Учебное пособие: Неорганическая химия

1. Химия металлов

1.1 Общие сведения и классификация

Большинство химических элементов относятся к металлам.

В атомах металлов внешние электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы, как правило, имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей.

В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе (ПС) различают s-, p-, d-, f-металлы. К s-металлам относят элементы, у которых происходит заполнение внешнего s-уровня. Это элементы главных подгрупп I и II групп ПС – щелочные и щелочноземельные металлы. Они наиболее сильные восстановители среди металлов. К числу р-металлов относят элементы III – IV групп, находящихся в главных подгруппах и расположенных левее диагонали B-At. Металлические свойства этих элементов выражены гораздо слабее. Металлы IV – VI групп, примыкающие к диагонали B-At, типичные полупроводники (т.е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов – образование амфотерных гидроксидов. Наиболее многочисленны d-металлы. В ПС они расположены между s- и p-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства: 3d, 4d, 5d и 6d. Кроме Sc и Zn, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (OsO₄). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, затем убывает. Эти Элементы типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы ПС (Cu-Ag-Au, Zn-Cd-Hg и т.д.). самая характерная особенность d-элементов – исключительная способность к комплексообразованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов.

Металлы с достраивающимися f-слоями образуют две группы очень похожих между собой элементов – лантаноидов и актиноидов.

Небольшое число металлов (Au, Ag, Pt, Hg) встречаются в природе в свободном состоянии. Большинство же находится в виде минералов и руд. Среди наиболее распространенных природных соединений металлов – оксиды, сульфиды, карбонаты, силикаты, сульфаты.

В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. Железо и сплавы на его основе традиционно называют черными металлами. Cu, Zn, Sn, Pb и некоторые другие относят к цветным металлам.

При н.у. все металлы – твердые кристаллические вещества, за исключением Hg – тяжелой подвижной жидкости (Тпл=-39°С).

1.2 Химия s-элементов

Щелочные металлы

Главная подгруппа I группы ПС, называется подгруппой щелочных металлов, включает Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (радиоактивный с наименьшим периодом полураспада Т_1/2=22 мин.). Название подгруппы – щелочные металлы – отражает характерные особенности химии этих элементов. Все они имеют один s-электрон на внешнем электронном слое и проявляют окислительное число +1. Единственный валентный электрон атомов щелочных металлов сравнительно слабо связан с ядром, поэтому потенциалы ионизации этих элементов невелики.

Физические свойства щелочных элементов приведены в таблице 1.

Таблица 1.

В твердом состоянии щелочные металлы хорошо проводят электрический ток. Это типичные металлы. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе (Cs со взрывом). Хранят щелочные металлы без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Свойства щелочных металлов закономерно изменяются по группе с увеличением относительной атомной массы (таблица 2).

Таблица 2.

В химическом отношении элементы главной подгруппы I группы схожи. Все они активны, причем с увеличением атомного номера химическая активность металлов усиливается. При взаимодействии с неметаллами щелочные металлы образуют соединения с ионной связью.

В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят значительно левее водорода, причем с увеличением атомного номера (и уменьшением потенциала ионизации) электрохимическая активность металлов увеличивается. Исключение составляет Li – расположение на левом фланге электрохимического ряда напряжений металлов обусловлено исключительно высокой энергией гидратации Li, максимальной среди металлов.

Натрий и калий

Натрий – серибристо-белый металл. В природе встречается только в виде соединений. По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место (2.5% по массе). Минералы натрия очень разнообразны. Наиболее важные из них – галит NaCl (поваренная соль), мирабилит Na₂SO₄×10H₂O (глауберова соль), натриева селитра NaNO₃.

Калий также серибристо-белый металл. Калий занимает седьмое место по распространенности в земной коре (~ 2.5% по массе), вслед за натрием. В свободном состоянии в природе не встречается, как и натрий. Важнейшие минералы калия следующие: сильвин KCl (и смешанные калийнатриевые и калиймагниевые минералы), сильвинит (K, Na)Cl, карналлит KCl×MgCl₂×6H₂O, каинит KCl×MgSO₄×3H₂O.

Химические свойства натрия и калия похожи, причем активность калия несколько выше. Оба они отдают внешний s-электрон с образованием ионных соединений.

С кислородом в зависимости от условий натрий и калий образуют оксиды Na₂O, K₂O или пероксиды Na₂O₂, K₂O₂.

