Реакция алюминия с оксидами металлов. Алюминий
Около 1807 г. Дэви, пытавшийся осуществить электролиз глинозема, дал название предполагаемому в нем металлу алюмиум (Alumium). Впервые алюминий был получен Гансом Эрстедом в 1825 году действием амальгамы калия на хлорид алюминия с последующей отгонкой ртути. В 1827 г. Велер выделил металлический алюминий более эффективным способом - нагреванием безводного хлористого алюминия с металлическим калием.
Нахождение в природе, получение:
По распространенности в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Содержание алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45% до 8,14% от массы земной коры. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).
Корунд:
Al 2 O 3 - относится к классу простых оксидов, и иногда образует прозрачные драгоценные кристаллы - сапфира, и, с добавлением хрома, рубина. Накапливается в россыпях.
Бокситы:
Al 2 O 3 *nH 2 O - осадочные алюминиевые руды. Содержат вредную примесь - SiO 2 . Бокситы служат важным сырьем для получения алюминия, а также красок, абразивов.
Каолинит:
Al 2 O 3 *2SiO 2 *2H 2 O - минерал подкласса слоистых силикатов, главная составная часть белой, огнеупорной, и фарфоровой глины.
Современный метод получения алюминия был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру. Он заключается в растворении оксида алюминия Al 2 O 3 в расплаве криолита Na 3 AlF 3 с последующим электролизом с использованием графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке. Для производства 1 т алюминия требуется 1,9 т глинозёма и 18 тыс. кВт·ч электроэнергии.
Физические свойства:
Металл серебристо-белого цвета, легкий, плотность 2,7 г/см 3 , температура плавления 660°C, температура кипения 2500°C. Высокая пластичность, прокатывается в тонкий лист и даже фольгу. Алюминий обладает высокой электропроводностью и теплопроводностью, обладает высокой светоотражательной способностью. Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами.
Химические свойства:
При нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H 2 O (t°);O 2 , HNO 3 (без нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной индустрией. Однако, при разрушении оксидной плёнки (например, при контакте с растворами солей аммония NH 4 + , горячими щелочами или в результате амальгамирования), алюминий выступает как активный металл-восстановитель. Легко реагирует с простыми веществами: кислородом, галогенами: 2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
С другими неметаллами алюминий реагирует при нагревании:
2Al + 3S = Al 2 S 3 2Al + N 2 = 2AlN
Алюминий способен только растворять водород, но не вступает с ним в реакцию.
Со сложными веществами: алюминий реагирует со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов):
2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
Легко растворяется в разбавленной и концентрированной серной кислотах:
2Al + 3H 2 SO 4 (разб) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 2Al + 6H 2 SO 4 (конц) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
Алюминий восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия): 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe
Важнейшие соединения:
Оксид алюминия
,
Al 2 O 3: твердое, тугоплавкое вещество белого цвета. Кристаллический Al 2 O 3 химически пассивен, аморфный - более активен. Медленно реагирует с кислотами и щелочами в растворе, проявляя амфотерные свойства:
Al 2 O 3 + 6НСl(конц.) = 2АlСl 3 + ЗН 2 О
Al 2 O 3 + 2NаОН(конц.) + 3Н 2 О = 2Na
(в расплаве щелочи образуется NaAlO 2).
Гидроксид алюминия
, Al(OH) 3: белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Практически не растворим в воде. При нагревании ступенчато разлагается. Проявляет амфотерные, равно выраженные кислотные и основные свойства.
При сплавлении с NaOH образуется NaAlO 2 . Для получения осадка Аl(ОН) 3 щелочь обычно не используют (из-за легкости перехода осадка в раствор), а действуют на соли алюминия раствором аммиака - при комнатной температуре образуется Аl(ОН) 3
Соли алюминия
. Соли алюминия и сильных кислот хорошо растворимы в воде и подвергаются в значительной степени гидролизу по катиону, создавая сильнокислотную среду, в которой растворяются такие металлы, как магний и цинк:
Al 3+ + H 2 O =AlOH 2+ + H +
Нерастворимы в воде фторид AlF 3 и ортофосфат АlРO 4 , а соли очень слабых кислот, например Н 2 СО 3 , вообще не образуются осаждением из водного раствора.
Известны двойные соли алюминия - квасцы
состава MAl(SO 4) 2 *12H 2 O (M=Na + , K + , Rb + , Cs + , ТI + , NH 4 +), самые распространенные из них алюмокалиевые квасцы KAl(SO 4) 2 *12Н 2 O.
