В щелочах с выделением водорода растворяется алюминий хлор сера магний

В щелочах с выделением водорода растворяется: 1) алюминий 2) хлор 3) сера 4) магний

Toggle navigation

• Имя пользователя или адрес электронной почты
• Пароль
• Запомнить
• Вхо

Тренажер задания 32 ЕГЭ по химии железа

1. Соль, полученную при растворении железа в концентрированной серной кислоте, обработали избытком раствора гидроксида натрия. Выпавший бурый осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество сплавили с железом. Напишите уравнения описанных реакций.

2Fe + 6H₂SO₄(конц.) → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂↑ + 6H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃ + 3Na₂SO₄

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + Fe → 3FeO

2. Осадок, полученный при взаимодействии хлорида железа (III) и нитрата серебра отфильтровали. Фильтрат обработали раствором едкого кали. Выпавший осадок бурого цвета отделили и прокалили. Полученное вещество при нагревании реагирует с алюминием с выделением тепла и света. Напишите уравнения описанных реакций.

FeCl₃ + 3AgNO₃ = 3AgCl↓ + Fe(NO₃)₃

Fe(NO₃)₃ + 3KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KNO₃

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2Al → 2Fe + Al₂O₃

3. Газ, выделившийся при взаимодействии хлористого водорода с перманганатом калия, реагирует с железом. Продукт реакции растворили в воде и добавили к нему сульфид натрия. Более легкое из образовавшихся нерастворимых веществ отделили и ввели в реакцию с горячей концентрированной азотной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Cl₂↑ + 8H₂O

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2FeCl₃ + 3Na₂S = S↓ + 2FeS↓ + 6NaCl

S + 6HNO_{3(конц. гор.)} = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

4. Зловонную жидкость, образовавшуюся при взаимодействии бромистого водорода с перманганатом калия, отделили и нагрели с железной стружкой. Продукт реакции растворили в воде и добавили к нему раствор гидроксида цезия. Образовавшийся осадок отфильтровали и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

2KMnO₄ + 16HBr = 2MnCl₂ + 2KCl + 5Br₂ + 8H₂O

2Fe + 3Br₂ = 2FeBr₃

FeBr₃ + 3CsOH = Fe(OH)₃↓ + 3CsBr

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

5. Простое вещество, полученное при нагревании железной окалины в токе угарного газа, сплавили с серой, и продукт этой реакции подвергли обжигу. Образовавшийся газ пропустили через раствор гидроксида бария. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe₃O₄ + 4CO → 3Fe + 4CO₂

Fe + S → FeS

4FeS + 7О₂ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Ba(OH)₂ + SO₂ = BaSO₃ + H₂O

6. Раствор хлорида железа (III) обработали избытком раствора гидроксида калия. Осадок бурого цвета, образовавшийся в качестве продукта реакции, отфильтровали и прокалили. Вещество, образовавшееся при прокаливании, растворили в концентрированной азотной кислоте. Полученную соль обработали раствором гидрокарбоната калия. Напишите уравнения описанных реакций.

FeCl₃ + 3KOH → 3KCl + Fe(OH)₃

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6HNO_3(конц.) → 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O

Fe(NO₃)₃ + 3KHCO₃ = Fe(OH)₃ + 3KNO₃ + 3CO₂

7. На раствор хлорного железа подействовали раствором едкого натра, выпавший осадок отделили и нагрели. Твердый продукт реакции смешали с кальцинированной содой и прокалили. К оставшемуся веществу добавили нитрат и гидроксид натрия, и длительное время нагревали при высокой температуре. Напишите уравнения описанных реакций.

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaFeO₂ + CO₂

2NaFeO₂ + 3NaNO₃ + 2NaOH → 2Na₂FeO₄ + 3NaNO₂ + H₂O

8. Оксид двухвалентного железа нагрели с разбавленной азотной кислотой. Раствор осторожно выпарили, твердый остаток растворили в воде, в полученный раствор внесли железный порошок и через некоторое время профильтровали. К фильтрату добавили раствор едкого кали, выпавший осадок отделили и оставили на воздухе, при этом цвет вещества изменился. Напишите уравнения описанных реакций.

3FeO + 10HNO₃(разб.)  →  3Fe(NO₃)₃ + NO + 5H₂O

2Fe(NO₃)₃ + Fe = 3Fe(NO₃)₂

Fe(NO₃)₂ + 2KOH = Fe(OH)₂ + 2KNO₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

9. Хлористое железо обработали при нагревании концентрированной азотной кислотой и раствор осторожно выпарили. Твердый продукт растворили в воде, добавили к полученному раствору поташ и выпавший осадок отделили и прокалили. Над полученным веществом пропустили при нагревании газообразный водород. При этом образовалось вещество бурого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

FeCl₂ + 4HNO₃(конц.) = Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 2HCl + H₂O

2Fe(NO₃)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6KNO₃

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

3Fe₂O₃ + Н₂ → 2Fe₃O₄ + H₂O

10. К раствору хлорного железа добавили кальцинированную соду и выпавший осадок отделили и прокалили. Над полученным веществом пропустили при нагревании угарный газ и твердый продукт последней реакции ввели во взаимодействие с бромом. Напишите уравнения описанных реакций.

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

2Fe + 3Br₂ = 2FeBr₃

11. Железную окалину растворили в концентрированной азотной кислоте при нагревании. Раствор осторожно выпарили, и продукт реакции растворили в воде. К полученному раствору добавили железный порошок, через некоторое время раствор отфильтровали, и фильтрат обработали раствором едкого кали, в результате выделился осадок светло-зеленого цвета, который быстро темнеет на воздухе. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe₃O₄ + 10HNO_3(конц.) = 3Fe(NO₃)₃ + NO₂ + 5H₂O

2Fe(NO₃)₃ + Fe = 3Fe(NO₃)₂

Fe(NO₃)₂ + 2KOH = Fe(OH)₂ + 2KNO₃

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

12. К раствору хлорного железа добавили железный порошок и через некоторое время раствор профильтровали. К фильтрату добавили гидроксид натрия, выделившийся осадок отделили и обработали перекисью водорода. К полученному веществу добавили избыток раствора едкого кали и бром; в результате протекания реакции окраска брома исчезла. Напишите уравнения описанных реакций.

2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂

FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + 2NaCl

2Fe(OH)₂ + H₂O₂ = 2Fe(OH)₃↓

2Fe(OH)₃ + 3Br₂ + 10KOH = 2K₂FeO₄ + 6KBr + 8H₂O

13. Нерастворимое вещество, образующееся при добавлении в раствор хлористого железа едкого натра, отделили и растворили в разбавленной серной кислоте. В полученный раствор добавили цинковую пыль, выделившийся осадок отфильтровали и растворили в концентрированной соляной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + 2NaCl

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ = FeSO₄ + 2H₂O

FeSO₄ + Zn = ZnSO₄ + Fe

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

14. Железный порошок растворили в большом количестве разбавленной серной кислоты и через полученный раствор пропустили воздух, а затем газ с запахом тухлых яиц. Образовавшуюся нерастворимую соль отделили и растворили в горячем растворе концентрированной азотной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂

4FeSO₄ + O₂ + 2H₂SO₄ = 2Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂S = FeSO₄ + 2S + FeS + 2H₂SO₄

FeS + 12HNO_3(конц.) = Fe(NO₃)₃ + 9NO₂ + H₂SO₄ + 5H₂O

15. Неизвестное вещество А растворяется в концентрированной соляной кислоте, процесс растворения сопровождается выделением газа с запахом тухлых яиц; после нейтрализации раствора щелочью образуется объемный осадок белого (светло-зеленого) цвета. При обжиге вещества А образуются два оксида. Один из них – газ, имеющий характерный резкий запах и обесцвечивающий бромную воду с образованием в растворе двух сильных кислот. Напишите уравнения описанных реакций.

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + 2NaCl

4FeS + 7O₂ = 2Fe₂O₃ + 4SO₂

SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr

16. Серебристо-серый металл, который притягивается магнитом, внесли в горячую концентрированную серную кислоту и нагрели. Раствор охладили и добавили едкий натр до прекращения образования аморфного осадка бурого цвета. Осадок отделили, прокалили и растворили в концентрированной соляной кислоте при нагревании. Напишите уравнения описанных реакций.

2Fe + 6H₂SO₄(конц.) → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Fe(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂O

17. Вещество, полученное при нагревании железной окалины в атмосфере водорода, внесли в горячую концентрированную кислоту и нагрели. Полученный раствор выпарили, остаток растворили в воде и обработали раствором хлорида бария. Раствор профильтровали и в фильтрат внесли медную пластинку, которая через некоторое время растворилась. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe₃O₄ + 4H₂ → 3Fe + 4H₂O

2Fe + 6H₂SO_4(конц.) → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + BaCl₂ = FeCl₃ + BaSO₄↓

2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ + CuCl₂

18. Раствор хлорида железа (III) смешали с раствором карбоната калия. Осадок бурого цвета, образовавшийся при этом, отфильтровали, и сплавили с гидроксидом натрия. Полученное вещество обработали избытком раствора серной кислоты, которое необходимо для образования прозрачного раствора. Затем в полученный раствор добавили избыток сульфида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

2FeCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂ + 6KCl

Fe(OH)₃ + NaOH = NaFeO₂ + 2H₂O

2NaFeO₂ + 4H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 4H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂S = 2FeS + S + 3K₂SO₄

19. Железо сожгли в хлоре. Продукт реакции растворили в воде и в раствор внесли железные опилки. Через некоторое время раствор профильтровали и в фильтрат добавили сульфид натрия. Выделившийся осадок отделили и обработали 20%-ной серной кислотой, получив почти бесцветный раствор. Напишите уравнения описанных реакций.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂

FeCl₂ + Na₂S = FeS↓ + 2NaCl

FeS + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂S↑

20. Смесь железного порошка и твердого продукта, полученного при взаимодействии сернистого газа и сероводорода, нагрели без доступа воздуха. Полученный продукт подвергли обжигу на воздухе. Образовавшееся твердое вещество реагирует с алюминием с выделением большого количества тепла. Напишите уравнения описанных реакций.

SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O

Fe + S → FeS

4FeS + 7O₂ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂

Fe₂O₃ + 2Al → 2Fe + Al₂O₃

21. Оксид железа (III) сплавили с содой. Полученный продукт внесли в воду. Выпавший осадок растворили в иодоводородной кислоте. Выделившийся галоген связали тиосульфатом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaFeO₂ + CO₂

NaFeO₂ + 2H₂O = Fe(OH)₃ + NaOH

2Fe(OH)₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

22. Хлор прореагировал с горячим раствором гидроксида калия. При охлаждении раствора выпали кристаллы бертолетовой соли. Полученные кристаллы внесли в раствор соляной кислоты. образовавшееся простое вещество прореагировало с металлическим железом. Продукт реакции нагрели с новой навеской железа. Напишите уравнения описанных реакций.

3Cl₂ + 6KOH _(гор.) = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

KClO₃ + 6 HCl = KCl + 3Cl₂ + 3H₂O

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂

23. Пирит подвергли обжигу, полученный газ с резким запахом пропустили через сероводородную кислоту. Образовавшийся желтоватый осадок отфильтровали, просушили, смешали с концентрированной азотной кислотой и нагрели. Полученный раствор дает осадок с нитратом бария. Напишите уравнения описанных реакций.

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

S + 6HNO₃ = H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

H₂SO₄ + Ba(NO₃)₂ = BaSO₄↓ + 2HNO₃

24. Железные опилки растворили в разбавленной серной кислоте, полученный раствор обработали избытком раствора гидроксида натрия. Образовавшийся осадок профильтровали и оставили на воздухе до тех пор, пока он не приобрел бурую окраску. Бурое вещество прокалили до постоянной массы. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂

FeSO₄ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + Na₂SO₄

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃↓

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

25. Провели электролиз раствора хлорида натрия. К полученному раствору добавили хлорид железа (III). Выпавший осадок отфильтровали и прокалили. Твердый остаток растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6HI_(конц.) = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

26. Хлорат калия нагрели в присутствии катализатора, при этом выделился бесцветный газ. Сжиганием железа в атмосфере этого газа была получена железная окалина. Ее растворили в разбавленной соляной кислоте. К полученному при этом раствору добавили раствор, содержащий дихромат натрия и соляную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.

