Сделай Сам Свою Работу на 5
Главная | Контакты

Гидроксиды щелочных металлов

123




  1. Аl + NaOH + Н2О = Na[Al(OH)4 ∙ (Н2О)2] + Н2;
  2. Si + NaOH + H2О = Na2SiО3 + H2;
  3. С12 + КОН = КСЮ + КС1 + Н2О.

Соли

Карбонат натрия Na2CO3 образует кристаллогидрат Na2CО3 ∙1ОН2О, известный под названием кристаллическая сода. Это вещество применяют в производстве стекла, бума­ги, мыла, для устранения жесткости воды.

Гидрокарбонат натрия NaHCО3. Применяют в пищевой

промышленности (пищевая сода) и в медицине (питьевая сода).

Карбонат калия К2СО3. Техническое название — поташ. Используют в производстве жидкого мыла, тугоплавкого стекла, как калийное удобрение.

Сульфат натрия Na2SО4 образует кристаллогидрат Na2SО4 ∙ 1ОН2О, известный под названием глауберова соль. Применяют для производства соды, стекла, как слабитель­ное средство.

Хлорид натрия NaCI, или поваренная соль, — важней­шее соединение не только натрия, но и хлора, о чем говори­лось выше.

Хлорид калия КСI и сульфат калия K2SО4 — ценные ка­лийные удобрения.

Нитрат калия KNО3 — сложное удобрение (содержит два питательных элемента), применяется также при изготовле­нии черного пороха и фейерверков.

Окраска пламени. Соли щелочных металлов, как и сами металлы, окрашивают бесцветное пламя в характерные цве­та: натрий — в желтый, калий — в фиолетовый.




Oксиды элементов IIА группы

  1. ВеСО3 ВеО + СО2.
  2. СаО + СО2 = СаСО3;
  3. MgO + H2SО4 = MgSО4 + Н2О;
  4. BaO + НСI= ВаСI2 + Н2О.
  5. ВеО + HNО3 = Be(NО3)2 + H2О;
  6. ВеО + NaOH Na2BeО2 + H2О;
  7. ВеО + NaOH + Н2О = Na2[Be(OH)4].

Гидроксиды

  1. MgSО4 + NaOH = Mg(OH)2 + Na2SО4;
  2. ВеСI2 + KOH - Be(OH)2 + КСI.
  3. Ве(ОН)2 + NaOH = Na2[Be(OH)4].
  4. Mg(OH)2 + СН3СООН = (CH3COO)2Mg + Н2О;
  5. Ва(ОН)2 + СО2 = ВаСО3 + Н2О.

Наиболее широко применяют гидроксид кальция. Это один из важнейших вяжущих материалов в строительстве, компонент шихты в производстве стекла, смягчитель воды. Гидроксид магния, наряду с гашеной из­вестью, используют для очистки сахарных растворов. Он также входит в состав зубной пасты.

 

Соли

Ортосиликат бериллия Be2SiО4 получают кристаллиза­цией расплава оксидов бериллия и кремния (используют в качестве искусственного поделочного ювелирного камня и как люми­нофор)

2ВеО + SiО2 = Be2SiО4.

Стеарат магния (C17H35COO)2Mg, пальмитат магния (C15H31COO)2Mg, олеат магния (C17H33COO)2Mg. Мы привык­ли называть мылами соли щелочных металлов и высших карбоновых кислот. В жесткой воде происходят обменные реакции, приводящие к образованию малорастворимых со­лей кальция и магния:



  1. 2C17H35COONa + Mg2+ = (C17H35COO)2Mg + 2Na+;
  2. 2C15H33COONa + Ca2+ = (C15H33COO)2Ca + 2Na+.

Подобные соли щелочноземельных метал­лов и магния также называют мылами, только «металличе­скими». Их нерастворимость в воде можно обратить на поль­зу: они применяются в качестве смазочных материалов, за­густителей, компонентов косметических препаратов.

