Алюминий. Химия алюминия и его соединений | CHEMEGE.RU

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно параллельно протекают реакции:

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:

8Al 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 3N2O↑ 15H2O

8Al 30HNO3(оч. разб) = 8Al(NO3)3 3NH4NO3 9H2O

(с) в учебных целях использованы цитаты из пособий: «химия / н. э. варавва, о. в. мешкова. — москва, эксмо (егэ. экспресс-подготовка)» и «химия : новый полный справочник для подготовки к егэ / е.в. савинкина. — москва, издательство аст».

Вы смотрели Справочник по химии «Общая характеристика некоторых элементов». Выберите дальнейшее действие:

2.2. Общая характеристика металлов IA-IIIA групп …

Все элементы IА–IIIА-групп Периодической системы относят к металлам (кроме бора). На внешнем энергетическом уровне эти элементы имеют не более трех электронов, что соответствует номеру группы, в которой они расположены.

Металлы IA-группы называют щелочными, так как при взаимодействии с водой они образуют щелочи. Металлы IIА-группы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными.

2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) …

Понятие переходный элемент относится к d-элементам, занимающим переходное положение между s- и p-элементами. Они расположены в побочных подгруппах (группах IБ-VIIIБ). Все d-элементы являются металлами, валентные электроны которых расположены на ns- и (n–1)d-подуровнях, т.е. они имеют электронную конфигурацию: (n–1)d1–10ns1–2.

Общая характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа):

• Находятся в побочных подгруппах периодической системы.
• Валентные электроны расположены на внешних уровнях (s-электроны) и на предвнешних уровнях (d-электроны).
• Элементы — металлы.
• Для элементов, за исключением цинка, характерны переменные степени окисления.
• Соединения проявляют различные кислотно-основные свойства.
• С возрастанием степени окисления элемента в оксиде и гидроксиде кислотные свойства последних усиливаются. 

2.4. Общая характеристика неметаллов IVA-VIIA групп …

Неметаллы занимают главные подгруппы IV–VIII-групп (или группы с IVA по VIIIA). Атомы неметаллов на внешнем энергетическом уровне могут содержать от 4 до 8 электронов. Исключение составляют: водород — 1 электрон, гелий — 2 электрона, бор — 3 электрона. У атомов неметаллов, как правило, происходит заполнение р-подуровня.

Элементы VIIA-группы носят название галогены, а элементы VIA-группы — халькогены.

Алюминаты

Соли, в которых алюминий является кислотным остатком (алюминаты) — образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Al2O3 Na2O → 2NaAlO2

Для понимания свойств алюминатов их также очень удобно разбить на два отдельных вещества.

Например, алюминат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид алюминия и оксид натрия.

NaAlO2 разбиваем на Na2O и Al2O3

Тогда нам станет очевидно, что алюминаты реагируют скислотами с образованием солей алюминия:

KAlO2    4HCl → KCl    AlCl3    2H2O

NaAlO2    4HCl →  AlCl3    NaCl    2H2O

NaAlO2    4HNO3  → Al(NO3)3    NaNO3    2H2O

2NaAlO2    4H2SO4  → Al2(SO4)3    Na2SO4    4H2O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

KAlO2  H2O   =  K[Al(OH)4]

NaAlO2    2H2O  =  Na[Al(OH)4]

Алюминий, химические свойства, получение

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием  азотной кислоты окисляется до сульфата:

Al2 S3     8HNO3  →  Al2(SO4)3    8NO2    4H2O

либо до серной кислоты (под действием горячей концентрированной кислоты):

Al2 S3     30HNO3(конц. гор.)  →  2Al(NO3)3    24NO2    3H2SO4     12H2O

Сульфид алюминия разлагается водой:

Al2S3   6H2O →  2Al(OH)3↓       3H2S↑

Карбид алюминия также разлагается водой при нагревании на гидроксид алюминия и метан:

Al4C3    12H2O → 4Al(OH)3    3CH4

Нитрид алюминия разлагается под действием минеральных кислот на соли алюминия и аммония:

AlN    4HCl →  AlCl3    NH4Cl

Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:

AlN    3H2O →  Al(OH)3↓    NH3 

Гидролиз солей алюминия

Растворимые соли алюминия  и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Al3 H2O = AlOH2 H

II ступень: AlOH2   H2O = Al(OH)2   H

III ступень: Al(OH)2   H2O = Al(OH)3  H

Однако  сульфиды, сульфиты, карбонаты алюминия и их кислыесоли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Al2(SO4)3    6NaHSO3  → 2Al(OH)3    6SO2    3Na2SO4

2AlBr3    3Na2CO3  3H2O →  2Al(OH)3↓    CO2↑   6NaBr

2Al(NO3)3    3Na2CO3    3H2O →  2Al(OH)3↓    6NaNO3    3CO2↑

2AlCl3    3Na2CO3    3H2O → 2Al(OH)3↓    6NaCl    3CO2↑

Al2(SO4)3    3K2CO3    3H2O →  2Al(OH)3↓    3CO2↑    3K2SO4

2AlCl3    3Na2S    6H2O →  2Al(OH)3    3H2S↑    6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать всоответствующей статье.

