ТОК на аноде на катоде 8 страница

на аноде: 2O^2- - 4ē O₂

На получение lm алюминия расходуется 2 m A1₂O₃, 60 кг криолита, 40 кг анодного угля, около 20000кВт электроэнергии.

в) физические и химические свойства

Алюминий - серебристо-белый металл, легкий, прочный. Плотность его 2,7 г/см³, почтив три раза легче железа. Не имеет характерного металлического блеска, так как покрыт тончайшей пленкой оксида А1₂O₃. хорошо подвергается обработке: прокатывается, куется, штампуется, вытягивается в проволоку, обладает хорошей электрической проводимостью (после меди, серебра и золота - лучший проводник теплоты и электричества).

Алюминий химически активен, но на воздухе покрывается тончайшей (5 -10 нм) оксидной пленкой, надежно защищающей металл от дальнейшего окисления. Именно вследствие электрической и механической прочной защитной пленки при обычных условиях А1 ведет себя довольно инертно. При t плавления алюминия 660 °С гранулированный А1 не сплавляется в слиток даже при нагреве до 1200 °С, так как каждая капля расплава металла оказывается как бы в мешке из оксида. По этому почти все реакции с участием алюминия идущие с латентным периодом, необходимым для разрушения оксидной пленки или диффузии реагента через нее.

Взаимодействие с простыми веществами. При обычной температуре А1 взаимодействует с кислородом, образуя оксид 4А1 + 3O₂ = 2Al₂O₃

При сильном нагревании порошок алюминия воспламеняется и стирает ослепительным белым пламенем, образуя оксид.

С пниктогенами (N₃P) и халькогенами А1 взаимодействует при высокой температуре (700 - 2000 °С)

t°

2А1 + N₂=A1N нитрид алюминия

t°

2А1 + 3S =A1₂S₃ сульфид алюминия

С галогенами, за исключением йода, А1 реагирует при комнатной температуре.

2А1 + 3С1₂=2А1С1₃

2А1 + 3Вr₂=2А1Вr₃

В присутствии воды как катализатора А1 легко реагирует и с подом.

При взаимодействии А1 с углем при t = 1800° - 2000° Св атмосфере водорода происходит реакция синтеза карбида алюминия Аl₄С₃ в виде бесцветных прозрачных ромбоэдрических кристаллов. Примеси окрашивают его в желтый цвет.

t°

4А1 + 3C= А1₄С₃

Галогены и халькогены вытесняют из карбида алюминия углерод. Получен карбид состава А1₂С₆ (ацеленид).

Взаимодействие со сложными веществами. С водой А1 при обычных условиях не взаимодействует. Если в отсутствие воздуха удалить с поверхности метала пленку, то он активно реагирует с водой.

2Al + 6H₂O = 3H₂↑ +2А1(ОН)₃↓

Алюминий взаимодействует с водными растворами щелочей. 2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂↑

Этот процесс протекает по стадиям: растворение защитной пленки

1. Al₂O₃+2NaOH+3H₂O=2Na[Al(OH)₄]

Взаимодействие аммония с водой

2. 2А1 + 6Н₂O=3Н₂+2А1(ОН)₃↑

Взаимодействие образовавшегося амфотерного гидроксида со щелочью

3. Al(OH)₃+NaOH = Na[Al(OH₃)]

Взаимодействие с кислотами.

В зависимости от типа и концентрации кислоты реакции протекают по-разному. Отличительной особенностью алюминия является его пассивация в холодных концентрированных азотной и серной кислотах.

