрицательность и т.д.).

4)Скорость гетерогенных реакций увеличивается с увеличением поверхности реагирующих веществ. Твердые вещества для этого обычно измельчают. Например, чтобы порошки железа и серы при нагревании вступили в реакцию, железо должно быть в виде мелких опилок.

5) Скорость реакции зависит от наличия катализаторов или ингибиторов.

Явление изменения скорости реакции под действием таких веществ называется катализом. В большинстве случаев действие катализатора объясняется тем, что он снижает энергию активации реакции. В присутствии катализатора реакция проходит через другие промежуточные стадии, чем без него, причем эти стадии энергетически более доступны. Иначе говоря, в присутствии катализатора возникают другие активированные комплексы, причем для их образования требуется меньше энергии, чем для образования активированных комплексов, возникающих без катализатора. Таким образом, энергия активации резко понижается: некоторые молекулы, энергия которых была недостаточна для активных столкновений, теперь оказываются активными.

Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации реакции за счет образования промежуточных соединений. Катализ можно представить следующим образом: А + К = А...К А...К + В = АВ + К, где А...К - промежуточное активированное соединение.

Различают гомогенный и гетерогенный катализ. В случае гомогенного катализа катализатор и реагирующие вещества образуют одну фазу (газ или раствор). В случае гетерогенного катализа катализатор находится в системе в виде самостоятельной фазы.

Примеры гомогенного катализа: 1) окисление SO2 + 1/2O2 = SO3 в присутствии NO; NO легко окисляется до NO2, а NO2 уже окисляет SO2;

Гомогенный катализ осуществляется через промежуточные реакции с катализатором, и в результате происходит замена одной реакции с высокой энергией активации несколькими, у которых энергии активации ниже, скорость их выше:

CO + 1/2O2 = CO2 (катализатор - пары воды).

Широкое применение в химической промышленности находит гетерогенный катализ. При гетерогенном катализе реакция протекает на поверхности катализатора. Отсюда следует, что активность катализатора зависит от величины и свойств его поверхности. Для того чтобы иметь большую («развитую») поверхность, катализатор должен обладать пористой структурой или находиться в сильно раздробленном (высокодисперсном) состоянии.

Как и в случае гомогенного катализа, при гетерогенном катализе реакция протекает через активные промежуточные соединения. Но здесь эти соединения представляют собой поверхностные соединения катализатора с реагирующими веществами. Проходя через ряд стадий, в которых участвуют эти промежуточные соединения, реакция заканчивается образованием конечных продуктов, а катализатор в результате не расходуется.

Все каталитические гетерогенные реакции включают в себя стадии адсорбции и десорбции.

Примеры гетерогенного катализа:

2H2O = 2H2O + O2 (катализатор – MnO2,);

Н2 + 1/2 О2 = Н2О (катализатор - платина).

Очень большую роль играет катализ в биологических системах. Большинство химических реакций, протекающих в пищеварительной системе, в крови и в клетках животных и человека, являются каталитическими.реакциями. Катализаторы, называемые в этом случае ферментами, представляют собою простые или сложные белки. Так, слюна содержит фермент птиалин, который катализирует превращение крахмала в сахар. Фермент, имеющийся в желудке, — пепсин — катализирует расщепление белков. В организме человека находится около 30 000 различных ферментов: каждый из них служит эффективным катализатором соответствующей реакции.

Резко замедлить протекание нежелательных химических процессов в ряде случаев можно, добавляя в реакционную среду ингибиторы (явление «отрицательного катализа»).

Ингибитор ( лат. inhibere — задерживать) — вещество, замедляющее или предотвращающее течение какой-либо химической реакции: коррозии металла, старения полимеров, окисления топлива и смазочных масел, пищевых жиров и др.

Особое практическое значение имеют ингибиторы коррозии металла. По современным представлениям, механизм действия ингибиторов коррозии имеет электрохимическую природу. Применительно к коррозии металла ингибитором называют вещество, которое,адсорбируясь на поверхности металла, делает её потенциал положительнее, тем самым замедляя процесс коррозии.