2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

6FeCl₂ + Na₂Cr₂O₇ + 14HCl = 6FeCl₃ + 2CrCl₃ + 2NaCl + 7H₂O

27. Железо сожгли в хлоре. Полученную соль добавили к раствору карбоната натрия, при этом выпал бурый осадок. Этот осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂ ↑ + 6NaCl

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

28. Серу сплавили с железом. Продукт реакции обработали соляной кислотой. Выделившийся при этом газ сожгли в избытке кислорода. Продукты горения поглотили водным раствором сульфата железа (III). Напишите уравнения описанных реакций.

Fe + S → FeS

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + SO₂ + 2H₂O = 2FeSO₄ + 2H₂SO₄

29. В результате неполного сгорания угля получили газ, в токе которого нагрели оксид железа (III). Полученное вещество растворили в горячей концентрированной серной кислоте. Образовавшийся раствор соли обработали избытком раствора сульфида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

C + O₂  → 2CO

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

2Fe + 6H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Fe₂(SO₄)₃ + 3K₂S = 2FeS + S + 3K₂SO₄

30. Железо сожгли в атмосфере хлора. Полученное вещество обработали избытком раствора гидроксида натрия. Образовавшийся бурый осадок, который отфильтровали и прокалили. Остаток после прокаливания растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

FeCl₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃ + 3NaCl

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 3H₂O

31. Железо растворили в разбавленной азотной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора карбоната натрия. Выделившийся осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество растерли в мелкий порошок вместе с алюминием и смесь подожгли. Она сгорела с выделением большого количества теплоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe + 4HNO_{3 (разб.)} = Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

2Fe(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃↓ + 6NaNO₃ + 3CO₂

2HNO₃ + Na₂CO₃ = 2NaNO₃ + CO₂ + H₂O

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 2Al  → 2Fe + Al₂O₃

32. Порошок железа нагрели с порошком серы. Продукт реакции растворили в соляной кислоте, и к раствору добавили избыток щелочи. Выпавший осадок прокалили в атмосфере азота. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe + S → FeS

FeS + 2HCl = FeCl₂ + H₂S↑

FeCl₂ + 2KOH = Fe(OH)₂↓ + 2KCl

Fe(OH)₂ → FeO + H₂O

33. Железо сожгли в атмосфере хлора. Полученную соль растворили в воде и добавили к ней раствор йодида калия. Выпавший осадок простого вещества отделили и разделили на две части. Первую обработали разбавленной азотной кислотой, а вторую нагрели в атмосфере водорода. Напишите уравнения описанных реакций.

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ + I₂ + 2KCl

3I₂ + 10HNO₃ = 6HIO₃ + 10NO + 2H₂O

H₂ + I₂ = 2HI

34. Железо растворили в соляной кислоте, к полученному раствору добавили гидроксид натрия до прекращения выпадения осадка. В полученную реакционную массу вначале пропустили кислород, а затем добавили иодоводородной кислоты до прекращения выпадения осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

FeCl₂ + 2NaOH = Fe(OH)₂↓ + 2NaCl

4Fe(OH)₂ + 2H₂O + O₂ = 4Fe(OH)₃↓

Fe(OH)₃ + 6HI = 2FeI₂ + I₂ + 6H₂O

35. Осадок, полученный при взаимодействии растворов сульфата железа () и нитрата бария, отфильтровали. Фильтрат обработали избытком едкого натрия. Выпавший осадок отделили и прокалили. Полученное вещество обработали избытком раствора соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Fe₂(SO₄)₃ + 3Ba(NO₃)₂ = 3BaSO₄↓ + 2Fe(NO₃)₃

Fe(NO₃)₃ + 3NaOH = Fe(OH)₃↓ + 3NaNO₃

2Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + 3H₂O

Fe₂O₃ + 6HCl → 2FeCl₃ + 3H₂O

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

1. Положение алюминия в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение алюминия 
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой 
7.1.3. Взаимодействие с фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с щелочами
7.2.6. Взаимодействие с окислителями

Оксид алюминия 
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с основными оксидами
2.2. Взаимодействие с основаниями
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.5. Взаимодействие с кислотами
2.6. Взаимодействие с восстановителями
2.7. Вытеснение более летучих оксидов из солей

Гидроксид алюминия 
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с щелочами 
2.4. Разложение при нагревании

Соли алюминия 

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

Алюминий расположены 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 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

Электронная конфигурация  алюминия в возбужденном состоянии:

+13Al^* 1s²2s²2p⁶3s¹3p²   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^оС, температура кипения 1450^оС, плотность алюминия 2,7 г/см³.

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:

Бокситы Al₂O₃ · H₂O (с примесями SiO₂, Fe₂O₃, CaCO₃) — гидрат оксида алюминия.

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^оС) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

Al₂O₃ → Al³⁺ + AlO₃^3-

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод:  Al³⁺ +3e → Al⁰

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Анод: 4AlO₃^3- — 12e → 2Al₂O₃ + 3O₂

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂

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

AlCl₃ + 3K → 4Al + 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:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

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 выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al³⁺ + 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:

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 1000^оС 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

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:

2Al⁰ + 6H₂⁺O → 2Al⁺³(OH)₃ + 3H₂⁰

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:

2Al + 6H₂SO_4(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 молекулярного азота:

10Al + 36HNO_{3 (разб)} → 3N₂ + 10Al(NO₃)₃ + 18H₂O

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

8Al + 30HNO_{3(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 ↑

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 → NaAlO₂ + 3H₂↑ + Na₂O

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

Оксид алюминия

Способы получения

Оксид алюминия можно получить различными методами:

1. Горением алюминия на воздухе: 

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

 3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия:

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

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:

Na₂O  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂

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:

2NaOH  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂ +  H₂O

Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

Al₂O₃  +  2NaOH +  3H₂O →  2Na[Al(OH)₄]

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: 

Al₂O₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃

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

Например, оксид алюминия реагирует с серной кислотой:

Al₂O₃  +  3H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃  +  3H₂O

6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства.

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

Al₂O₃  +  3CaH₂ → 3CaO  +  2Al  +  3H₂

Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

2Al₂O₃  → 4Al + 3O₂

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

Например, из карбоната натрия:

Al₂O₃  +  Na₂CO₃ → 2NaAlO₂  +  CO₂

Гидроксид алюминия

Способы получения

1. Гидроксид алюминия можно получить действием раствора аммиака на соли алюминия.

Например, хлорид алюминия реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида алюминия и хлорида аммония:

AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия:

Na[Al(OH)₄] + СО₂ = Al(OH)₃ + NaНCO₃ 

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na[Al(OH)₄] на составные части: NaOH и Al(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Al(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Al(OH)₃  без изменения.

3. Гидроксид алюминия можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли алюминия.

Например, хлорид алюминия реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида алюминия и хлорида калия:

AlCl₃ + 3KOH_{(недост)} = Al(OH)₃↓+ 3KCl

4. Также гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид алюминия реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O  =  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида натрия:

2AlCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O  =  2Al(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Химические свойства

1. Гидроксид алюминия реагирует с растворимыми кислотами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов и типа соли.

Например, гидроксид алюминия взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата алюминия:

Al(OH)₃ + 3HNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Al(OH)₃  +  3HCl →  AlCl₃  +  3H₂O

2Al(OH)₃  +  3H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃  +  6H₂O

Al(OH)₃  +  3HBr →  AlBr₃  +  3H₂O

2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

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

2Al(OH)₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

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

Например, гидроксид алюминия взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием алюмината калия и воды:

2KOH  +  Al(OH)₃  → 2KAlO₂ + 2H₂O

Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

Al(OH)₃ + KOH  →  K[Al(OH)₄]

4. Гидроксид алюминия разлагается при нагревании:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и щелочами (амфотерные свойства гидроксида алюминия) можно посмотреть здесь.

Соли алюминия 

Нитрат и сульфат алюминия

Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия, оксид азота (IV)  и кислород:

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃  +  12NO₂  +   3O₂

Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия, сернистый газ и кислород:

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃   +  6SO₂  +  3O₂

Комплексные соли алюминия

Для описания свойств комплексных солей алюминия — гидроксоалюминатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоалюминат на две отдельные молекулы — гидроксид алюминия и гидроксид щелочного металла.

Например, тетрагидроксоалюминат натрия  разбиваем на гидроксид алюминия и гидроксид натрия:

Na[Al(OH)₄] разбиваем на NaOH и Al(OH)₃

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами.

Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка  углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Na[Al(OH)₄]  +  CO₂  → Al(OH)₃↓  +  NaHCO₃

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

K[Al(OH)₄]  +  CO₂  → Al(OH)₃  +  KHCO₃

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:

      Na[Al(OH)₄]  +  SO₂  → Al(OH)₃↓  +  NaHSO₃

   K[Al(OH)₄]  +  SO₂  → Al(OH)₃  +  KHSO₃ 

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид алюминия реагирует с сильными кислотами.

Например, с соляной кислотой:

  Na[Al(OH)₄]   +  4HCl_{(избыток)}  → NaCl  +  AlCl₃  +  4H₂O

Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:

Na[Al(OH)₄]   +  НCl_{(недостаток)}   → Al(OH)₃↓  +  NaCl  +  H₂O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

Na[Al(OH)₄]  +  HNO_{3(недостаток)}  → Al(OH)₃↓  +  NaNO₃  +  H₂O

Комплекс разрушается при взаимодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl₂:

2Na[Al(OH)₄]  +  Cl₂   → 2Al(OH)₃↓  +  NaCl  +  NaClO

При этом хлор диспропорционирует.

Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:

AlCl₃  +  3Na[Al(OH)₄]   → 4Al(OH)₃↓  +  3NaCl

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:

Na[Al(OH)₄]  →  NaAlO₂   +  2H₂O↑

K[Al(OH)₄]  →  KAlO₂   +  2H₂O

Гидролиз солей алюминия

Растворимые соли алюминия  и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Al³⁺ + H₂O = AlOH²⁺ + H⁺

II ступень: AlOH²⁺ + H₂O = Al(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Al(OH)₂⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺

Однако  сульфиды, сульфиты, карбонаты алюминия и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Al₂(SO₄)₃  +  6NaHSO₃  → 2Al(OH)₃  +  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

2Al(NO₃)₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  6NaNO₃  +  3CO₂↑

2AlCl₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O → 2Al(OH)₃↓  +  6NaCl  +  3CO₂↑

Al₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

2AlCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O →  2Al(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Алюминаты

Соли, в которых алюминий является кислотным остатком (алюминаты) — образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Al₂O₃ + Na₂O → 2NaAlO₂

Для понимания свойств алюминатов их также очень удобно разбить на два отдельных вещества.

Например, алюминат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид алюминия и оксид натрия.