2Na + О₂ = Na₂O₂ (горение),

2Na₂O₂ = 2Na₂O + О₂ (нагревание)

Взаимодействие натрия и калия с кислородом протекает очень бурно. С водородом натрий при 400 °С, а калий при 200 °С образуют солеобразные гидриды:

2Na + H₂ = 2NaH

Здесь водород выступает в качестве аналога галогенов, образуя ион Н^-.

При обычной температуре натрий горит в атмосфере фтора и хлора:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Реакция калия в аналогичных условиях протекает со взрывом.

Растирание натрия или калия с серой приводит к образованию полисульфидов:

2Na + nS = Na₂S_n (n от 2 до 5)

Натрий и калий легче воды, поэтому кусочки металлов в воде плавают, бурно реагируя:

2K + 2H₂O = 2КОН + Н₂↑

Выделяющейся водород воспламеняется. В результате реакции получают сильные основания (щелочи). Загоревшийся натрий и калий нельзя тушить водой!

Сплавы натрия и калия со ртутью (амальгамы) – сильные восстановители. Химические реакции амальгированных щелочных металлов протекают так же, как и с чистыми элементами, но гораздо спокойнее без загорания и взрыва. Это свойство амальгам широко используют в лабораторной практике.

Гидроксиды калия и натрия – важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности получают электролизом растворов хлоридов:

NaCl D Na⁺ + Cl^-

1½2H₂O + 2e^- = 2OH^- + H₂#

1½2Сl^- - 2е^- = Сl₂#

2H₂O + 2Сl^{- электролиз} 2OH^- + H₂#+ Сl₂#

2H₂O + 2NaСl ^{электролиз} 2NaOH + H₂#+ Сl₂#

Полученный продукт – технический едкий натр – содержит 92-95% NaOH, остальное NaCl и Na₂CО₃.

В лабораторных условиях раствор гидроксида натрия можно получить, используя соду и известь:

Na₂CО₃ + Са(ОН)₂ = 2NaOH + СaCО₃¯

Щелочи идут на приготовление электролитов щелочных аккумуляторов, на производство мыла, красок, целлюлозы.

При реакции щелочей с кислотами образуются соли:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Реакции такого типа называют реакциями нейтрализации.

Как сильные основания щелочи вытесняют более слабые основания солей:

NaOH + СоCl₂ = 2NaCl + Со(ОН)₂¯

Амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочи:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

При этом образуются комплексные гидроксосоли, содержащие сложный анион [Ме(OH)_n]^m-. Применение натриевых солей обширно. Помимо поваренной соли следует назвать карбонат натрия (сода) Na₂CО₃, гидрокарбонат натрия (питьевая сода) NaНСО₃, нитрат натрия (силитра) NaNО₃. Растворимые соединения калия важные удобрения, увеличивающие способность к фотосинтезу. KClO₃ и КNО₃ используют в пиротехнике, обе соли сильные окислители.

Рубидий и цезий используют для изготовления фотоэлементов.

Щелочноземельные металлы

К Щелочноземельным металлам относят элементы, главной подгруппы II группы ПС: Ca, Sr, Ba, Ra. Кроме них в эту группу входят Be и Mg. На внешнем слое атомов щелочноземельных металлов два s-электрона. Во всех соединениях проявляется степень окисления +2. Активность металлов растет с увеличением атомного номера. Все эти элементы – типичные металлы, по свойствам близкие к щелочным. Атомные и ионные радиусы элементов главной подгруппы II группы значительно меньше радиусов соседних щелочных металлов. Это связано с большим зарядом и полным заполнением внешних электронных s-слоев щелочноземельных металлов. Сравнительные характеристики щелочноземельных металлов приведены в табл. 3

Таблица 3.

Физические свойства щелочноземельных металлов приведены в табл. 4.

Химические связи щелочноземельных металлов с неметаллами носят преимущественно ионный характер. Бериллий и магний по химическим свойствам отличаются от щелочных металлов. Бериллий по своим свойствам больше напоминает алюминий. Ион Ве²⁺ очень мал, поэтому для него характерно образование ковалентных связей. Гидроксид бериллия амфотерен.

Магний

Магний среди металлов занимает особое место. Его плотность (1.729 г/см³) на ⅓ меньше плотности алюминия, а прочность почти в 2 раза выше. Эти качества обеспечивают сплавам на основе магния ведущее место в авиастроении.

