Хлорид меди гидроксид алюминия вода

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

Алюминий расположен в главной подгруппе III группы (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.

Физические свойства

Алюминий – лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Температура плавления 660 о С, температура кипения 1450 о С, плотность алюминия 2,7 г/см 3 .

Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной переработки. На протяжении последних лет, цена на лом алюминия в пунктах приема непреклонно растет. По ссылке можно узнать о том, как сдать лом алюминия.

Нахождение в природе

Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре — около 8%.

В природе алюминий встречается в виде соединений:

Корунд Al₂O₃. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

Способы получения

Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970 о С) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами . При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.

Например , хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:

Обратите внимание , если мы поместим 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 в ыпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al 3+ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.

Химические свойства

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

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

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

Al + P → AlP

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

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

Видеоопыт взаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти. Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами. Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные — у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: «Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?» При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))

Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки . А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

2Al 0 + 6 H₂ + O → 2 Al +3 ( OH)₃ + 3 H₂ 0

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

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной 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:

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

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

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

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 ↑

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком 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):

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

Источник

Хлорид меди (II), характеристика, свойства и получение, химические реакции

Хлорид меди (II), характеристика, свойства и получение, химические реакции.

Хлорид меди (II) – неорганическое вещество, имеет химическую формулу CuCl₂.

Краткая характеристика хлорида меди (II):

Хлорид меди (II) – неорганическое вещество жёлто-бурого (по некоторым данным – тёмно-коричневого) цвета.

Химическая формула хлорида меди (II) CuCl₂.

Хлорид меди (II) – неорганическое химическое соединение, соль соляной кислоты и меди.

Хорошо растворяется в воде, метаноле, этаноле, пропаноле, изопропаноле, ацетоне, бензиловом спирте, изоамиловом спирте. Плохо растворим в диэтиловом эфире.

Растворяясь в воде, образует растворы различного цвета:

– темно-коричневого цвета (концентрированный раствор CuCl₂),
– зеленого цвета (разбавленный раствор CuCl₂),
– голубого цвета (сильно разбавленный раствор CuCl₂).

С водой хлорид меди (II) образует кристаллогидраты с общей формулой CuCl₂·nH₂O, где n может быть 1, 2, 3 или 4: гидрат хлорида меди (II) CuCl₂·H₂O, дигидрат хлорида меди (II) CuCl₂·2H₂O, тригидрат хлорида меди (II) CuCl₂·3H₂O и тетрагидрат хлорида меди (II) CuCl₂·4H₂O.

Образование кристаллогидратов зависит от температуры кристаллизации. При температуре ниже 117 °C образуется CuCl₂·H₂O, при ниже 42 °С – CuCl₂·2H₂O, при ниже 26 °С – CuCl₂·3H₂O, при ниже 15 °С – CuCl₂·4H₂O.

Хлорид меди (II) является парамагнитным веществом.

Хлорид меди (II) токсичен.

В природе хлорид меди (II) встречается в виде минералов толбачита (CuCl₂) и эрнохальцита (CuCl₂·2H₂O).

При работе с медью двухлористой 2-водной (CuCl₂·2H₂O) следует применять индивидуальные средства защиты (респиратор, защитные очки, резиновые перчатки), а также соблюдать меры личной гигиены. Не допускать попадания препарата внутрь организма. Помещения, в которых производятся работы с медью двухлористой 2-водной, должны быть оборудованы эффективной приточно-вытяжной вентиляцией. Испытания препарата в лаборатории проводят в вытяжном шкафу (см. ГОСТ 4167-74 Реактивы. Медь двухлористая 2-водная. Технические условия).

Медь двухлористая 2-водная ядовита, при попадании внутрь организма вызывает отравления, на кожу и слизистые оболочки – профессиональные заболевания кожи (см. ГОСТ 4167-74 Реактивы. Медь двухлористая 2-водная. Технические условия).

Физические свойства хлорида меди (II):

Наименование параметра:	Значение:
Химическая формула	CuCl2
Синонимы и названия иностранном языке	дихлорид меди (рус.)

хлористая медь (рус.)

