Алюминий весьма активен, если нет защитной пленки А12О3, инертного в химическом отношении вещества. По положению в электрохимическом ряду напряжений металлов алюминий стоит левее железа, однако пленка оксида алюминия практически останавливает дальнейшее окисление металла и препятствует его взаимодействию с водой и некоторыми кислотами. Если удалить защитную пленку химическим способом (например, раствором щелочи), то металл начинает энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)3 + ЗН2^

Порошкообразный алюминий сгорает на воздухе с ослепительной вспышкой. Алюминий непосредственно реагирует с галогенами, образуя галогениды:

2А1 + ЗС12 = 2А1С13

При сильном нагревании он взаимодействует с серой, углеродом и азотом с образованием сульфида A12S3, карбида А14С3 и нитрида A1N. Эти соединения легко гидролизуются с выделением соответственно сероводорода, метана, аммиака и гидроксида алюминия.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗС12

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании реакция протекает с восстановлением серной кислоты до оксида серы (IV) и азотной кислоты до низших оксидов азота без выделения водорода. Причем образуются соответственно сульфат А12(SO)3 и нитрат А1(NO3)3. В разбавленной серной кислоте при небольшом нагревании алюминий растворяется с выделением водорода:

2А1 + 3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + ЗН2

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

А1 + 4HNO3 = A1(NO3)3 + NO + 2Н2О

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием алюминатов:

2NaOH + 2AI + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3H2

Эти соединения можно рассматривать как соли очень слабых кислот. Гидроксид алюминия амфотерен (от греч. "амфотерос" - и тот, и другой). Он способен взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами (кроме раствора гидроксида аммония). Амфотерность- свойство гидроксида совмещать черты слабого основания и слабой кислоты - присуща гидроксидам р- и (d-металлов и особенно ярко выражена у гидроксида алюминия. Следствием этого является сильный гидролиз солей алюминия, имеющих в растворе кислую реакцию:

Н2О + А1С13 = [AI (ОН)] С12 + НСl,

и алюминатов, показывающих в растворе основную реакцию:

К[А1(ОН)4] = КОН + А1(ОН)3

При взаимодействии фторида алюминия с плавиковой кислотой образуется комплексная алюминийфтороводородная кислота, соль которой Na3AlF6 встречается в природе в виде минерала криолита. Криолит играет важную роль в производстве алюминия. Он может быть получен в результате реакции между растворами фторида натрия я сульфата алюминия:

12NaF4 + AI2(SO4)3 = 2Na3AlF6 + 3Na2SO4

Сырьем для производства алюминия служат бокситы - алюминийсодержащие руды, из которых в результате переработки извлекают оксид алюминия. Прокаленный оксид алюминия нерастворим не только в воде, но и плохо растворяется в кислотах и щелочах. Поэтому дальнейшая переработка оксида алюминия ведется методом электролиза. Полученный металл очищают электролитическим рафинированием.

Металлический алюминий служит в основном для производства сплавов. Сплавы алюминия менее устойчивы к коррозии из-за возникновения гальванических микроэлементов в местах включений примесей. Алюминий идет на производство кабелей, фольги, зеркал, серебристой краски. Способность алюминия восстанавливать металлы из оксидов при высоких температурах послужила основой метода алюмотермии, т. е. восстановления тугоплавких металлов, например хрома или марганца, из их оксидов;

Cr2O3 + 2A1 = А12О3 + 2Сг

Сульфат алюминия и алюмокалиёвые квасцы употребляют в красильной и кожевенной промышленности.

Оксид алюминия встречается в природе в виде твердого минерала корунда, используемого как абразивный материал для шлифовки и полировки металлов. Многие драгоценные камни - рубин, сапфир, аметист, разновидности корунда, окрашенные примесями. Искусственно выращенные монокристаллы рубина используют в лазерах, часовой и ювелирной промышленности.

1.4 d-элементы - металлы

Комплексные соединения

Комплексными соединениями называются, называются определенные химические соединения, образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.

В молекуле комплексного соединения один из атомов, обычно положительно заряженный, занимает центральное место и называется комплексообразователем, или центральным атомом. В непосредственной близости к нему расположены (координированы) противоположно заряженные "ионы или нейтральные молекулы, называемые лигандами. Комплексообразователь и лиганды составляют внутреннюю сферу комплексного соединения. Общее число у-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу у-связей, образуемых лигандом с комплексообразователем, лиганды делятся на моно-, ди- и более дентатные лиганды.