В природе магний широко распространен в виде соединений (восьмое место по содержанию в земной коре, 1.87% по массе). Основные минералы – магнезит MgCO₃, доломит MgCO₃∙CaCO₃.

В химическом отношении магний очень активен, поэтому в свободном состоянии не встречается. На воздухе покрывается оксидной пленкой, дальнейшее окисление возможно лишь при 300-400 °С. Тонкую стружку магния легко поджечь. Реакция образования оксида магния сильно экзотермична (при сгорании 20 г Mg 1 л ледяной воды можно нагреть до кипения).

2Mg + O₂ = 2MgO + Q

Магний сильный восстановитель. Он восстанавливает при нагревании даже оксид углерода (IV):

2Mg + CO₂ = 2MgO + C

Поэтому тушить горящий магний углекислотным огнетушителем нельзя – магний продолжает гореть в атмосфере углекислого газа.

Магний реагирует со всеми неметаллами. Реакции протекают примерно также как с кальцием. Металлический магний медленно реагирует с холодной водой:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑

Из кипящей воды и разбавленных кислот магний также вытесняет водород:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Гидроксид магния (как и Са(OH)₂) плохо растворим в холодной воде, гораздо лучше в горячей и полностью в разбавленных кислотах. Это типичное основание:

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂О

Все растворимые соли магния бесцветны, горьки на вкус, но не ядовиты.

Магний используется в основном для получения легких сплавов. Прокаленный оксид магния прекрасный огнеупорный материал (до 2800 °С). Перхлорат магния (ангидрон) Mg(ClO₄) используют как осушитель газов (Mg(ClO₄)∙6Н₂О). Асбест (природный силикат магния) – прекрасный теплоизолятор.

Кальций

Типичный щелочноземельный металл – кальций. В земной коре содержится 2.96% кальция (по массе), он занимает пятое место. В горных породах кальций встречается преимущественно в виде нерастворимых соединений: алюмосиликата кальция – анортита CaO^.Al₂O₃^.2SiO₂, карбоната кальция CaСO₃ (входящего в состав известняков, мела, мрамора), доломита CaCl₂^.MgСO₃, фторида кальция CaF₂ (плавиковый шпат), фосфата кальция Ca₃(РO₄)₂ в виде фосфорита и апатита, содержащего в своем составе также CaF₂ и CaCl₂. Только сульфат кальция, встречающийся в виде минералов гипса CaSO₄^.2Н₂О и ангидрита CaSO₄. Кальций в виде различных соединений входит в состав многих горных пород осадочного или метаморфического происхождения; доломитизированных известняков, песчаников, сланцев. Кальций содержится в воде океанов, морей, озер и рек, а также в грунтовых водах.

Кальций в нормальных условиях проявляет степень окисления +2. Соединения одновалентного кальция существуют лишь при высоких температурах. Свободный кальций химически активен.

Кальций получают электролизом расплавленного хлористого кальция или восстановлением из из CaO методами металлотермии в вакууме.

СaCl₂ D Сa²⁺ + 2Cl^-

1½ Ca²⁺ + 2е^- " Ca^о

1½2Cl^- - 2е^- " Cl₂^о #

Ca²⁺ + 2Сl^{- электролиз} Ca^о + Сl^о₂#

CaСl₂ ^{электролиз} Ca + Сl₂#

Металлический кальций применяется в качестве восстановителя при получении таких металлов, как торий цирконий, ванадий из их соединений. В небольшом количестве он используется в составе сплавов.

На воздухе кальций при обычной температуре окисляется, покрываясь оксидной пленкой.

Кальций реагирует с водородом, образуя гидрид CaH₂ – стойкое соединение, вступающее во взаимодействие с водой с выделением водорода:

CaH₂ + 2H₂O " Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Окись кальция получают из карбоната кальция CaCO₃ при его термической диссоциации

CaCO₃ " CaO +СО₂ – Q

Эта реакция сопровождается поглощением теплоты, поэтому с повышением температуры равновесие смещается вправо, т.е. диссоциация возрастает.