Уравнение Арениуса:

Превращение исходных частиц в продукты реакции, как правило, связано с преодолением потенциального барьера, который называют энергией активации химической реакции (Е).

Наличие потенциального барьера обусловлено тем, что каждая частица (молекула, радикал, ион) – энергетически более или менее устойчивое образование. Перестройка реагирующих частиц требует разрыва или ослабления отдельных химических связей, на что необходимо затратить энергию. Впервые зависимость k от Т выведена Аррениусом из экспериментальных данных. Она имеет вид:

k=Ae^–E/RT

В эту формулу входят два параметра: энергия активации Е и предэкспоненциальный множитель (предэкспонента) А- частотный множитель. Энергия активации Е есть тот минимальный избыток энергии, которым должна обладать частица (или пара реагирующих частиц), чтобы вступить в химическую реакцию. Экспонента е^–E/RTпредставляет собой долю активных частиц или активных столкновений частиц, приводящих к реакции.R- универсальная постоянная газовая T-температура.

73. Хлор. Получение в промышленности и в лаборатории. Химические свойства и применение хлора. Диспропорционирование хлора в щелочной среде на холоду и при нагревании. Взаимодействие хлора с другими галогенами.

В свободном виде — желто-зеленый тяжелый газ с резким удушливым запахом (отсюда название: греч. chloros — желто-зеленый).Важнейшее химическое соединение хлора — поваренная соль (химическая формула NaCl, химическое название хлорид натрия) — было известно человеку с древнейших времен.Конфигурация внешнего электронного слоя 3 s²p⁵. В соединениях проявляет главным образом степени окисления –1, +1, +3, +5 и +7 (валентности I, III, V и VII).

Получение:

(в пром-ти) При этом за счет процесса электролиза NaCl:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂ + Cl₂ получают сразу три ценных химических продукта: на аноде — хлор, на катоде — водород, и в электролизере накапливается щелочь.

 

(в лаб.)Для получения хлора в лаборатории используют реакцию концентрированной соляной кислоты с каким-либо сильным окислителем (перманганатом калия KMnO₄, дихроматом калия K₂Cr₂O₇, хлоратом калия KClO₃, хлорной известью CaClOCl, оксидом марганца (IV) MnO₂ , K2СrO4, NaBiO3, PbO2,). Наиболее удобно использовать для этих целей перманганат калия: в этом случае реакция протекает без нагревания:

2KMnO₄ + 16HCl = 2KСl + 2MnCl₂+ 5Cl₂+ 8H₂O.

Свойства:

Cl2 + H2O = HCl + HOCl (если вода холодная – Cl2 реагирует наполовину)

Cl2 + KOH = KCl + KOCl (при нагревании процесс идёт глубже, вместо KOCl – KOCl3)

Взаимодействие с металлами:без нагревания хлор реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами, с сурьмой:

2Sb + 3Cl₂ = 2SbCl₃

При нагревании хлор реагирует с алюминием:3Сl₂ + 2Аl = 2А1Сl₃

и железом:2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.

Взаимодействие с неметаллами:

S + Cl2 = SCl2

Cl2+H2=(сжигание в темн)2HCl

P + Cl2 = PCl3 (если хлора мало, а если много, то получается PCl5)

C + Cl2 = CCl4

Непосредственно хлор не реагирует с кислородом, азотом, углеродом (многочисленные соединения хлора с этими элементами получают косвенными путями) и инертными газами.

SO2 + Cl2 = SO2Cl2

Cl2+NaBr=NaCl+Br2

Хлор применение: используют для получения дезинфицирующих и отбеливающих средств (гипохлорита натрия, хлорной извести и других), соляной кислоты, хлоридов многих металлов и неметаллов, многих пластмасс (поливинилхлорида и других), хлорсодержащих растворителей (дихлорэтана СН₂СlСН₂Сl, четыреххлористого углерода ССl₄ и др.), для вскрытия руд, разделения и очистки металлов и т.д. Хлор применяют для обеззараживания воды и других целей.

