Химическое уравнение хлорида алюминия и аммиака (8 видео)

Аммиак. Задача № 34 из ФИПИ 2020 с объяснениями

Сегодня мы будем решать и разбирать очередную задачу № 34 из ЕГЭ 2020 года.

Задача:

Насыщенный раствор хлорида алюминия (растворимость 46 грамм в 100 граммах воды при 20 С) массой 50,85 грамм разлили в две колбы: в первую добавили избыток раствора Na₂CO₃, во вторую 20,4 грамма 25%-ного раствора аммиака. Во второй колбе осадок в 2 раза тяжелее, чем в первой. Найдите концентрацию аммиака во второй колбе после окончания реакции.

Решение:

Для начала необходимо составить уравнения химических реакций (как и в других реакциях, где есть химический процесс).

В условии сказано, что есть хлорид алюминия (AlCl₃), который разлили в две колбы: в первой был раствор карбонат натрия, во второй — раствор аммиака.

Если ты забыл как аммиак реагирует с различными веществами, в то числе, с солями, рекомендую освежить знания по теме: Аммиак

А пока мы запишем две реакции:

Объяснять, как уравнивать я не буду, ты это уже знаешь.
А по поводу воды в этих двух реакциях уточняю: если у тебя в условии указан раствор какого — то вещества, то химическая реакция однозначно будет с участием H₂O .

Идем дальше!
Первое вещество, с которого мы начнем расчеты — это хлорид алюминия.

Сначала ищем его массу с учетом растворимости (см. условие), для этого составляем пропорцию:

46 / (46 + 100) = x / 50,85,
x = 46 * 50,85 / 146 = 16,02 грамм.

Теперь находим количество вещества AlCl₃:

Молярная масса хлорида алюминия (по таблице ПСЭ) равна 133,5 грамм/ моль; n (AlCl₃) = 16,02 / 133,5 = 0,12 моль.

Мы нашли моль AlCl₃, но вопрос — к какой именно реакции его отнести?
У нас ведь две реакции, с карбонатом натрия и аммиаком, и в обеих есть хлорид алюминия.

Как же быть? Верный ответ — 0,12 моль представляет собой общее количество хлорида, и нужно составить маленькое уравнение (без него никак):
Возьмем количество AlCl₃ из первой реакции за x, а этот же хлорид из второй реакции — за y.

В итоге пишем: x + y = 0,12 моль.

Если посмотреть на данные химические реакции, то заметим, что количество хлорида алюминия в первой и второй реакциях не равны:
— в первой перед AlCl₃ стоит 2,
— во второй — 1.
Это означает, что мы имеем две соли, которые взяты в неравных количествах, и данную деталь нельзя игнорировать.

Поэтому, пишем так: y = 2x.

Теперь соединяем эти два действия в одно уравнение:

Решив их, получаем:

Что делаем теперь?
Через количество хлорида алюминия мы можем найти все остальное, но нам не нужно искать все вещества, мы ищем аммиак:

1) Вначале вычисляем массу аммиака (чистого): m (NH₃) =0,25 * 20,4 = 5,1 грамм.
(По условию аммиак был взят 25%-й в массой 20,4 грамма, нужно узнать его чистую массу)

2) Молярная масса аммиака: 17 грамм / моль; n (NH₃) = 5,1 / 17 = 0,3 моль.

3) Теперь необходимо узнать, сколько аммиака прореагировало. Но здесь есть вопрос — а как мы это узнаем?
Ответ прост: по уравнению, моль хлорида алюминия (по которому мы и находим все остальные вещества) во второй реакции = 0,08 моль. Значит, моль аммиака будет в три раза больше (см. на реакцию, перед аммиаком стоит цифра 3).

Путем нехитрого действия находим: 0,08 моль * 3 = 0,24 моль.

4) Далее вычитаем от начального количества аммиака его прореагировавшее количество: 0,3 — 0,24 = 0,06 моль.

Так как аммиак взят в избытке, то решаем по недостатку(Al(OH)₃ по второй реакции). Однако, без аммиака нельзя, так как в задаче его и нужно найти.

5) Следующим шагом находим массу аммиака: 0,06 * 17 = 1,02 грамма.

В условии задачи необходимо найти массовую долю аммиака, но без массы это невозможно.

Следующий шаг.

С NH₃ мы пока закончили, на очереди — гидроксид алюминия (Al(OH)₃) , который выпал в осадок, и мы не имеем права не учитывать его по причине того, что при нахождении общей массы раствора необходимо убрать все вещества, которые являются осадками или газами.

1) Получим его моль: n (Al(OH)₃) = n (AlCl₃) = 0,08 моль.

Смотри на вторую реакцию, перед гидроксидом алюминия, как и перед хлоридом алюминия нет коэффициентов, а значит, их взято одинаковое количество, отсюда и равное число моль.

2) Молярная масса Al(OH)₃ = 78 грамм / моль; m ( Al(OH)₃ ) = 0,08 * 78 = 6,24 грамм.

Далее:

Учитывая, что моли хлорида алюминия в двух реакциях одинаковы, значит, концентрация так же одинакова.

0,12 / 50,85 = 0,08 / x;
x = 0,08 * 50,85 / 0,12 = 33,9 грамм.

Рассмотрим подробнее данное действие:

0,12 — это моль хлорида алюминия (общий),
50,85 — это масса AlCl₃ по условию (общая),
0,08 моль — это количество вещества хлорида алюминия.

Через пропорцию находим массу AlCl₃.

Осталось самое последнее действие!

Найдем массовую долю аммиака:

ω (NH₃) = 1,02 / (33,9 + 20,4 – 6,24) = 1,02 / 48,06 = 0,0212, или 2,12%.

Здесь мы делим полученную массу аммиака на массу раствора (без осадка).
Массу раствора найдем по формуле:
масса хлорида алюминия + масса аммиака — осадок Al(OH)₃ .

Содержание

Через раствор хлорида алюминия пропустили аммиак, при этом выпал осадок белого цвета. Полученный осадок отфильтровали и подействовали
Ваш ответ
решение вопроса
Похожие вопросы
Алюминий. Химия алюминия и его соединений
Алюминий
Положение в периодической системе химических элементов
Электронное строение алюминия и свойства
Физические свойства
Нахождение в природе
Способы получения
Качественные реакции
Химические свойства
📹 Видео

Видео:Опыты по химии. Получение и исследование амфотерных свойств гидроксида алюминияСкачать

Через раствор хлорида алюминия пропустили аммиак, при этом выпал осадок белого цвета. Полученный осадок отфильтровали и подействовали

Видео:Гидролизуем ХЛОРИД АЛЮМИНИЯСкачать

Ваш ответ

Видео:Аммиак: как образуется и с чем реагирует? #аммиак #химия #видеоурок #егэхимияСкачать

решение вопроса

Видео:Аммиак. Соли аммонияСкачать

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

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

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии :

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

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

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

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

Физические свойства

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

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

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

Нахождение в природе

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

В природе алюминий встречается в виде соединений:

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

Способы получения

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

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

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

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

Качественные реакции

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

Например , хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

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

Обратите внимание , если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

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

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al 3+ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

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

Химические свойства

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

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

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

Al + P → AlP

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

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

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

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

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

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

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

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

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

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

Например , алюминий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

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

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

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

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

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

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

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

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

2Al + 6NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂↑ + 2Na₂O

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

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

2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃

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

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