Задание 29

Первый вариант ответа:

Na2Cr2O7  7H2SO4  6NaI → Cr2(SO4)3  4Na2SO4  3I2  7H2O

1∙ | 2Cr 6 6ē → 2Cr 3

3∙ | 2I-1 – 2ē → I20

Йод в степени окисления -1 (иодид натрия) является восстановителем.

Хром в степени окисления 6 (или дихромат натрия) – окислителем.

Второй вариант ответа:

Na2Cr2O7  6NaI 7H2O → 3I2  2Cr(OH)3  8NaOH

1∙ | 2Cr 6 6ē → 2Cr 3

3∙ | 2I-1 – 2ē → I20

Йод в степени окисления -1 (или иодид натрия) является восстановителем.

Хром в степени окисления 6 (или дихромат натрия) – окислителем.

Задание 30

Вариант ответа:

K2SiO3  H2SO4 = K2SO4  H2SiO3

2K SiO32-  2H   SO42- = 2K SO42-  H2SiO3

2H SiO32- = H2SiO3

Задание 31

1) Al2O3 2NaOH 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

2) Na[Al(OH)4] SO2 → Al(OH)3 NaHSO3

3) Cr(NO3)3 3NaHSO3 → Cr(OH)3   3NaNO3 3SO2

4) 5SO2 2KMnO4 2H2O → 2MnSO4 K2SO4 2H2SO4

Задание 32

Допускается KHSO4 вместо сульфата калия.

Задание 33

Алюминиевую пластинку поместили на некоторое время в 200 г 5%-ного раствора гидроксида натрия. После выделения 6,72 л (н.у.) газа пластинку извлекли, а через раствор пропустили избыток углекислого газа. Определите массовую долю соли в образовавшемся растворе.

Решение:

2Al 2NaOH 6H2O → 2Na[Al(OH)4] 3H2 (I)

Na[Al(OH)4] CO2 → NaHCO3 Al(OH)3 (II)

NaOH CO2 → NaHCO3 (III)

Вычислим массу и количество вещества гидроксида натрия в исходном растворе:mисх.(NaOH) = 200 г ⋅ 5%/100% = 10 г; nисх.(NaOH) = 10 г/40 г/моль = 0,25 моль.

Вычислим количество вещества и массу выделившегося водорода:n(H2) = V/Vm = 6,72 л/22,4 л/моль = 0,3 моль; m(H2) = n ⋅ M = 0,3 моль ⋅ 2 г/моль = 0,6 г.

Исходя из уравнения реакции (I), количество вещества и масса алюминия, вступившего в реакцию (I), равно:n(Al) = 2/3n(H2) = 2/3 ⋅ 0,3 моль = 0,2 моль; m(Al) = n ⋅ M = 0,2 моль ⋅ 27 г/моль = 5,4 г,

а количество прореагировавшего гидроксида натрия составляет:nреаг.(NaOH) = n(Al) = 0,2 моль.

Количество гидроксида натрия, оставшегося после реакции (I), будет равно:nост.(NaOH) = nисх.(NaOH) − nреаг.(NaOH)  = 0,25 моль − 0,2 моль = 0,05 моль.

Вычислим массу раствора, образовавшегося в результате реакции (I):mI(р-ра) = mр-ра(NaOH) m(Al) − m(H2) = 200 г 5,4 г − 0,6 г = 204,8 г.

Поскольку через образовавшийся раствор пропускают избыток углекислого газа, то в результате реакций (II) и (III) образуется кислая соль − гидрокарбонат натрия.

Количество вещества гидроксоалюмината натрия, образовавшегося в результате реакции (I) составляет:

n(Al) = n(Na[Al(OH)4]) = 0,2 моль, следовательно, в результате реакции (II) количество вещества и массы прореагировавшегося углекислого газа и образовавшихся гидрокарбоната натрия и гидроксида алюминия равны:

n(Na[Al(OH)4]) = nII(CO2) = n(Al(OH)3) = nII(NaHCO3) = 0,2 моль;mII(CO2) = M ⋅ n = 44 г/моль ⋅ 0,2 моль = 8,8 г;m(Al(OH)3) = M ⋅ n = 78 г/моль ⋅ 0,2 моль = 15,6 г;mII(NaHCO3) = M ⋅ n = 84 г/моль ⋅ 0,2 моль = 16,8 г.