Диспропорционирование:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO +H2O (на холоду)

3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании)

Взаимодействие с другими галогенами:

Br2 + Cl2 = 2BrCl (не ClBr, потому что Cl электроотрицательнее Br)

I2 + 3Cl2 =2 ICl3

Cl2 + 3F2 = 2ClF3(ClF5,ClF) если +H2O=HClO2(..)+HF

5F₂ + Cl₂ = 2ClF₅

74. Перманганат калия как окислитель в кислой, нейтральной и щелочной средах. Приведите примеры реакций.

Перманганат калия – наиболее часто применяемый окислитель. Для окисления применяют водные (иногда ацетоновые) растворы KMnO₄в нейтральной, кислой или щелочной среде.

Кислая среда (обесцвечивание раствора).

5Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + К₂SO₄ + 3H₂O

Восстановитель: SO₃^2- + H₂O → SO₄^2- + 2H⁺ 5

Окислитель: MnO₄^- + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O 2

Щелочная среда (раствор зелёного цвета).

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2KOH → Na₂SO₄ + 2K₂MnO₄ + H₂O

SO₃^2- + MnO₄^- + OH^- → SO₄^2- + MnO₄^2- + H₂O

Восстановитель: SO₃^2- + 2OH^- - 2ē → SO₄^2- + H₂O 1

Окислитель: MnO₄^- + 1ē →MnO₄^2- 2

SO₃^2- + 2OH^- + 2MnO₄^- → SO₄^2- + H₂O + 2MnO₄^2-

Нейтральная среда (бурый осадок).

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂↓ + 2KOH

SO₃^2- + MnO₄^- + H₂O → SO₄^2- + MnO₂↓ + 2OH^-

Восстановитель: SO₃^2- + H₂O -2ē → SO₄^2- + 2H⁺ 3

Окислитель: MnO₄^- + 2H₂O + 3ē → MnO₂⁰↓ + 4OH^- 2

 

75.Основные положения теории кристаллического поля. Расщепление энергетических уровней d-орбиталей в поле лигандов. Высоко- и низкоспиновые комплексы.

Теория кристаллического поля основана на предположении, что между комплексообразователем и лигандами осуществляется ионная связь. Однако в отличие от классических электростатических представлений в теории кристаллического поля учитывается влияние электростатического поля лигандов на энергетическое состояние электронов комплексообразователя.

Первоначально ТКП была применена к кристаллам, а затем перенесена на комплексные соединения.

 

 

Лиганды, как отрицательные заряды, создают вокруг комплексообразователя электростатическое поле, в котором d-подуровни энергии комплексообразователя расщепляются. Чем сильнее октаэдрическое поле лигандов, тем больше величина параметра расщепления. В зависимости от силы поля лигандов заселение орбиталей электронами идёт по-разному. В сильном поле сначала полностью заселяются dxy, dxz, dzy – орбитали, а затем dz2 и dx2-y2 –орбитали. В слабом поле идёт последовательное заселение d-орбиталей в соответствии с правилом Хунда.

Электронные конфигурации d-орбиталей с максимальным числом неспаренных электронов получили название высокоспиновых, а с минимальным числом неспаренных электронов – низкоспиновых. Высокоспиновые образуются в слабом поле, низкоспиновые – в сильном.

Рассмотрим октаэдрическое строение комплексных связей. При октаэдрическом окружении комплексообразователя наиболее близко к вершинам октаэдра располагаются 3d_z² и 3d_x²_y² орбитали. Следовательно, в этом случае силы отталкивания возрастают в большей степени, чем для остальных 3d-орбиталей, которые располагаются дальше от вершины октаэдра(3dyz, 3dxy, 3dyz орбитали).