Алюминий растворяется в разбавленных кислотах:

2А1 + 6НС1 2А1С1₃+3H₂ ↑

2A1+3H₂SO₄ A1₂(SO₄)₃ + 3H₂ ↑

A1+4HNO₃ =Al(NO₃)₃+NO↑+2H₂O

Алюминий с концентрированной H₂SO₄ при обычной температуре не реагирует, при нагревании происходит реакция:

t°

8A1+15H₂SO_{4 k}⁼A1₂(SO₄)₃+3H₂S ↑ + 12H₂O или

t°

2А1 + 6H₂SO_4к = A1₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

t°

Al + HNO_{3 К0НЦ.} = Al(NO)₃ + 3NO₂ ↑+ 3H₂

Алюминий легко отнимает кислород у оксидов других металлов. Реакция взаимодействия алюминии с оксидами металлов сопровождается выделением большого количества теплоты.

Сr₂О₃ + 2Аl=2Сr + А1₂О₃

3Мn₃O₄ + 8Al = 9Мn + 4А1₂O₃

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Этим способом получают некоторые щелочные и щелочноземельные металлы - барий, кальций, литий, рубидий, цезий; а также трудно восстанавливаемые, тугоплавкие металлы (титан, вольфрам, молибден, цирконий, ванадий).

Оксид и гидроксид алюминия.

А1₂О₃ - оксид алюминия (глинозем), встречается в природе в кристаллическом виде, образует минерал корунд, обладающий высокой твердостью. Его прозрачные кристаллы, представляют драгоценные камни -рубин и сапфир.

А1(ОН)₃ - гидроксид, твердое венество белого цвета.

А1₂Oз и А1(ОН)₃ - имеют амфотерный характер.

Алюминиевая кислота Н₃А1O₃ теряет молекулу волы и превращается в метаалюминевую кислоту НА1O₂,которая при диссоциации образует метаалюминат - анион А1O₂

Алюминий образует два типа солей: средние с анионами различных кислот А1С1₃ - хлорид амония; А1(NO₃)₃ ─ нитрат алюминия и т.д.

• в виде аниона А1O₂^- ─ образует соли с катионами активных металлов -метаалюминаты. Эти соли в водных растворах существуют в виде устойчивых комплексов с молекулами воды - гидроксоалюминатов:

+2H₂O
NaA1O₂ Na[Al(OH).₄]

+2Н₂O

КА1O₂ К[А1(ОН)₄]

+4H₂O
Ва(А1О₂)₂ Ва[А1(OH₄]₂^-

Соли первого типа образуются при взаимодействии оксида и гидрооксида алюминия с кислотами:

А1₂O₃ + 6НСl = 2А1С1₃ + ЗН₂O

Al₂O₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂O

А1(ОН)₃ + 3HCl= А1С1₃ + 3Н₂O

А1(ОН)₃ + 3H⁺= А1³⁺ + 3Н₂O

Соли второго типа образуются при взаимодействии оксида и гидроксида алюминия со щелочами:

а) в водных растворах щелочей образуются гидроксоалюминаты

А1₂ O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

А1₂O₃ + 2OH^- + 3H₂O = 2[А1(ОН)₄]^-

б) при сплавлении образуется метаалюминаты:

А1₂O₃ + 2NaOH= 2NaA1O₂ + Н₂O

А1(ОН)₃ + NaOH= NaA1O₂ + 2Н₂O

Гидроксид алюминия получают в виде белого студенистого осадка при взаимодействии щелочей с растворимыми солями А1³⁺

AlCl₃ + 3NaOH=3NaCl + Al (OH)₃

А1³⁺ + 3OH^-=А1(ОН)₃↓

При проведении реакции следует избегать избытка щелочи, т.к.

амфотерный гидроксид алюминия растворяется в щелочах.

Гидроксид алюминия можно получить также из гидроксоалюминатов,
действуя на них сильными кислотам:

Na[Al(OH)₄] + НС1 = Al(OH)₃↓+NaCl + H₂O

[А1(ОН)₄]^- + Н ⁺ = Аl(ОН)₃↓ + Н₂O

В избытке НС1 полученный осадок легко растворяется.

Соли в водных растворах сильно гидролизуются по катиону:

ALC1₃ + H₂O AlОНС1₂ + Hс1

AL³⁺ + H₂O A1OH²⁺ + H⁺

В сильно разбавленных растворах c течением времени гидролиз приводит к выпадению не только основных солей, но и гидроксида алюминия.