Растворение амфотерных гидроксидов в щелочных растворах рассматривается как процесс образования гидроксосолей
(гидроксокомплексов). Экспериментально доказано существование гидроксомплексов [Аl(ОН) 4 (Н 2 О) 2 ] - , [Аl(ОН) 6 ] 3- , [Аl(ОН) 5 (Н 2 O)] 2- ; из них первый - наиболее прочный. Координационное число алюминия в этих комплексах равно 6, т.е. алюминий является шестикоординированным.
Бинарные соединения алюминия
Соединения с преимущественно ковалентными связями, например сульфид Al 2 S 3 и карбид Аl 4 С 3 полностью разлагаются водой:
Al 2 S 3 + 6Н 2 О = 2Аl(ОН) 3 + 3Н 2 S Аl 4 С 3 + 12H 2 O = 4Аl(ОН) 3 + 3СН 4
Применение:
Широко применяется как конструкционный материал. Основные достоинства алюминия в этом качестве - лёгкость, податливость штамповке, коррозионная стойкость, высокая теплопроводность. Алюминий является важным компонентом многих сплавов (медные - алюминиевые бронзы, магниевые и др.)
Применяется в электротехнике для изготовления проводов, их экранирования.
Алюминий широко используется и в тепловом оборудовании и в криогенной технике.
Высокий коэффициент отражения в сочетании с дешевизной и лёгкостью напыления делает алюминий идеальным материалом для изготовления зеркал.
Алюминий и его соединения используются в ракетной технике в качестве ракетного горючего. В производстве строительных материалов как газообразующий агент.
Аллаяров Дамир
ХФ ТюмГУ, 561 группа.
- Обозначение - Al (Aluminium);
- Период - III;
- Группа - 13 (IIIa);
- Атомная масса - 26,981538;
- Атомный номер - 13;
- Радиус атома = 143 пм;
- Ковалентный радиус = 121 пм;
- Распределение электронов - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ;
- t плавления = 660°C;
- t кипения = 2518°C;
- Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,61/1,47;
- Степень окисления: +3, 0;
- Плотность (н. у.) = 2,7 г/см 3 ;
- Молярный объем = 10,0 см 3 /моль.
Алюминий (квасцы) впервые был полуен в 1825 году датчанином Г. К. Эрстедом. Изначально, до открытия промышленного способа получения, алюминий был дорооже золота.
Алюминий является самым распространенным металлом в земной коре (массовая доля составляет 7-8%), и третьим по распространенности среди всех элементов после кислорода и кремния. В свободном виде в проироде алюминий не встречается.
Важнейшие природные соединения алюминия:
- алюмосиликаты - Na 2 O·Al 2 O 3 ·2SiO 2 ; K 2 O·Al 2 O 3 ·2SiO 2
- бокситы - Al 2 O 3 ·n H 2 O
- корунд - Al 2 O 3
- криолит - 3NaF·AlF 3
Рис. Строение атома алюминия
.
Алюминий химически активный металл - на его внешнем электронном уровне находятся три электрона, которые участвуют в образовании ковалентных связей при взаимодействии алюминия с другими химическими элементами (см. Ковалентная связь). Алюминий - сильный восстановитель, во всех соединениях проявляет степень окисления +3.
При комнатной температуре алюминий вступает в реакцию с кислородом, содержащимся в атмосферном воздухе, с образованием прочной оксидной пленки, которая надежно препятствует процессу дальнейшего окисления (корродирования) металла, в результате чего химическая активность алюминия снижается.
Благодаря оксидной пленке алюминий не вступает в реакцию с азотной кислотой при комнатной температуре, поэтому, алюминиевая посуда является надежной тарой для хранения и трансопртирования азотной кислоты.