Вычислим массу раствора, образовавшегося в результате реакции (II):mII(р-ра) = mI(р-ра) mII(CO2) − m(Al(OH)3) = 204,8 г 8,8 г − 15,6 г = 198 г.

Вычислим количество вещества и массы реагирующего углекислого газа и образовавшегося гидрокарбоната натрия в результате реакции (III):nост.(NaOH) = nIII(NaHCO3) = nIII(CO2) = 0,05 моль, следовательно,mIII(CO2)

Общая масса гидрокарбоната натрия равна:mобщ.(NaHCO3) = mII(NaHCO3)  mIII(NaHCO3) = 16,8 г 4,2 г = 21 г.

Конечная масса раствора составляет:mконеч.(р-ра) = mII(р-ра) mIII(CO2) = 198 г 2,2 г = 200,2 г.

wконечн.(NaHCO3) = mобщ.(NaHCO3)/mконеч.(р-ра) ⋅ 100% = 21 г/200,2 г ⋅ 100% ≈ 10,5%.

Ответ: wконечн.(NaHCO3) = 10,5%

Задание 34

При сгорании 20,5 г органического вещества образовались углекислый газ массой 66 г и вода объемом 22,5 мл. Известно, что при реакции данного соединения с подкисленным раствором дихромата калия образуется продукт с таким же числом атомов углерода.На основании данных условия задания:1) проведите необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин) и установите молекулярную формулу исходного органического вещества;2) составьте структурную формулу этого вещества, которая однозначно отражает порядок связи атомов в его молекуле;3) напишите уравнение реакции искомого соединения с избытком раствора дихромата калия, подкисленного серной кислотой (используйте структурные формулы органических веществ).

Решение:

1) n(CO2) = m/M = 66 г/44 г/моль = 1,5 моль; n(C) = n(CO2) = 1,5 моль; m(C) = M ⋅ n = 1,5 моль . 12 г/моль = 18 г.n(H2O) = m/M = 22,5 г/18 г/моль = 1,25 моль, n(H) = 2n(H2O), n(H) = 1,25 моль . 2 = 2,5 моль, m(H) = M ⋅ n = 2,5 моль . 1 г/моль = 2,5 г.

Вычислим массу и количество вещества кислорода.m(O) = m(в-ва) − m(C) − m(H) = 20,5 г − 18 г − 2,5 г = 0 г, следовательно, кислород в веществе отсутствует.

Обозначим искомое органическое соединение в виде CxHy, тогда x : y = n(C) : n(H) = 1,5 : 2,5 = 3 : 5.

Простейшая формула искомого соединения C3H5.

Поскольку молекула углеводорода не может содержать нечетное число атомов водорода, то простейшую формулу нужно увеличить в четное число раз. Таким образом, истинная формула соединения может быть записана как (C6H10)n.

Задача на определение формулы в ЕГЭ считается решенной, если найдено хотя бы одно решение, удовлетворяющее условиям задачи. Таким образом, следует проверить варианты истинных при различных значениях n.

2) Из условия задачи известно, что при реакции данного соединения с подкисленным раствором дихромата калия образуется продукт с таким же числом атомов углерода. Данному требованию удовлетворяет циклогексен:

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами. При этом образуется белый аморфный осадокгидроксида алюминия.

Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl3 3NaOH → Al(OH)3 3NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:

Al(OH)3 NaOH = Na[Al(OH)4]

Обратите внимание,  если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

AlCl3 4NaOH = Na[Al(OH)4] 3NaCl

Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl3 3NH3·H2O= Al(OH)3 ↓ 3NH4Cl

Al3 3NH3·H2O = Al(OH)3 ↓ 3NH4

Видеоопытвзаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.

Комплексные соли алюминия

Для описания свойств комплексных солей алюминия — гидроксоалюминатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоалюминат на две отдельные молекулы — гидроксид алюминия и гидроксид щелочного металла.

Например, тетрагидроксоалюминат натрия  разбиваем на гидроксид алюминия и гидроксид натрия:

Na[Al(OH)4] разбиваем на NaOH и Al(OH)3

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют скислотными оксидами.

Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка  углекислого газа. При этом с СО2 реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО2), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Na[Al(OH)4]    CO2  → Al(OH)3↓    NaHCO3

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

K[Al(OH)4]    CO2  → Al(OH)3    KHCO3

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO2:

      Na[Al(OH)4]    SO2  → Al(OH)3↓    NaHSO3

   K[Al(OH)4]    SO2  → Al(OH)3    KHSO3 

А вот под действиемизбытка сильной кислотыосадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид алюминия реагирует с сильными кислотами.

