Адсорбционные свойства гидроксида алюминия

1. Напишите электронные формулы атомов алюминия.

2. Напишите уравнение реакции взаимодействия алюминия с разбавленными соляной, серной и азотной кислотами.

3.Почему концентрированные серная и азотная кислоты не взаимодействуют с алюминием без нагревания?

4. Напишите уравнения реакций получения гидроксида алюминия. Охарактеризуйте его кислотно-основные свойства.

5. Почему нельзя получить карбонат или сульфид алюминия в водных растворах?

1. Рассчитайте массу сульфида алюминия, который можно получить из 10 г Аl и 15 г S, если выход продукта составляет 85%.

2. Рассчитайте объем водорода, который выделится при взаимодействии 1 г алюминия:

а) с избытком соляной кислоты;

б) с избытком щелочи.

3. Рассчитайте pH 0,05 М раствора Al₂(SO4)₃.

4. Рассчитайте энтальпию реакции образования 9 г Al₂S₃ из соответствующих простых веществ.
IV. 3. ХРОМ. МОЛИБДЕН. ВОЛЬФРАМ.
Хром, молибден и вольфрам – элементы VI В группы Пери­одической системы. Электронная конфигурация валентных уровней этих элементов: Сг – 3d⁵4s¹;Mo – 4d⁵5s¹;W – 5d⁴6s².

Хром в соединениях проявляет степени окисления(+2), (+3), (+6); молибден и вольфрам – (+3), (+4), (+5) и (+6).

Наиболее устойчивая степень окисления хрома (+3), у молибдена и вольфрама – (+6).

Соли хрома (II) можно получить взаимодействием металли­ческого хрома с растворами кислот:

Cr + 2Н⁺ = Сг²⁺ +Н₂↑

или восстановлением соединений хрома (III) цинком в кислой среде:

2CrCl₃ + Zn = ZnCl₂ + 2CrCl₂.

Гидроксид хрома (II) Сг(ОН)₂ проявляет основные свойства и растворяется только в кислотах:

Cr(ОН)₂+2НС1 = CrС1₂ + 2Н₂O.

Соединения хрома (II) легко окисляются кислородом воздуха до соединений хрома (III):

4Cr (ОН)₂ + O₂ + 2Н₂O = 4Cr (ОН)₃.

Гидроксид хрома (III) можно получить осаждением из солей:

СгС1₃ + CrCl₃ + 3NaOH = Cr(OH)₃↓ + 3NaCl.

Этот гидроксид амфотерен и легко растворяется в кислотах с образованием окрашенного в сине-зеленый цвет гидратированного иона хрома (III):

Cr(ОН)₃ + ЗНСl = CrС1₃ + ЗН₂O

и щелочах:

Cr(ОН)₃ + NaOH→ Na[Cr(OH)₄] + 2NaOH→Na₃[Cr(OH)₆].

Гидроксокомплексы хрома Na[Cr(OH)₄] и Na₃[Cr(OH)₆] окрашены в ярко-зеленый цвет.

Степень окисления (+3) наиболее устойчива для хрома. Перевести хром в состояние со степенью окисления (+2) можно только сильными восстановителями (например, Zn в кислой среде), а в степень окисления (+6) – только сильными окислителями (например, Н₂O₂ в щелочной среде).

Растворимые соли хрома (III) в водных растворах гидролизуются. Вследствие этого получить соли, содержащие хром в степени окисления (+3), с анионами слабых кислот нельзя. Вместо солей в таких случаях образуется гидроксид хрома (III):

2CrСl₃ + 3Na₂CO₃ + ЗН₂O = 2Cr(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl.

Оксид хрома (VI) обладает кислотными свойствами, и ему соответствуют хромовая Н₂CrO₄ и дихромовая Н₂Cr₂O₇ кислоты.

Переход хромат-иона в дихромат-ион и обратно определяется pH раствора. В кислой среде равновесие смещается в сторону димера, в щелочной – в сторону мономера. При добавлении к растворам дихроматов катионов Ва²⁺, Pb²⁺, Ag⁺ и др. равновесие сдвигается в сторону CrO₄^2-. Это связано с тем, что хроматы менее растворимы, чем дихроматы.

K₂Cr₂O₇ + 4AgNO₃ + H₂O = 2Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃ + 2HNO₃.

Соединения Cr (VI) проявляют сильные окислительные свойства, восстанавливаясь до Cr (III) как в кислой, так и в щелочной средах. Однако в кислой среде окислительные свойства соединений хрома (VI) проявляются сильнее.

Молибдену (VI) и вольфраму (VI) соответствуют молибденовая Н₂МoO₄ и вольфрамовая H₂WO₄ кислоты. Для солей этих кислот характерно образование гетерополисоединений, например фосфоромолибдата аммония (NH₄)₄[P(Mo₁₂O₄₀)]∙nН₂О.

Соединения Mo (VI) и W (VI) довольно устойчивы и способны проявлять свойства окислителей только при взаимодействии с очень сильными восстановителями. При этом молибден восстанавливается до молибденовой сини МoO_3-n(ОН)_n (0≤n≤2), а вольфрам до вольфрамовой сини WO_3n(OH)_n (0,1≤ n ≤0,5). В этих соединениях молибден находится в степенях окисления (+4), (+5) и (+6), а вольфрам – в степенях окисления (+5) и (+6).
ХРОМ
В работе изучаются химические свойства металлического хрома и его соединений в различных степенях окисления.

Реакцию взаимодействия хрома с соляной кислотой в опыте 1 проводят в сосуде, закрытом пробкой, снабженной клапаном Бунзена или под слоем бензола. В этом случае можно избежать окисления хрома (II) до хрома (III) и получить голубой раствор соли CrС1₂.

Другим способом получения соединений хрома (II) является восстановление цинком соединений хрома (III) (опыт 2).

Осадок гидроксида хрома (II) получают при взаимодействии солей хрома (II) с раствором щелочи (опыт 3). Cr(ОН)₂ обладает основными свойствами и окрашен в желтый цвет. Из-за окисления хрома (II) в хром (III) окраска постепенно переходит в коричневую, а затем в голубовато-серую.

Гидроксид хрома (III) получают при взаимодействии раствора щелочи с солью хрома (III). Он амфотерен и хорошо растворяется в кислотах и щелочах (опыт 4).

Cr(III) можно окислить до Cr(VI) бромной водой в щелочной среде (опыт 5):

2Na₃[Cr(OH)₆] + 3Br₂ + 4NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr+8H₂O.

Растворимые соли хрома (III) сильно гидролизованы. В присутствии аниона слабой кислоты, например СO₃^2-, гидролиз идет необратимо.

В опыте 6 исследуется смещение равновесия Cr₂О₇^2- + 2OH^-↔2CrO₄^2-+ Н₂O при изменении pH и при добавлении катиона Ag⁺. Образующийся осадок Ag₂CrO₄ окрашен в кирпично-красный цвет.

Высокая окислительная способность Cr(VI) в кислой среде иллюстрируется реакциями дихромат-иона с нитрит- и сульфид-ионами (опыт 7).