Физические свойства алюминия:
- металл серебристо-белого цвета;
- твердый;
- прочный;
- легкий;
- пластичный (протягивается в тонкую проволоку и фольгу);
- обладает высокой электро- и теплопроводностью;
- температура плавления 660°C
- природный алюминий состоит из одного изотопа 27 13 Al
Химические свойства алюминия :
- при снятии оксидной пленки алюминий реагирует с водой:
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 ; - при комнатной температуре вступает в реакции с бромом и хлором с образованием солей:
2Al + 3Br 2 = 2AlCl 3 ; - при высокой температуре алюминий реагирует с кислородом и серой (реакция сопровождается выделением большого кол-ва тепла):
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 + Q;
2Al + 3S = Al 2 S 3 + Q; - при t=800°C реагирует с азотом:
2Al + N 2 = 2AlN; - при t=2000°C реагирует с углеродом:
2Al + 3C = Al 4 C 3 ; - восстанавливает многие металлы из их оксидов - алюмотермией
(при t до 3000°C) получают промышленным способом вольфрам, ванадий, титан, кальций, хром, железо, марганец:
8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe; - с соляной и разбавленной серной кислотой реагирует с выделением водорода:
2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 ;
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ; - с концентрированной серной кислотой реагирует при высокой температуре:
2Al + 6H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O; - со щелочами реагирует с выделением водорода и образованием комплексных солей - реакция идет в несколько этапов: при погружении алюминия в раствор щелочи происходит растворение прочной защитной оксидной пленки, которая находится на поверхности металла; после растворения пленки, алюминий, как активиный металл, реагирует с водой с образованием гидроксида алюминия, который взаимодействует со щелочью, как амфотерный гидроксид:
- Al 2 O 3 +2NaOH = 2NaAlO 2 +H 2 O - растворение оксидной пленки;
- 2Al+6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 - взаимодействие алюминия с водой с образованием гидроксида алюминия;
- NaOH+Al(OH) 3 = NaAlO 2 +2H 2 O - взаимодействие гидроксида алюминия со щелочью
- 2Al+2NaOH+2H 2 O = 2NaAlO 2 +3H 2 - суммарное уравнение реакции алюминия со щелочью.
Соединения алюминия
Al 2 O 3 (глинозем)
Оксид алюминия Al 2 O 3 является белым, очень тугоплавким и твердым веществом (в природе тверже только алмаз, карборунд и боразон).
Свойства глинозема:
- не растворяется в воде и вступает с ней в реакцию;
- является амфотерным веществом, реагируя с кислотами и щелочами:
Al 2 O 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2 O;
Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 ; - как амфотерный оксид реагирует при сплавлении с оксидами металлов и солями, образуя алюминаты:
Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2 .
В промышленности глинозем получают из бокситов. В лабораторных условиях глинозем можно получить сжигая алюминий в кислороде:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .
Применение глинозема :
- для получения алюминия и электротехнической керамики;
- в качестве абразивного и огнеупорного материала;
- в качестве катализатора в реакциях органического синтеза.
Al(OH) 3
Гидроксид алюминия
Al(OH) 3 является белым твердым кристаллическим веществом, которое получается в результате обменной реакции из раствора гидроксида алюминия - выпадает в виде белого студенистого осадка, кристаллизующегося со временем. Это амфотерное соединение почти не растворимое в воде:
Al(OH) 3 + 3NaOH = Na 3 ;
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2 O.
- взаимодействие Al(OH) 3 с кислотами:
Al(OH) 3 +3H + Cl = Al 3+ Cl 3 +3H 2 O - взаимодействие Al(OH) 3 со щелочами:
Al(OH) 3 +NaOH - = NaAlO 2 - +2H 2 O
Гидроксид алюминия получают путем действия щелочей на растворы солей алюминия:
AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 + 3NaCl.
Получение и применение алюминия
Алюминий достаточно трудно выделить из природных соединений химическим способом, что объясняется высокой прочностью связей в оксиде алюминия, поэтому, для промышленного получения алюминия применяют электролиз раствора глинозема Al 2 O 3 в расплавленном криолите Na 3 AlF 6 . В результате процесса алюминий выделяется на катоде, на аноде - кислород:
2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2
Исходным сырьем служат бокситы. Электролиз протекает при температуре 1000°C: температура плавления оксида алюминия составляет 2500°C - проводить электролиз при такой температуре не представляется возможным, поэтому оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите, и уже затем полученный электролит используют при электролизе для получения алюминия.
Применение алюминия:
- алюминиевые сплавы широко применяются в качестве конструкционных материалов в автомобиле-, самолето-, судостроении: дюралюминий, силумин, алюминиевая бронза;
- в химической промышленности в качестве восстановителя;
- в пищевой промышленности для изготовления фольги, посуды, упаковочного материала;
- для изготовления проводов и проч.