Например, с соляной кислотой:

  Na[Al(OH)4]     4HCl(избыток)  → NaCl    AlCl3    4H2O

Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислотыосадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:

Na[Al(OH)4]     НCl(недостаток)   → Al(OH)3↓    NaCl    H2O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

Na[Al(OH)4]    HNO3(недостаток)  → Al(OH)3↓    NaNO3    H2O

Комплекс разрушается при взаимодействии схлорной водой(водным раствором хлора) Cl2:

2Na[Al(OH)4]    Cl2   → 2Al(OH)3↓    NaCl    NaClO   H2O

При этом хлор диспропорционирует.

Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:

AlCl3    3Na[Al(OH)4]   → 4Al(OH)3↓    3NaCl

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:

Na[Al(OH)4]  →  NaAlO2      2H2O↑

K[Al(OH)4]  →  KAlO2      2H2O

Напишите уравнения возможных реакций между алюминием и веществом из следующего перечня: кислород, сера, хлор,вода,серная разбавленная кислота, серная концентрированная кислота, азотная разбавленная кислота, гидроксид натрия, хлорид ртути(ii). ко всем уравнениям составьте схему электронного баланса или схематически обозначьте степени окисления и переход электронов — знания.site

Нахождение в природе

Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре  — около 8%.

В природе алюминий встречается в виде соединений:

Бокситы Al2O3 · H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3) — гидрат оксида алюминия.

Корунд Al2O3. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

Нахождение в природе галогенов

Галогены являются химически активными веществами, в связи с чем, в природе
они встречаются только в виде соединений. Их распространённость в земной
коре снижается при увеличении атомного
радиуса (от фтора к иоду). Например, содержание астата в
земной коре исчисляется граммами.

Наиболее распространённые соединения  фтора — флюорит CaF2, криолит Na3AlF6  и др., хлора — каменная соль (галит) NaCl, сильвин  KCl и сильвинит KCl⋅NaCl.

Бром и иод не образуют
индивидуальных минералов, но их соединения содержатся в морской воде и могут
накапливаться водорослями.

Нитрат и сульфат алюминия

Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия, оксид азота (IV)  и кислород:

4Al(NO3)3 → 2Al2O3    12NO2     3O2

Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия, сернистый газ и кислород:

2Al2(SO4)3 → 2Al2O3     6SO2    3O2

Общая характеристика галогенов

От F к At (сверху вниз в
периодической таблице)

Увеличивается

Уменьшается

• электроотрицательность,
• энергия ионизация,
• сродство к электрону.

Электронные конфигурации
у данных элементов схожи, они содержат 7 электронов на внешнем слое ns2np5:

F – 2s2 2p5;

Cl – 3s23p5;

Br – 3d10 4s2 4p5;

I — 4d10 5s2 5p5;

At – 4f14 5d10 6s2 6p5

Электронная конфигурация фтора и хлора

Электронная конфигурация брома и йода

Положение в периодической системе химических элементов

Алюминий расположен в главной подгруппе III группы  (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Расположите химические знаки перечисленных ниже элементов в порядке возрастаниязначений электроотрицательности: фосфор, магний, бор, цезий, кислород, кремний, калий, углерод, водород, литий, фтор, сера, алюминий, кальций. — знания.site

Решу егэ

Решу огэ

С водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

2Al 6H2O = 2Al(OH)3 3H2↑

С галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2Al 3I2 =2AlI3

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2Al 3Br2 = 2AlBr3

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2Al 3Cl2 = 2AlCl3

С оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI Fe2O3 = 2Fe Аl2О3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

С серой

При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфидалюминия

С углеродом

При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Способы получения

1. Гидроксид алюминия можно получить действием раствора аммиакана соли алюминия.

Например, хлорид алюминия реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида алюминия и хлорида аммония:

AlCl3 3NH3 3H2O = Al(OH)3 3NH4Cl

2.Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводородачерез раствор тетрагидроксоалюмината натрия:

Na[Al(OH)4] СО2 = Al(OH)3 NaНCO3 

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na[Al(OH)4] на составные части: NaOH и Al(OH)3. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Al(OH)3 не реагирует с СО2, то мы записываем справа Al(OH)3  без изменения.

3. Гидроксид алюминия можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли алюминия.