NaAlO₂ разбиваем на Na₂O и Al₂O₃

Тогда нам станет очевидно, что алюминаты реагируют с кислотами с образованием солей алюминия:

KAlO₂  +  4HCl → KCl  +  AlCl₃  +  2H₂O

NaAlO₂  +  4HCl →  AlCl₃  +  NaCl  +  2H₂O

NaAlO₂  +  4HNO₃  → Al(NO₃)₃  +  NaNO₃  +  2H₂O

2NaAlO₂  +  4H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃   +  Na₂SO₄  +  4H₂O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

KAlO₂  + H₂O   =  K[Al(OH)₄]

NaAlO₂  +  2H₂O  =  Na[Al(OH)₄]

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием  азотной кислоты окисляется до сульфата:

Al₂ S₃  +  8HNO₃  →  Al₂(SO₄)₃  +  8NO₂  +  4H₂O

либо до серной кислоты (под действием горячей концентрированной кислоты):

Al₂ S₃  +  30HNO_{3(конц. гор.)}  →  2Al(NO₃)₃  +  24NO₂  +  3H₂SO₄   +  12H₂O

Сульфид алюминия разлагается водой:

Al₂S₃  + 6H₂O →  2Al(OH)₃↓    +  3H₂S↑

Карбид алюминия также разлагается водой при нагревании на гидроксид алюминия и метан:

Al₄C₃  +  12H₂O → 4Al(OH)₃  +  3CH₄

Нитрид алюминия разлагается под действием минеральных кислот на соли алюминия и аммония:

AlN  +  4HCl →  AlCl₃  +  NH₄Cl

Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:

AlN  +  3H₂O →  Al(OH)₃↓  +  NH₃ 

Тренажер задания 32 по химии алюминия

1. В раствор, полученный при взаимодействии алюминия с разбавленной серной кислотой, по каплям добавили раствор гидроксида натрия до образования осадка. Выпавший осадок белого цвета отфильтровали и прокалили. Полученное вещество сплавили с карбонатом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH(недостаток) = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂↑

2. К раствору сульфата алюминия добавили избыток гидроксида натрия. В полученный раствор небольшими порциями прибавили соляную кислоту, при этом наблюдали образование объемного осадка белого цвета, который растворился при дальнейшем прибавлении кислоты. В образовавшийся раствор прилили раствор карбоната натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂(SO₄)₃ + 8NaOH_{(избыток)} = 2Na[Al(OH)₄] + 3Na₂SO₄

Na[Al(OH)₄] + НCl_{(недостаток)} = Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂O

Al(OH)₃ + 3НCl = AlCl₃ + 3H₂O

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

3. Газ, выделившийся при взаимодействии хлористого водорода с перманганатом калия, пропустили через раствор тетрагидроксоалюмината натрия. Образовавшийся осадок отфильтровали, прокалили, и твердый остаток обработали соляной кислотой. Напишите уравнения описанных реакций.

2KMnO₄ + 16HCl = 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 2KCl + 8H₂O

2Na[Al(OH)₄] + Cl₂ = 2Al(OH)₃↓ + NaCl + NaClO + Н₂О

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

4. Твердое вещество, образовавшееся при взаимодействии сернистого газа и сероводорода, при нагревании взаимодействует с алюминием. Продукт реакции растворили в разбавленной серной кислоте и в образовавшийся раствор добавили поташ. Напишите уравнения описанных реакций.

SO₂ + 2H₂S = 3S↓ + 2H₂O

2Al + 3S = Al₂S₃

Al₂S₃ + H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + H₂S↑

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

5. Продукт взаимодействия серы с алюминием (реакция протекает при нагревании) растворили в холодной разбавленной серной кислоте и в раствор добавили карбонат калия. Образовавшийся осадок отделили, смешали с едким натром и нагрели. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 3S → Al₂S₃

Al₂S₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂S↑

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 3K₂SO₄

Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O

6. К раствору кальцинированной соды добавили раствор хлорида алюминия, выделившееся вещество отделили и внесли в раствор едкого натра. В образовавшийся раствор по каплям прибавляли раствор хлороводородной кислоты до прекращения образования осадка, который отделили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Na[Al(OH)₄] + HCl_{(недостаток)} = Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂O

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

7. Нитрат алюминия прокалили, продукт реакции смешали с кальцинированной содой и нагрели до плавления. Образовавшееся вещество растворили в азотной кислоте и полученный раствор нейтрализовали раствором аммиака, при этом наблюдали выделение объемного студенистого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂↑

NaAlO₂ + 4HNO₃ = Al(NO₃)₃ + NaNO₃ + 2H₂O

Al(NO₃)₃ + 3(NH₃ ∙ H₂O) = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

8. Осадок, полученный при добавлении в раствор сульфата алюминия каустической соды, отделили, прокалили, смешали с кальцинированной содой и нагрели до плавления. После обработки остатка серной кислотой была получена исходная соль алюминия. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + Na₂CO₃ →  2NaAlO₂ + CO₂↑

2NaAlO₂ + 4H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 4H₂O

9. В раствор кристаллической соды добавили хлорид алюминия, выделившийся осадок отделили и обработали раствором едкого натра. Полученный раствор нейтрализовали азотной кислотой, выделившийся осадок отделили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3CO₂↑

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Na[Al(OH)₄] + HNO_{3(недостаток)} = Al(OH)₃↓ + NaNO₃ + H₂O

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

10. Осадок, полученный при взаимодействии раствора соли алюминия и щелочи, прокали-ли. Продукт реакции растворили в концентрированном горячем растворе щелочи. Через полученный раствор пропустили углекислый газ, в результате чего образовался осадок. Напишите уравнения описанных реакций.

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓ + 3NaCl

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃↓ + NaHCO₃

11. Вещество, которое образуется при электролизе расплава боксита в криолите, растворяется как в растворе соляной кислоты, так и в растворе щелочи с выделением одного и того же газа. При смешивании полученных растворов образуется объемный осадок белого цвета. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

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

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

12. Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделилось газообразное простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили. Фильтрат упарили, полученный твердый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком и нагрели полученную смесь. Напишите уравнения описанных реакций

10Al + 36HNO_3(разб.) = 10Al(NO₃)₃ + 3N₂ + 48H₂O

2Al(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 6NaNO₃ + 3CO₂↑

NaNO₃ + NH₄Cl → NaCl + N₂O + 2H₂O

2Al(OH)₃ →  Al₂O₃ + 3H₂O

13. Оксид алюминия сплавили с карбонатом натрия, полученное твердое вещество растворили в воде. Через полученный раствор пропускали сернистый газ до полного прекращения взаимодействия. Выпавший осадок отфильтровали, а к профильтрованному раствору прибавили бромную воду. Полученный раствор нейтрализовали гидроксидом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂O3 + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂

NaAlO₂ + 2H₂O = Na[Al(OH)₄]

Na[Al(OH)₄] + SO₂ = Al(OH)₃↓ + NaHSO₃

NaHSO₃ + Br₂ + H₂O = NaHSO₄ + HBr

NaHSO₄ + NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

HBr + NaOH = NaBr + H₂O

14. Навеску сульфида алюминия обработали соляной кислотой. При этом выделился газ и образовался бесцветный раствор. К полученному раствору добавили раствор аммиака, а газ пропустили через раствор нитрата свинца. Полученный при этом осадок обработали раствором пероксида водорода. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂S₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂S↑

AlCl₃ + 3(Nh4 ∙ H₂O) = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Pb(NO₃)₂ + H₂S = PbS↓ + 2HNO₃

PbS + 4H₂O₂ = PbSO₄ + 4H₂O

15. Порошок алюминия смешали с порошком серы, смесь нагрели, полученное вещество обработали водой, при этом выделился газ и образовался осадок, к которому добавили избыток раствора гидроксида калия до полного растворения. Этот раствор выпарили и прокалили. К полученному твердому веществу добавили избыток раствора соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 3S = Al₂S₃

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄]

K[Al(OH)₄] → KAlO₂ + 2H₂O

KAlO₂ + 4HCl = AlCl₃ + KCl + 2H₂O

16. Газ, выделившийся при взаимодействии хлористого водорода с бертолетовой молью, внесли в реакцию с алюминием. Продукт реакции растворили в воде и добавили гидроксид натрия до прекращения выделения осадка, который отделили и прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

KClO₃ + 6HCl = KCl + 3Cl₂ ↑ + 3H₂O

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

AlCl₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓ + 3NaCl

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

17. Газ, выделившийся при нагревании раствора хлористого водорода с оксидом марганца (IV), внесли во взаимодействие с алюминием. Продукт реакции растворили в воде и добавили сначала избыток раствора гидроксида натрия, а затем соляную кислоту. Напишите уравнения описанных реакций.

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH₄] + 3NaCl

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = AlCl₃ + NaCl + 4H₂O

18. Металлический алюминий растворили в растворе гидроксида натрия. Через полученный раствор пропустили избыток углекислого газа. Выпавший осадок прокалили, и полученный продукт сплавили с карбонатом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

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

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃↓ + NaHCO₃

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂↑

19) Оксид алюминия сплавили с содой. Полученный продукт растворили в соляной кислоте и обработали избытком аммиачной воды. Выпавший осадок растворили в избытке раствора гидроксида калия. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂↑

NaAlO₂ + 4HCl = NaCl + AlCl₃ + 2H₂O

AlCl₃ + 3NH₃ · H₂O = Al(OH)₃↓ + 3NH₄Cl

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄]

20) Оксид алюминия сплавили с гидроксидом натрия. Продукт реакции внесли в раствор хлорида аммония. Выделившийся газ с резким запахом поглощен серной кислотой. Образовавшуюся среднюю соль прокалили. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

NaAlO₂ + NH₄Cl + H₂O = NaCl + Al(OH)₃↓ + NH₃↑

2NH₃ + H₂SO₄ = (NH₄)₂SO₄

(NH₄)₂SO₄ → NH₄HSO₄ + NH₃↑

21) Порошок алюминия нагрели с порошком серы, полученное вещество обработали водой. выделившийся при этом осадок обработали избытком раствора гидроксида калия до его полного растворения. К полученному раствору добавили раствор хлорида алюминия и вновь наблюдали образование белого осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 3S = Al₂S₃

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)4] допустимо образование K₃[Al(OH)₆]

3K[Al(OH)₄] + AlCl₃ = 4Al(OH)₃ + 3KCI

22) Осадок, полученный при взаимодействии растворов сульфата алюминия и нитрата бария, отфильтровали. Фильтрат обработали едким натром в мольном соотношении 1 : 3. Выпавший осадок отделили и прокалили. Полученное вещество обработали избытком раствора соляной кислоты. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂(SO₄)₃ + 3Ba(NO₃)₂ = 3BaSO₄↓ + 2Al(NO₃)₃

Al(NO₃)₃ + 3NaOH = Al(OH)₃↓ + 3NaNO₃

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

23) При взаимодействии раствора сульфата алюминия с раствором сульфида калия выделился газ, который пропустили через раствор гексагидроксоалюмината калия. Образовавшийся осадок отфильтровали, промыли, просушили и нагрели. Твердый остаток сплавили с едким натром. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂(SO₄)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂S↑ + 3K₂SO₄

3H₂S + K₃[Al(OH)₆] = 2Al(OH)₃ + 3KHS + 3H₂O

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH →  2NaAlO₂ + H₂O

24) Алюминиевый порошок смешали с серой и нагрели. Полученное вещество поместили в воду. Образовавшийся осадок разделили на две части. К одной части прилили соляную кислоту, а к другой – раствор гидроксида натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 3S → Al₂S₃

Al₂S₃ + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄] допустимо образование Na₃[Al(OH)₆]

25) Металлический алюминий растворили в растворе гидроксида натрия. Через полученный раствор пропустили избыток углекислого газа. Выпавший осадок прокалили и полученный продукт растворили в разбавленной серной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

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

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃↓ + NaHCO₃

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

26) При взаимодействии оксида алюминия и азотной кислоты образовалась соль. Соль высушили и прокалили. Образовавшийся при прокаливании остаток подвергли электролизу в расплавленном криолите. Полученный металл нагрели с концентрированными гидроксида калия и нитрата калия. При этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения описанных реакций.

Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

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

27) К раствору гидроксида натрия добавили порошок алюминия. Через раствор полученного вещества пропустили избыток углекислого газа. Выпавший осадок отделили и про-калили. Полученный продукт сплавили с карбонатом натрия. Напишите уравнения описанных реакций.

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

Na[Al(OH)₄] + CO₂ = Al(OH)₃ + NaHCO₃

2Al(OH)₃ → Al2O₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + Na₂CO₃ = 2NaAlO₂ + CO₂

28) Порошок металлического алюминия смешали с твердым йодом, и добавили несколько капель воды. К полученной соли добавили раствор гидроксида натрия до выпадения осадка. Образовавшийся осадок растворили в соляной кислоте. При последующем добавлении раствора карбоната натрия вновь наблюдается выпадение осадка. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 3I₂ = 2AlI₃

AlI₃ + 3NaOH = Al(OH)₃ + 3NaI

Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

29) Алюминий растворили в соляной кислоте. К полученному раствору добавили избыток раствора карбоната калия. Выпавший осадок растворили в избытке раствора едкого калия, а выделившийся газ пропустили над раскаленным углем. Напишите уравнения описанных реакций.