Метаалюминаты и гидроксоалюминаты в водных растворах также сильно гидролизуются, гидролиз идет по аниону;

A1O₂^-+2H₂OА1(ОH)₃↓ + ОН^-

Водные растворы солей Al³⁺ и алюминатов имеют разный характер среды: первые - кислотный, вторые щелочной.

г) медико-биологическое значение алюминияи бора.

А1 - незаменимый микроэлемент в организме (10^-5%). Концентрируется
главным образом в сыворотке крови,легких, печени, костях, почках, ноггях,
волосах, входит в структуру нервных оболочек мозга человека. Суточное
потребление алюминия человеком составляет 47мг. Алюминий влияет на

развитие эпителиальной и соединительной тканей, на регенерацию костных тканей, на обмен фосфора.

Алюминий воздействует на ферментативные процессы. В большинстве
случаев катион А1³⁺ замещает ионы Э²⁺- активаторы ферментов, например
ионы Mg²⁺ и Са²⁺. Такая взаимозамещамость возможно вследствие сходства
ряда свойств ионов Al³⁺ и Mg²⁺, Сa²⁺ (ионы Al³⁺ и Mg²⁺ имеют близкие радиусы,

одинаковые координационные числа — 6: ионы А1³⁺ и Са^г+ имеют близкие энергии ионизации, одинаково координационные числа.

Избыток алюминия в организме тормозит синтез гемоглобина, т.к. благодаря довольно высокой комплексообразующей способности алюминия блокирует активные центры ферментов, участвующих в кроветворении. Имеются данные, что алюминий может катализировать реакцию трансаминирования, т.е. перенос NH₂— группы.

Бор относится к примесным микроэлементам, его массовая доля в организме человека составляет 10^-5%. Бор концентрируется в легких, щитовидной железе, селезенке, печени, мозге, почках, сердечной мышце. Бор входит в состав зубов и костей в виде труднорастворимых солей борной кислоты с катионами металлов.

Избыток бора вреден для организма человека. Имеются данные, что большой избыток бора угнетает амилазы, протеиназы, уменьшает активность адреналина. Предполагается, что снижение активности адреналина связано с его взаимодействием с ортоборной кислотой.

Исследования последних лет показали, что бор является необходимым элементом для животного организма, т.к. он участвует в углеродно-фосфатном обмене, взаимодействует с рядом биологически активных соединений (углеводами, ферментами, витаминами, гормонами). Вместе с тем, употребление пищевых продуктов с большим содержанием бора нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к возникновению эндемических заболеваний - энтеритов.

Вопросы для самоконтроля.

1. Начертите схемы расположения электронов по орбиталям и ячейкам у атома бора и атома алюминия.

2. Какие химические свойства характерны для бора?

3. Какие кислоты образует бор? Напишите молекулярные и структурные формулы.

4. Что такое бораны, бориты? Приведите примеры.

5. Как получить хром из оксида хрома (III) алюмотермическим методом?

6. С какими из следующих веществ будет взаимодействовать алюминий: NaOH, H₂SO₄ (конц. горячая), HNO₃ (холодная, конц.), H₂O (горячая)?

Напишите соответствующие уравнения реакций.

7. При взаимодействии сплава алюминия с медью, массой 6г с КОН выделился газ объемом 4,7 л (н.у.). Определите массовую долю (%) компонентов смеси. Ответ: 49,5% А1; 50,5% Сu

8. На поверхности алюминиевой пластины от долгого хранения образовался налет оксида и гидроксида алюминия. Как удалить этот налет химическим путем?

9. Как изменится окраска индикатора лакмуса в растворах: ALC1₃, А1(СН₃СОО)₃, NaAl(SО₄)₂

10.Осуществите цикл превращений:

А1₂O₃ AlC1₃ NaA1O₂ А1(ОН)₃ Al₂(SO₄)₃ А1С1₃

Лекция №25.