Например, хлорид алюминия реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида алюминия и хлорида калия:

AlCl3 3KOH(недост.) = Al(OH)3↓ 3KCl

4. Также гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например:бромид алюминия реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2AlBr3    3Na2CO3  3H2O  =  2Al(OH)3↓    3CO2↑   6NaBr

Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида натрия:

2AlCl3    3Na2S    6H2O  =  2Al(OH)3    3H2S↑    6NaCl

Способы получения брома

Промышленный способ

• Исходное сырьё для
  получения брома — морская вода, озёрные и подземные рассолы и щелока калийного
  производства, содержащие бром в виде бромид-иона Br-

Бром втесняют при помощи хлора:

2Вг— Cl2 = Br2 2Сl—

 Далее бром отгоняют из раствора водяным паром или воздухом.

Лабораторный способ

• В лаборатории для получения брома используют сильные окислители:

2NaBr МnO2 2H2SO4 = Br2↓ MnSO4 Na2SO4 2Н2O

MnO2 4HBr → MnBr2 Br2 2H2O

НВг 2H2SO4 = 3Br2↓ S↓ 4Н2O

2HBr Cl2 → Br2 2HCl

Способы получения йода

Промышленный способ

• Йод, также как и бром, извлекают из морской воды, соленых озер, подземных рассолов и буровых вод, где он содержится в виде I^—.

• Получение свободного йода с помощью различных окислителей, чаще всего газообразного хлора:

2 КI СI2 = 2 КCl I2

Лабораторный способ

• Йод можно получить также как и хлор или бром действием различных окислителей (КМnО₄, МnО₂, КСlO₃, КВrО₃, FеСl₃ и СuSO₄) на иодоводородную кислоту:

2 КМnО4 16 НI = 2 КI 2 MnI2 5I2 8 Н2О

КВrО3 6 НI = КВr 5 I2 3 Н2О

2 FеC3 2 НI = 2 FeCl2
I2 2 НСl

2 СuSO4 4 НI = 2 СuI 2 Н2SO4 I2

H2SO4 2HI  = I2↓ SO2↑ 2Н2O

Способы получения фтора

Фтор
получают методом электролиза расплава гидрофторида калия (смеси
HF и KF):

2KHF2 → 2K H2 2F2

Способы получения хлора

Промышленный способ

Электролиз расплавов или водных растворов хлоридов, чаще – NaCl.

• Электролиз расплава хлорида натрия:

NaCl → Na Cl−

K(–): Na 1e → Na0

A( ): 2Cl−  ̶ 2e → Cl20

2Na 2Cl− → 2Na º Cl2º

Таким образом, получаем:

2NaCl → 2Na Cl2

• Электролиз раствора хлорида натрия.

NaCl → Na Cl−

K(–): 2H2O 2e → H2° 2OH−

A( ): 2Cl−  ̶ 2e → Cl20

2H2O 2Cl− → H2°↑ 2OH− Cl2°↑

Таким образом, получаем:

2NaCl 2H2O → H2↑ 2NaOH Cl2↑

Лабораторный способ

Окисление концентрированной HCI сильными окислителями:

4HCI MnO2 = Cl2↑ МпCl2 2Н2O

16НСl 2КМпО4 = 5Cl2↑ 2MnCl2 2KCl 8Н2O

6HCl КСlO3 = ЗCl2↑ KCl 3Н2O

14HCl К2Сr2O7 = 3Cl2↑ 2CrCl3 2KCl 7Н2O

Таблица степеней окисления химических элементов. максимальная и минимальная степень окисления. возможные степени окисления химических элементов. — инженерный справочник / технический справочник дпва / таблицы для инженеров (ex dpva-info)

		Раздел недели: Плоские фигуры. Свойства, стороны, углы, признаки, периметры, равенства, подобия, хорды, секторы, площади и т.д.

Физические свойства

Алюминий– лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Температура плавления 660оС, температура кипения 1450оС, плотность алюминия 2,7 г/см3.

Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной переработки. На протяжении последних лет, цена на лом алюминия в пунктах приема непреклонно растет. По ссылке можно узнать о том, как сдать лом алюминия.

Физические свойства брома

В обычных
условиях бром – красно-бурая жидкость с резким зловонным запахом. При Т=-7,2°C
жидкий бром застывает, образуя красно-коричневые игольчатые кристаллы.

Пары брома жёлто-бурого цвета, Ткип = 58,78°C.

В воде бром растворяется лучше других галогенов
(3,58 г брома в 100 г H2O при 20°C). Хорошо растворим во многих
органических растворителях.

Бромная вода имеет желто-бурую окраску, быстро исчезающую, при взаимодействии растворенного Br2 с каким-либо веществом. «Обесцвечивание бромной воды» — широко используется в качестве теста на обнаружение в растворе многих неорганических и органических веществ.

