ПМ-18 Хімія

30.03.2020

Лекція (2 год.)

Тема 4.8. Алюміній і залізо: фізичні і хімічні властивості

Опрацювати: Хімія 11 клас (за посиланням «Підручники»), с.140-157, §§ 24, 25

https://drive.google.com/open?id=1vaHLd7F4EvXzR_K8iTCHfcFO8SwUbTNt 

Виконати (письмово):

1) Алюміній, поширеність у природі. Фізичні властивості. Хімічні властивості (виписати всі рівняння хімічних реакцій із § 24). Застосування. Сполуки Алюмінію. (Конспект)

2) Записати у зошит висновки до §24

3) Завдання 183-188 с.147-148

4) Ферум, поширеність у природі. Фізичні властивості. Хімічні властивості (виписати всі рівняння хімічних реакцій із § 25). Застосування. Сполуки Феруму. (Конспект)

5) Записати у зошит висновки до §25

3) Завдання 195-197, 200-202, 204 с.156-157

Алюміній. Елемент Алюміній розміщений у 3-му періоді в головній підгрупі ІІІ групи. Назва елемента походить від латинського слова alumen (aluminis) — галун. Галун — сполука Алюмінію, яку здавна використовували при фарбуванні тканин і як засіб для припинення кровотечі.

Поширеність у природі. Алюміній — найпоширеніший металічний елемент у літосфері; його атомна частка становить 6,4 %. Разом з Оксигеном і Силіцієм він становить основу неорганічного (мінерального) світу. У природі

немає металу алюмінію, але існує дуже багато сполук однойменного елемента. Найважливішими мінералами Алюмінію є

боксит — суміш сполук із формулами Al(OH)₃ і Al₂O₃•H₂O, і

каолініт Al₂O₃•2SiO₂•2H₂O (основа глини);

іноді трапляється корунд Al₂O₃.

Незважаючи на значну поширеність Алюмінію в літосфері, гідросфера містить його дуже мало, а в рослинах і живих організмах цього елемента практично немає.

Електронна будова атома і йона. На зовнішньому енергетичному рівні атома Алюмінію перебувають три електрони: ₁₃Al 3s²3p¹.

Атом легко їх втрачає, перетворюючись на тризарядний катіон:

Al – 3e^– = Al³⁺.

Катіони Алюмінію є складниками більшості сполук елемента.

Проста речовина. Метал алюміній відомий кожному. У світі щороку його виплавляють десятки мільйонів тонн; за обсягом виробництва він посідає друге місце після заліза.

Фізичні властивості. Алюміній — сріблясто-білий метал із температурою плавлення 660 °С. Він легкий (його густина становить 2,70 г/см³) і пластичний. З алюмінію витягують дріт, виготовляють тонку фольгу. Цей

метал має високу електро- і теплопровідність, утворює з іншими металами легкі й міцні сплави. Найважливіші серед них — дуралюмін (сплав із магнієм і міддю), силумін (сплав із силіцієм), магналій (сплав із магнієм) і авіаль (сплав із магнієм і силіцієм).

Хімічні властивості. Алюміній — дуже активний метал, який трохи поступається магнію.

Реакції з неметалами. Із більшістю неметалів алюміній взаємодіє при нагріванні, а з хлором і бромом — за звичайних умов. У суміші порошків алюмінію та йоду взаємодія починається після додавання однієї-двох крапель води, яка є каталізатором.

Поверхня алюмінію вкрита тонким і прозорим шаром оксиду Al₂O₃. Це результат реакції металу з киснем повітря за звичайних умов, яка одразу припиняється, бо оксидна плівка, що утворюється, захищає алюміній від подальшої дії кисню.

Алюміній не взаємодіє навіть із киплячою водою через наявність на поверхні металу щільної плівки оксиду. Якщо цю плівку зруйнувати (нанесенням ртуті на метал), то починається реакція алюмінію з водою:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂ .

Реакції з кислотами. Алюміній взаємодіє з більшістю кислот, крім дуже слабких (карбонатної, сульфідної, силікатної). Під час реакцій металу з хлоридною і розбавленою сульфатною кислотами виділяється водень. Із концентрованими сульфатною та нітратною кислотами алюміній за звичайних умов практично не реагує; його захищає оксидна плівка. Однак при нагріванні ці кислоти взаємодіють з оксидом Al₂O₃ й відразу — з металом:

Al + H₂SO₄ (конц.) → Al₂(SO4)₃ + H₂S↑ + H₂O (Замість сірководню може утворитися сірка або сульфур(IV) оксид);

Al + HNO₃ (конц.) → Al(NO₃)₃ + NO₂↑ + H₂O.

Складіть схеми окиснення, відновлення і доберіть коефіцієнти.

Реакції з лугами. Алюміній перебуває в ряду активності зліва від водню, а оксид і гідроксид Алюмінію — амфотерні сполуки. Сукупність цих чинників уможливлює взаємодію між металом і лугом:

2Al + 6NaOH = 2Na₃AlO₃ + 3H₂↑.

                       натрій ортоалюмінат

Кислотний залишок у формулі солі відповідає амфотерному гідроксиду Al(OH)₃ як кислоті — H₃AlO₃. Наведене рівняння описує реакцію алюмінію з твердим лугом при нагріванні або його розплавом, тобто за відсутності води. Якщо з металом взаємодіє луг у водному розчині, то утворюються розчинні алюмінати Na₃[Al(OH)₆] і Na[Al(OH)₄]:

2Al + 6NaOH (надлишок) + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂↑;

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑.

Формули цих солей можна вивести, замінюючи кожний атом Оксигену у формулах Na₃AlO₃ і NaAlO₂ на дві гідроксогрупи. Сіль NaAlO₂ походить від амфотерної сполуки AlO(OH) як кислоти — HAlO₂ (інший варіант формули сполуки — Al₂O₃•H₂O). Назва цієї солі — натрій метаалюмінат.

Аналогічно відбуваються реакції з утворенням цинкатів Na₂ZnO₂, Na₂[Zn(OH)₄] та інших подібних солей, які походять від амфотерних гідроксидів як кислот.

Реакції із солями. Алюміній реагує з розчинами солей, «витісняючи» менш активні метали:

2Al + 3CuCl₂ = 3Cu + 2AlCl₃.

Застосування. Завдяки корозійній стійкості, міцності й легкості алюміній та його сплави використовують в авіаційній і космічній техніці, водному й наземному транспорті, будівництві, побуті. Алюміній також використовують у металургії для добування хрому, мангану, кальцію, ванадію. З алюмінію виробляють різноманітну тару, пакувальні матеріали (фольгу), «срібну» фарбу (дуже дрібний алюмінієвий порошок). Хоча за електропровідністю алюміній поступається міді, проте значно легший і дешевший за неї. Тому його застосовують в електротехніці.

Оксид і гідроксид Алюмінію. Оксид Al₂O₃—біла тугоплавка речовина, яка не розчиняється у воді й не взаємодіє з нею. Тонка, прозора й міцна плівка цього оксиду завжди покриває метал алюміній.

Алюміній оксид утворює мінерал корунд.

Його цінні різновиди — рубін (містить домішку хром(ІІІ) оксиду) і сапфір (містить домішки оксидів Феруму, Титану, Кобальту).

Оксид Al₂O₃ є амфотерним. Хімічна поведінка цього оксиду залежить від властивостей іншого реагенту. Сполука взаємодіє (як правило, при нагріванні) з кислотними та оснoвними оксидами, сильними кислотами, лугами.

Гідроксид Al(OH)₃ — біла, нерозчинна у воді сполука. Це — типовий амфотерний гідроксид. Він утворюється під час реакції між розчином солі Алюмінію і розрахованою кількістю розчину лугу або амоніаку. Сполука реагує за звичайних умов і з сильними кислотами, і з розчинами лугів.