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

2AlCl₃ + 3K₂CO₃ + 3H₂O = 2Al(OH)₃ + 6KCl + 3CO₂

Al(OH)₃ + KOH = K[Al(OH)₄]

C + CO₂ = 2CO

30) Алюминий растворили в водном растворе горячего гидроксида натрия. к полученному раствору добавили по каплям разбавленную соляную кислоту до прекращения выпадения осадка. Выделившийся в период реакции газ пропустили над раскаленным оксидом меди (II). Полученное простое вещество растворили в разбавленной азотной кислоте. Напишите уравнения описанных реакций.

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

Na[Al(OH)₄] + 4HCl = AlCl₃ + NaCl + 4H₂O

CuO + H₂ = Cu + H₂O

3Cu + 8HNO_3(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O

31) Алюминий вступил в реакцию с железной окалиной. Полученную смесь веществ растворили в концентрированном растворе гидроксида натрия и отфильтровали. Твердое вещество сожгли в атмосфере хлора, а фильтрат обработали концентрированным раствором хлорида алюминия. Напишите уравнения описанных реакций.

8Al + 3Fe₃O₄ = 9Fe + 4Al₂O₃

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

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

Щелочноземельные металлы и их соединения

Элементы II группы главной подгруппы

1. Положение в Периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
 4. Нахождение в природе
 5. Способы получения
 6. Качественные реакции
 7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с оксидами неметаллов
7.2.6. Взаимодействие с солями и оксидами металлов

Оксиды щелочноземельных металлов
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Амфотерные свойства оксида бериллия

Гидроксиды щелочноземельных металлов
1. Способы получения
2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие с кислыми солями
2.5. Взаимодействие с неметаллами
2.6. Взаимодействие с металлами
2.7. Взаимодействие с солями
2.8. Разложение при нагревании
2.9. Диссоциация
2.10. Амфотерные свойства гидроскида бериллия

Соли щелочноземельных металлов
Жесткость
1. Постоянная и временная жесткость
2. Способы устранения жесткости

Элементы II группы главной подгруппы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочноземельные металлы расположены во второй группе главной подгруппе периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто во 2 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). На практике к щелочноземельным металлам относят только кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них. Однако, согласно номенклатуре ИЮПАК, щелочноземельными принято считать все металлы II группы главной подгруппы.

Электронное строение и закономерности изменения свойств 

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов: ns², на внешнем энергетическом уровне в основном состоянии находится 2 s-электрона. Следовательно, типичная степень окисления щелочноземельных металлов в соединениях +2.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочноземельных металлов.

В ряду Be—Mg—Ca—Sr—Ba—Ra, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрицательность.

Физические свойства 

Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.

Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний  и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.

Кристаллическая решетка щелочноземельных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, они обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при высоких температурах.

Нахождение в природе

Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:

Доломит — CaCO₃ · MgCO₃ — карбонат кальция-магния.

Магнезит MgCO₃ – карбонат магния.

Кальцит CaCO₃ – карбонат кальция.

Гипс CaSO₄ · 2H₂O – дигидрат сульфата кальция.

Барит BaSO₄ — сульфат бария.

Витерит BaCO₃ – карбонат  бария.

Способы получения 

Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl₂ → Mg + Cl₂

или восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca₂SiO₄

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

CaCl₂ → Ca + Cl₂

Барий получают восстановлением оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al → 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочноземельные металлы — окрашивание пламени солями щелочноземельных металлов.

Цвет пламени:
Ca — кирпично-красный
Sr — карминово-красный (алый)
Ba — яблочно-зеленый

Качественная реакция на ионы магния:  взаимодействие с щелочами. Ионы магния осаждаются щелочами с образованием белого осадка гидроксида магния:

Mg²⁺ + 2OH^— → Mg(OH)₂↓

Качественная реакция на ионы кальция, стронция, бария:  взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей кальция, стронция и бария с карбонатами выпадает  белый осадок карбоната кальция, стронция или бария:

Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃↓

Ba²⁺ + CO₃^2- → BaCO₃↓

Качественная реакция на ионы стронция и бария: взаимодействие с карбонатами. При взаимодействии солей  стронция и бария с сульфатами выпадает  белый осадок сульфата бария и сульфата стронция:

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

Sr²⁺ + SO₄^2- → SrSO₄↓

Также осадки белого цвета образуются при взаимодействии солей кальция, стронция и бария с сульфитами и фосфатами.

Например, при взаимодействии хлорида кальция с фосфатом натрия образуется белый осадок фосфата кальция:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → 6NaCl + 2Ca₃(PO₄)₂↓

Химические свойства

1. Щелочноземельные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами с образованием галогенидов при нагревании.

Например, бериллий взаимодействует с хлором с образованием хлорида бериллия:

Be + Cl₂ → BeCl₂

1.2. Щелочноземельные металлы реагируют при нагревании с серой и фосфором с образованием сульфидов и фосфоридов.

Например, кальций взаимодействует с серой при нагревании:

Ca + S → CaS

Кальций взаимодействует с фосфором с образованием фосфидов:

3Ca + 2P → Ca₃P₂

1.3. Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании. При этом образуются бинарные соединения — гидриды. Бериллий с водородом не взаимодействует, магний реагирует лишь при повышенном давлении.

Mg + H₂ → MgH₂

1.4. С азотом магний взаимодействует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Mg + 2N₂ → 2Mg₃N₂

Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов.

Например, кальций взаимодействует с углеродом с образованием карбида кальция:

Ca +  2C → CaC₂

Бериллий реагирует с углеродом  при нагревании с образованием карбида — метанида:

2Be + C → Be₂C

1.6. Бериллий сгорает на воздухе при температуре около 900°С:

2Be + O₂ → 2BeO

Магний горит на воздухе при 650°С с выделением большого количества света. При этом образуются оксиды и нитриды:

2Mg + O₂ → 2MgO

3Mg + N₂ → Mg₃N₂

Щелочноземельные металлы горят на воздухе при температуре около 500°С, в результате также образуются оксиды и нитриды.

Видеоопыт: горение кальция на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочноземельные металлы реагируют с водой. Взаимодействие с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Бериллий с водой не реагирует. Магний реагирует с водой при кипячении. Кальций, стронций и барий реагируют с водой при комнатной температуре.

Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca⁰ + 2H₂⁺O = 2Ca⁺(OH)₂ + H₂⁰

2.2. Щелочноземельные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной, разбавленной серной кислотой и др.). При этом образуются соль и водород.

Например, магний реагирует с соляной кислотой:

2Mg  +  2HCl →  MgCl₂  +  H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочноземельных металлов с концентрированной серной кислотой образуется сера.

Например, при взаимодействии кальция с концентрированной серной кислотой образуется сульфат кальция, сера и вода:

4Ca  +  5H₂SO_4(конц.)  → 4CaSO₄  +  S  +  5H₂O

2.4. Щелочноземельные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии кальция и магния с концентрированной или разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

4Ca + 10HNO_{3 (конц)} → N₂O + 4Сa(NO₃)₂ + 5H₂O

При взаимодействии щелочноземельных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

4Ba  +  10HNO₃  → 4Ba(NO₃)₂  +  NH₄NO₃  +  3H₂O

2.5. Щелочноземельные металлы могут восстанавливать некоторые неметаллы (кремний, бор, углерод) из оксидов.

Например, при взаимодействии кальция с оксидом кремния (IV) образуются кремний и оксид кальция:

2Ca + SiO₂ → 2CaO + Si

 Магний горит в атмосфере углекислого газа. При этом образуется сажа и оксид магния:

2Mg + CO₂ → 2MgO + C

2.6. В расплаве щелочноземельные металлы могут вытеснять менее активные металлы из солей и оксидов. Обратите внимание! В растворе щелочноземельные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, кальций вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Ca + CuCl₂ → CaCl₂ + Cu

Оксиды щелочноземельных металлов

Способы получения

1. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить из простых веществ — окислением металлов кислородом:

2Ca + O₂ → 2CaO

2. Оксиды щелочноземельных металлов можно получить термическим разложением некоторых кислородсодержащих солей — карбонатов, нитратов.

Например, карбонат кальция разлагается на оксид кальция, оксид азота (IV) и кислород:

2Ca(NO₃)₂ → 2CaO + 4NO₂ + O₂

MgCO₃ → MgO + CO₂

СаСО₃ → СаО + СО₂

3. Оксиды магния и бериллия можно получить термическим разложением гидроксидов:

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

Химические свойства

Оксиды кальция, стронция, бария и магния — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой. Оксид бериллия — амфотерный.

1. Оксиды кальция, стронция, бария и магния взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид магния взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната магния:

MgO + CO₂ → MgCO₃

2. Оксиды щелочноземельных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например, оксид кальция взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида кальция и воды:

CaO  +  2HCl →  CaCl₂  +  H₂O

3. Оксиды кальция, стронция и бария активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например, оксид кальция взаимодействует с водой с образованием гидроксида кальция:

CaO  +  H₂O →  2Ca(OH)₂

Оксид магния реагирует с водой при нагревании:

MgO  +  H₂O →  Mg(OH)₂

Оксид бериллия не взаимодействует с водой.

4. Оксид бериллия взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в расплаве или с основными оксидами образуются соли-бериллаты.

Например, оксид натрия  реагирует с оксидом бериллия с образованием бериллата натрия:

Na₂O + BeO → Na₂BeO₂

Например, гидроксид натрия  реагирует с оксидом бериллия в расплаве с образованием бериллата натрия:

2NaOH + BeO → Na₂BeO₂ + H₂O

При взаимодействии оксида бериллия с щелочами в растворе образуются комплексные соли.

Например, оксид бериллия реагирует с гидроксидом калия с растворе с образованием тетрагидроксобериллата калия:

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]  

Гидроксиды щелочноземельных металлов 

Способы получения

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих оксидов с водой.

Например, оксид кальция (негашеная известь) при взаимодействии с водой образует гидроксид кальция (гашеная известь):

CaO + H₂O → Ca(OH)₂ 

Оксид магния взаимодействует с водой только при нагревании:

MgO + H₂O → Mg(OH)₂ 

2. Гидроксиды кальция, стронция и бария получают при взаимодействии соответствующих металлов с водой.

Например, кальций реагирует с водой  с образованием гидроксида кальция и водорода:

2Ca + 2H₂O → 2Ca(OH)₂ + H₂

Магний взаимодействует с водой только при кипячении:

2Mg + 2H₂O → 2Mg(OH)₂ + H₂

3. Гидроксиды кальция и магния можно получить при взаимодействии солей кальция и магния с щелочами.

Например, нитрат кальция с гидроксидом калия образует нитрат калия и гидроксид кальция:

Ca(NO₃)₂ + 2KOH → Ca(OH)₂↓ + 2KNO₃

Химические свойства

1. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с всеми кислотами (и сильными, и слабыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Гидроксид магния взаимодействует только с сильными кислотами.

Например, гидроксид кальция с соляной кислотой реагирует с образова-нием хлорида кальция:

Ca(OH)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂O

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид бария с углекислым газом реагирует с образова-нием карбонатов или гидрокарбонатов:

Ba(OH)_{2(избыток)}  + CO₂ → BaCO₃ + H₂O

Ba(OH)₂ + 2CO_{2(избыток)}  → Ba(HCO₃)₂

3. Гидроксиды кальция, стронция и бария реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например, гидроксид бария с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

Ba(OH)₂ + Al₂O₃  → Ba(AlO₂)₂ + H₂O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Ba(OH)₂ + Al₂O₃ + 3H₂O → Ba[Al(OH)₄]₂

4. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например: гидроксид кальция  реагирует с гидрокарбонатом кальция с образованием карбоната кальция:

Ca(OH)₂ + Ca(HCO₃)₂ →  2CaCO₃  +  2H₂O

5. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода). Взаимодействие щелочей с неметаллами подробно рассмотрено в статье про щелочные металлы.