Наблюдается следующее расщепление энергетических уровней:

При образовании донорно-акцепторной связи пары электронов от лигандов переходят на свободные орбитали комплексообразователя. Причем в первую очередь будут заполняться те орбитали, у которых уровень энергии ниже. При октаэдрическом окружении в первую очередь начнут заполняться 3dyz, 3dxy, 3dyz орбитали.

При тетраэдрическом окружении комплексообразователя оказывается, что ближе к вершинам тетраэдра располагаются 3dyz, 3dxy, 3dyz орбитали. Следовательно, они будут обладать более высоким энергетическим уровнем, чем 3d_z² и 3d_x²_y² орбитали. В этом случае расщепление энергетического уровня будет выглядеть следующим образом:

Delta - энергия расщепления энергетических уровней.

 

Из рисунка следует, что заселение любой d_ε-орбитали одним электроном приводит к уменьшению на 0,4Δ_окт энергии октаэдрического комплекса, т. е. стабилизирует его по сравнению со свободным (сферически симметричным) ионом, а заселение электроном любой из d_γ-орбиталей этот комплекс дестабилизирует на 0,6Δ_окт. В тетраэдрическом поле порядок расщепления d-орбиталей будет обратным, а потому энергия стабилизации на один электрон будет 0,6 Δ_тетр, а дестабилизации – 0,4 Δ_тетр

Энергия расщепления энергетических уровней зависит от природы лигандов. Существуют лиганды, оказывающие более сильное действие (сильное поле лигандов), а есть такие, которые оказывают более слабое действие (слабое поле лигандов). В соответствии с этим, все лиганды располагают в определенный ряд, называемый электрохимический ряд лигандов:

I- < Br- < Cl- < SCN- < NO3- < F- < OH- < H2O < NCS- < H- < NH3 < NO2- < CN- < CO

В октаэдрических комплексах, образуемых ионами с электронными конфигурациями d⁴, d⁵, d⁶, d⁷, возможно различное размещение электронов – либо высоко-, либо низкоспиновое в зависимости от параметра расщепления Δ и энергии спаривания P. Последняя определяется как разность энергий межэлектронного взаимодействия низкоспиновой (НС) и высокоспиновой (ВС) конфигураций, деленная на число спаривающихся электронов. Очевидно, что низкоспиновое состояние реализуется тогда, когда P < Δ, а высокоспиновое – когда P > Δ.

В рамках ТКП высокоспиновый комплекс с электронной конфигурацией будет менее устойчив, чем низкоспиновый (электронная конфигурация ).

Распределение электронов между нижним (d_γ) и верхним (d_ε) уровнями в тетраэдрических комплексах также зависит от соотношения Δ и P, но поскольку Δ_тетр < Δ_окт, тетраэдрические комплексы обычно остаются высокоспиновыми.

В отличие от метода валентных связей, ТКП, основываясь на электронной конфигурации центрального атома, положении лигандов в спектрохимическом ряду и симметрии комплекса, позволяет не только объяснять, но и предсказывать магнитные и спектроскопические свойства комплексов.

 

76. Алюминий, нахождение в природе. Получение металлического алюминия. Положение в электрохимическом ряду напряжений металлов. Отношение к кислотам и щелочам. Оксид, гидроксид и их свойства. Алюмотермия. Комплексные соединения алюминия.

Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.

Al +13)₂)₈)₃, p – элемент,

Основное состояние

1s²2s²2p⁶3s²3p¹

Возбуждённое состояние

1s²2s²2p⁶3s¹3p²

 

По распространенности в земной коре алюминий занимает первое место среди металлов и третье место среди всех элементов, на его долю приходится около 8,8% массы земной коры. Соединения алюминия содержат граниты, базальты, глины, полевые шпаты и др Изредка встречается исключительно твердый (уступает лишь алмазу) минерал корунд – кристаллический оксид Al2O3, часто окрашенный примесями в разные цвета. В качестве микроэлемента алюминий присутствует в тканях растений и животных. В природе алюминий существует в виде бокситов Al2O3*n H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3), нефелина (Na, K)2O* Al2O3*2 SiO2, криолит Na3(AlF6).Обладает высокой поляризующей способностью.Исходя из положения алюминия в электрохимическом ряду напряжений металлов можно сказать, что он обладает химической активностью и поэтому не встречается в природе в свободном состоянии.