Пропионат кальция (С2Н5СОО)2Са в пищевом производ­стве используют в качестве добавки, препятствующей обра­зованию плесени. Его добавляют в хлебобулочные изделия, сыры, табак, консервированные овощи и фрукты.

Хлорат бария Ва(СIO4)2 используют как компонент пиро­технических средств. Во-первых, он является очень сильным окислителем (как и все перхлораты), а во-вторых, все соли бария окрашивают пламя в зеленый цвет.

Сульфид стронция SrS. Сульфиды щелочноземельных металлов, в том числе стронция, используют в качестве лю­минофоров, т. е. веществ, светящихся при возбуждении электромагнитным излучением. Сульфид стронция исполь­зуют также для удаления волосяного покрова со шкур в ко­жевенном производстве.

Подобно катионам щелочных метал­лов, щелочноземельные также окрашивают пламя в харак­терные цвета: кальций — в кирпично-красный, барий — в зе­леный, стронций — в карминово-красный.

Алюминий

По распространенности в приро­де алюминий занимает третье место после кислорода и крем­ния, на его долю приходится 8,13% литосферы. Совместно с кремнием он образует такие известные породы и минера­лы, как алюмосиликаты, слюду, глину (нефелин и другие разновидности). Важное место из минералов занимает криолит Na3[AlF6], или 3NaF·AI F3.



Многие природные вещества в качестве основного компонента содержат оксид алюминия: бокситы — ос­новное сырье для производства алюминия; корунд — одно из самых твердых природных веществ; драгоценные камни (разновидности корунда) — рубин, сапфир и др.

Для алюминия и всех соединений характерна единственно возможная степень окисления +3.

Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с неметаллами:

  1. АI + Вг2 = АIВг3;
  2. АI + О2 = АI2О3;
  3. АI +S AI2S3;
  4. AI + N2 AIN;
  5. АI + С АI4С3.

Очищенный от оксидной пленки алюминий способен взаимодействовать с водой

  1. АI + Н2О = АI (ОН)3 + Н2.

Способность вытеснять металлы из их оксидов — используют в металлургии:

  1. АI + Сг2О3 = АI2О3 + Сг,

Для получения высоких температур: при сгорании термитной смеси — смеси оксида железа (II, III):

  1. АI + Fe3О4 = АI2О3 + Fe.
  2. АI + НСI = АIСI3 + Н2.

С разбавленной азотной и соляной кислотами реагирует:

  1. АI + HNO3 = AI (NО3)3 + N2О + Н2О.

Алюминий используют для производства спла­вов. Они легки, относительно прочны, электропроводны, коррозионноустойчивы. Порошок алюминия используется как краска «серебрянка», а также входит в состав пиротехнических средств. Безвод­ный кристаллический оксид алюминия широко используют в хроматографии для очистки и разделения веществ.

Оксид алю­миния

  1. АI2О3 + НСI АIСI3 + Н2О;
  2. АI2О3 + NaOH + 7Н2О Na[AI(OH)4(H2О)2].
  3. АI2О3 + NaOH NaAIО2 + Н2О.
  4. АI2О3 + KHSО4 AI2(SО4)3 + K2SО4 + H2О;
  5. АI2О3 + Na2CО3 NaAIО2 + СО2.
  6. АI2О3 + N2О5 → AI (NО3)3;
  7. АI2О3 + К2О КAIО2.

 

Гидроксид алюминия

  1. AI2(SО4)3 + NaOH = АI(ОН)3 + Na2SО4.
  2. АIСI3 + NH3 + Н2О = АI(ОН)3 ↓+ NH4CI.
  3. АI (ОН)3 АIO(ОН) + Н2О и далее
  4. АIO(ОН) АI2О3 + Н2О.
  5. АI (ОН)3 + HNО3 = AI (NО3)3 + H2О.
  6. АI (ОН)3 + NaOH + Н2О = Na[AI (OH)4(H2О)2].