За пределами внутренней сферы комплексного соединения находится его внешняя сфера, содержащая положительно заряженные ионы (если внутренняя сфера комплексного соединения заряжена отрицательно) или отрицательно заряженные ноны (если комплексный ион заряжен положительно); в случае незаряженной внутренней сферы внешняя сфера отсутствует.

В формулах комплексных соединений внутреннюю сферу отделяют от внешней квадратными скобками.

Названия комплексных солей образуют по общему правилу: сначала называют анион, а затем катион в родительном падеже. Названия комплексного катиона составляют следующим образом: сначала указывают числа (греч.: ди - 2, три -3…) и названия отрицательно заряженных лигандов с окончанием "о" (хлоро, сульфато, гидроксо…); затем указывают числа и названия нейтральных лигандов, причем называют комплексообразователь, указывая степень его окисленности (рим.: I, II…)

[Co(NH3)5Br]SO4 - сульфат бромопентааминокобальта (III)

Название комплексного аниона составляют аналогично названию катиона и заканчивают суффиксом "ат".

Ba[Pt(OH)2Cl4] - тетрахлородигидроксоплатинат (IV)аммония

Названия нейтральных комплексных частиц образуют также, как и катионов, но комплексообразователь называют в иминительном падеже, а степень его окисления не указывают.

[Pt(NH3)2Cl2] - дихлородиаминоплатина

Ионы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом в основном силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени.

[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl-

[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH

Поэтому с помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы.

1.5 Свойства переходных металлов VIII группы

Металлы VIII группы образуют три побочные подгруппы - железа, кобальта, никеля.

Семейство железа. Атомы элементов Fe, Co, Ni имеют электронные конфигурации 3d64s2, 3d74s2, 3d84s2, наиболее характерные СО +2, +3.

Значения стандартных электродных потенциалов позволяют отнести их к числу металлов средней химической активности. При этом железо активнее чем кобальт и никель.

Железо устойчиво по отношению к сухому воздуху, но во влажном быстро корродирует и покрывается бурым гидроксидом Fe2O3nH2O, рыхлым и не предохраняющим металл от дальнейшего окисления. Реакция образования ржавчины многостадийна; суммарно ее можно выразить уравнением

4Fe + 3O2 + 2nH2O = 2(Fe2O3nH2O)

При температуре каления железо сгорает, превращаясь в железную окалину Fe3O4. При нагревании железо взаимодействует со многими неметаллами; реакции протекают особенно энергично, если железо мелко раздроблено. В зависимости от проведения процесса образуются твердые растворы с C, Si, N, P, H, металлоподобные соединения Fe3C, Fe3Si, Fe4N, Fe3P, Fe2H или соли FeCl3, FeS. Железо легко растворяется в кислотах, вытесняя из них водород:

Fe + 2H+ = Fe2+ + H2

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо. Отношение Fe к серной кислоте зависит от концентрации H2SO4. Железу соответствуют два устойчивых оксида: FeO, Fe2O3. Гидроксиды Fe(OH)2, Fe(OH)3 - труднорастворимые соединения проявляющие соответственно основные и амфотерные свойства (NaFeO2). Известны также соли железной кислоты H2FeO4 (СО +6).

При действии цианида калия на растворы солей железа (II) получается белый осадок цианида железа:

Fe2+ + 2CN- = Fe(CN)2

В избытке цианида калия осадок растворяется в следствие образования комплексной соли (желтая кровяная соль):

Fe(CN)2 + 4КCN = K4[Fe(CN)6]

Анионы [Fe(CN)6]4- является чувствительным реактивом на ионы Fe3+:

4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4- = Fe4[Fe(CN)6]3 (берлинская лазурь)

Образующийся осадок имеет характерную синюю окраску, под действием окислителей он переходит в гексацианоферат (III) (красная кровяная соль):

Ее анион является чувствительным реактивом на ионы Fe2+:

3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- = Fe3[Fe(CN)6]2

Образующийся осадок имеет характерный интенсивный синий цвет (турнбулева синь).

2. Химия неметаллов

Кремний

Кремний очень распространен в природе, содержание его в земной коре составляет 27,6 масс.% (он занимает второе место после кислорода).

Кремний в свободном виде в природе не встречается, но играет важную роль. Земная кора на 97 % состоит из соединений кремния; важнейшим из них является кремнезем SiO2 и силикатные минералы, представляющие собой сложные соединения, отличающиеся разнообразным составом и структурой.