Физические свойства йода

Свободный йод I2 при обычной температуре — черно-серое с фиолетовым
оттенком кристаллическое вещество с металлическим блеском. Легко возгоняется. Пары
йода имеют своеобразный запах и очень ядовиты.

Среди галогенов I2 обладает самой меньшей растворимостью
в воде, однако он хорошо растворим в спирте и других органических
растворителях.

Физические свойства фтора

Фтор при обычной
температуре — зеленовато-жёлтый ядовитый газ, с резким запахом, очень
реакционноспособный, хорошо растворим в жидких водороде и
кислороде.

Физические свойства хлора

Хлор Cl2 при обычной температуре – тяжелый, желто-зеленый
газ с резким удушающим запахом.

Cl2 в 2,5 раза тяжелее воздуха, малорастворим в воде (~
6,5 г/л); хорошо растворим в неполярных органических растворителях. В свободном
состоянии встречается только в вулканических газах.

Химические свойства

1. Алюминий – сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2Al    3I2  → 2AlI3

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

2Al    3S  → Al2S3

1.3.Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:

Al P → AlP

1.4.С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:

2Al N2 → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

4Al 3C → Al4C3

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al 3O2 → 2Al2O3

Видеоопытвзаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти.  Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами.

Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные — у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: «Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?» При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))

Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки.

А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

2Al0 6H2 O → 2Al 3(OH)3 3H20

Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):

3HgCl2 2Al → 2AlCl3 3Hg

Видеоопыт  взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

2.2.Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.

Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Al 6HCl = 2AlCl3  3H2↑

2.3.При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:

2Al 6H2SO4(конц.) → Al2(SO4)3 3SO2  6H2O

2.4.Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

10Al 36HNO3 (разб) → 3N2 10Al(NO3)3 18H2O

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:

8Al 30HNO3(оч.разб.) →  8Al(NO3)3  3NH4NO3 9H2O

2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

2Al 2NaOH 6H2O → 2Na[Al(OH)4]  3H2 ↑

Видеоопытвзаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al 6NaOH → 2Na3AlO3  3H2 ↑

Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком виде):

2Al 6NaOH → 2NaAlO2  3H2↑ 2Na2O

2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы изоксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.

Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:

2Al 3CuO → 3Cu Al2O3

Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):

8Al    3Fe3O4 →  4Al2O3    9Fe

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

2Al    3Na2O2  → 2NaAlO2     2Na2O

8Al    3KNO3   5KOH    18H2O →  8K[Al(OH)4]       3NH3

10Al     6KMnO4    24H2SO4  → 5Al2(SO4)3    6MnSO4    3K2SO4   24H2O

2Al    NaNO2   NaOH    5H2O →  2Na[Al(OH)4]     NH3

Al     3KMnO4    4KOH →  3K2MnO4    K[Al(OH)4]  

4Al    K2Cr2O7 → 2Cr     2KAlO2      Al2O3

Химические свойства брома

Химические
свойства брома сходны с хлором. Различаются только условия протекания реакций.

Взаимодействие с простыми веществами

С металлами

Жидкий бром сильный окислитель. Например, железо и алюминий самовозгораются при соприкосновении с бромом даже при обычной температуре.

Al(тв) 3/2Br2(ж) = AlBr3(тв), ΔH°298 = -513
кДж/моль

Al(тв) 3/2Cl2(г) = AlBr3(тв), ΔH°298 = -704
кДж/моль

Fe(тв) 3/2Br(тв) = FeBr3(тв), ΔH°298 = -269
кДж/моль

Fe(тв) 3/2Cl2(г) = FeBr3(тв), ΔH°298 = -399 кДж/моль

С водородом

Взаимодействие брома с водородом происходит лишь при повышенной температуре. Реакция эндотермической и обратимой.

Br2 H2 ↔ 2HBr

С азотом, углеродом, кислородом и благородными газами

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Бром окисляется более активными галогенами:

5Cl2 Br2 6H2O = 2HBrO3 10HCl

Взаимодействие со сложными веществами

• Бром окисляет сложные соединения:

Na2SO3 Br2 H2O = Na2SO4 2HBr

BaS
4Br2 4H2O = BaSO4 8HBr

• диспропорционирует в водном растворе:

3BrO— ↔ BrO3— 2Br—

4BrO— ↔ BrO4— 3Br—

Обесцвечивание
бромной воды

Обесцвечивание бромной воды – качественная реакция на многие неорганические и органические соединения:

• в воде SO₂ и H₂S в газообразном и растворенном виде, а также растворимые сульфиты и сульфиды реагируют с бромной водой, обесцвечивая ее:

Br2 SO2 2Н2O = 2НВr H2SO4

Br2 Na2SO3 Н2O = 2HBr
Na2SO4

Br2 H2S = 2НВr S↓

3Br2 Na2S ЗН2O = 6HBr
Na2SO3

R-CH=CH-R’ Br2 → R-CHBr-CHBr-R’

• Фенол и анилин также легко взаимодействуют с бромной водой:

С6Н5ОН ЗBr2 → С6Н2Вг3ОН↓ ЗНВr

С6Н5NH2 ЗВr2 → С6H2Br3NH2↓ ЗНВr

Химические свойства йода

Химическая активность йода – наименьшая по
сравнению с другими галогенами. Со многими элементами йод непосредственно не
взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах
(водород, кремний, многие металлы).

