Взаимодействие алюминия с серой при нагревании

Смешать один объем алюминиевой пудры и 2 серы. Смесь нагреть. Идет бурная реакция, похожая не бенгальский огонь.

Алюминий восстанавливает многие металлы из оксидов, этот метод получения металлов называется алюмотермией.

1. Поджигание смеси алюминия и оксида железа.

2. Горение термита – алюмотермия.

3. Застывшее железо.

Алюминий взаимодействует с выделением водорода со всеми галогеноводородными кислотами и разбавленной серной кислотой:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂­

2Al + 6H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂­,

а с разбавленной азотной кислотой (концентрация 2-3М) - с образованием преимущественно нитрата аммония:

8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

В концентрированных HNO₃ и H₂SO₄ алюминий пассивируется, что позволяет хранить и транспортировать эти кислоты в емкостях из алюминия. Алюминий легко взаимодействует со щелочами, т.к. они растворяют оксидную пленку.

Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.

Все d-элементы являются металлами, т.к. внешние s-электроны слабо удерживаются атомами. Однако энергия межатомных связей в кристаллических решетках этих металлов обусловлена не только делокализованными s-электронами, но и дополнительными ковалентными связями между неспаренными электронами d-орбиталей. Поэтому d-металлы (кроме цинка, кадмия и ртути) прочны и тугоплавки, особенно находящиеся в средней части декад (Cr, Mo, W, Mn, Tc, Re).

При образовании соединений в химических связях используются s-электроны и все или часть d-электронов. Поэтому для d-элементов свойственны переменная валентность, разнообразие и широкие пределы изменения основно-кислотных и окислительно-восстановительных свойств соединений. С увеличением степени окисления элемента в его однотипных соединениях изменяется характер связи от ионной ко все более ковалентной. Поэтому, например, низшие оксиды и гидроксиды являются основными, а высшие - кислотными, низшие галогениды - ионные растворимые соли, а высшие - молекулярные, легколетучие гидролизующиеся вещества. С увеличением степени окисления возрастает окислительная и уменьшается восстановительная активность соединений.

Весьма характерно для d-элементов образование многочисленных и прочных комплексных соединений. В комплексных соединениях d-элементы образуют связи с лигандами по донорно-акцепторному механизму в качестве акцептора электронных пар.

В царской водке, концентрированной H₂SO₄ и азотной кислоте любой концентрации хром пассивируется, но он способен вытеснять водород из кислот-неокислителей с образованием CrCl₂ и CrSO₄. При значительном нагревании хром взаимодействует с концентрированными HNO₃ и H₂SO₄, окисляясь до трехвалентного состояния:

Cr + 6HNO₃ = Cr(NO₃)₃ + 3NO₂­ + 3H₂O

Состояние +3 наиболее устойчиво для хрома; в этой степени окисления у него существует множество обычных и комплексных соединений, кристаллогидратов и квасцов.

СrCl₃ – безводный; - кристаллогидрат

При нагревании железо реагирует со многими неметаллами. Например, при внесении порошка железа в пламя газовой горелки железо активно реагирует с кислородом.

Железо медленно окисляется атмосферным кислородом и влагой:

4Fe + 6H₂O + 3O₂ = 4Fe(OH)₃

Этот процесс называется атмосферной коррозией.

Железо при обычных температурах взаимодействуют с кислотами-неокислителями с образованием солей (МеСl₂, MeSO₄) в степени окисления +2 и выделением водорода. В холодных концентрированных Н₂SO₄ и HNO₃ металлы пассивируются, что позволяет концентрированную серную кислоту перевозить в железных цистернах; в разбавленной азотной кислоте железо окисляется до степени окисления +3.

Fe+4HNO₃=Fe(NO₃)₃+NO­+2H₂O

Медь является неактивным металлом, не реагирует с кислотами-неокислителями, но реагирует с азотной и концентрированной серной кислотами.

Cu + 2H₂SO₄ = CuSO₄ + SO₂­ + 2H₂O

Cu + 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂­ + 2H₂O

Для меди наиболее характерна степень окисления +2.