При нагріванні алюміній гідроксид розкладається на відповідний оксид і воду.

Солі. Алюміній утворює солі двох типів. У сполуках AlCl₃, AlPO₄, Al₂(SO₄)₃ містяться катіони цього елемента, а в солях NaAlO₂, Ca₃(AlO₃)₂ він входить до складу аніонів кислотних залишків.

При охолодженні насичених розчинів хлориду, сульфату і нітрату Алюмінію або випаровуванні води з них виділяються безбарвні кристалогідрати AlCl₃•6H₂O, Al₂(SO₄)₃•18H₂O і Al(NO₃)₃•9H₂O.

Солі Алюмінію зазнають гідролізу.

Застосування сполук Алюмінію. Кристалічний оксид Al₂O₃ (корунд) має високу твердість і слугує абразивним матеріалом, а у вигляді порошку є компонентом термостійкої кераміки. Хлорид AlCl₃ використовують як каталізатор у реакціях за участю органічних речовин, а сульфат Al₂(SO₄)₃ додають у природну воду для її очищення перед відстоюванням, фільтрацією

і спрямуванням у систему водопостачання. Аморфний алюміній оксид використовують як адсорбент у медицині; препарат має назву «алюмогель».

Важливими для практики є алюмінати Кальцію. Разом із силікатами Кальцію вони входять до складу цементу. Цемент виробляють спіканням вапняку СаСО₃ із глиною Al₂O₃•2SiO₂•2H₂O за температури 1500 °С. Приклади реакцій, що відбуваються при цьому:

CaCO₃ + Al₂O₃ = Ca(AlO₂)₂ + CO₂↑;

                                      кальцій метаалюмінат

3CaCO₃ + Al₂O₃ = Ca₃(AlO₃)₂ + 3CO₂↑.

                                         кальцій ортоалюмінат

Висновки:ВИСНОВКИ

Алюміній — найпоширеніший металічний елемент у літосфері.

Алюміній — легкий, пластичний метал, що має високу електро- і теплопровідність. Він реагує з неметалами, кислотами, лугами, розчинами солей.

Оксид і гідроксид Алюмінію — білі, нерозчинні у воді речовини. Це — амфотерні сполуки, які взаємодіють із кислотними та основними оксидами, кислотами і лугами.

Алюміній утворює солі двох типів. Солі одного типу містять катіони цього елемента, а в інших солях (алюмінатах) він наявний в аніонах кислотних залишків.

Алюміній та його сплави використовують у техніці, будівництві, транспорті, побуті. Алюміній оксид слугує абразивним матеріалом, є компонентом термостійкої кераміки. Сполуки Алюмінію застосовують у хімічній промисловості, будівництві, для очищення води.

183. Назвіть властивості алюмінію, завдяки яким цей метал використовують на практиці.

184. Напишіть рівняння реакцій алюмінію з киснем, бромом, азотом.

185. Допишіть схеми реакцій і перетворіть їх на хімічні рівняння:

а) Al + … → AlCl₃ + …; в) Al₂O₃ + H₂SO₄ → ... + ... ;

б) Al + … → K₃AlO₃ + …; г) Al(OH)₃ + Ba(OH)₂ → ... .

186. Складіть рівняння реакції алюмінію з дуже розбавленою нітратною кислотою. Зважте на те, що елемент-окисник зазнає максимального відновлення.

187. Наведіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

а) Al → Al₂(SO₄)₃ → AlCl₃ → Al(NO₃)₃;

б) Al → Al₂O₃ → Na₃AlO₃ → Al₂(SO₄)₃ → Al(OH)₃ → K[Al(OH)₄].

188. Якщо злити розчини алюміній хлориду і натрій карбонату, то побачимо утворення осаду (це — алюміній гідроксид) і виділення газу. Поясніть результат експерименту та напишіть хімічне рівняння.

Ферум. Елемент Ферум розміщений у 4-му періоді в побічній підгрупі VIII групи.