Йод-крахмальная реакция

Обнаружить I2 даже в самой минимальной концентрации можно с помощью раствора крахмала, который при наличии I2 окрашивается в грязно-синий цвет.

Йод-крахмальная реакция используется при качественном обнаружении йода, а также его количественного анализа

Взаимодействие с простыми веществами

С водородом

Реакция обратима и возможна только
при высокой температуре:

H2(г)
I2(кр)↔ 2HI(г), ΔH298= 53,1 кДж/моль

С
металлами

При добавлении капли воды в качестве катализатора цинк, железо и алюминий в смеси с порошком йода горят, образуя йодиды:

Zn I2 = ZnI2

С азотом, углеродом, кислородом

Непосредственно не взаимодействует

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Частично реагирует с водой (реакция
диспропорционирования):

I2 H2O = HI HIO

С щелочью

Диспропорционирует в водном растворе щелочи:

NaOH I2 ↔ NaI NaIO H2O

C аммиаком

C аммиаком образует
аддукт нитрид трииодида:

3I2 5NH3 = 3NH4I
NH3∙NI3$

С иодидами щелочных металлов

Молекулы галогенов присоединяются к
иодидам щелочных металлов с образованием полииодидов (периодидов):

I2 KI = KI3

С окислителями

Йод проявляет восстановительные свойства в реакциях с сильными окислителями:

I2 I0HNO3 = 2НIO3 10NO2 4Н2O

I2 5Н2O2 = 2НIO3 4Н2O

I2 5Cl2 6Н2O = 2НIO3 10HCl

C восстановителями

Иод менее сильный окислитель, чем фтор, хлор и бром. Восстановители, такие как H2S, Na2S2O3 и др. восстанавливают его до иона I−:

I2 H2S
= S 2HI

I2 2Na2S2O3 = 2NaI Na2S4O6

Химические свойства фтора

Фтор является самым сильным окислителем из всех простых веществ. Непосредственно он не взаимодействует только с N2, Не, Ne, Аr, а при нормальных условиях также и с O2.

Взаимодействие с
простыми веществами

Скислородом

Реакция протекает при электрическом разряде (2100-2400 В, 25-30 мА), температуре от -196°C до -183°C и давлении 12 мм рт.ст. с образованием дифторида трикислорода (триоксодифторид, фторид озона) или фторида кислорода:

3O2 2F2 → 2O3F2

O2 2F2 → 2OF2

С галогенами (Cl, Br, I)

Фтор вступает в
реакции с другими галогенами:

Hal2 F2 = HalFx

Например, Cl2 F2 → 2ClF

С водородом

Взаимодействует с водородом со взрывом даже в темноте:

H2 F2 = 2HF

С серой

Реакция с
серой протекает легко даже при сильном охлажлении:

S 3F2 = SF6

С углеродом

Реакция окисления порошкообразного
углерода сопровождается самовоспламенением последнего:

C 2F2→ CF4

С азотом

При нагревании фтор реагирует и с азотом:

N2 3F2 → 2NF

С фосфором

Фтор взаимодействует с P энергично (со взрывом) на свету и в темноте, даже при охлаждении жидким N2:

2Р 5F2 = 2PF5

С кремнием

Взаимодействует
с кремнием с образованием фторида кремния

Si 2F2→ SiF4

Cинертными газами

Окисляет
ксенон, образуя фторид ксенона:

Xe 3F2 = XeF6

С металлами

При взаимодействии с металлами
образуются фториды:

Ме F2 = Me xF-1x

K F2 = KF

• Mg, Zn, Sn, Al, Ag, Cu и др. загораются на свету при слабом нагревании:

Mg F2 = MgF2

• с малоактивными металлами – Au, Pt реагирует при нагревании до 300-400°С

2Au 3F2=2AuF3.