Алюминий-серебристо-белый металл, обладающий высокой электропроводностью и теплопроводностью. (Теплопроводность алюминия в 1,8 раз больше, чем у меди, и в 9 раз больше, чем у нержавеющей стали.) Он имеет невысокую плотность - приблизительно втрое меньше, чем у железа, меди и цинка. И все же это очень прочный металл.
Три электрона из внешней оболочки атома алюминия делокализованы по кристаллической решетке металлического алюминия. Эта решетка имеет грансцентрированную кубическую структуру, подобную решетке олова и золота (см. разд. 3.2). Поэтому алюминий обладает хорошей ковкостью.
Химические свойства
Алюминий образует соединения ионного и ковалентного типа. Он характеризуется высокой энергией ионизации (табл. 15.1). Плотность заряда (отношение заряда к радиусу) для иона очень велика по сравнению с катионами других металлов того же периода (см. табл. 15.2).
Рис. 15.2. Гидратированный ион алюминия.
Таблица 15.2. Отношение заряда к радиусу катионов
Поскольку ион имеет высокую плотность заряда, он обладает большой поляризующей способностью. Этим объясняется то, что изолированный ион обнаруживается лишь в очень немногих соединениях, например в безводном фториде алюминия и оксиде алюминия, причем даже эти соединения обнаруживают заметный ковалентный характер. В водном растворе ион поляризует молекулы воды, которые вследствие этого гидратируют катион (см. рис. 15.2). Эта гидратация характеризуется большой экзотермичностью:
Стандартный окислительно-восстановительный потенциал алюминия равен - 1,66 В:
Поэтому в электрохимическом ряду элементов алюминий расположен довольно высоко (см. разд. 10.5). Это заставляет предположить, что алюминий должен легко реагировать с кислородом и разбавленными минеральными кислотами. Однако, когда алюминий реагирует с кислородом, на его поверхности образуется тонкий непористый слой оксида. Этот слой предохраняет алюминий от дальнейшего взаимодействия с окружающей средой. Оксидный слой можно удалить с поверхности алюминия, натирая ее ртутью. После этого алюминий способен соединяться непосредственно с кислородом и другими неметаллами, например серой и азотом. Взаимодействие с кислородом приводит к реакции
Анодирование. Алюминий и легкие алюминиевые сплавы можно защитить еще больше, сделав толще естественный оксидный слой при помощи процесса, который называется анодированием. В этом процессе алюминиевый предмет помещают в качестве анода в электролизер, где в качестве электролита используется хромовая кислота либо серная кислота.
Алюминий реагирует с горячими разбавленными соляной и серной кислотами, образуя водород:
Сначала эта реакция протекает медленно из-за наличия оксидного слоя. Однако по мере того, как он удаляется, реакция становится все более интенсивной.
Концентрированная и разбавленная азотная кислота, а также концентрированная серная кислота делают алюминий пассивным. Это означает, что он не реагирует с указанными кислотами. Такая пассивность объясняется образованием тонкого слоя оксида на поверхности алюминия.
Растворы гидроксида натрия и других щелочей взаимодействуют с алюминием, образуя тетрагидроксоалюминат(III)-ионы и водород:
Если оксидный слой удален с поверхности, алюминий может выступать в роли восстановителя в окислительно-восстановительных реакциях (см. разд. 10.2). Он вытесняет металлы, расположенные ниже его в электрохимическом ряду, из их растворов. Например
Наглядным примером восстановительной способности алюминия является алюмотермитная реакция. Так называется реакция между порошкообразным алюминием и
оксидом В лабораторных условиях ее обычно инициируют, используя в качестве запала ленточку магния. Эта реакция протекает очень бурно, и в ней выделяется такое количество энергии, которого достаточно, чтобы расплавить образующееся железо:
Алюмотермитную реакцию используют для проведения алюмотермитной сварки; например, таким способом соединяют рельсы.
Оксид алюминия Оксид алюминия, или, как его часто называют, глинозем, представляет собой соединение, которое обладает как ионными, так и ковалентными свойствами. Он имеет температуру плавления и в расплавленном состоянии представляет собой электролит. По этой причине его часто считают ионным соединением. Однако в твердом состоянии оксид алюминия имеет каркасную кристаллическую структуру.