Поширеність у природі. Ферум — один із найпоширеніших металічних елементів у літосфері; його атомна частка становить 1,8 %. Відомо дуже багато природних сполук Феруму. Деякі з них слугують сировиною для виробництва заліза. Це — залізні руди: гематит (або червоний залізняк) Fe₂O₃, магнетит (магнітний залізняк) Fe₃O₄, лимоніт (бурий залізняк) Fe₂O₃•nH₂O. Україна має потужні поклади червоного залізняку в Криворізькому басейні. Пірит, або залізний колчедан, FeS₂ для металургії не придатний, оскільки домішка Сульфуру в залізі робить метал крихким. Цю сполуку використовують у виробництві сульфатної кислоти.

Cамородне залізо у природі трапляється дуже рідко.

Невелика кількість катіонів Fe²⁺ міститься у природній воді. Окиснюючись розчиненим киснем, вони перетворюються на йони Fe³⁺, які осаджуються з води у складі бурого гідроксиду Fe(OH)₃. Такий відтінок іноді має дно річки чи озера, накип у чайнику.

У живих істотах Феруму дуже мало, проте без цього елемента їх існування було б неможливим. Йони Fe²⁺ входять до складу гемоглобіну крові. Нестача Феруму в організмі призводить до недокрів’я (анемії).

Електронна будова атома і йонів. В атомі Феруму містяться 26 електронів (порядковий номер цього елемента — 26), які перебувають на чотирьох енергетичних рівнях (Ферум — елемент 4-го періоду). Електронна формула  атома Феруму: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s².

Атом Феруму порівняно легко втрачає два електрони зовнішнього (четвертого) енергетичного рівня, перетворюючись на йон Fe²⁺. Він може позбутися ще й третього електрона — одного із d-електронів. У цьому разі утворюється йон Fe³⁺. У кожній його d-орбіталі перебуває по одному електрону.

Йони Fe²⁺ і Fe³⁺ містяться в сполуках Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ).

Проста речовина. Залізо — метал, який людина використовує вже кілька тисячоліть.

Без заліза і сплавів на його основі не можна уявити розвитку нашої цивілізації.

Фізичні властивості. Залізо — сірувато-сріблястий пластичний метал. Він має густину 7,87 г/см³, плавиться за температури 1539 °С, є феромагнетиком. Цей метал утворює сплави з багатьма металами.

Хімічні властивості. Залізо виявляє в хімічних реакціях достатню активність.

Якщо його добути у вигляді дуже дрібного порошку (наприклад, розкладаючи органічні сполуки Феруму), то метал набуває здатності самозайматися на повітрі. Таку властивість речовини називають пірофoрністю. Термін походить від грецьких слів pyr — вогонь і phoros — той, що несе.

Реакції з неметалами. При нагріванні залізо реагує з багатьма неметалами. Сталеве лезо або пружинка із закріпленим палаючим сірником згоряє в кисні:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄.

                           ферум(ІІ, ІІІ) оксид

Залізо горить і в атмосфері хлору, при нагріванні активно взаємодіє із сіркою:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃;

Fe + S = FeS.

Реакції з водою. Якщо залізні ошурки або цвях помістити у воду, то з часом на поверхні металу з’явиться іржа. Це — продукт взаємодії заліза з водою і розчиненим у ній киснем.

Іржа має змінний склад — Fe₂O₃•nH₂O. У хімічному рівнянні її формулу для спрощення запишемо як Fe(OH)₃ (цю формулу можна подати і так: Fe₂O₃•3H₂O):

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃.

Розжарене залізо взаємодіє з водяною парою:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂.

Раніше на цій реакції ґрунтувався промисловий метод добування водню.

Реакції з кислотами. Залізо взаємодіє із хлоридною, розбавленою сульфатною та деякими іншими кислотами з виділенням водню й утворенням солей Феруму(II):

Fe + H₂SO₄ (розб.) = FeSO₄ + H₂↑.

