Составьте уравнения реакций с участием кислот al2o3

Оксид алюминия: получение и свойства

Оксид алюминия

Способы получения

Оксид алюминия можно получить различными методами :

1. Горением алюминия на воздухе:

2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании :

3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия :

Химические свойства

Оксид алюминия — типичный амфотерный оксид . Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты.

Например , оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:

2. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—алюминаты, а в растворе – комплексные соли . При этом оксид алюминия проявляет кислотные свойства.

Например , оксид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием алюмината натрия и воды:

Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

3. Оксид алюминия не взаимодействует с водой.

4. Оксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами (сильных кислот). При этом образуются соли алюминия. При этом оксид алюминия проявляет основные свойства.

Например , оксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия:

5. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием средних и кислых солей.

Например , оксид алюминия реагирует с серной кислотой:

6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства .

Например , оксид алюминия реагирует с гидридом кальция с образованием алюминия, водорода и оксида кальция:

Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

7. Оксид алюминия — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например , из карбоната натрия:

2.2.3. Характерные химические свойства алюминия.

Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al₂O₃, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

с серой

При нагревании до 150-200 о С или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфид алюминия

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 o C образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000 o C алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al₂O₃ не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000 о С. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

2Аl 0 + 6Н + = 2Аl 3+ + 3H₂ 0 ;

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H₂SO₄) до степени окисления -2 (в H₂S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно параллельно протекают реакции:

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N₂O и NH₄NO₃:

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Как решать задачи с участием кислот и оснований

Задача 140.
Написать формулы ангидридов указанных кислот: H₂SO₄; H₃BO₃; Н₄P₂O₇; НОСI; HMnO₄.
Решение:
Ангидридами кислот называют оксиды, которые при взаимодействии с водой образуют кислоту.

H₂SO₄ – серная кислота, которой соответствует ангидрид SO₃;
H₃BO₃ – ортоборная кислота, которой соответствует ангидрид B₂O₃;
H₄P₂O₇ – тетраметафосфорная кислота, которой соответствует ангидрид P₂O₅;
HOCl – хлорноватистая кислота, которой отвечает ангидрид Cl₂O;
HMnO₄ – марганцевая кислота, которой отвечает ангидрид Mn₂O₇.

Задача 141.
Написать формулы оксидов, соответствующих указанным гидроксидам: H₂SiО₃; Сu(ОН)₂; Н₃АsО₄; Н₂WO₄; Fе(ОН)₃.
Решение:

H₂SiО₃ – кремниевая кислота, которой соответствует оксид SiO₂;
Сu(ОН)₂ – гидроксид меди (II), которому соответствует оксид CuO;
Н₃АsО₄ — мышьяковая кислота, которой соответствует оксид As₂O₅;
Н₂WO₄ – вольфрамовая кислота, которой соответствует оксид WO₃;
Fе(ОН)₃ – гидроксид железа (III), которому соответствует оксид Fe₂O₃.

Задача 142.
Составить уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения:

Решение:

Задача 143.
Написать уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

Решение:

Задача 144.
Какие из указанных газов вступают в химическое взаимодействие с раствором щелочи: НСI, Н₂S, NO₂, N₂, С1₂, СН₄, SO₂, NH₃? Написать уравнения соответствующих реакций.
Решение:
С раствором щёлочи в обычных условиях реагируют следующие газы: НСI, Н₂S, NO₂, С1₂, SO₂. Азот (N₂), метан (СН₄) и аммиак (NH₃) в обычных условиях не взаимодействуют с раствором buzani.ru/raznoe/stati/1594-klassifikatsiya-neorganicheskikh-veshchestv.
Уравнения реакций:

Задача 145.
Какие соли можно получить, имея в своем распоряжении CuSO₄, AgNO₃, К₃PO₄, ВаСI₂? Написать уравнения реакций и назвать полученные соли.
Решение:
Имея в своём распоряжении CuSO₄, AgNO₃, К₃PO₄, ВаСI₂ можно получить следующие соли:

а) При взаимодействии CuSO и К₃PO₄ образуется нерастворимая соль ортофосфат меди:

б) Реакция CuSO₄ с ВаСI₂ протекает с выпадением в осадок нерастворимого сульфата меди:

в) при взаимодействии AgNO₃ и К₃PO₄ образуется нерастворимая соль фосфата серебра:

г) При сливании растворов AgNO₃ и ВаСI₂ выпадает осадок нерастворимого хлорида серебра:

д) При сливании растворов К₃PO₄ и ВаСI₂ выпадает осадок нерастворимого ортофосфата бария:

Таким образом, можно получить следующие нерастворимые соли: Cu₃(PO₄)₂ – ортофосфат меди (II); BaSO₄ – сульфат бария; Ag3PO4 – ортофосфат серебра; AgCl – хлорид серебра; Ba₃(PO₄)₂ – ортофосфат бария.

Задача 146.
Назвать следующие соединения: К₂О₂, МnO₂, ВаО₂, МnО, СrO₃, V₂O₅.
Решение:

а) К₂О₂ – пероксид калия;
б) МnO₂ — оксид марганца (IV);
в) ВаО₂ – пероксид бария;
г) МnО – оксид марганца (II);
д) СrO₃ – оксид хрома (VI);
е) V₂O₅ – оксид ванадия (V).

Задача 147.
Как доказать амфотерный характер ZnO, А1₂O₃, Sn(ОН)₂, Cr(ОН)₃?
Решение:
а) ZnO – оксид цинка – амфотерный оксид, который реагирует с кислотами, образуя соль и воду, с основаниями – цинкаты.

б) А1₂O₃ – оксид алюминия – амфотерный оксид, который реагирует с кислотами с образованием соли и воды, с основаниями – алюминаты.

в) Sn(ОН)₂ – гидроксид олова (II) – амфотерный гидроксид, который реагирует с кислотами, образуя соль и воду, с основаниями – тригидроксостаннаты (II).

г) Cr(ОН)₃ – гидроксид хрома (III) амфотерный гидроксид, который реагирует с кислотами, образуя соль и воду, с концентрированным раствором NaOH – гексагидроксохроматы (III).

Задача 148.
Можно ли осуществить в растворах указанные ниже реакции:

Решение:
а) Хлорид бария и другие его растворимые соли являются качественными реактивами на обнаружение ионов SO₄ 2– В результате реакции выпадает осадок нерастворимого сульфата бария:

б) Сульфид железа нерастворимая соль, поэтому при приливании к нему раствора сульфата калия реакция не идёт. Потому что в растворе находятся только ионы K + и SO₄ 2- , которые образуются при диссоциации сульфата калия, как сильного электролита:

Ионы K + и SO4 2- не связываются с ионами воды H + , OH — и молекулами FeS – реакция не идёт.

в) AgCl – нерастворимая соль, поэтому при приливании к ней раствора KNO₃ реакция не идёт. Потому что в растворе находятся только ионы K + и NO₃ — , которые образуются при диссоциации сильного электролита нитрата калия:

Ионы K + и NO₃ — не связываются с ионами воды H + , OH — и молекулами AgCl – реакция не идёт.