Получение алюминия.

Металлический алюминий впервые был получен в 1825 году датским физиком Эрстедом в результате двустадийного процесса:

1) Al2O3 + 3Cl2 + 3C = 2AlCl3 + 3CO

2) AlCl3 + 3K(р-р в Hg) = Al + 3KCl

Одним из способов получения алюминия является электролиз глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na3AlF6 при температуре 950 градусов. Процесс электролиза Al2O3 можно представить схемами:

1) диссоциация Al2O3 в расплаве:

Al2O3 = Al³⁺ + AlO₃^3-

2) электролиз:

на катоде Al³⁺ + 3e = Al

на аноде 4AlO3^3- - 12e = 2Al2O3 + 3O2

Криолит в ходе реакции не расходуется.

Положение алюминия в ряду напряжений определяет его высокую электрохимическую активность. Нормальный электродный потенциал алюминия равен - 1 34 в; поэтому алюминий должен исключительно быстро подвергаться коррозии и быть малопригодным для изготовления из него химической аппаратуры. Несмотря на это, алюминий является металлом, обладающим высокой химической стойкостью в ряде агрессивных сред, и часто по своим антикоррозионным свойствам стоит выше некоторых электроположительных металлов. Причина этого лежит в большой склонности алюминия к образованию в присутствии окислителей плотной защитной пленки, потенциал которой значительно выше потенциала металла.

Взаимодействие с кислотами:

С раствором серной кислоты: 2 Al + 3 H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3 H₂

С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н₂SО_4(конц) = Аl₂(SО₄)₃ + 3SО₂ + 6Н₂О,

Аl + 6НNO_3(конц) = Аl(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3Н₂О.

2Al + 6HF = 2AlF3 + 3H2

Взаимодействие со щелочами.

2 Al + 2 NaOH + 6 H₂O = 2 Na[Al(OH)₄] + 3 H₂

_{При повышении концентрации щелочи:}

_{2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] +3H2}

_{Оксид алюминия Al2О3}

_{Белое твердое вещество, нерастворимое в воде, температура плавления 20500С.}

_{Природный А12О3 - минерал корунд. Прозрачные окрашенные кристаллы корунда - красный рубин – содержит примесь хрома - и синий сапфир - примесь титана и железа - драгоценные камни. Их получают так же искусственно и используют для технических целей, например, для изготовления деталей точных приборов, камней в часах и т.п.}

_{Химические свойства}

_{Оксид алюминия проявляет амфотерные свойства}

_{1. взаимодействие с кислотами}

_{А12О3 +6HCl = 2AlCl3 + 3H2O}

_{2. взаимодействие со щелочами}

_{А12О3 + 2NaOH – 2NaAlO2 + H2O}

_{Al2O3 + 2NaOH + 5H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)]}

_{3. взаимодействие с солями, имеющими сильнощелочную среду, вследствие гидролиза}

_{Al2O3 + Na2CO3 = 2 NaAlO2 + CO2}

_{Гидроксид алюминия А1(ОН)3}

_{А1(ОН)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер.}

_{Получают гидроксид алюминия реакцией обмена растворимых солей алюминия со щелочами}