Тема: Общая характеристика металлов II группы главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Щелочноземельные металлы.

План

1. Общая характеристика металлов II группы. Щелочноземельные металлы.

2. Щелочноземельные металлы, их получение и химические свойства.

3. Свойства магния и его соединений

4. Жесткость воды и способы ее устранения.

5. Биологическая роль s-элементов И А-группы. Их применение в медицине.

1. Общая характеристика металлов II группы. Щелочноземельные металлы.

Во II группу входят бериллий, магний и щелочноземельные металлы: кальций,
стронций, барий, радий. Макроэлементы – магний и кальций, стронций и барий. Магний входит в состав многих ферментативных систем; кальций - главный компонент костной ткани; стронций оказывает влияние на процессы в костной ткани, а барий играет определенную роль в функционировании органов зрения. В живых организмах эти элементы находятся в степени окисления +2.

Атомы этих элементов имеют по два валентных электрона на s-подуровне внешнего энергетического уровня (ns). В нормальном состоянии у атомов этих элементов нет неспаренных электронов, но при переходе атомов в возбужденном состоянии один s-валентных электронов переходит на р-подуровень, что и обусловливает проявление степени окисления +2. Например, атом магния в возбужденном состоянии имеет электронную формулу:

Степень окисления больше +2 не проявляется

Число валентных электронов у атомов s-элементов II А-группы одинаково, но свойства магния и в особенности бериллия существенно отличаются от свойств щелочно-земельных металлов, что обусловлено значительным различием радиусов их атомов и ионов. Отличие свойств бериллия связано с тем, что его валентным электронам предшествует двух-электронная оболочка. Причиной различия в свойствах от свойств щелочноземельных металлов является и то, что кальций, стронций и барий имеют свободные d-орбитали, близкие по энергии к ns-орбиталям.

Бериллий во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе). Радиус атома и иона бериллия значительно меньше в сравнении с другими s-элементами группы, соответственно энергия ионизации атома бериллия выше, чем у остальных s-элементов II группы. В отличие от магния и щелочноземельных металлов бериллий является амфотерным элементом. В обычных условиях бериллий образует комплексные ионы. Способность иона бериллия образовывать более прочные комплексы по сравнению с ионами магния с кислородосодержащими лигандами, фторидами и другими, присутствующими в живых организмах, обуславливает токсическое действие этого катиона (Be²⁺ подавляет активность ферментов, активируемых ионом Mg²⁺; высокопрочные комплексы бериллия с фосфатами хорошо растворимы по сравнению с менее прочными магния, в результате введений в организм бериллий выводит из организмов в виде прочного комплекса фосфор, это приводит к уменьшению содержания кальция в организме). Магний и бериллий - антагонисты, т.е. добавление одного приводит к вытеснению другого.

Наиболее распространенными в природе являются кальций и магний; входят в состав минералов земной коры: СаСО₃ - известняк, мел, мрамор; MgCO₃ - магнезит; MgCO₃ • СаСO₃ - доломит, Са₃(РO₄)₂ - фосфорит; CaSO₄ ·2Н₂O - гипс; MgSO₄ · 7Н₂O - горькая (английская) соль. Кальций и магний распространены в гидросфере и биосфере.

2. Щелочноземельные металлы, их получение и химические свойства.

Металлы главной подгруппы II группы получают из расплавов их солей путем электролиза:

МеС1₂ = Ме²⁺ + 2Сl^-

_Эл-з

Ме²⁺ + 2ē Ме° MeCl₂ = Me + Cl₂↑

2С1^- -2ē С1₂

Катод (-)

Анод (+)

Химические свойства щелочноземельных металлов.

Эти металлы, как и щелочные, отличаются высокой химической активностью, связанной с их сильной восстановительной способностью.

