Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - [12]
Уравнения важнейших реакций:
• термическое разложение
• основная и кислотная диссоциация в растворе
(реакции характеризуют очень малую растворимость в воде и амфотерность гидроксида, поставляющего в раствор одновременно ионы ОН и Н>+ примерно в равной концентрации; гидроксид диссоциирует слабее, чем сама вода)
• амфотерные свойства
Al(ОН)>3 + ЗНСlразб.) = AlCl>3 + ЗН>2O
Al(ОН)>3 + NaOH>(т) = NaAlO>2 + 2Н>2O (1000 °C)
Al(ОН)>3 + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)>4]>(p)
Для получения осадка Al(ОН)>3 щелочь обычно не используют из-за легкости перехода осадка в раствор (см. выше), а действуют на соли алюминия гидратом аммиака. При комнатной температуре образуется Al(ОН)>3, а при кипячении – менее активный АlO(ОН):
Удобный способ получения Al(ОН)>3 – пропускание СO>2 через раствор гидроксокомплекса:
[Al(ОН)>4]>- + СO>2 = Al(ОН)>3↓ + HCO>3>-
Тетрагидроксоалюминат(III) натрия Na[Al(OH)>4]. Комплексная соль. С таким составом существует при комнатной температуре в концентрированном растворе NaOH. Для твердого состояния состав условный, так как при кристаллизации из раствора он усложняется (выделены Na>4[Al(OH)>7], Na>4[Al>4O>3(OH)>10] и др.). При прокаливании твердые соли разлагаются до диоксоалюмината(III) натрия NaAlO>2, при разбавлении их растворов – до Al(ОН)>3. По-разному реагируют с сильными и слабыми кислотами, с хлоридом алюминия и карбонатом аммония.
Уравнения важнейших реакций:
Получение: взаимодействие Al(ОН)>3 и солей алюминия с NaOH в концентрированном растворе:
Al(OH)>3 + NaOH(конц.) = Na[Al(OH)>4]
AlCl>3 + 4NaOH(конц.) = Na[Al(OH)>4] + 3NaCl
Образуется из оксида алюминия (см.) как промежуточный продукт при промышленном «вскрытии» бокситов.
1. Среди металлов главной подгруппы II группы наиболее сильным восстановителем является
1) барий
2) кальций
3) стронций
4) магний
2. При сжигании магния на воздухе образуются
1) Mg(OH)>2
2) MgO
3) Mg(NO>3)>2
4) Mg>3N>2
3. Алюминий будет выделять водород из реактива
1) HNO>3 (разб.)
2) NaHSO>4 (разб.)
3) H>2SO>4 (конц.)
4) NaOH (конц.)
4. Реакция замещения протекает в растворе между алюминием и
1) Na>2SO>4
2) BeSO>4
3) NiSO>4
4) MgSO>4
5. Из раствора гидрокарбоната бария выпадает осадок при добавлении реактивов
1) ВаО
2) СO>2
3) Ва(ОН)>2
4) H>2SO>4
6. Калий можно получить электролизом на угольных электродах из
1) раствора КCl
2) раствора KNO>3
3) расплава КCl
4) расплава смеси КCl и MgCl>2
7—8. Если внести каплю раствора
7. поваренной соли
8. хлорида калия
в бесцветное пламя газовой горелки, оно станет
1) красным
2) желтым
3) зеленым
4) фиолетовым
9. Устранение временной жёсткости воды проводится по реакции
1) Са(НСO>3)>2 + Na>3PO>4 →…
2) Са(НСO>3)>2 + Са(ОН)>2 →…
3) CaSO>4 + Na>2CO>3 →…
4) СаCl>2 + NaHCO>3 →…
6. Переходные металлы 4-го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов
6.1. Хром
Хром – элемент 4-го периода и VIБ-группы Периодической системы, порядковый номер 24. Электронная формула атома [>18Ar]3d>54s>1, характерные степени окисления +VI, + III и 0.
Шкала степеней окисления хрома:
По электроотрицательности (1,56) хром занимает промежуточное положение между типичными металлами (Na, К, Са) и типичными неметаллами (F, О, N. CI, S). Соединения Cr>III проявляют амфотерные свойства, металлические (основные) свойства преобладают у Cr>II, неметаллические (кислотные) – у Cr>VI; в соединениях хром чаще находится в составе катионов и реже – в составе анионов. Хром образует многочисленные соли и бинарные соединения.
В природе – девятнадцатый по химической распространенности элемент (десятый среди металлов), находится только в виде соединений (минералы, полиметаллические руды). Растворимые соли хрома ядовиты.
Хром Cr. Серый (с голубоватым оттенком) металл, очень твердый, ковкий (технический продукт – хрупкий). Блестящий, хотя покрыт очень тонкой оксидной пленкой, сохраняет блеск даже во влажном воздухе. Не реагирует с водой, щелочами и гидратом аммиака, пассивируется в концентрированной и разбавленной азотной кислоте и в «царской водке».
В ряду напряжений стоит левее водорода, из разбавленных кислот HCl и H>2SO>4 вытесняет водород:
Cr + 2H>+ = Cr>2+ + Н>2↓
Далее катион Cr>2+ можно перевести кислотами-окислителями в катион Cr>3+:
Хром реагирует в расплаве с сильными окислителями:
2Cr + КClO>3 = Cr>2O>3 + КCl (500–700 °C)
2Cr + 3KNO>3 = Cr>2O>3 + 3KNO>2 (400–550 °C)
Получение хрома в промышленности – алюминотермия:
Cr>2O>3 + 2Al = 2Cr + Al>2O>3 (800 °C)
и электролиз раствора:
Промышленно важен сплав хрома с железом — феррохром (6O—85 % хрома), его производят восстановлением оксидов, например минерала хромит:
Применяется хром для создания защитных покрытий на других металлах (хромирование), как компонент механически прочных и коррозионно-стойких сталей.
Гидроксид хрома (III) Cr(ОН)>3. Амфотерный гидроксид. Серо-зеленый, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrО(ОН). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома (III).
Уравнения важнейших реакций:
Получение: осаждение гидратом аммиака из растора солей хрома(III):
Cr