Соли.

Галогениды алюминия хорошо растворимы в воде, в растворе гидролизуются по катиону. Бромид и иодид получают синтезом из простых веществ, хлорид алюминия — действием хлора на бокситы в присутствии восстановителя, например кокса:

  1. АI2О3 + СI2 + С = АIСI3 + СО.

 

Хлорид алюминия исполь­зуют в качестве катализатора в органическом синтезе.

Сульфат алюминия AI2(SО4)3 • 18Н2О используют для про­травливания тканей перед окрашиванием, осветления и обесцвечивания воды. Если к раствору сульфата алюминия добавить сульфат калия, то при упаривании образуются кристаллы двойной соли: калий-алюминий сульфата KAI(SО4)2 ∙12Н2О. Подобные соли называются квасцами.

Соли алюминиевых кислот — алюминаты, в нейтральной гидролизуются до гидроксида алюминия:

  1. КАIO2 + Н2О ↔ КОН + АI(ОН)3.

К природным алюминатам относится благородная шпи­нель Mg(AIО2)2, которая украшает историческую реликвию — корону российских императоров, и драгоценный хризобе­рилл Ве(АIO2)2.

Одним из компонентов катализаторов Циглера—Натта является триэтилалюминий АI (С2Н5)3, который получают взаимодействием алюминия с этиленом в присут­ствии водорода:

  1. АI + СН2=СH2 + Н2 = АI (С2Н5)3 + АIH(С2Н5)2.

 

Железо

Основные минералы: магнит­ный железняк (магнетит) Fe3О4, красный железняк (гема­тит) Fe2О3, бурый железняк (лимонит) Fe2О3 • nН2О, сидерит FeCO3 и пирит (железный, или серный, колчедан) FeS2.

В кислороде раскаленный порошок железа сгорает, раз­брасывая красивые огненные звездочки, наподобие бенгаль­ского огня. При этом образуется смешанный оксид желе­за (II, III) — железная окалина:

  1. Fe + О2 = Fe3О4.

Во влажном воздухе железо довольно быстро окисляется с образованием гидратированного оксида железа (III) — ржавчины,

  1. Fe + О2 + Н2О = Fe(OH)3.
  2. Fe + СI2 = FeCI3;
  3. Fe + I2 = FeI2;
  4. Fe + S = FeS;
  5. Fe + С = Fe3C.

При действии пе­регретого пара на раскаленное свыше 6ОО °С железо также образуется железная окалина:

  1. Fe + Н2О = Fe3О4 + Н2 - реакция лежит в основе железо-парового способа получения водорода.

При действии соляной и разбавленной азотной кислоты железо окисляется до степени окисления:

  1. Fe + НСI = FeCI2 + Н2.
  2. Fe + HNО3= Fe(NО3)3 + NO + Н2О.

В очень сильных окислительных средах (концентриро­ванная азотная или серная кислоты) при комнатной темпера­туре происходит пассивация железа. Однако при нагревании взаимодействие все-таки возможно:

  1. Fe + H2SО4 = Fe2(SО4)3 + SО2 + Н2О.

Окислить свободное железо до степени окисления +6 уда­ется не с помощью таких мощных окислителей, как концентрированная азотная кислота, а при сплавлении с нитра­том калия и щелочью:

  1. Fe + КОН + KNО3 = K2FeО4 + KNО2 + Н2О.

 

Железо способно образовывать нейтральный комплекс пентакарбонилжелезо:

  1. Fe + 5CO [Fe(CO)5],

 

Оксиды железа

Известны FeO, Fe2О3 и сме­шанный оксид Fe3О4(FeO ∙ Fe2О3).