Рассмотрим типичные химические реакции на примере кальция. Взаимодействие с неметаллами:

_{2 -2}

2Са + O₂ = 2СаО оксид кальция

_{+2 -1}

Са + Сl₂ = СаСl₂ хлорид кальция

_{+2 -2}

Cа + S = CaS сульфид кальция

_{+2 -3}

3Са + N₂ = Ca₃N₂ нитрид кальция

_{2 -3}

3Са + 2Р = Са₃Р₂ фосфид кальция

_{+2 -1}

Са + Н₂ = СаН₂ гидрид кальция

Во всех реакциях Са как восстановитель отдает 2ē и превращается в ион Са ⁺. Атомы неметаллов принимают то количество электронов, которое им необходимо для завершения внешнего слоя.

Взаимодействие с водой.

Кальций, стронций, барий (щелочноземельные металлы) активно взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород и образуя соответствующие щелочи. Например:

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑

Взаимодействие с разбавленными кислотами.

Са + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂↑

Фактически реакция идет в две стадии:

Са + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + Н₂↑

Са(ОН)₂ + H₂SO₄ = CaSO₄ + 2H₂O

Важнейшие соединения щелочноземельных металлов.

Оксиды.

Общая формула МеО. Твердые тугоплавкие вещества белого цвета, хорошо растворимые в воде. По химическим свойствам представляют собой типичные основные оксиды и проявляют общие свойства этого класса соединений:

_t⁰

CaO + CO₂ = СаСО₃

СаО + H₂SO₄ = CaSO₄ + H₂O

В отличие от многих других основных оксидов, но так же, как оксиды щелочных металлов, взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

СаО (негашеная известь) + Н₂O = Са(ОН)₂ (гашеная известь)

Наибольшее практическое применение имеет оксид кальция, имеющий технические названия: «негашеная известь», «жженая известь».

Гидроксиды.

Общая формула Me (OH)₂. по физическим свойствам - твердые кристаллические вещества белого цвета, при нагревании разлагаются на основной оксид и воду:

Са(ОН)₂ = СаО + Н₂O

В ряду Са(ОН)₂ →Sr(OH)₂ → Ва(ОН)₂ растворимость в воде существенно увеличивается. Насыщенные водные растворы Са(ОН)₂ называют «известковой водой», а Ва(ОН)₂ - «баритовой водой».

По химическим свойствам гидроксиды щелочноземельных металлов являются сильными основаниями, поэтому легко реагируют с кислотными оксидами, кислотами и некоторыми солями:

Ва(ОН)₂ + СO₂ = ВаСО₃ ¯ + Н₂O

Ва(ОН)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2H₂O

Ва(ОН)₂ + СuСl₂ = Cu(OH)₂ ¯ + ВаСl₂

Наибольший практический интерес представляет гидроксид кальция Са(ОН)₂ (в технике - «гашеная известь»). Смесь гашеной извести с песком и водой называется известковым раствором, который широко используется в строительном деле.

Затвердение известкового раствора происходит сначала из-за испарения воды, а затем в результате поглощения из воздуха углекислого газа и образования карбоната кальция:

Са(ОН)₂ + СO₂ = СаСо₃¯ + Н₂O

Эта химическая реакция является также причиной помутнения «известковой» воды на воздухе.

Из наиболее важных солей щелочноземельных металлов растворимыми в воде
являются хлориды и нитраты. Все соли представляют собой типично ионные
соединения с кристаллической структурой и высокими температурами кипения и
плавления. Некоторые из них при нагревании разлагаются на соответствующие
оксиды: _t

СаСО₃ = СаО + СO₂↑

Это свойство очень важно, т.к. позволяет из природных карбонатов получать оксиды металлов, а затем на их основе и другие необходимые химические соединения.

Важным химическим свойством карбоната кальция является его способность под воздействием воды и углекислого газа переходить в гидрокарбонат, который в воде достаточно хорошо растворяется:

СаСО₃ + СO₂ + Н₂O = Са(НСO₃)₂

Этот процесс широко осуществляется в природных условиях, приводя к выбросу размываемых известняков в поверхностные воды, а затем - в моря и океаны.