Химически чистая окись кальция представляет собой бесцветные кристаллы с t_пл.=2600°С и плотностью 3,4 г/см³. Она бурно реагирует с водой с выделением тепла:

CaO + H₂O " Ca(OH)₂ + 15,6 ккал/моль

Образуется гидроокись кальция которая имеет кристаллическую структуру. Растворимость в воде её невелика и уменьшается с повышением температуры.

Технический продукт, получаемый обжигом известняков, получаемый обжигом известняков, состоит в основном из окиси кальция и называется негашеной известью. В результате взаимодействия её с водой (гашения) образуется гашеная известь, основную массу которой составляет Ca(OH)₂.

При нагревании Ca(OH)₂ диссоциирует на CaO и водяные пары.

Соли кальция. Фторид кальция CaF₂ в природе встречается в виде плавикового шпата. Используется для получения HF и различных фторидов. Хлорид кальция CaCl₂ – белая, чрезвычайно гигроскопичная масса, расплывающаяся на воздухе. Растворение безводного CaCl₂ в воде сопровождается разогреванием. Хлорид кальция применяют в качестве добавки, регулирующей процесс твердения цемента. Нитрат кальция Ca(NO₃)₂ – кальциевая селитра используется как азотное удобрение. Хлорная известь CaOCl₂^.nH₂O применяется как дезинфицирующее средство.

Сульфат кальция при обычных температурах выпадает из водных растворов в форме дигидрата CaSO₄^.2H₂O. Это прозрачные кристаллы способные при нагревании терять частично или полностью воду, переходя в соединения состава CaSO₄^.0,5H₂O и CaSO₄. Дегидратация происходит ступенчато. При умеренном нагревании двухводная соль переходит в полуводный гипс.

Полуводный гипс и растворимая форма безводного сульфата кальция способны присоединять воду, образуя CaSO₄^.2H₂O в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов.

При высокой температуре (t » 960°С) наблюдается разложение сульфата кальция:

2CaSO₄ = 2CaО + 2SO₂ + О₂

Этим процессом пользуются для получения серной кислоты. Обычно такое производство комбинируют с производством цемента. Обжигу подвергают смесь глины с гипсом.

В присутствии солей NH₄Cl, KNO₃, Mg(NO₃)₂ или кислот HCl, H₃PO₄ растворимость сульфата кальция возрастает.

Известны две соли угольной кислоты: карбонат CaCO₃ и гидрокарбонат Ca(HCO₃)₂. первая нерастворимая в воде и обладает сравнительно высокой термической устойчивостью, а гидрокарбонат в обычных условиях существует только в водных растворах и обладает малой термической устойчивостью.

Образование гидрокарбоната кальция в природных условиях имеет место, когда породы, содержащие СаСО₃, подвергаются воздействию воды и растворенной в ней СО₂:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Ca(HCO₃)₂

В этой реакции в присутствии твердой фазы СаСО₃ при практически постоянной концентрации воды константа равновесия равна:

Поэтому при постоянной температуре с повышением концентрации СО₂ в газовой фазе и в растворе должна возрастать и концентрация Ca(HCO₃)₂ отвечающая равновесию раствора с твердым СаСО₃. Это увеличение количества Ca(HCO₃)₂ происходит за счет уменьшения количества СаСО₃. таким образом, повышение концентрации СО₂ в растворе вызывает переход соответствующего количества карбоната кальция в гидрокарбонат, что сопровождается понижением концентрации СО₂ до равновесной. Поэтому СО₂, избыточная по отношению к равновесной, носит название агрессивной двуокиси углерода. Если такая повышенная концентрация СО₂ в воде поддерживается за счет поступления из вне, то вода становится агрессивной по отношению к карбонату кальция.

В противоположном случае при понижении давления СО₂ над раствором, гидрокарбонат кальция разлагается с выделением в осадок СаСО₃. В природных условиях процесс происходит когда глубинные воды, насыщенные двуокисью углерода под давлением, выходят на поверхность.

При повышении температуры равновесие реакции смещается влево. При кипячении водного раствора, содержащего гидрокарбонат, разлагается с образованием осадка СаСО₃.

Важным техническим продуктом является карбид кальция СаС₂. Карбид получают из извести и угля в мощных электрических печах при 1900-1980°С на основе реакции

СаО + 3С = СаС₂ + СО – 111ккал

Процесс сопровождается поглощением значительного количества теплоты. Химически чистый карбид представляет собой бесцветные кристаллы; технический продукт в зависимости от количества и характера примесей имеет окраску от светло-серого до черной. В числе примесей часто содержатся вредные и опасные сульфиды, фосфиды кальция и других металлов. Карбид кальция служит исходным веществом для получения ацетилена по реакции

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂

Примеси сульфидов арсенидов и фосфидов кальция при взаимодействии с водой образуют H₂S, AsH₃, PH_3, присутствие которых в ацетилене нежелательно из-за их ядовитости резкого запаха и склонности к самовоспламенению (PH₃). Чистый ацетилен запаха не имеет. Карбид кальция в больших количествах расходуется на получение ацетилена, который применяется для резки и сварки металлов и в качестве исходного материала для промышленного синтеза.

Контрольные вопросы

1.  Почему щелочные металлы неустойчивы на воздухе и в водных растворах?

2.  Напишите электронные формулы Na, Ba²⁺.

3.  Изобразите схематически структуру пероксида натрия.

4.  Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дать объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

5.  Чем объяснить различную последовательность расположения щелочных металлов в ряду напряжений и периодической системе?

6.  Можно ли получить щелочные металлы электролизом? Ответ поясните. Приведите примеры уравнений электродных реакций получения щелочного металла.

7.  Почему щелочноземельные металлы неустойчивы на воздухе, а бериллий и магний достаточно устойчивы?

8.  В чем отличие оксидов бериллия и оксидов других элементов II группы главной подгруппы? Как изменяются восстановительные свойства элементов II группы главной подгруппы по мере возрастания порядкового номера элемента и почему?

9.  Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH-CsOH?

10.  Написать уравнения реакций получения карбоната натрия: а) силиката натрия; б) ацетата натрия; в) нитрата натрия; г) гидросульфата натрия; д) сульфита натрия.

11.  Закончить уравнения реакций:

12.  а) Na₂O₂ + KI + H₂SO₄ ® б) Li₃N + H₂O ® в) К + O_{2(избыток)} ® г) KNO₃ ^{нагревание}®

1.3 р-элементы – металлы

Алюминий

Алюминий - основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Атомный номер 13, относительная атомная масса 26,98154. У алюминия единственный устойчивый изотоп ²⁷А1. Свойства аналогов алюминия-галлия, индия и таллия во многом напоминают свойства алюминия. Этому причина - одинаковое строение внешнего электронного слоя элементов s²p¹, вследствие которого все они проявляют степень окисления +3. Другие степени окисления нехарактерны, за исключением соединений одновалентного таллия, по свойствам близким к соединениям элементов I группы. В связи с этим будут рассмотрены свойства только одного элемента-алюминия и его соединений.

Алюминий - серебристо-белый легкий металл, р - 2,699 г/см³, Т_пл. = 660,24 °С, Т_кип. = 2500 °С. Он очень пластичен, легко прокатывается в фольгу и протягивается в проволоку. Прекрасный проводник электрического тока - его электрическая проводимость сравнима с электрической проводимостью меди. Поверхность металла всегда покрыта очень тонкой и очень плотной пленкой оксида А1₂О₃. Эта пленка оптически прозрачна и сохраняет отражающую способность металла (блеск).

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 σ-связей, образуемых комплексообразователем с лигандами, называется координационным числом центрального иона. По числу σ-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]⁺ Û 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 Fe₂O₃×nH₂O, рыхлым и не предохраняющим металл от дальнейшего окисления. Реакция образования ржавчины многостадийна; суммарно ее можно выразить уравнением

4Fe + 3O₂ + 2nH₂O = 2(Fe₂O₃×nH₂O)

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

При сплавлении все модификации SiO₂ легко взаимодействуют с основными оксидами, щелочами и карбонатами, например:

SiO₂ + 2NaOH = H₂O + Na₂SiO₃

SiO₂ + Na₂СО₃ = СО₂ + Na₂SiO₃

Кремневые кислоты и силикаты

Свободная кремневая кислота известна в виде нескольких форм: H₄SiO₄ или SiO₂^.2H₂O – ортокремневая кислота; H₂SiO₃ или SiO₂^.H₂O – мета кремневая кислота; H₂Si₂O₅ или 2SiO₂^.H₂O – двуметакремневая кислота.

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 D H⁺ + HSiO₃^- К_д1 = 2^.10^-10

HSiO₃^- D H⁺ + SiO₃^2- К_д2 = 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.