Корунд. Безводные формы оксида алюминия образуют в природных условиях минералы группы корундов. Корунд-это очень твердая кристаллическая форма оксида алюминия. Он используется в качестве абразивного материала, так как по твердости уступает только алмазу. Крупные и прозрачные, нередко окрашенные, кристаллы корундов ценятся как драгоценные камни. Чистый корунд бесцветен, однако наличие в нем небольшого количества примесей оксидов -металлов придает драгоценным корундам характерную окраску. Например, окраска рубина обусловлена наличием в корунде ионов а окраска сапфиров - наличием ионов кобальта Фиолетовая окраска аметиста обусловлена наличием в нем примеси марганца. Сплавляя глинозем с оксидами различных -металлов, можно получать искусственные драгоценные камни (см. также табл. 14.6 и 14.7).
Оксид алюминия нерастворим в воде и обладает амфотерными свойствами, вступая в реакцию как с разбавленными кислотами, так и с разбавленными щелочами. Реакция с кислотами описывается общим уравнением:
Реакция со щелочами приводит к образованию -иона:
Галогениды алюминия. Строение и химическая связь в галогенидах алюминия описаны в разд. 16.2.
Хлорид алюминия можно получать, пропуская сухой хлор либо сухой хлороводород над нагретым алюминием. Например
За исключением фторида алюминия, все остальные галогениды алюминия гидролизуются водой:
По этой причине галогениды алюминия в контакте с влажным воздухом «дымят».
Ионы алюминия. Мы уже указывали выше, что ион гидратируется в воде. При растворении солей алюминия в воде устанавливается следующее равновесие:
В этой реакции вода выступает в роли основания, так как она акцептирует протон, а гидратированный ион алюминия выступает в роли кислоты, так как он донирует протон. По этой причине соли алюминия обладают кислотными свойствами. Если в
Впервые алюминий был получен лишь в начале XIX века. Cделал это физик Ганс Эрстед. Свой эксперимент он проводил с амальгамой калия, хлоридом алюминия и .
Кстати, название этого серебристого материала произошло от латинского слова «квасцы», потому что именно из них добывается этот элемент.
КвасцыКвасцы – это природные минералы на основе металлов, которые объединяют в своем составе соли серной кислоты.
Раньше считался драгоценным металлом и стоил на порядок дороже, чем золото. Объяснялось это тем, что металл было довольно сложно отделить от примесей. Так что позволить себе украшения из алюминия могли только богатые и влиятельные люди.
Японское украшение из алюминия
Но в 1886 году Чарльз Холл придумал метод по добыче алюминия в промышленном масштабе, что резко удешевило этот металл и позволило применять его в металлургическом производстве. Промышленный метод заключался в электролизе расплава криолита, в котором растворен оксид алюминия.
Алюминий - очень востребованный металл, ведь именно из него изготавливаются многие вещи, которыми человек пользуется в быту.
Применение алюминия
Благодаря ковкости и легкости, а также защищенности от коррозии, алюминий является ценным металлом в современной промышленности. Из алюминия изготавливают не только кухонную посуду - он широко используется в авто- и авиастроительстве.
Также алюминий является одним из самых недорогих и экономичных материалов, так как его можно использовать бесконечно, переплавляя ненужные алюминиевые предметы, например, банки.
Алюминиевые банки
Металлический алюминий безопасен, но его соединения могут оказывать токсическое действие на человека и животных (особенно хлорид, ацетат и сульфат алюминия).
Физические свойства алюминия
Алюминий - достаточно легкий металл серебристого цвета, который может образовывать сплавы с большинством металлов, особенно с медью, и кремнием. Также он весьма пластичен, его без труда можно превратить в тонкую пластинку или же фольгу. Температура плавления алюминия = 660 °C, а температура кипения - 2470 °C.
Химические свойства алюминия
При комнатной температуре металл покрывается прочной пленкой оксида алюминия Al₂O₃, которая защищает его от коррозии.
С окислителями алюминий практически не реагирует из-за защищающей его оксидной пленки. Однако ее можно легко разрушить, чтобы металл проявил активные восстановительные свойства. Разрушить оксидную пленку алюминия можно раствором или расплавом щелочей, кислотами или же с помощью хлорида ртути.
Благодаря восстановительным свойствам алюминий нашел применение в промышленности - для получения других металлов. Этот процесс называется алюмотермией. Такая особенность алюминия заключается во взаимодействии с оксидами других металлов.
Алюмотермическая реакция с участием оксида железа (III)
Например, рассмотрим реакцию с оксидом хрома:
Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.