Соли щелочноземельных металлов окрашивают бесцветное пламя горелки в различные цвета:

Са²⁺- кирпично-красный;

Sr²⁺ - карминово-красный;

Ва²⁺ - зеленовато-желтый.

3. Свойства магния и его соединений.

Магний не входит в группу щелочноземельных металлов. Основной причиной этого является нерастворимость в воде его оксида MgO и гидроксида Mg(OH)₂. Вследствие этого и сам магний очень медленно, только при длительном нагревании взаимодействует с водой:

Mg + 2Н₂O = Mg(OH)₂ + Н₂↑

Магний - очень активный восстановитель, в электрохимическом ряду напряжений стоит сразу за щелочными и щелочноземельными металлами. Исключая взаимодействие с водой, он проявляет химические свойства, сходные с кальцием: сгорает на воздухе с образованием MgO, реагирует со всеми неметаллами (причем очень легко образует нитрид Mg₃N₂), растворяется в кислотах с вытеснением водорода.

Главные области применения металлического магния:

1. приготовление на его основе различных легких сплавов, используемых в ракетной технике, авиа- и приборостроении;

2. применение в металлургии для получения некоторых ценных металлов (магнийтермия);

3. изготовление осветительных и зажигательных ракет.

Оксид и гидроксид магния обладают выраженным основным новым характером и проявляют все типичные свойства основных оксидов и оснований.

MgO (жженая магнезия) получается в промышленности путем прокаливания природного магнезита MgCO₃. Имеет очень высокую температуру плавления (≈3000°С) и применяется для изготовления огнеупорных материалов.

Mg(OH)₂ получают при действии щелочей на растворимые соли магния:

MgCl₂ + 2NaOH = Mg(OH)₂¯(белый осадок) + 2NaCl

Соли магния во многом сходны с солями кальция. Природный MgCO₃ переходит под воздействием влаги СO₂ в растворимый в воде гидрокарбонат магния:

MgCO₃ + Н₂O + СO₂ = Mg(HCO₃)₂

В отличие от солей кальция соли магния гидролизуются в водных растворах:

MgCl₂ + H₂O MgOHCl + HCl

Mg²⁺ + H₂O MgOH⁺ + H⁺

4. Жесткость воды и способы ее устранения.

В земной коре кальций и магний находятся в виде солей: карбонатов, сульфатов, фосфатов. Находящийся в воздухе оксид углерода (IV) (СO₂) растворяется в дождевой воде, которая, проходя через слой почвы, переводит в растворимое состояние находящиеся в ней соли кальция и магния. Сульфаты и хлориды растворяются непосредственно, а нерастворимые карбонаты переходят в раствор в виде кислых солей - гидрокарбонатов и переносятся подземными и речными водами на большие расстояния.

СаСОз + Н₂O + СO₂ = Са(НСO₃)₂

СаСОз + Н₂O + СO₂ = Са²⁺ + 2НСO₃^-

MgCO₃ + Н₂O + СO₂ = Mg(HCO₃)₂

MgCO₃ + Н₂O + СO₂ = Mg²⁺ + 2НСО₃^-

В результате вымывания солей кальция образуются пещеры. За счет испарения воды или повышения температуры могут образовываться отложение карбоната кальция (например, образование сталактитов и сталагмитов в пещерах).

Природная вода, содержащая значительные количества растворенных солей кальция и магния, называется жесткой водой. Жесткая вода имеет низкие вкусовые качества, а длительное употребление ее приводит к возникновению почечно-каменой болезни.

Жесткость воды - это совокупность таких свойств, которые придают воде ионы Са²⁺ и Mg²⁺.

Различают временную и постоянную жесткость воды. Временную жесткость, вызванную наличием гидрокарбонатов кальция и магния, можно устранить кипячением: