Шпаргалка: Билеты по общей и неорганической химии

Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]

Если поместить соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

AlCl3 + 4NaOH = Na[Al(OH)4] + 3NaCl

Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl3 + 3NH3·H2O = Al(OH)3v + 3NH4Cl

Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3v + 3NH4+

Характерная степень окисления алюминия +3

Типичные соединения алюминия

· оксид алюминия Al2O3 прозрачный: корунд или шпинель; красного цвета: рубин; синего цвета: сапфир, топаз, лейкосапфир;

· гидроксид алюминия Al(OH)3

соли:

· нитрат алюминия Al(NO3)3

· сульфат алюминия Al2(SO4)3

· алюминат натрия NaAlO2

· сульфид алюминия Al2 S3

· карбид алюминия Al4C3

· нитрид алюминия AlN

Химические свойства алюминия

1. Алюминий - сильный восстановитель. Поэтому он реагирует со многими неметаллами.

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2Al + 3I2 > 2AlI3

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

2Al + 3S > Al2S3

1.3. Алюминий реагируют с фосфором. При этом образуются бинарные соединения -- фосфиды:

Al + P > AlP

1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000оС с образованием нитрида:

2Al + N2 > 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

4Al + 3C > Al4C3

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O2 > 2Al2O3

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Алюминий с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимо-действует из-за образования оксидной пленки. Но если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

2Al0 + 6H2+O > 2Al+3(OH)3 + 3H20

Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути (II):

3HgCl2 + 2Al > 2AlCl3 + 3Hg

2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфор-ной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.

Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2^

2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации - образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:

2Al + 6H2SO4(конц.) > Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекуляр-ного азота:

10Al + 36HNO3 (разб) > 3N2 + 10Al(NO3)3 + 18H2O

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:

8Al + 30HNO3(оч.разб.) > 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O

2.5. Алюминий - амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами. При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

2Al + 2NaOH + 6H2O > 2Na[Al(OH)4] + 3H2 ^

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH > 2Na3AlO3 + 3H2 ^

Эту же реакцию можно записать в другом виде

2Al + 6NaOH > 2NaAlO2 + 3H2^ + 2Na2O

2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов. Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия.

Например, алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:

2Al + 3CuO > 3Cu + Al2O3

Еще пример: алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):

8Al + 3Fe3O4 > 4Al2O3 + 9Fe

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

2Al + 3Na2O2 > 2NaAlO2 + 2Na2O

8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O > 8K[Al(OH)4] + 3NH3

10Al + 6KMnO4 + 24H2SO4 > 5Al2(SO4)3 + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 24H2O

2Al + NaNO2 + NaOH + 5H2O > 2Na[Al(OH)4] + NH3

Al + 3KMnO4 + 4KOH > 3K2MnO4 + K[Al(OH)4]

4Al + K2Cr2O7 > 2Cr + 2KAlO2 + Al2O3

Применение в медицине

Ряд неорганических соединений алюминия используется в качестве лекарственных препаратов. Так гидроксид алюминия Al(OH)3 обладает антацидным действием, в основе которого лежит реакция нейтрализации ионов оксония

Al(OH)3 + 3H3O+ > Al3+ + 6H2O

Образующиеся ионы Al3+ выводятся из организма в виде осадка фосфата алюминия AlPO4. Фармацевтический препарат «Альмагель», состоящий из геля гидроксида алюминия и оксида магния, используется при лечении язвенной болезни.

Известно антисептическое, вяжущее и кровоостанавливающее действие алюминиевокалиевых квасцов (KAl(SO4)2Ч12H2O), которые применяются наружно в виде примочек, полосканий, промываний. Антисептическое действие квасцов обусловлено тем, что ионы Аl3+ образуют с фосфорсодержащими протеинами комплексные соединения, выпадающие в виде осадка фосфата алюминия:

Al3+ + P3- > AlPv

Это приводит к гибели клеток микроорганизмов, что снижает воспалительный процесс. В результате осаждения белков и образования кислотных альбуминатов наблюдается вяжущее действие квасцов. Кровоостанавливающий эффект связан со свертыванием белков на раневой поверхности кровеносных сосудов. Как вяжущее и подсушивающее средство используются в виде присыпок жженые квасцы (КАl(SО4)2). Подсушивающий эффект связан с медленным процессом поглощения влаги из тканей:

КАl(SО4)2 + nH2О>КАl(SО4)2 Ч nH2О

2. Составьте химические формулы соединений углерода в соответствии с возможными степенями окисления.

Типичные соединения углерода.

оксид углерода (валентность IV) CO2

угольная кислота H2CO3 степень окисления +4

карбонаты Cu2CO3, Na2CO3

гидрокарбонаты NaHCO3, Ca(HCO3)2

оксид углерода (валентность II) СО степень окисления +2

муравьиная кислота HCOOH

метан CH4

карбиды металлов (карбид алюминия Al4C3) степень окисления -4

бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)

Билет №10

1. Общая характеристика элементов III А группы. Бор и его соединения. Применение в медицине.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) -- это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns2nр1 -- электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы.

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Характеристики элементов IIIA группы:

Бор и его соединения

Бор - первый p-элемент периодической системы элементов. Находится в IIIА группе второго периода, относится к типическим элементам. На внешнем электронном уровне имеет три электрона 2s22p1.

+5B 1s2 2s2 2p1

В возбужденном состоянии 2s12p2 орбитали трех неспаренных электронов подвергаются sp2-гибридизации и могут образовать три ковалентные связи по обменному механизму. При этом у бора остается одна свободная p-орбиталь, благодаря которой он может быть акцептором неподеленной электронной пары, и повысить свое координационное число до четырех. При переходе в sp3- гибридное состояние, плоская форма молекулы меняется на тетраэдрическую.