6. Гидроксиды кальция, стронция и бария взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

Ca(OH)₂ + Zn → CaZnO₂ + H₂

В растворе образуются комплексная соль и водород:

Ca(OH)₂ + 2Al  + 6Н₂О = Ca[Al(OH)₄]₂ + 3Н₂

7. Гидроксиды кальция, стронция и бария вступают в обменные реакции с растворимыми солями. Как правило, с этими гидроксидами реагируют растворимые соли тяжелых металлов (в ряду активности расположены правее алюминия), а также растворимые карбонаты, сульфиты, силикаты, и, для гидроксидов стронция и бария — растворимые сульфаты.

Например, хлорид железа (II) реагирует с гидроксидом бария с образованием хлорида бария и осадка гидроксида железа (II):

Ba(OH)₂ + FeCl₂ = BaCl₂+ Fe(OH)₂↓

Также с гидроксидами кальция, стронция и бария взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии бромида аммония и гидроксида кальция образуются бромид кальция, аммиак и вода:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = 2NH₃ + 2H₂O + CaCl₂

8. Гидроксид кальция разлагается при нагревании до 580^оС, гидроксиды магния и бериллия разлагаются при нагревании:

Mg(OH)₂ → MgO + H₂O

9. Гидроксиды кальция, стронция и бария проявляют свойства сильных оснований. В воде практически полностью диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

Ba(OH)₂ ↔ Ba²⁺ + 2OH^—

Гидроксид магния — нерастворимое основание. Гидроксид бериллия проявляет амфотерные свойства.

10. Гидроксид и бериллия взаимодействует с щелочами. В расплаве образуются соли бериллаты, а в растворе щелочей — комплексные соли.

Например, гидроксид бериллия реагирует с расплавом гидроксида натрия:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂BeO₂ + 2H₂O

При взаимодействии гидроксида бериллия с избытком раствора щелочи образуется комплексная соль:

Be(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Be(OH)₄]

Соли щелочноземельных металлов 

Нитраты щелочноземельных металлов

Нитраты кальция, стронция и бария при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат магния. Он разлагается на оксид магния, оксид азота (IV)  и кислород.

Например, нитрат кальция разлагается при нагревании на нитрит кальция и молекулярный кислород:

Ca(NO₃)₂  → Ca(NO₂)₂  +  O₂ 

Карбонаты щелочноземельных металлов

1. Карбонаты щелочноземельных металлов при нагревании разлагаются на оксид и углекислый газ.

Например, карбонат кальция разлагается  при температуре 1200^оС на оксид кальция и углекислый газ:

CaCO₃ → CaO + CO₂

2. Карбонаты щелочноземельных металлов под действием воды и углекислого газа превращаются в растворимые в воде гидрокарбонаты.

Например, карбонат кальция взаимодействует с углекислым газом и водой с образованием гидрокарбоната кальция:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂

3. Карбонаты щелочноземельных металлов взаимодействуют с более сильными кислотами с образованием новой соли, углекислого газа и воды.

Более сильные кислоты вытесняют менее сильные из солей.

Например, карбонат магния взаимодействует с соляной кислотой:

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑+ H₂O

4. Менее летучие оксиды вытесняют углекислый газ из карбонатов при сплавлении. К менее летучим, чем углекислый газ, оксидам относятся твердые оксиды — оксид кремния (IV), оксиды амфотерных металлов.

Менее летучие оксиды вытесняют более летучие оксиды из солей при сплавлении.

Например, карбонат кальция взаимодействует с оксидом алюминия при сплавлении:

CaCO₃ + Al₂O₃ → Ca(AlO₂)₂ + CO₂↑

Жесткость воды

Постоянная и временная жесткость

Жесткость воды — это характеристика воды, обусловленная содержанием в ней растворенных солей щелочноземельных металлов, в основном кальция и магния (солей жесткости).

Временная (карбонатная) жесткость обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция Ca(HCO₃)₂ и магния Mg(HCO₃)₂ в воде.

Постоянная (некарбонатная) жесткость обусловлена присутствием солей, не выделяющихся при кипячении из раствора: хлоридов (CaCl₂) и сульфатов (MgSO₄) кальция и магния.

Способы устранения жесткости

Существуют химические и физические способы устранения жесткости. Химические способы устранения временной жесткости:

1. Кипячение. При кипячении гидрокарбонаты кальция и магния распадаются на нерастворимые карбонаты, углекислый газ и воду:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + CO₂ + H₂O

2. Добавление извести (гидроксида кальция). При добавлении щелочи растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2H₂O

Химические способы устранения постоянной жесткости — реакции ионного обмена, которые позволяют осадить ионы кальция и магния из раствора:

1. Добавление соды (карбоната натрия). Карбонат натрия связывает ионы кальция и магния в нерастворимые карбонаты:

CaCl₂ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓+ 2NaCl

2. Добавление фосфатов. Фосфаты также связывают ионы кальция и магния:

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCl

28.09.2020 Химия 11 класс варианты ХИ2010101-ХИ2010104 ответы и задания

Сохраните:

Ответы и задания для тренировочных вариантов ХИ2010101, ХИ2010102, ХИ2010103, ХИ2010104 тренировочная работа №1 ЕГЭ 2021 статград по химии 11 класс. Официальная дата проведения работы: 28.09.2020 (28 сентября 2020 год).

Ссылка для скачивания вариантов (ХИ2010101-ХИ2010102): скачать задания

Ссылка для скачивания вариантов (ХИ2010103-ХИ2010104): скачать задания

Ссылка для скачивания ответов и критериев для вариантов: скачать ответы

Решать тренировочные варианты ХИ2010101-ХИ2010102 ЕГЭ 2021 по химии 11 класс:

Решать тренировочные варианты ХИ2010103-ХИ2010104 ЕГЭ 2021 по химии 11 класс:

Видеоразбор варианта ХИ2010101:

Видеоразбор варианта ХИ2010102:

Видеоразбор заданий №34 и №35:

Вариант ХИ2010101:

Для выполнения заданий 1–3 используйте следующий ряд химических элементов: 1) Be, 2) P, 3) Cl, 4) Co, 5) S. Ответом в заданиях 1–3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.

1)Определите, какие из указанных элементов имеют в основном состоянии три неспаренных электрона. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

Ответ: 24

2)Из приведённого списка выберите три элемента, которые образуют летучие водородные соединения, и расположите их в порядке усиления кислотных свойств водородного соединения. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Ответ: 253

3)Из приведённого списка выберите два элемента, которые в оксидах и гидроксидах проявляют степень окисления +2. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

Ответ: 14

4)Из предложенного перечня выберите два вещества ионного строения, в которых есть ковалентные связи. 1) BaO2 2) MgO 3) CaF2 4) NaOH 5) N2O4

Ответ: 14

6)Из предложенного списка выберите два вещества, которые реагируют с кислородом при нагревании. 1) медь 2) золото 3) фосфор 4) хлор 5) аргон Запишите номера выбранных ответов.

Ответ: 13

7)В двух колбах находился раствор хлорида железа (III). В первую колбу добавили раствор вещества Х, а во вторую – раствор вещества Y. В первой колбе выпал бурый осадок, а во второй выпал осадок и выделился газ. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

• 1) NaOH
• 2) h3SO4
• 3) AgNO3
• 4) Na2CO3
• 5) KBr

Ответ: 1431

10)Задана следующая схема превращений веществ: P2O5 X, t fi P 2 Y, H O fi Ph4 Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y. 1) KOH 2) h3SO4 3) C 4) SiO2 5) Nh4

12)Из предложенного перечня выберите два вещества, в составе которых есть атом(-ы) углерода в sp2-гибридном состоянии. 1) бутин-1 2) полиэтилен 3) циклогексан 4) муравьиная кислота 5) изопропилбензол

Ответ: 45

13)Из предложенного перечня выберите два вещества, из которых в лаборатории в одну стадию можно получить толуол. 1) C2h5 2) C6H5Cl 3) C6H5CH=Ch3 4) C6H5COOK 5) C6H5Ch3COOK

Ответ: 25

14)Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует пропанол-2, но не реагирует пропионовая кислота. 1) [Ag(Nh4)2]OH 2) Na 3) HCl 4) Cu(OH)2 5) KMnO4

Ответ: 35

15)Из предложенного перечня выберите два вещества, которые могут образоваться при гидролизе белков. 1) глицин 2) глицерин 3) серилаланин 4) анилин 5) адипиновая кислота

Ответ: 13

19)Из предложенного перечня выберите все реакции, для осуществления которых требуется катализатор.

• 1) взаимодействие оксида азота(II) с кислородом
• 2) бромирование бензола
• 3) взаимодействие этанола с уксусной кислотой
• 4) взаимодействие фенола с бромной водой
• 5) окисление сернистого газа кислородом

Ответ: 235

20)Из предложенного перечня выберите все реакции, скорость которых возрастает с увеличением давления водорода.

• 1) C3H6 + h3 fi C3H8
• 2) h3 + Cl2 fi 2HCl
• 3) Zn + 2HCl fi ZnCl2 + h3
• 4) C6h24 fi C6H6 + 4h3
• 5) CO + 2h3 fi Ch4OH

27)Массовая доля хлорида натрия в насыщенном растворе при 20 оС равна 26,5 %. Сколько граммов хлорида натрия надо растворить в 200 г воды, чтобы получить насыщенный раствор? Ответ запишите с точностью до целых.

28)Чтобы вскипятить чайник, требуется 315,2 кДж теплоты. Сколько граммов угля надо сжечь, чтобы получить такое количество теплоты? Примите, что уголь – это чистый углерод. Термохимическое уравнение сгорания углерода имеет вид C + O2 = CO2 + 394 кДж. Ответ округлите до десятых.

29)При растворении ртути в азотной кислоте выделилось 4,48 л (в пересчёте на н. у.) оксида азота(IV). Сколько граммов азотной кислоты израсходовано? Считайте NO2 единственным газообразным продуктом. Ответ приведите с точностью до десятых.

Для выполнения заданий 30 и 31 используйте следующий перечень веществ: соляная кислота, хлорид железа(III), сероводород, сульфид цинка, гидроксид кальция, медь. Допустимо использование водных растворов веществ.

30)Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, приводящая к образованию двух солей, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

31)Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена, приводящая к образованию осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

32)Цинк растворили в разбавленной серной кислоте. К полученному раствору добавили раствор карбоната натрия, при этом выпал белый осадок и выделился газ. Осадок отфильтровали и прокалили. Газ, образовавшийся при прокаливании, пропустили через известковую воду и наблюдали её помутнение. Напишите уравнения четырёх реакций, соответствующих описанным превращениям.

34)Смесь порошков алюминия и серы общей массой 25 г нагрели. После окончания реакции к полученной смеси добавили 150 г 36,5 %-й соляной кислоты, при этом осталось 2,5 г нерастворившегося вещества. Рассчитайте массовые доли простых веществ в исходной смеси и массовую долю соли в полученном растворе. В ответе запишите уравнения реакций, которые указаны в условии задачи, и приведите необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин).

35)При сжигании 4,0 г органической кислоты образовалось 3,92 л (н. у.) углекислого газа и 2,7 г воды. При сплавлении натриевой соли этой кислоты со щёлочью образуется углеводород, хлорирование которого на свету даёт только одно монохлорпроизводное. Определите молекулярную формулу кислоты и установите её структуру. Напишите уравнение взаимодействия её соли с гидроксидом натрия.

Вариант ХИ2010102:

Для выполнения заданий 1–3 используйте следующий ряд химических элементов: 1) Ca, 2) S, 3) Br, 4) Cu, 5) N. Ответом в заданиях 1–3 является последовательность цифр, под которыми указаны химические элементы в данном ряду.