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Фтор активно разлагает воду с образованием таких соединений, как фториды кислорода OF2, O2F2; пероксид водорода Н2O2; кислород, озон, фтороводород:

2F2 Н2O = OF2 2HF

2F2 2Н2О = O2 4HF

С кислотами

• Взаимодействует с безводной азотной кислотой при комнатной температуре с образованием диоксида-гипофторита азота и фтороводорода:

F2 HNO3 → NO2FO HF

или

F2 HNO3 → FONO2 HF

• С серной кислотой образует гексафторид серы, фтороводород и кислород:

H2SO4 4F2 = 2HF SF6 2O2

Сщелочами и аммиаком

Фтор окисляет щелочи:

2F2 2NaOH = OF2 2NaF H2O

Реагирует с газообразным аммиаком:

2NH3(г) 
3F2(г) = 6HF(г)  N2(г),

2NH3(г) 
6F2(г) = 6HF(г)  2NF3(г)

С солями

Не взаимодействует

Взаимодействие
фтора с водными растворами солей невозможны, т.к. он ступает в реакцию с водой.

С оксидами

Реагирует с оксидом кремния, который загорается в атмосфере F2:

2F2 SiO2 = SiF4 O2

Химические свойства хлора

Хлор — очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, с образованием в устойчивые хлорид-ионы:

Cl20 2e— = 2Cl—

Взаимодействие с простыми веществами

Скислородом

Непосредственно не взаимодействует

С галогенами

Хлор взаимодействует с другими галогенами – более активные галогены окисляют менее активные. В зависимости от условий могут получиться различные соединения:

F2  Cl2 = 2ClF

3F2  Cl2 =
2ClF3

Br2  Cl2 =
2BrCl

Br2  5Cl2 
6H2O = 2HBrO3  10HCl

I2  Cl2 =
2ICl

I2  3Cl2 =
2ICl3

I2 
5Cl2  6H2O = 2HIO3  10HCl

С водородом

Реакция с водородом при обычных условиях не протекает. Однако, при нагревании, УФ — освещении или электрическом разряде реакция протекает со взрывом:

Cl2 Н2 =2НСl

С серой

Cl2 2S (расплав) = S2Cl2

С азотом

Непосредственно не взаимодействует

С фосфором

ЗCl2 2Р = 2РCl3 (или РCl5 — в избытке Cl2)

С углеродом

Непосредственно не взаимодействует

С кремнием

2Cl2 Si = SiCl4 (при нагревании)

С металлами

• Активные металлы самовоспламеняются и горят в атмосфере сухого газообразного хлора:

Cl2
2Na = 2NaCl

3Cl2 2Fe = 2FeCl3

• Окисление малоактивных металлов происходит легче влажным хлором или его водными растворами:

Cl2 Сu = CuCl2

3Cl2 2Аu = 2AuCl3

Взаимодействие со сложными веществами

Окислительно-восстановительные реакции

Окисляет сложные вещества:

ЗСl2 2NH3 = N2 6HCl

Cl2 H2S = S 2HCl

Cl2 H2O Na2SO3 → 2HCl Na2SO4

Cl2 3H2O2 → 2HCl 2H2O O2

2Cl2 2H2O → 4HCl O2 (на свету или кипячении)

Cl2 2HI = I2 2HCl

С водой

При растворении хлора в воде вступает в реакцию диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), с образованием хлорноватистой кислоты:

Cl2 Н2O = HCl НClO

С водными растворами щелочей

При взаимодействии с щелочамихлор диспропорционирует с образованием солей,
состав которых зависит от условий проведения реакции:

• с холоднымраствором щелочи образуются хлорид и гипохлорит:

Сl2 2NaOH (хол.) → NaCl NaClO H2O

• с горячимраствором щелочи образуются хлорид и хлорат:

3Cl2 6NaOH (гор.) → 5NaCl NaClO3 3H2O

• Хлор также растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2 2Са(OH)2(хол.) → СaCl2 Сa(ClO)2 2H2O

Эти реакции
имеют важное практическое значение, приводят к получению гипохлоритов — КClO3 и Са(ClO)2; хлората калия
(бертолетова соль) — КClO3

С солями

Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов:

Cl2 2KBr = Br2 2KCl

Cl2 2KI = I2 2KCl

С органическими соединениями

• замещение атомов водорода в молекулах органических соединений:

• присоединение молекул Cl₂ по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей

H2C = CH2 Cl2 → Cl — H2C — CH2 — Cl 1,2-дихлорэтан

HC ≡ CH 2Cl2 → Cl2HC — CHCl2 1,1,2,2-тетрахлорэтан

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация  алюминия в основном состоянии:

13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p 

Электронная конфигурация  алюминия в возбужденном состоянии:

13Al^* 1s²2s²2p⁶3s¹3p²   1s    2s    2s   2p    3s    3s   3p

Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.