Оксиды и гидроксиды металлов

В зависимости от степени окисления металла оксиды и гидроксиды металлов могут проявлять основные, амфотерные и кислотные свойства.

Mn⁺²O

Mn(OH)₂

основный

Mn₂⁺³ O₃

Mn(OH)₃

амфотерный

Mn⁺⁴O₂

Mn(OH)₄

амфотерный

 

Mn⁺⁶O₃

H₂MnO₄

кислотный

 

Mn₂⁺⁷O₇

HMnO₄

кислотный

С получением и применением металлов связывают развитие цивилизации («бронзовый век», «железный век»). Развитие научно-технического прогресса, потребности общества послужили толчком для создания сплавов на основе титана, молибдена, вольфрама и других металлов для увеличения коррозионной стойкости, для придания особой твердости, тугоплавкости, устойчивости в агрессивных средах. В большинство сплавов входят самый используемый на сегодняшний день металл – железо и «молодые» металлы – алюминий и магний. Каждый сплав не есть простая сумма свойств его компонентов.

 

Задания для самостоятельного выполнения

1. Осуществите следующие превращения:

MgH₂àMg(OH)₂àMgOàMgàMgSO₄àMg(NO₃)₂àMgOHNO₃

2. Составьте уравнения взаимодействия металлического бария с простыми веществами: кремний, бром, газообразный азот, селен, кислород, газообразный водород. Укажите степени окисления атомов в продуктах реакций. Назовите продукты реакций.

3. Составьте уравнения возможных реакций взаимодействия металлического алюминия со следующими веществами: раствор серной кислоты, раствор гидроксида калия, раствор хлорида марганца (II), газообразный хлор, кристаллическая сера, оксид бария, оксид железа (III).

4. Определите массу марганца, восстановленного при взаимодействии 26,2 г оксида марганца (IV) алюминием массой 10,2 г.

5. Алюминиевые стружки поместили в растворы ацетата натрия и ацетата цинка. Составьте уравнения протекающих реакций. Какие признаки реакций вы будете наблюдать.

 

СРАВНЕНИТЕЛЬНАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ

I – III ГРУПП ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП

ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ.

АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

Рассмотрите сравнительную характеристику щелочных и щелочноземельных металлов, представленную в таблице 6:

Таблица 6

Сравнительная характеристика щелочных и щелочноземельных металлов

	Щелочные металлы	Щелочноземельные металлы
Положение в периодической системе	I группа главная подгруппа Li Na K Rb Cs Fr	II группа главная подгруппа Ca Sr Ba Ra
Строение атома	1 валентный электрон на внешнем уровне n S1	2 валентных электрона на внешнем уровне n S2
Нахождение в природе и получение	В природе встречаются в виде солей, получают электролизом расплава соединений	В природе встречаются в виде солей, получают электролизом расплава соединений
Химические свойства	В соединениях Ме+1 Самые активные металлы, восстановительные свойства самые высокие	В соединениях Ме+2 Активные металлы. Менее активные по сравнению с щелочными металлами

Металлы хранят под слоем масла или керосина, чтобы не допустить контакта с водой и воздухом. Металлы пожароопасны. При их воспламенении нельзя тушить водой, так как с водой вступают в реакцию. Щелочные и щелочноземельные металлы тушат порошковым огнетушителем или песком.

На воздухе и в кислороде образуют пероксиды (кроме лития)

2 K + O₂ = K₂O₂

(как побочный продукт – оксид)

На воздухе и в кислороде образуют оксиды

2Ca + O₂ = 2CaO

(как побочный продукт – пероксиды СаО₂)

Втесняют водород из воды и растворов кислот-неокислителей.

Не взаимодействуют с растворами щелочей. Не вытесняют менее активные металлы из растворов солей, так как реагируют с водой, а не с солью.

 

Гидриды – белые твердые вещества, подвергаются гидролизу с выделением газообразного водорода

KH + H₂O = KOH + H₂↑

BaH₂ + H₂O = Ba(OH)₂ + H₂↑

Оксиды и гидроксиды основного характера, растворимые в воде вещества белого цвета.