двухлористая медь (рус.)

copper (II) chloride (англ.) Тип вещества неорганическое Внешний вид жёлто-бурые (тёмно-коричневые) моноклинные кристаллы Цвет жёлто-бурый (по некоторым данным – тёмно-коричневый) Вкус —* Запах — Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.) твердое вещество Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м 3 3 386 Плотность (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см 3 3,386 Температура кипения, °C 993 Температура плавления, °C 498 Молярная масса, г/моль 134,452 Гигроскопичность гигроскопичен Растворимость в воде (20 o С), г/100 г 74,5

Получение хлорида меди (II):

В промышленности хлорид меди (II) получают хлорированием сульфида меди и с помощью хлорирующего обжига. В лабораторных условиях получают также и другими способами.

Хлорид меди (II) получают в результате следующих химических реакций:

1. взаимодействия сульфида меди и хлора (хлорирование сульфида меди):

CuS + Cl₂ → CuCl₂ + S (t = 300-400 °C).

Используется для получения хлорида меди (II) в промышленности.

2. взаимодействия сульфида меди, хлорида натрия и кислорода (хлорирующий обжиг):

Используется для получения хлорида меди (II) в промышленности.

3. взаимодействия металлической меди и хлора:

4. взаимодействия оксида меди и соляной кислоты.

5. взаимодействия гидроксида меди и соляной кислоты.

6. взаимодействия карбоната меди и соляной кислоты.

7. растворением меди в царской водке.

Химические свойства хлорида меди (II). Химические реакции хлорида меди (II):

Химические свойства хлорида меди (II) аналогичны свойствам хлоридов других металлов . Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и алюминия:

В результате реакции образуются медь и хлорид алюминия.

2. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и цинка:

В результате реакции образуются медь и хлорид цинка.

3. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и железа:

В результате реакции образуются медь и хлорид железа (II).

4. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и меди:

В результате реакции образуется хлорид меди (I).

5. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и палладия:

В результате реакции образуются хлорид палладия и хлорид меди (I).

6. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и фтора:

В результате реакции образуются фторид меди (II) и хлор.

7. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и гидроксида натрия :

CuCl₂ + 2NaOH → CuO + H₂O + 2NaCl (t°),

В результате реакции образуются в первом случае – хлорид натрия, оксид меди (II) и вода, во втором случае – гидроксид меди и хлорид натрия. В ходе реакций используется разбавленный раствор гидроксида натрия. Реакция в первом случае протекает при кипении. В ходе второй реакции образуется также примесь – гидроксид-хлорид меди (II).

8. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и нитрата серебра:

В результате реакции образуются нитрат меди (II) и хлорид серебра.

9. реакция взаимодействия хлорида меди (II) и бромида бора:

В результате реакции образуются бромид меди (II) и хлорид бора.

10. реакция взаимодействия хлорида меди (II), сульфита натрия и гидроксида натрия:

В результате реакции образуются хлорид меди (I), сульфат натрия, хлорид натрия и вода. В ходе реакции используется разбавленный раствор гидроксида натрия.

11. реакция электролиза водного раствора хлорида меди (II):

В результате реакции образуются медь и хлор .

12. реакция термического разложения дигидрата хлорида меди (II):

В результате реакции образуются хлорид меди (II) и вода .

13. реакция термического разложения хлорида меди (II):

2CuCl₂ → 2CuCl + Cl₂ (t = 110-150 °C).

В результате реакции образуются хлорид меди (I) и хлор.

Применение и использование хлорида меди (II):

Хлорид меди (II) используется во множестве отраслей промышленности и для бытовых нужд:

– в цветной металлургии для омеднения металлов;

– в нефтехимической промышленности как катализатор крекинга, декарбоксилирования;

– в химической промышленности как катализатор для получения хлора;

– в органическом синтезе в качестве катализатора для синтеза органических соединений, в т.ч. в Ватер-процессе (процесс получения ацетальдегида прямым окислением этилена );

– в качестве протравы при крашении тканей .

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

хлорид меди реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения масса взаимодействие хлорида меди
реакции

Источник