1)Определите, какие из указанных элементов имеют в основном состоянии один неспаренный электрон. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

Ответ: 34

2)Из приведённого списка выберите три элемента, которые образуют летучие водородные соединения, и расположите их в порядке ослабления кислотных свойств водородного соединения. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в нужной последовательности.

Ответ: 325

3)Из приведённого списка выберите два элемента, которые в соединениях могут иметь степень окисления –2. Запишите в поле ответа номера выбранных элементов в порядке возрастания.

Ответ: 25

4)Из предложенного перечня выберите два вещества атомного строения, в которых есть ковалентные неполярные связи. 1) SiO2 2) h3O2 3) Si 4) C(алмаз) 5) Сl2

Ответ: 34

5)Из предложенного списка выберите два вещества, которые реагируют с водородом при нагревании. 1) медь 2) хлор 3) литий 4) кремний 5) неон

Ответ: 134

7)В двух колбах находился раствор сульфита калия. В первую колбу добавили раствор вещества Х, а во вторую – раствор вещества Y. В первой колбе выделился газ, а раствор остался прозрачным. Во второй колбе выделился газ и выпал осадок. Из предложенного перечня выберите вещества X и Y, которые могут вступать в описанные реакции.

• 1) CaCl2
• 2) AlCl3
• 3) KOH
• 4) h3SO4
• 5) AgNO3

Ответ: 4243

10)Задана следующая схема превращений веществ: SO2 X fi S Y fi h3SO4 Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y. 1) KOH 2) KMnO4 3) HNO3 4) h3S 5) h3O

12)Из предложенного перечня выберите два вещества, в составе которых есть атом(-ы) углерода в sp3-гибридном состоянии. 1) ацетилен 2) бутадиен-1,3 3) бутен-2 4) щавелевая кислота 5) толуол Запишите номера выбранных ответов.

Ответ: 35

13)Из предложенного перечня выберите два вещества, из которых в лаборатории в одну стадию можно получить циклогексан. 1) C2h3 2) C6H6 3) Ch4CH=Ch3 4) Br(Ch3)6Br 5) HOOC(Ch3)4COOH

Ответ: 24

14)Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых реагирует муравьиная кислота, но не реагирует этанол. 1) Na 2) NaHCO3 3) Br2(h3O) 4) Cu 5) KMnO4

Ответ: 23

15)Из предложенного перечня выберите два вещества, которые могут образоваться при гидролизе природных полисахаридов. 1) сахароза 2) мальтоза 3) дезоксирибоза 4) целлобиоза 5) фруктоза

Ответ: 24

19)Из предложенного перечня выберите все гетерогенные реакции. 1) взаимодействие диоксида марганца с соляной кислотой 2) взаимодействие оксида азота(II) с кислородом 3) взаимодействие водорода с серой 4) нейтрализация известковой воды соляной кислотой 5) взаимодействие лития с водой

Ответ: 135

20)Из предложенного перечня выберите все реакции, скорость которых возрастает с увеличением давления хлора. 1) MnO2 + 4HCl fi MnCl2 + Cl2 + h3O 2) h3 + Cl2 fi 2HCl 3) 2P + 5Cl2 fi 2PCl5 4) CO + Cl2 fi COCl2 5) CaCl2 + 2h3O fi h3 + Cl2 + Ca(OH)2

27)Массовая доля нитрата серебра в насыщенном растворе при 25 оС равна 71,4 %. Сколько граммов нитрата серебра надо растворить в 20 г воды, чтобы получить насыщенный раствор? Ответ запишите с точностью до целых.

28)Чтобы нагреть воздух в двухкомнатной квартире на один градус, требуется 250 кДж теплоты. Сколько литров метана (н. у.) надо сжечь, чтобы получить такое количество теплоты? Термохимическое уравнение сгорания метана имеет вид Ch5 + 2O2 = CO2 + 2h3O + 800 кДж. Ответ округлите до целых.

29)При растворении меди в азотной кислоте выделилось 2,8 л (н. у.) оксида азота(II). Сколько граммов азотной кислоты израсходовано? Считайте NO единственным газообразным продуктом. Ответ приведите с точностью до десятых.

Для выполнения заданий 30 и 31 используйте следующий перечень веществ: фосфор, карбонат натрия, аммиачная вода, силикат кальция, азотная кислота, хлорид железа(III). Допустимо использование водных растворов веществ.

30)Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, сопровождающаяся выделением газа, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

31)Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна реакция ионного обмена, приводящая к образованию осадка без выделения газа. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

32)Зелёный порошок, образовавшийся при разложении дихромата аммония, смешали с порошком угля, взятым в избытке, и нагрели в атмосфере хлора. Полученное вещество растворили в воде и добавили избыток щёлочи. Через образовавшийся раствор пропускали хлор до тех пор, пока раствор не приобрёл жёлтую окраску. Напишите уравнения четырёх реакций, соответствующих описанным превращениям.

33)Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: пропен fi X1 KOH(спирт.р-р) fi пропин C, t fi X2 fi X3 fi бензол При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

34)Смесь порошков алюминия и углерода общей массой 25 г прокалили в электрической печи. После окончания реакции к полученной смеси добавили 365 г 20%-й соляной кислоты, при этом осталось 3,4 г нерастворившегося вещества. Рассчитайте массовые доли простых веществ в исходной смеси и массовую долю соли в полученном растворе. В ответе запишите уравнения реакций, которые указаны в условии задачи, и приведите необходимые вычисления (указывайте единицы измерения искомых физических величин).

35)При сжигании 3,65 г органической кислоты образовалось 3,36 л (н. у.) углекислого газа и 2,25 г воды. При сплавлении калиевой средней соли этой кислоты с гидроксидом калия образуется углеводород разветвлённого строения. Определите молекулярную формулу кислоты и установите её структуру, если известно, что в её молекуле только один третичный атом углерода. Напишите уравнение взаимодействия соли кислоты со щёлочью.

Химия 11 класс тренировочные варианты ХИ1910501-ХИ1910504:

14.05.2020 Химия 11 класс варианты ХИ1910501-ХИ1910504 ответы и задания

Тренировочные варианты статград по химии 11 класс ЕГЭ 2021:

СтатГрад

2:11 описывает горение элементов в кислороде, включая магний, водород и серу.

• Темы
• Списки характеристик
• Разделы спецификаций
  • 1 Принципы химии
    • (a) Состояния вещества
    • (b) Элементы, соединения и смеси
    • (c) Атомная структура
    • (d) Периодическая таблица
    • (e) Химические формулы, уравнения и расчеты
    • (f) Ионная связь
      • 1:37 понять, как образуются ионы в результате потери или усиления электронов
      • 1:38 узнать заряды этих ионов: металлы в группах 1, 2 и 3, неметаллы в группах 5, 6 и 7, Ag⁺, Cu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺, Zn²⁺, водород (H⁺), гидроксид (OH⁻), аммоний (NH₄⁺), карбонат (CO₃²⁻), нитрат (NO₃⁻), сульфат (SO₄²⁻)
      • 1:39 напишите формулы для соединений, образованных между ионами, перечисленными в 1:38
      • 1:40 нарисуйте точечные диаграммы, чтобы показать образование ионных соединений путем переноса электрона, ограниченное комбинациями элементов из групп 1, 2, 3 и 5, 6, 7, необходимо показать только внешние электроны
      • 1:41 ед. Понять ионную связь с точки зрения электростатического притяжения
      • 1:42 понять, почему соединения с гигантской ионной решеткой имеют высокие точки плавления и кипения
      • 1:43 Знайте, что ионные соединения не проводят электричество в твердом состоянии, но проводят электричество при расплавлении и в водный раствор
    • (г) Ковалентная связь
      • 1:44 знайте, что ковалентная связь образуется между атомами путем совместного использования пары электронов
      • 1:45 понимаете ковалентные связи с точки зрения электростатического притяжения
      • 1: 46 понять, как использовать точечные и перекрестные диаграммы для представления ковалентных связей в: двухатомных молекулах, включая водород, кислород, азот, галогены и галогениды водорода, неорганических молекулах, включая воду, аммиак и диоксид углерода, органических молекулах, содержащих до двух атомов углерода , включая метан, этан, этен и те, которые содержат атомы галогена
      • 1:47, объясняют, почему вещества с простой молекулярной структурой s - газы или жидкости, или твердые вещества с низкими температурами плавления и кипения.Термин «межмолекулярные силы притяжения» может использоваться для обозначения всех сил между молекулами.
      • 1:48. Объясняет, почему точки плавления и кипения веществ с простой молекулярной структурой, как правило, увеличиваются с увеличением относительной молекулярной массы.
      • 1:49. вещества с гигантскими ковалентными структурами представляют собой твердые тела с высокими температурами плавления и кипения
      • 1:50 объясняют, как структуры алмаза, графита и фуллерена C ₆₀ влияют на их физические свойства, включая электропроводность и твердость.
      • 1:51 знает, что ковалентный соединения обычно не проводят электричество
    • (h) Металлические связи
    • (i) Электролиз
  • 2 Неорганическая химия
    • (a) Группа 1 (щелочные металлы) - литий, натрий и калий
    • (b) Группа 7 (галогены) - хлор, бром и йод
    • (c) Газы в атмосфере
    • (d) Ряд реакционной способности
      • 2:15 понять, как металлы могут быть расположены в ряду реакционной способности на основе их реакций с: водой и разбавленной соляной или серной кислотой
      • 2:16 понять, как металлы могут быть расположены в ряду реактивности на основе их реакций замещения между: металлы и оксиды металлов, металлы и водные растворы солей металлов
      • 2:17 знать порядок реакционной способности этих металлов: калий, натрий, литий, кальций, магний, алюминий, цинк, железо, медь, серебро, золото
      • 2 : 18 знать условия, при которых ржавеет железо
      • 2:19 понять, как можно предотвратить ржавление железа с помощью: барьерных методов, цинкования и протекторной защиты
      • 2:20 с точки зрения увеличения или уменьшения кислорода и потери или увеличения электронов, поймите термины: окисление, восстановление, окислительно-восстановительный потенциал, окислитель, восстановитель, с точки зрения получения или потери кислорода и потери или усиления электронов
      • 2:21 на практике: исследуйте реакции между ди лютная соляная и серная кислоты и металлы (например,грамм. магний, цинк и железо)
    • (e) Добыча и использование металлов
    • (f) Кислоты, щелочи и титрование
    • (g) Кислоты, основания и солевые препараты
      • 2:34 знать общие правила прогнозирования растворимость ионных соединений в воде: обычные соединения натрия, калия и аммония растворимы, все нитраты растворимы, обычные хлориды растворимы, кроме серебра и свинца (II), обычные сульфаты растворимы, кроме сульфатов бария, кальция и свинец (II), обычные карбонаты нерастворимы, за исключением натрия, калия и аммония, обычные гидроксиды нерастворимы, за исключением гидроксидов натрия, калия и кальция (гидроксид кальция слабо растворим)
      • 2:35 понять кислоты и основания с точки зрения переноса протона
      • 2:36 понимают, что кислота является донором протона, а основание - акцептором протона
      • 2:37 описывают реакции соляной кислоты, серной кислоты и азотной кислоты с металлами, основания и карбонаты металлов (исключая реакции между азотной кислотой и металлами) с образованием солей
      • 2:38 знают, что оксиды металлов, гидроксиды металлов и аммиак могут действовать как основания, а щелочи - это основания, растворимые в воде
      • 2: 39 описывают эксперимент по приготовлению чистого сухого образца растворимой соли, исходя из нерастворимого реагента
      • 2:40 (только Triple) описывают эксперимент по приготовлению чистого сухого образца растворимой соли, исходя из кислоты и щелочь
      • 2:41 (только Triple) описать эксперимент по приготовлению чистого сухого образца нерастворимой соли, исходя из двух растворимых реагентов
      • 2:42 Практически: приготовить образец чистого сухого гидратированного сульфата меди (II) кристаллы из оксида меди (II)
      • 2:43 (только тройной) Практически: приготовьте образец чистого сухого сульфата свинца (II)
    • (h) Химические испытания
      • 2: 44a описывают испытания для этих газов : водород, диоксид углерода 9000 4
      • 2:44 описывают испытания для этих газов: водород, кислород, углекислый газ, аммиак, хлор
      • 2:45 описывают, как проводить испытание пламенем
      • 2:46 знать цвета, образующиеся при испытаниях пламенем для этих катионов: Li⁺ красный, Na⁺ желтый, K⁺ сиреневый, Ca²⁺ оранжево-красный, Cu²⁺ сине-зеленый
      • 2:47 описывают тесты на эти катионы: NH₄⁺ с использованием раствора гидроксида натрия и определение выделяющегося газа , Cu²⁺, Fe²⁺ и Fe³⁺ с использованием раствора гидроксида натрия
      • 2:48 описывают тесты для этих анионов: Cl⁻, Br⁻ и I⁻ с использованием подкисленного раствора нитрата серебра, SO₄²⁻ с использованием подкисленного раствора хлорида бария, CO₃²⁻ с использованием соляной кислоты. кислота и определение выделившегося газа
      • 2:49 описывают тест на присутствие воды с использованием безводного сульфата меди (II)
      • 2:50 описывают физический тест, чтобы показать, является ли образец воды чистой
  • 3 Физическая химия