Пример. Какое уравнение соответствует реакции разбавленной азотной кислоты с медью

1) 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

2) Cu + 2HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂

3) Cu + 2HNO₃ = CuO + NO₂ + H₂O

4) Cu + HNO₃ = CuO + NH₂NO₃ + H₂O

В азотной кислоте окислителем является азот в степени окисления +5, поэтому в этой реакции водород не выделяется. CuO в реакции образоваться не может, так как обязательно прореагирует с азотной кислотой.

Чем активнее металл и разбавленнее азотная кислота, тем в большей степени она восстанавливается.

Медь неактивный металл, значит с разбавленной кислотой будет образовываться NO, а с концентрированной – NO₂.

Описание опыта: медь опустили в раствор разбавленной азотной кислоты и сверху накрыли воронкой. В колбу, наполненную водой, начинает выделяться бесцветный газ (значит NO), а раствор становится голубым: образование сульфата меди(II).

Правильный ответ: 1) 3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

Если NO соприкоснется с кислородом воздуха, то он превращается из бесцветного NO в бурый NO₂.

Цинк устойчив на воздухе благодаря покрывающей его оксидной пленке. Цинк активно вытесняет водород из кислот-неокислителей:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂­

Цинк с щелочами активно реагирует, т.к. он является амфотерным металлом:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂­

На гранулах цинка образуются пузырьки газа (водорода).

Цинк образует соединения только в степени окисления +2.

2.3. Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния.

Водород (Н) - особый элемент, т.к. в его атоме единственный электрон не экранирован от ядра другими электронами. В периодической системе водород размещается в первой группе, потому что его атом, как и атомы щелочных металлов, содержит один валентный электрон. Одновременно водород находится и в седьмой группе, поскольку в его атоме, как и в атомах галогенов, не достаёт одного электрона до полного заполнения внешнего энергетического уровня. Положение водорода в седьмой группе вместе с галогенами более правомерно, т.к. он образует, подобно галогенам, двухатомные молекулы и отрицательно заряженные ионы. К тому же он, как и галогены, неметалл.

Ионизационный потенциал атомарного водорода 13,6 эв, электроотрицательность 2,1. Двухатомные молекулы водорода Н₂ очень легки, подвижны, неполярны. Межмолекулярное взаимодействие между ними слабое - дисперсионное. Поэтому водород плохо растворяется в жидкостях и очень летуч - температура его кипения 20,5 К или -252,6^oC, а затвердевает водород при 14 К. Энергия связи в молекуле довольна велика (434 кДж/моль), поэтому ее распад на атомы начинается лишь при 2000 К. По этой причине реакции с участием водорода протекают, как правило, при нагревании. При этом водород проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства:

CuO + H₂ (восстановитель) =Cu + H₂O

2Na + H₂ (окислитель) =2NaH - гидрид натрия

Благородные металлы, никель, железо катализируют реакции с участием водорода; в присутствии катализаторов проводятся синтезы аммиака, метанола и все реакции с участием водорода в органической химии.

Водород входит в состав соединений в степенях окисления -1 и +1. Соединения водорода с более электроположительными элементами называются гидридами; они подразделяются на ионные, ковалентные и металлические.

p-Элементы седьмой группы имеют общее название галогены (“солеобразователи”). Наиболее распространенным галогеном является хлор, который в виде хлоридов натрия, калия, кальция и магния находится в водах океанов, морей и соленых озер.

В таблице приведены некоторые характеристики атомов и

двухатомных молекул галогенов:

Элемент	F	Cl	Br	I	At
Валентные электроны	2s22p5	3s2sp5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Радиус атома, нм	0,071	0,099	0,114	0,133	-
Ионизационный потенциал, эВ	17,4	13,0	11,8	10,4	9,2
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5	-
Длина связи в молекуле, нм	0,142	0,200	0,229	0,267	-
Энергия связи, кДж/моль
j°(Г2 + 2е = 2Г-), В	2,72	1,36	1,09	0,54	-

Из таблицы видно, что у галогенов закономерно возрастают радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, увеличивается длина связи в молекулах простых веществ. Энергия связи при переходе от F₂ к Cl₂ увеличивается, т.к. в молекуле хлора дополнительно образуются донорно-акцепторные связи за счет свободных d-орбиталей и заполненных р-орбиталей, а при переходе от хлора к брому, иоду и астату из-за увеличения длины связи – энергия связи уменьшается.