Алюминий хорошо вступает в реакцию с простыми веществами. Например, с галогенами (за исключением фтора) алюминий может образовать иодид, хлорид, или бромид алюминия:
2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃
С другими неметаллами, такими как фтор, сера, азот, углерод и т.д. алюминий может реагировать только при нагревании.
Также серебристый металл вступает в реакцию и со сложными химическими веществами. Например, с щелочами он образует алюминаты, то есть комплексные соединения, которые активно используются в бумажной и текстильной промышленности. Причем в реакцию вступает как гидроксид алюминия
Al(ОН)₃ + NaOH = Na),
так и металлический алюминий или же оксид алюминия:
2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na
С агрессивными кислотами (например, с серной и соляной) алюминий реагирует довольно спокойно, без воспламенения.
Если опустить кусочек металла в соляную кислоту, то пойдет медленная реакция - сначала будет растворяться оксидная пленка - но затем она ускорится. Алюминий растворяется в соляной кислоте с выделением ртути на протяжении двух минут, а затем хорошо его промыть. В результате получится амальгама, сплав ртути и алюминия:
3HgCI₂ + 2Al = 2AlCI₃ + 3Hg
Причем она не удерживается на поверхности металла. Теперь, опустив очищенный металл в воду, можно наблюдать медленную реакцию, которая сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида алюминия:
2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Алюминий – химический элемент 3 периода IIIA группы. Порядковый номер – 13. Металл. Алюминий относится к элементам p -семейства. Символ – Al.
Атомная масса – 27 а.е.м. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s 2 3p 1 . В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».
Химические свойства алюминия
Алюминий в реакциях проявляет восстановительные свойства. Поскольку при пребывании на воздухе на его поверхности образуется оксидная пленка, устойчив к взаимодействию с другими веществами. Например, алюминий пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия. Однако, после удаления с его поверхности оксидной пленки способен взаимодействовать с простыми веществами. Большинство реакций протекает при нагревании:
2Al powder +3/2O 2 = Al 2 O 3 ;
2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (t);
2Al powder + 3Hal 2 = 2AlHal 3 (t = 25C);
2Al + N 2 = 2AlN (t);
2Al +3S = Al 2 S 3 (t);
4Al + 3C graphite = Al 4 C 3 (t);
4Al + P 4 = 4AlP (t, в атмосфере Н 2).
Также, алюминий после удаления с его поверхности оксидной пленки способен взаимодействовать с водой с образованием гидроксида:
2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 .
Алюминий проявляет амфотерные свойства, поэтому он способен растворяться в разбавленных растворах кислот и щелочах:
2Al + 3H 2 SO 4 (dilute) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 ;
2Al + 6HCl dilute = 2AlCl 3 + 3 H 2 ;
8Al + 30HNO 3 (dilute) = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O;
2Al +2NaOH +3H 2 O = 2Na + 3H 2 ;
2Al + 2(NaOH×H 2 O) = 2NaAlO 2 + 3 H 2 .
Алюмиотермия – способ получения металлов из их оксидов, основанный на восстановлении этих металлов алюминием:
8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe;
2Al + Cr 2 O 3 = Al 2 O 3 +2Cr.
Физические свойства алюминия
Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al 2 O 3 , которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот. Температура плавления – 660,37С, кипения – 2500С.
Получение и применение алюминия
Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:
2Al 2 O 3 = 4Al + 3O 2
Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na 3 и Al 2 O 3 . Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF 3 , CaF 2 и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.
Алюминий нашел широкое применение в промышленности, так, сплавы на основе алюминия – основные конструкционные материалы в самолето- и судостроении.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
Задание | при взаимодействии алюминия с серной кислотой образовался сульфат алюминия массой 3,42 г. Определите массу и количество вещества алюминия, вступившего в реакцию. |
Решение |
Запишем уравнение реакции:
2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 . Молярные массы алюминия и сульфата алюминия, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 27 и 342 г/моль, соответственно. Тогда, количество вещества образовавшегося сульфата алюминия будет равно: n(Al 2 (SO 4) 3) = m(Al 2 (SO 4) 3) / M(Al 2 (SO 4) 3); n(Al 2 (SO 4) 3) = 3,42 / 342 = 0,01 моль. Согласно уравнению реакции n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, следовательно n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 моль. Тогда, масса алюминия будет равна: m(Al) = n(Al)×M(Al); m(Al) = 0,02×27 = 0,54 г. |
Ответ | Количество вещества алюминия – 0,02 моль; масса алюминия – 0,54 г. |