+5B 1s2 2s2 2p1

Характерные степени окисления бора -3 и +3.

Содержание бора в земной коре составляет 5·10-3% по массе. В природе бор встречается только в связанном состоянии. Соединения бора в составе минералов это: бура - Na2B4O7·10 H2O, борная кислота ? H3BO3 и ее соли.

Для бора известны аморфная аллотропная модификация (порошок бурого цвета) и несколько кристаллических. Из кристаллических наиболее устойчивой является модификация с решеткой из структурных единиц в форме икосаэдра, образованного двенадцатью атомами бора. Это гранатово-красные кристаллы, по твердости близкие к алмазу, обладающие полупроводниковыми свойствами.

В природе бор встречается в виде минералов:

Ш Na2B4O7*10H2O - бура

Ш H3BO3 - сассолин

Способы получения

Бор получают путем пиролиза бороводородов, методом металлотермии (вытеснением активным металлом) и термическим разложением бромида бора в присутствии катализатора

B2H6 > (t) B + H2

B2O3 + Mg > MgO + B

BBr3 + H2 > (вольфрам, t = 1000-1200 С°) B + HBr

Типичные соединения

Ш В степени окисления -3 - бор - окислитель. Эта степень окисления характерна в соединениях бора с металлами: Mg3B2, MgB2(диборид магния), ZrB2(диборид циркония), TiB2(диборид титана).

Ш В степени окисления +3 - бор - восстановитель В2О3(оксид бора), BF3(трифторид бора), H3BO3(борная кислота), BBr3 (трибромид бора)

Химические свойства

Реакции с фтором

Необходимо заметить, что бор довольно инертный неметалл. При комнатной температуре без нагревания он реагирует только со фтором:

B + F2 > BF3^

Реакции с неметаллами

При нагревании бор реагирует с другими галогенами, азотом, фосфором, углеро-дом и кислородом.

B + Cl2 > BCl3

B + N2 > BN

B + P > BP

B + C > B4C

B + O2 > B2O3

Восстановительные свойства

При сильном нагревании бор способен восстановить кремний из его оксида:

SiO2 + 4B > Si + B2O3

Окраска пламени (качественная реакция)

Ионы бора окрашивают пламя в оттенки зеленого цвета.

Применение в медицине

Бор содержится в глазных каплях, антисептических средствах, стиральных порошках и глазури для плитки. Оксид бора часто используется при изготовлении стекловолокна.

Для особых медицинских операций (генетико- и онкодиагностики) производятся пипетки, пробирки из боросиликатного стекла, экраны, аспирационные емкости, лабораторная посуда и др.

Бор применяется и в медицине при бор- нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей

В медицине как антисептические средства находят применение бура и борная кислота (в виде водно-спиртовых растворов).

В быту буру или борную кислоту используют для уничтожения бытовых насекомых, в частности, тараканов (бура, попадая в органы пищеварения таракана, кристаллизуется, и образовавшиеся острые игольчатые кристаллы разрушают ткани этих органов).

2. Составьте химические формулы соединений серы в соответствии с возможными степенями окисления.

Возможные степени окисления серы -2, -1, +4, +6

сероводород H2S, Na2S - степень окисления -2

дисульфид натрия Na2S2 - степень окисления -1

диоксид серы SO2, H2SO3, Na2SO3 - степень окисления +4

серная кислота H2SO4, SO3 - степень окисления +6

Билет №11

1. Общая характеристика щелочные и щелочноземельных металлов и их роль в организме человека.

Наиболее активными среди металлической группы являются щелочные и щелочноземельные металлы. Это мягкие лёгкие металлы, вступающие в реакции с простыми и сложными веществами.

Активные металлы занимают первую и вторую группы периодической таблицы Менделеева. Полный список щелочных и щелочноземельных металлов:

· литий (Li);

· натрий (Na);

· калий (K);

· рубидий (Rb);

· цезий (Cs);

· франций (Fr);

· бериллий (Be);

· магний (Mg);

· кальций (Ca);

· стронций (Sr);

· барий (Ba);

· радий (Ra).

Электронная конфигурация щелочных металлов - ns1, щелочноземельных металлов - ns2. Соответственно, постоянная валентность щелочных металлов - I, щелочноземельных - II. За счёт небольшого количества валентных электронов на внешнем энергетическом уровне активные металлы проявляют мощные свойства восстановителя, отдавая внешние электроны в реакциях. Чем больше энергетических уровней, тем меньше связь с внешних электронов с ядром атома. Поэтому металлические свойства возрастают в группах сверху вниз.

Из-за активности металлы I и II групп находятся в природе только в составе горных пород. Чистые металлы выделяют с помощью электролиза, прокаливания, реакции замещения.

Физические свойства

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет с металлическим блеском. Цезий - серебристо-жёлтый металл. Это наиболее активные и мягкие металлы. Натрий, калий, рубидий, цезий режутся ножом. По мягкости напоминают воск.

Щелочноземельные металлы имеют серый цвет. По сравнению со щелочными металлами являются более твёрдыми, плотными веществами. Ножом можно разрезать только стронций. Самый плотный металл - радий (5,5 г/см3).

Наиболее лёгкими металлами являются литий, натрий и калий. Они плавают на поверхности воды.

Химические свойства

Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с простыми веществами и сложными соединениями, образуя соли, оксиды, щёлочи. Основные свойства активных металлов описаны в таблице.