Электронная конфигурация валентных электронов атомов галогенов ns²np⁵. Галогены - неметаллы, обладающие большим сродством к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенид-ионов с устойчивой 8-электронной оболочкой благородного газа.

Все галогены - окислители: фтор - наиболее сильный окислитель, хлор и бром тоже относятся к окислителям, а йод проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Таким образом, окислительная активность галогенов по группе сверху вниз уменьшается, поэтому вышестоящий галоген вытесняет нижестоящие из их соединений с металлами:

Cl₂+2NaBr=2NaCl+Br₂ Сl₂+2KI=2KСl + I₂

Молекулы галогенов двухатомны. При обычных условиях F₂ и Сl₂ - газы, Вr₂ - жидкость, а I₂ - твердое вещество с молекулярной кристаллической решеткой. Фтор и хлор, а также пары брома и йода ядовиты.

Так как йод имеет молекулярную кристаллическую решетку, то при нагревании он сублимируется (возгоняется) без разрушения в виде молекул I₂

Фтор образует соединения только в одной степени окисления -1. Остальные галогены, кроме этой степени окисления, образуют соединения в положительных степенях окисления от +1 до максимальной +7.

Кислород - самый распространенный элемент в природе. Он входит в состав песка, глины, горных пород и воды, в виде простого вещества О₂ присутствует в воздухе. Энергия двойной связи в молекуле О₂ довольно велика (498 кДж/моль), поэтому распад молекулы на атомы начинается при температуре свыше 2000 К. Кислород - сильный окислитель, однако из-за прочности его молекулы реакции окисления (горения) проходят, как правило, при высоких температурах.

Если в колбу, наполненную кислородом опустить кусочек раскаленного железа, то начинается бурная реакция. 4Fe + 3O₂ =2 Fe₂O₃

Кислород входит в соединения в степенях окисления -2, -1, +2 и +1. Соединения в степени окисления -2 (оксиды, основания, кислоты, соли) наиболее распространены. В степени окисления -1 он находится в пероксидах.

Сера существует в виде восьмиатомных молекул S₈. Сера плавится при 115^оС и кипит при 445^оС.

Сера при взаимодействии с металлами является окислителем:

Zn + S = ZnS 2Al + 3S = Al₂S₃

а при взаимодействии с сильными окислителями - восстановителем:

S + 6HNO₃ = H₂SO₄+ 6NO₂ + 2H₂O

С водой сера не взаимодействует, в щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению:

3S + 6NaOH = 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

Азот содержится в атмосфере Земли в виде прочных двухатомных молекул N₂ с тройной связью. Большая прочность молекулярного азота является причиной его малой химической активности. Лишь с некоторыми активными металлами, например с литием, азот взаимодействует как окислитель при невысоких температурах, образуя нитриды. Другие металлы и водород окисляются азотом при высоких температурах. В реакции с кислородом азот является восстановителем. Взаимодействие этих веществ с образованием NO заметно только при 4000^оС; энергия активации этой реакции - самая высокая из всех известных - равна 540 кДж/моль.

Основная область применения азота - синтез аммиака. Аммиак NH₃ получают взаимодействием простых веществ по обратимой реакции:

N₂ + 3H₂ 2NH₃ +Q

Белый фосфор - мягкое воскообразное вещество, состоящее из тетраэдрических молекул Р₄. Он плавится при 44^оС, кипит при 257^оС. При 800^оС начинается диссоциация четырехатомных молекул на двухатомные Р₂, а при 1200^оС - на атомы. Белый фосфор - реакционноспособное вещество. На воздухе при комнатной температуре он окисляется до Р₄О₁₀, а при 40^оС происходит самовоспламенение и бурное горение фосфора:

Р₄ + 5О₂ = Р₄О₁₀