WebElements Таблица Менделеева »Магний» реакции элементов

• Ли	Be	Б
  Na	мг	Al
  К	Ca	сбн

• Актиний ☢
• Алюминий
• Алюминий
• Америций ☢
• Сурьма
• Аргон
• Мышьяк
• Астатин ☢
• Барий
• Берклиум ☢
• Бериллий
• висмут
• Бориум ☢
• Бор
• Бром
• Кадмий
• Цезий
• Кальций
• Калифорний ☢
• Углерод
• Церий
• Цезий
• Хлор
• Хром
• Кобальт
• Copernicium ☢
• Медь
• Кюрий ☢
• Дармштадтиум ☢
• Дубний ☢
• Диспрозий
• Эйнштейний ☢
• Эрбий
• Европий
• Фермий ☢
• Флеровий ☢
• Фтор
• Франций
• Гадолиний
• Галлий
• Германий
• Золото
• Гафний
• Калий ☢
• Гелий
• Гольмий
• Водород
• Индий
• Йод
• Иридий
• Утюг
• Криптон
• Лантан
• Лоуренсий ☢
• Свинец
• Литий
• Ливерморий ☢
• Лютеций
• Магний
• Марганец
• Мейтнерий ☢
• Менделевий ☢
• Меркурий
• Молибден
• Московиум ☢
• Неодим
• Неон
• Нептуний
• Никель
• Нихоний ☢
• Ниобий
• Азот
• Нобелий
• Оганессон ☢
• Осмий
• Кислород
• Палладий
• фосфор
• Платина
• Плутоний ☢
• Полоний
• Калий
• Празеодим
• Прометий ☢
• Протактиний ☢
• Радий ☢
• Радон ☢
• Рений
• Родий
• Рентгений ☢
• Рубидий
• Рутений
• Резерфорд ☢
• Самарий
• Скандий
• Сиборгий ☢
• Селен
• Кремний
• Серебро
• Натрий
• Стронций
• Сера
• Сера
• Тантал
• Технеций
• Теллур
• Теннессин
• Тербий
• Таллий
• Торий ☢
• Тулий
• Олово
• Титан
• Вольфрам
• Уран ☢
• Ванадий
• Ксенон
• Иттербий
• Иттрий
• Цинк
• Цирконий

из расплавленного сплава алюминия A-332 с использованием обогащенного цеолита с наночастицами SiO2

Для улучшения удаления магния из расплавленного сплава A-380 были испытаны смеси цеолита и наночастиц SiO ₂ (). Цеолит был обогащен 2,5, 5, 7,5, 10 или 12,5 мас.% Аморфного вещества. Цеолит и цеолит смешивали в течение 30 минут в этаноле для каждого эксперимента, а затем сушили в печи при 80 ° C в течение 12 часов. Обогащенные цеолиты анализировали с помощью сканирующей электронной микроскопии, просвечивающей электронной микроскопии и газоадсорбционного анализа N ₂ .Удаление Mg проводили путем впрыскивания каждой смеси в расплавленный алюминиевый сплав при 750 ° C с использованием аргона. Содержание Mg в расплавленном сплаве измеряли после различных периодов времени впрыска. Было показано, что цеолиты, обогащенные 2,5 и 5 мас.%, Являются лучшими смесями, удаляя Mg от начального содержания 1,6 до конечного содержания 0,0002 и 0,0101 мас.%, Соответственно, за 45 мин инъекции.

1. Введение

Al-Si является одним из алюминиевых литейных сплавов, широко используемых в автомобильной промышленности благодаря своей превосходной микроструктуре, литью и механическим характеристикам, как и сплав A380.Abedi et al. [1] показали, что магний может уменьшить размер первичной фазы α (Al) и эвтектического кремния. Vončina et al. [2] установили влияние измельчения зерна Ce в сплаве А380. С другой стороны, увеличение предела прочности на разрыв и относительного удлинения в сплаве A380 может быть получено с помощью значений SDAS (расстояние между вторичными дендритными плечами) в диапазоне от 5,70 до 10 мкм м на литых деталях, как показано Муратом Лусом [3] . Но примечательно, что в случае сплава А380 для автомобильного применения стандарт указывает максимум 0.1 мас.% Mg, потому что присутствие этого элемента в сплаве увеличивает его склонность к окислению [4]. Однако, когда сплав производится из лома, результирующее содержание Mg в сплаве превышает 0,1 мас.%, И избыток Mg необходимо удалить. Vieira et al. [5] использовали метод хлора и обсуждали теории образования пузырьков и кинетическое удаление магния из алюминиевых ломов с использованием флюсования хлором и инертным газом. Несмотря на это Нефф и Кохран [6] показали, что кинетика удаления магния в виде MgCl ₂ является быстрой, но непрореагировавший хлор и газообразный побочный продукт AlCl ₃ могут ограничивать экологическую приемлемость процесса.Для удаления Mg используют электрохимический метод и введение порошковых реагентов (фторидов) [7]. Оба имеют недостаток: первое невыгодно из-за высокой стоимости электроэнергии, а второе производит токсичные отходы. Как видно, промышленность по производству вторичного алюминия была сосредоточена на разработке процессов, которые преодолевают упомянутые ограничения. Одним из вариантов является использование очищенных порошков на основе диоксида кремния, поскольку продукты, образующиеся при обработке, не являются загрязнителями.В литературных источниках установлено влияние SiO ₂ на удаление Mg, как это представлено Muñoz et al. [8] и Эскобедо и др. [9], который выполняется согласно следующему: Однако для концентрирования кремнезема требуются дополнительные процессы, что требует дополнительных затрат. Кроме того, кинетика удаления Mg с использованием диоксида кремния относительно медленная [10]. Однако в недавних исследованиях Muñoz et al. [8, 11] продемонстрировали возможность удаления Mg из расплавленных алюминиевых сплавов путем введения цеолита (содержащего более 50 мас.% SiO ₂ ) и диоксида кремния с использованием инертного газа-носителя.С другой стороны, нанотехнологии применялись в литейных процессах для улучшения механических свойств некоторых материалов согласно исследованиям обработки алюминиевых сплавов порошками нано-SiC с целью повышения ударной вязкости [12]. Ли и др. [13] улучшили предел прочности и ударную вязкость, а также износостойкость с добавлением нанопорошков SiC по сравнению с традиционным чугуном. Следовательно, нанотехнология может быть использована для удаления нежелательных элементов при корректировке окончательного химического состава сплавов.Цеолит, обладающий высокой пористостью, идеально подходит для пропитки аморфным веществом. Кроме того, аморфное вещество может действовать как химический катализатор для удаления магния из расплавленного алюминия, повышая эффективность процесса. В связи с тем, что поверхностные структурные дефекты (то есть недокоординированные единицы) сильно увеличиваются с уменьшением размера наночастиц, диффузия атомных разновидностей к поверхности наночастиц значительно увеличивается, как предполагают Huynh et al. [14] и Carmona-Muñoz et al. [15]. Следовательно, такие соображения уместны для пропитки пористой внутренней части цеолита.Примечательно, что наночастицы могут увеличивать площадь поверхности цеолита, чтобы сократить время удаления магния из расплавленных алюминиевых сплавов.

Целью данной работы было исследование удаления Mg из расплавленного алюминиевого сплава с использованием смесей цеолита и аморфного вещества в качестве удаляющих агентов Mg. Емкость агентов Mg оценивалась путем сравнения их эффекта с действием чистого цеолита.

2. Методика эксперимента

2.1. Сырье и характеристика цеолитов без аморфного SiO _{2 (NPs)}

Минеральный цеолит был измельчен в шаровой мельнице и классифицирован с получением порошков со средним размером частиц менее 150 мкм мкм.Химический состав минералов определен методами атомно-абсорбционной спектроскопии, атомно-эмиссионной спектроскопии с индуктивно связанной плазмой и гравиметрическим методом. Для данной работы были выбраны аморфные (Aldrich, 99,99%) размером менее 10 нм. Эти наночастицы были охарактеризованы с помощью ПЭМ.

2.2. Пропитка и характеристика цеолитов аморфным SiO _{2 (NPs)}

Пропитка цеолита аморфным была достигнута путем смешивания выбранного количества наночастиц (2.5, 5, 7,5, 10 или 12,5 мас.%) С цеолитом в течение 30 минут в этаноле и сушкой смеси в печи при 80 ° C в течение 12 часов. Образцы обогащенных цеолитов анализировали с помощью ПЭМ и СЭМ, а их площадь поверхности измеряли с помощью Autosorb 1-C с использованием адсорбции жидкого азота.

2.3. Выбор сплава и удаление магния путем впрыска

Выбранный сплав представлял собой сплав на основе алюминия А-332 (Al-11,64Si-0,338Fe-2,05Cu-1,6Mg-1,54Ni). Индукционная электрическая печь, оборудованная тиглем из карбида кремния емкостью 12 кг и контролем температуры, использовалась для плавления и удержания сплава.Инжекционное оборудование с устройствами для измерения и контроля потоков газа и порошка использовалось для введения порошковых смесей в расплав. Инжекционная фурма (внутренний диаметр 6,98 мм) была изготовлена ​​из графита и покрыта снаружи огнеупорным материалом. Выбранными параметрами для экспериментов по инжекции погруженного порошка были поток аргона (сверхвысокой чистоты) 4,4 л / мин, поток порошка 16,2 г / мин, масса алюминиевого сплава 8 кг и температура обработки алюминиевого сплава 750 ° C. Фурма была погружена на 85% глубины расплава.Переменной в экспериментах был состав смеси порошков цеолита, который должен был быть введен (0, 2,5, 5, 7,5, 10 или 12,5 мас.%). Массу вводимых порошков рассчитывали с учетом SiO ₂ в качестве твердого реагента и шпинели и кремния в качестве продуктов согласно химической реакции (1). Для каждого эксперимента образцы расплава отбирались каждые 10 мин, а образовавшийся дросс (окисленный материал) собирался в конце эксперимента. Затвердевшие образцы анализировали с помощью искровой атомно-эмиссионной спектрометрии для определения их химического состава, а образец шлака анализировали с помощью XRD.Наконец, было взвешено количество окалины и рассчитана эффективность процесса. где - КПД, - исходное содержание Mg (мас.%), а

Новый процесс получения водорода из алюминиевого сплава для работы двигателей и топливных элементов

Инженер Университета Пердью разработал метод, в котором для извлечения водорода из воды для работы топливных элементов или двигателей внутреннего сгорания используется алюминиевый сплав, и этот метод можно использовать для замены бензина.

Этот метод делает ненужным хранение или транспортировку водорода - две основные проблемы в создании водородной экономики, сказал Джерри Вудалл, выдающийся профессор электротехники и компьютерной инженерии в Purdue, который изобрел этот процесс.