Із концентрованими нітратною та сульфатною кислотами залізо, як і алюміній, за звичайних умов майже не реагує через утворення на поверхні металу хімічно пасивної оксидної плівки. Тому ці кислоти транспортують у залізних цистернах. При нагріванні оксидна плівка взаємодіє з кислотою й відразу в реакцію вступає метал:

Fe + HNO₃ (конц.) → Fe(NO₃)₃ + NO₂↑ + H₂O;

Fe + H₂SO₄ (конц.) → Fe₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O.

Доберіть коефіцієнти методом електронного балансу.

Реакції із солями. Залізо «витісняє» із солей у розчинах менш активні метали — мідь, срібло, бісмут та ін. При цьому, крім них, утворюються солі Феруму(ІІ), але не Феруму(ІІІ):

3Fe + 2BiCl₃ = 3FeCl₂ + 2Bi.

Оксиди Феруму. Ферум утворює три сполуки з Оксигеном: прості оксиди FeO, Fe₂O₃ і подвійний оксид Fe₃O₄ (або FeO•Fe₂O₃). Це — тверді речовини чорного (FeO і Fe₃O₄) або коричневого (Fe₂O₃) кольору. Докладно розглядатимемо лише прості оксиди.

Ферум(ІІ) оксид і ферум(ІІІ) оксид можна добути термічним розкладом відповідних гідроксидів, деяких оксигеновмісних солей:

2Fe(OH)₃ = Fe₂O₃ + 3H₂O↑;

FeCO₃ = FeO + CO₂↑;

4Fe(NO₃)₃ = 2Fe₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑.

Необхідною умовою для добування чистого ферум(ІІ) оксиду є відсутність кисню, інакше сполука реагує з ним, перетворюючись на оксид Fe₃O₄ або Fe₂O₃.

Прості оксиди Феруму різняться за хімічним характером: FeO — оснoвний оксид, Fe₂O₃ — амфотерний. Вони реагують з кислотними оксидами та кислотами.

Ферум(ІІІ) оксид не реагує з розчином лугу. Взаємодія цього оксиду з лугами відбувається лише при сплавлянні чи спіканні сполук. Продуктами реакцій є солі — ферити:

Fe₂O₃ + 2KOH = 2KFeO₂ + H₂O↑.

Гідроксиди Феруму нерозчинні у воді; сполука Fe(OH)₂ має білий колір, іноді із зеленкуватим відтінком, а Fe(OH)₃ — бурий.

Добути чистий ферум(ІІ) гідроксид за реакцією обміну у водному розчині дуже важко; він досить швидко окиснюється розчиненим у воді киснем повітря й перетворюється на ферум(ІІІ) гідроксид:

Fe(OH)₂ + O₂ + H₂O → Fe(OH)₃.

Перетворіть схему реакції на хімічне рівняння.

За хімічним характером гідроксиди Феруму подібні до відповідних оксидів: сполука Fe(OH)₂ є основою, а Fe(OH)₃ — амфотерним гідроксидом, який, однак, майже не реагує з розчином лугу за звичайних умов.

Солі Феруму. Елемент Ферум утворює багато солей. Солі Феруму(ІІ) містять катіони Fe²⁺, а в солях Феруму(ІІІ) цей металічний елемент може перебувати у формі катіонів Fe³⁺ (FeF₃, Fe₂(SO₄)₃) або бути складником аніонів кислотних залишків (NaFeO₂, K₃FeO₃).

Розчинні солі Феруму при випарюванні води з їх розчинів виділяються у вигляді кристалогідратів — FeSO₄•7H₂O, FeCl₃•6H₂O, тощо. Більшість солей Феруму(ІІ) зеленкувато-блакитні, а солі Феруму(ІІІ) мають різне забарвлення; зокрема, сполука FeCl₃•6H₂O — коричневий, Fe₂(SO₄)₃•9H₂O —

білий, Fe(NO₃)₃•9H₂O — блідо-бузковий.

Солі Феруму зазнають гідролізу; їх розчини мають кисле середовище:

FeCl₂ + H₂O = Fe(OH)Cl + HCl.