Соединения кремния входят в состав растительных и животных организмов, они способствуют образованию твердых скелетных частей и тканей. Особенно много кремния могут накапливать некоторые морские организмы, как растительные - диатомовые водоросли, так и животные - кремневые губки, солнечники, скелет которых состоит из двуокиси кремния. Диатомовые водоросли и инфузории, погибая, образуют различные формы аморфного кремнезема: кизельгур, трепел, диатомит.

Таким образом, кремнезем в виде двуокиси кремния широко распространен в природе. Кремнезем бывает кристаллический и аморфный. Природной формой кристаллического кремнезема является минерал кварц. Он входит в состав горных пород: граниты, пегматиты.

Наиболее чистой природной разновидностью кварц является прозрачный, как вода, горный хрусталь. Окрашенные разновидности горного хрусталя известны как драгоценные камни: дымчатый - раухтопаз, черный - марион, фиолетовый - аметист. К микроволокнистым разновидностям кварца относятся халцедон, агат, яшма, кремень. Горный хрусталь и его разновидности применяются для изготовления оптических приборов и в ювелирном деле.

Кремнезем в виде различных песков используется в силикатной промышленности и в строительстве.

Землистые формы аморфного кремнезема - диатомит, трепел - имеют пористое строение, поэтому они обладают повышенной химической активностью, являются хорошими адсорбентами.

Кремнезем и его разновидности представляют неорганический полимер, построенный из тетраэдров SiO4. В центре правильного тетраэдра находится атом кремния в вершинах атомы кислорода. Кремний соединен с атомами.

Двуокись кремния - устойчивое соединение, которое в воде практически нерастворима; из кислот на нее действует только HF, при этом образуется тетрафторид кремния и вода:

SiO2 + 4HF = 2H2O + SiF4

Эта реакция используется при травлении стекла.

В обычных условиях щелочи очень слабо взаимодействуют с SiO2 с образованием солей кремневой кислоты - силикатов:

SiO2 + 2NaOH = H2O + Na2SiO3

Химическая активность модификаций SiO2 возрастает от кварца к аморфному кремнезему.

Аморфный кремнезем может вступать в химическое взаимодействие с щелочами и гашеной известью уже на холоду. На этом основано использование этих материалов в качестве гидравлических добавок в цементах. Имеющаяся в цементе известь взаимодействует с аморфным кремнеземом с образованием силикатов кальция. Этот процесс можно выразить следующим уравнением реакции:

SiO2 + Ca(OH)2 = H2O + CaSiO3

Мономолекулярные кремневые кислоты неустойчивы и обычно конденсируются в полимерные практически нерастворимые в воде формы.

Кремневые кислоты слабее угольной кислоты.

Диссоциацию метакремневой кислоты можно представить уравнением реакции:

H2SiO3 H+ + HSiO3- Кд1 = 2.10-10

HSiO3- H+ + SiO32- Кд2 = 1.10-12

Диоксид кремния SiO2 в воде не растворяется, поэтому кремневая кислота получается косвенным путем - действием кислоты на растворимые силикаты:

Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + 2NaCl

Поликремневые кислоты в воде не растворимы, легко образуют коллоидные растворы - золи. Устойчивость золей этих кислит зависит от рН раствора.

Строение мицеллы кремневой кислоты условно можно выразить формулой:

{[SiO2.mH2O]m.xHSiO3- (x-y)H+}-yyH+

Золи кремневых кислот обладают гидрофильными свойствами. Прибавлением электролитов не всегда удается вызвать коагуляцию. Для более быстрой коагуляции необходимо добавить баритовой воды или концентрированного раствора Al2(SO4)3

При коагуляции кремнево-кислых золей образуются гели переменного состава с общей формулой SiO2.хH2O.

Гель кремневых кислот представляет собой микрогетерогенную систему, состоящей из губчатой твердой фазы, в порах которой распределена вода. Высушенные гели кремневых кислот называются силикагелями. Они обладают сильно развитой внутренней поверхностью и являются хорошими сорбентами. Силикагель сильно поглощает пары воды, поэтому его используют для осушки газов.

Соли кремневых и поликремневых кислот называются силикатами.

В воде растворимы только силикаты щелочных металлов, остальные силикаты малорастворимы в воде.

Страницы: 1, 2, 3