«Водород вырабатывается по запросу, поэтому вы производите столько, сколько вам нужно, когда он вам нужен», - сказал Вудалл, который представил результаты исследования, подробно описывающие работу системы, во время недавнего симпозиума по энергетике в Purdue.

Эта технология может использоваться для привода небольших двигателей внутреннего сгорания в различных приложениях, включая портативные аварийные генераторы, газонокосилки и цепные пилы. По его словам, теоретически этот процесс может также использоваться для замены бензина в легковых и грузовых автомобилях.

Водород образуется самопроизвольно, когда вода добавляется к гранулам сплава, который состоит из алюминия и металла, называемого галлием. Исследователи показали, как образуется водород, когда вода добавляется в небольшой резервуар, содержащий гранулы. Водород, произведенный в такой системе, может подаваться непосредственно в двигатель, например, в газонокосилках.

«Когда к гранулам добавляется вода, алюминий в твердом сплаве вступает в реакцию, потому что он имеет сильное притяжение к кислороду воды», - сказал Вудалл.

Эта реакция расщепляет кислород и водород, содержащиеся в воде, выделяя при этом водород.

Галлий имеет решающее значение для процесса, поскольку он препятствует образованию пленки, которая обычно образуется на поверхности алюминия после окисления. Эта пленка обычно предотвращает реакцию кислорода с алюминием, действуя как барьер. Предотвращение образования пленки позволяет реакции продолжаться до тех пор, пока не будет использован весь алюминий.

Фонд Purdue Research Foundation владеет правом собственности на основной патент, который был подан в U.S. Ведомство по патентам и товарным знакам и находится на рассмотрении. Компания-стартап из Индианы, AlGalCo LLC., Получила лицензию на исключительное право на коммерциализацию процесса.

Исследование было поддержано Энергетическим центром Парка открытий Пердью, университетским центром междисциплинарных исследований.

«Это именно тот проект, который подходит для Discovery Park. Это захватывающая наука, имеющая большой потенциал для коммерциализации», - сказал Джей Гор, заместитель декана отдела инженерных исследований, временный директор Энергетического центра и Винсент П.Рейли Профессор машиностроения.

Команда исследователей состоит из инженеров-электриков, механиков, химиков и авиационных инженеров, включая докторантов.

Вудалл обнаружил, что жидкие сплавы алюминия и галлия спонтанно выделяют водород при смешивании с водой, когда он работал исследователем в полупроводниковой промышленности в 1967 году.Исследования, которые были сосредоточены на разработке новых полупроводников для компьютеров и электроники, привели к достижениям в области оптоволоконной связи и светоизлучающих диодов, сделав их практичными для всего, от DVD-плееров до автомобильных дисплеев приборных панелей. Эта работа также привела к разработке усовершенствованных транзисторов для сотовых телефонов и компонентов солнечных элементов, питающих космические модули, подобные тем, которые используются на марсоходе, за что Вудаллу была вручена Национальная медаль технологий 2001 года от президента Джорджа Буша.

«Я чистил тигель, содержащий жидкие сплавы галлия и алюминия», - сказал Вудалл. «Когда я добавил воду в этот сплав - поговорим об открытии - раздался ужасный пуф. Я пошел в свой офис и за пару часов разработал реакцию, чтобы выяснить, что произошло. Когда атомы алюминия в жидком сплаве выходят при контакте с водой они реагируют, расщепляя воду и производя водород и оксид алюминия.

«Галлий имеет решающее значение, потому что он плавится при низкой температуре и легко растворяет алюминий, а также делает алюминий в твердых гранулах реактивным с водой.Это было совершенно неожиданным открытием, поскольку хорошо известно, что чистый твердый алюминий с трудом реагирует с водой ».

Отходы - это оксид галлия и алюминия, также называемый оксидом алюминия. При сжигании водорода в двигателе в качестве отходов образуется только вода.

«Ядовитые пары не образуются», - сказал Вудалл. «Важно отметить, что галлий не вступает в реакцию, поэтому он не расходуется и его можно перерабатывать снова и снова. Причина, по которой это так важно, заключается в том, что в настоящее время галлий намного дороже алюминия.Надеюсь, если этот процесс получит широкое распространение, галлиевая промышленность ответит производством большого количества низкосортного галлия, необходимого для нашего процесса. В настоящее время почти весь галлий имеет высокую чистоту и используется почти исключительно в полупроводниковой промышленности ».

Вудалл сказал, что, поскольку технология позволяет использовать водород вместо бензина для работы двигателей внутреннего сгорания, ее можно использовать в легковых и грузовых автомобилях. Однако для того, чтобы технология была экономически конкурентоспособной с бензином, необходимо снизить затраты на переработку оксида алюминия, сказал он.

«Прямо сейчас покупка алюминия стоит более 1 доллара за фунт, и по такой цене вы не можете поставить продукт, эквивалентный 3 долларам за галлон бензина», - сказал Вудалл.

Однако стоимость алюминия может быть снижена за счет его переработки из оксида алюминия с использованием процесса, называемого электролизом расплавленных солей. Алюминий можно было бы производить по конкурентоспособным ценам, если бы процесс переработки производился с использованием электроэнергии, произведенной на атомной электростанции или ветряных мельницах. Поскольку электричество не нужно будет распределять по электросети, оно будет дешевле, чем электроэнергия, производимая заводами, подключенными к сети, а генераторы могут быть расположены в удаленных местах, что особенно важно для ядерного реактора, чтобы облегчить политические и социальные проблемы, сказал Вудалл.

«Стоимость производства электричества на месте намного ниже, если вам не нужно его распределять», - сказал Вудалл.

Такой подход может позволить Соединенным Штатам заменить бензин в транспортных целях, уменьшив загрязнение окружающей среды и уменьшив зависимость страны от иностранной нефти. По его словам, если в будущем водородные топливные элементы будут усовершенствованы для легковых и грузовых автомобилей, тот же метод производства водорода можно будет использовать для их питания.

«Мы называем это водородной экономией с использованием алюминия», - сказал Вудалл.«Преобразовать обычные двигатели внутреннего сгорания для работы на водороде просто. Все, что вам нужно сделать, это заменить бензиновый топливный инжектор на водородный».

Однако даже при нынешней стоимости алюминия этот метод был бы экономически конкурентоспособен с бензином, если бы водород использовался для работы топливных элементов будущего.

«Используя чистый водород, системы топливных элементов работают с общим КПД 75 процентов, по сравнению с 40 процентами, использующими водород, извлеченным из ископаемого топлива, и 25 процентами для двигателей внутреннего сгорания», - сказал Вудалл.«Следовательно, когда и если топливные элементы станут экономически жизнеспособными, наш метод будет конкурировать с бензином по цене 3 доллара за галлон, даже если алюминий стоит больше доллара за фунт».

Технология производства водорода в сочетании с передовыми топливными элементами также представляет собой потенциальный будущий метод замены свинцово-кислотных аккумуляторов в таких приложениях, как тележки для гольфа, электрические инвалидные коляски и гибридные автомобили, - сказал он.

Эта технология подчеркивает ценность алюминия для производства энергии.

«Большинство людей не осознают, насколько энергоемким является алюминий», - сказал Вудалл.«На каждый фунт алюминия вы получаете более двух киловатт-часов энергии в виде сгорания водорода и более двух киловатт-часов тепла за счет реакции алюминия с водой. Автомобиль среднего размера с полным баком алюминиево-галлиевых гранул, который составляет около 350 фунтов алюминия, может потребоваться поездка на 350 миль и будет стоить 60 долларов, если предположить, что глинозем снова будет преобразован в алюминий на месте на атомной электростанции.

«Как это соотносится с традиционной технологией? Что ж, если я наливаю бензин в бак, я получаю шесть киловатт-часов на фунт, или примерно в два с половиной раза больше энергии, чем я получаю за фунт алюминия.Так что мне нужно примерно в два с половиной раза больше алюминия, чтобы получить такую ​​же выработку энергии, но я полностью исключаю бензин и использую дешевый и доступный в Соединенных Штатах ресурс. Если будет использоваться только энергия генерируемого водорода, то для алюминиево-галлиевого сплава потребуется примерно такое же пространство, как и для бака с бензином, поэтому не потребуется дополнительного места, а дополнительный вес будет эквивалентен дополнительному пассажиру. хотя и довольно крупный дополнительный пассажир ».

Эта концепция может устранить основные препятствия, связанные с развитием водородной экономики.Замена бензина водородом в транспортных целях потребует производства огромного количества водорода, и газообразный водород необходимо будет транспортировать на заправочные станции. Транспортировка водорода обходится дорого, потому что это «неидеальный газ», то есть резервуары для хранения содержат меньше водорода, чем другие газы.

«Однако, если я могу экономично производить водород по запросу, мне не придется его хранить и транспортировать, что решает серьезную проблему», - сказал Вудалл.

Источник: Университет Пердью.

Ссылка : Новый процесс генерирует водород из алюминиевого сплава для работы двигателей и топливных элементов (2007, 16 мая) получено 17 ноября 2020 с https: // физ.org / news / 2007-05-водород-алюминиевый-сплав-топливные-элементы.html

Этот документ защищен авторским правом. За исключением честных сделок с целью частного изучения или исследования, никакие часть может быть воспроизведена без письменного разрешения. Контент предоставляется только в информационных целях.

WebElements Periodic Table »Литий» реакции элементов

• 	H
  	Ли	Be
  	Na	мг

• Актиний ☢
• Алюминий
• Алюминий
• Америций ☢
• Сурьма
• Аргон
• Мышьяк
• Астатин ☢
• Барий
• Берклиум ☢
• Бериллий
• висмут
• Бориум ☢
• Бор
• Бром
• Кадмий
• Цезий
• Кальций
• Калифорний ☢
• Углерод
• Церий
• Цезий
• Хлор
• Хром
• Кобальт
• Copernicium ☢
• Медь
• Кюрий ☢
• Дармштадтиум ☢
• Дубний ☢
• Диспрозий
• Эйнштейний ☢
• Эрбий
• Европий
• Фермий ☢
• Флеровий ☢
• Фтор
• Франций
• Гадолиний
• Галлий
• Германий
• Золото
• Гафний
• Калий ☢
• Гелий
• Гольмий
• Водород
• Индий
• Йод
• Иридий
• Утюг
• Криптон
• Лантан
• Лоуренсий ☢
• Свинец
• Литий
• Ливерморий ☢
• Лютеций
• Магний
• Марганец
• Мейтнерий ☢
• Менделевий ☢
• Меркурий
• Молибден
• Московиум ☢
• Неодим
• Неон
• Нептуний
• Никель
• Нихоний ☢
• Ниобий
• Азот
• Нобелий
• Оганессон ☢
• Осмий
• Кислород
• Палладий
• фосфор
• Платина
• Плутоний ☢
• Полоний
• Калий
• Празеодим
• Прометий ☢
• Протактиний ☢
• Радий ☢
• Радон ☢
• Рений
• Родий
• Рентгений ☢
• Рубидий
• Рутений
• Резерфорд ☢
• Самарий
• Скандий
• Сиборгий ☢
• Селен
• Кремний
• Серебро
• Натрий
• Стронций
• Сера
• Сера
• Тантал
• Технеций
• Теллур
• Теннессин
• Тербий
• Таллий
• Торий ☢
• Тулий
• Олово
• Титан
• Вольфрам
• Уран ☢
• Ванадий
• Ксенон
• Иттербий
• Иттрий
• Цинк
• Цирконий

Смотрите также

• 
  Месячные закончились и через 2 дня опять начались кровяные выделения
• 
  Во время беременности зеленые выделения
• 
  Белые выделения что делать
• 
  В конце цикла желтые выделения
• 
  Должны ли быть выделения у здоровой женщины
• 
  Выделения при цистите коричневые
• 
  Выделения перед месячными алые
• 
  В середине цикла коричневые выделения со слизью
• 
  Коричневые выделения после прижигания эрозии шейки матки
• 
  Тянет низ живота причины у женщин с выделениями
• 
  Сильные жидкие выделения у женщин как вода