_{AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓ + 3NaCl}

_Al³⁺ _{+ 3OH}^- _{= Al(OH)3↓}

_{Данную реакцию можно использовать как качественную на ион Al3+}

_{Химические свойства}

_{1. взаимодействие с кислотами}

_{Al(OH)3 +3HCl = 2AlCl3 + 3H2O}

_{2. при взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты:}

_{NaOH + А1(ОН)з = Na[A1(OH)4]}

_{3. термическое разложение}

_{2Al(OH)3 = Al2О3 + 3H2O}

_{Соли алюминия подвергаются гидролизу по катиону, среда кислая (рН < 7)}

_Al³⁺ _{+ Н}⁺_ОН^- _{↔ AlОН2+ + Н}⁺

_{Al(NO3)3 + H2O↔ AlOH(NO3)2 + HNO3}

_{Растворимые соли алюминия и слабых кислот подвергаются полному (необратимому гидролизу)}

_{Al2S3+ 3H2O = 2Al(OH)3 +3H2S}

_{Алюминотермия (алюмотермия) — способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их окислов металлическим алюминием:}

2Al + Cr₂О₃ = Al₂О₃ + 2Cr

Реакция открыта в 1859 г. русским химиком Н. Н. Бекетовым. При данной реакции выделяется большое количество теплоты. Алюминотермия применяется для получения хрома, ванадия, марганца, вольфрама и других металлов и сплавов.

Комплексные соединения алюминия

Экспериментально доказано существование гидроксомплексов [Аl(ОН)4(Н2О)2]^-, [Аl(ОН)6]^3-, [Аl(ОН)5(Н2O)]^2-; из них

первый — наиболее прочный. Координационное число алюминия в этом комплексе равно 6, т.е. алюминий является шестикоординированным.

[Al(OH2)6]³⁺ + OH- = [Al(OH)(OH2)5]²⁺ + H2O

[Al(OH)(OH2)5]²⁺ + OH- = [Al(OH)2(OH2)4]⁺ + H2O

[Al(OH)2(OH2)4]⁺ + OH- = [Al(OH)3(OH2)3] + H2O

В водной среде анион Al³⁺ непосредственно окружен шестью молекулами воды. Такой гидратированный ион несколько диссоциирован по схеме:

[Al(OH2)6]³⁺ + H2O = [Al(OH)(OH2)5]²⁺ + H3O⁺

Прочие свойства комплексов алюминия

 

a) нефелин и известняк спекают в трубчатых печах при 1200оС:

(Na,K)2[Al2Si2O8] + 2CaCO3 = 2CaSiO3 + NaAlO2 + KAlO2 + 2CO2­

б) образовавшуюся массу выщелачивают водой - образуется раствор алюминатов натрия и калия и шлам CaSiO3:

NaAlO2 + KAlO2 + 4H2O = Na[Al(OH)4] + K[Al(OH)4]

в) через раствор алюминатов пропускают образовавшийся при спекании CO2:

Na[Al(OH)4] + K[Al(OH)4] + 2CO2 = NaHCO3 + KHCO3 + 2Al(OH)3

г) нагреванием Al(OH)3 получают глинозем:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O

При взаимодействии AlH3 с основными гидридами в эфирном растворе образуются гидроалюминаты:

LiH + AlH3 = Li[AlH4]

 

77. Азот. Причины его химической инертности. Способы связывания атмосферного азота. Получение азотной кислоты в промышленности.

Из-за наличия трёх неспаренных электронов азот очень активен, проявляет в соединениях степени окисления от «-3» до «+5».

Кратность связи равна (6-2)/2 = 3. Энтальпия тройной связи составляет -940,5кДж/моль. Это одна из самых прочных молекул. Жидкий и твердый азот также построены из молекул N2, связанных силами Ван-дер-Ваальса. Прочность и неполярность молекулы N2, близость энтальпии ионизации молекулы(1402 кДж/моль) к энтальпии ионизации аргона объясняют ее химическую инертность по отношению к многим веществам.

Способы связывания атмосферного азота

Высокая энергия связи в молекуле азота обеспечила особый технологический режим проведения процессов с участием атмосферного азота:

- применение высоких температур;

- высоких давлений;