                             гідроксоферум(ІІ) хлорид

Добути деякі солі Феруму(ІІІ) через одночасний гідроліз катіонів і аніонів не вдається:

FeCl₃ + Na₂CO₃ + H₂O → Fe(OH)₃↓ + CO₂↑+ H₂O+ NaCl.

Застосування сполук Феруму. Сполуки Феруму широко використовують на практиці.

Оксиди Fe₂O₃ і Fe₃O₄ є сировиною для чорної металургії. Природні гідрати ферум(ІІІ) оксиду Fe₂O₃•nH₂O забарвлені в різні кольори — від жовто-коричневого до бурого; вони слугують пігментами у фарбах — охрі (жовта), залізному сурику та мумії (червоно-коричневі). Подвійний оксид Fe₃O₄ використовують як матеріал електродів для електролізу, а також у лужних акумуляторах. Найважливішою сіллю Феруму є залізний купорос (ферум(ІІ) сульфат, гептагідрат) FeSO₄•7H₂O. Сполуку застосовують для консервування деревини, боротьби із хворобами рослин, як відновник і вихідну речовину для добування різних сполук Феруму. Деякі ферити використовують у техніці як магнітні матеріали.

Висновки:

Ферум — один із найважливіших металічних елементів. Він належить до d-елементів, утворює просту речовину — залізо.

Залізо реагує з більшістю неметалів, кислотами, розчинами багатьох солей, а за наявності води і кисню ржавіє.

Для Феруму відомі оксиди FeO, Fe₂O₃ і Fe₃O₄. Оксид FeO є основним, а Fe₂O₃ — амфотерним.

Гідроксиди Fe(OH)₂ і Fe(OH)₃ за хімічним характером подібні до відповідних оксидів.

Оксиди і гідроксиди Феруму реагують із кислотами, а ферум(ІІІ) оксид при нагріванні — ще й із лугами.

Солі Феруму мають різне забарвлення, а розчинні у воді утворюють кристалогідрати.

Оксиди та солі Феруму використовують у багатьох сферах.

195. Допишіть схеми реакцій і складіть хімічні рівняння:

Fe + F₂ →

Fe + AgNO₃ →

Fe + FeCl₃ →

FeO + H₂SO₄ →

Fe₃O₄ + H₂ →

Fe₂O₃ + CaO →

Fe(OH)₂ + HCl →

Fe(OH)₃ + H₃PO₄ →

Fe(OH)₂ →

FeCl₂ + Na₂CO₃ →

Fe(NO₃)₃ + NaOH →

FeS + HBr →

196. Вставте замість крапок формули речовин і перетворіть схеми реакцій на хімічні рівняння:

FeO + … → F e₃O₄;

 … + O₂ → Fe₂O₃;

Fe₂(SO₄)₃ + … → FeCl₃ + … ;

Fe₂O₃ + … → LiFeO₂;

Fe(OH)₃ + … →Fe(NO₃)₃ + … ;

FeCl₃ + … →Fe(OH)₃ + NH₄Cl.

197. Напишіть рівняння реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення:

а) Fe → FeCl₂ → FeCl₃ → Fe(OH)₃ → Fe₂(SO₄)₃ → FePO₄;

б) Fe₂O₃→Ba(FeO₂)₂→Fe₂(SO₄)₃→Fe(NO₃)₃→Fe(OH)₃→Fe₂O₃.

200. Під час пропускання сірководню у водний розчин ферум(ІІІ) хлориду утворюється світло-жовтий осад простої речовини. Складіть рівняння реакції.

201. Виведіть формулу оксиду Феруму, в якому масова частка металічного елемента становить 70 %.

202. Яку масу ферум(ІІІ) нітрату потрібно взяти для добування 8 г ферум(ІІІ) оксиду?

204. Який об’єм водню виділиться за нормальних умов, якщо до 1,12 г заліза додати 18 г хлоридної кислоти з масовою часткою HCl 10 %?