Оксид железа (II) — черный порошок, пирофорен (в мел­кораздробленном состоянии способен самовоспламеняться). Получить FeO не удается ни окислением железа, ни разложе­нием соответствующего ему гидроксида Fe(OH)2 из-за того, что довольно трудно «поймать и зафиксировать» соединения железа в степени окисления +2. Получают оксид железа (II) разложением оксалата (соли щавелевой кислоты) или восста­новлением оксида железа (III):

  1. FeC2О4 • 2H2О FeO + СО2 + СО + 2Н2О;
  2. Fe2О3 + СО 2FeO + СО2.
  3. FeO + НСI = FeCI2 + Н2О.
  4. FeO + HNO3 = Fe{NО3)3 + NO + Н2О.
  5. FeS2 + О2 = Fe2О3 + SО2.
  6. Fe2О3 + H2SО4 = Fe2(SО4)3 + H2О.
  7. Fe2О3 + NaOH = NaFeО2 + H2О;
  8. Fe2О3 + Na2CО3 = NaFeО2 + CО2.

При нагревании оксид железа (III) восстанавливается во­дородом или оксидом углерода (II). Последняя реакция ле­жит в основе промышленного получения чугуна из желез­ных руд:

  1. Fe2О3 + СО = Fe3О4 + СО2, далее
  2. Fe3О4 + СО = FeO + СО2 и наконец:
  3. FeO + CO = Fe + CО2.

Смешанный оксид получают:

  1. Fe2О3 = Fe3О4 + О2, который с разбавленными кислотами образует смесь солей железа:
  2. Fe3О4 + НСI = FeCI2 + FeCI3 + H2О.

Гидроксид железа (II)

  1. FeSО4 + NaOH= Fe(OH)2 + Na2SО4.

Свежевыпавший осадок темнеет вследствие окисления:

  1. Fe(OH)2 + О2 + Н2О = Fe(OH)3.

Гидроксид железа (II) проявляет слабые амфотерные свойства с преобладанием основных:

  1. Fe(OH)2 + НВг= FeBr2 + Н2О;
  2. Fe(OH)2 + NaOH(конц) Na2[Fe(OH)4].

Гидроксид железа (III)

Более правильно рассматривать это соединение как гидратированный оксид mFe2О3∙пH2О. При нагревании это вещество переходит сначала в метагидроксид, а затем в ок­сид железа (III). Для того чтобы уравнение реакции было не так громоздко, допускается использовать формулу Fe(OH)3:

  1. Fe(OH)3 = FeO(OH) + Н2О и далее
  2. FeO(OH) = Fe2О3 + H2О.
  3. Fe(OH)3 + H2SО4 = Fe2(SО4)3 + 3H2О.

Соли

  1. Fe3+ + Н2О ↔ FeOH2+ + Н+-гидролиз
  2. FeCI2 + СI2 = FeCI3,
  3. FeCI3 + H2S = FeCI2 + S + HCI;
  4. FeCI3 + Fe = FeCI2.

Сульфаты. FeSО4 ∙ 7Н2O — железный купорос — наиболее распростра­ненная соль железа (II), на воздухе и в растворе посте­пенно окисляется. В присутствии сульфата ам­мония FeSО4 значительно более устойчив к окислению, а из водного раствора такой смеси выпадают кристаллы двойной соли (NH4)2Fe(SО4)2∙6Н2О, которую называют солью Мора и применяют в аналитической химии. Сульфат железа (III) также способен к образованию двойной соли, назы­ваемой железоаммонийными квасцами (NH4)Fe(SО4)2 ∙12Н2О.

Ферраты. Соли щелочных металлов, содержащие феррат-анион (Na2FeО4, K2FeО4), имеют пурпурно-красную окра­ску, достаточно устойчивы в водных растворах, но при подкислении разлагаются:

  1. Na2FeО4 + НСI == FeCI3 + NaCI+ О2 + Н2О.

Ферраты представляют собой даже более сильные окис­лители, чем перманганат калия, способны окислять аммиак до азота, а соединения хрома (II) — сразу до хромат-аниона:

 



123




Не нашли, что искали? Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2025 stydopedia.ru Все материалы защищены законодательством РФ.