 

Соли

NaCl – поваренная соль

Na₂CO₃ – сода кальцинированная

NaHCO₃ – сода питьевая

Na₂SiO₃ – жидкое стекло, силикатный клей

K₂CO₃ –поташ, древесная зола

СaCO₃ – известняк, мел

СaSO₄ · 2H₂O – гипс

2CaSO₄ · H₂O –алебастр

(основа строительных материалов)

Растворимые соли кальция обеспечивают жесткость воды. Временную или карбонатную жесткость устраняют кипячением

_t

Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑

 

Некарбонатную жесткость устраняют переводом солей кальция в нерастворимый карбонат с помощью соды, поташа.

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

 

Алюминий

Алюминий – самый распространенный металл в земной коре. Изучение свойств алюминия интересно, во-первых, с целью повторения свойств амфотерных соединений, а во-вторых, с целью демонстрации влияния защитной оксидной пленки на свойства металлов.

Получение алюминия возможно только электролизом, т.е. разложением электрическим током оксида алюминия.

2Al₂O₃ = 4Al + 3O₂

Для понижения температуры плавления оксида алюминия (от 2050⁰ С до 950⁰ С) к оксиду алюминия добавляют криолит Na₃[AlF₆].

Алюминий – активный металл, сильный восстановитель, он расположен в первой четверти ряда напряжений металлов, но в силу наличия на поверхности металла очень тонкой, но прочной оксидной пленки, алюминий вступает во взаимодействие при повышенной температуре. С водой реагирует только в случае удаления оксидной пленки (например, путем образования амальгамы с металлической ртутью).

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑

С растворами кислот алюминий реагирует, на первый взгляд, медленно, несколько секунд признаков реакции не наблюдается. В это время происходит растворение оксидной пленки в кислотах. На холоде алюминий не реагирует с концентрированными кислотами-окислителями H₂SO₄ иHNO₃. Эти кислоты пассивируют металл, наращивая толщину оксидной пленки.

Алюминий образует амфотерные оксид и гидроксид. Следовательно, металл, его оксид и гидроксид должны взаимодействовать с кислотами и щелочами.

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑

(механизм взаимодействия рассматривался на занятии № 13)

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

_t

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

^{в растворе тетрагидроксоалюминат натрия}

Задание 1. Осуществите превращение по предложенной схеме:

NaOHà Naà Na₂SO₄àNaClàNaOHàNaAlO₂àAl(OH)₃à Al₂O₃

 

1) NaOH à Na Существует единственный способ получения щелочных и щелочноземельных металлов и алюминия – электролиз расплавасоединения этого металла.

_{элек. ток}

4 NaOH à 4Na + O₂ + 2H₂O

(на первый взгляд кажется, что должны получить металлический натрий и молекулы ОН, но устойчивых молекул ОН не существует, они перегруппировываются по схеме 4ОН = 2Н₂О + О₂)

 

2) Na à Na₂SO₄ Натрий – активный металл, он расположен в ряду активности металлов до водорода, следовательно, взаимодействует с кислотами

Na + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂↑

 

3) Na₂SO₄ à NaCl К сульфату натрия необходимо добавить соединение, содержащее хлорид-ионы Cl^-, но так как и сульфат и хлорид натрия растворимы в воде, в правой части уравнения необходимо получить осадок (осадить сульфат-ионы). В противном случае реакция практически будет неосуществима.

Na₂SO₄ + BaCl₂ = 2NaCl + BaSO₄↓

 

4) NaCl à NaOH При электролизе растворов солей щелочных металлов получить металл нельзя (используют расплав соли), выделяется газообразный водород, катионы металла остаются в растворе, образуя щелочи. (Тема «Электролиз» в данном пособии не рассматривается)

_{элек. ток}

2NaCl +2H₂O = H₂↑ + Cl₂ + 2NaOH

 

5) NaOH à NaAlO₂ В продукте появляются атомы алюминия – металла, образующего амфотерные соединения, следовательно, и оксид и гидроксид алюминия могут реагировать с гидроксдом натрия.

_t

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O

 

6) NaAlO₂ à Al(OH)₃ Алюминат натрия, полученный действием щелочи, можно разрушить, «нейтрализуя» эту щелочь.

NaAlO₂ + HCl + H₂O = NaCl + Al(OH)₃↓

7)Al(OH)₃ à Al₂O₃ Нерастворимые гидроксиды металлов разрушаются при нагревании.

_t

2Al(OH)₃ = Al₂O₃ + 3H₂O

 

 

ЗАНЯТИЕ 13