Алюминий химия. Алюминий. Свойства алюминия. Применение алюминия. — разбавленной азотной кислотой

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

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500 о С. Известны Al 2 O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

4(Al,Hg) +3O 2 + 6H 2 O = 4Al(OH) 3 + (Hg)

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al 2 S 3 .

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800 о С, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000 о С. Карбид алюминия состава Al 4 C 3 относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2 ,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H 2 SO 4 (конц) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 (конц) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + .

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200 о – 3000 о С. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe 3 O 4 называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO 4 + (H 2 O) = Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 +3H 2 2Al + 2K 2 CO 3 + 8H 2 O = 2K + 2KHCO 3 + 3H 2 . 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al 2 O 3). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al 2 O 3 встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Реакции в растворе: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом 1- , т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 . Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Гидроксиды алюминия . Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH) 3 . Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 , по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl 3 +4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO 4 и фторид AlF 3 . Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+ , т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3 . Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp 2 -гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al 2 Cl 6 . Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты M I M III (SO 4) 2 , которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H 2 S, CO 2 , SO 2) его осаждают: K +4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) 3 ↓ + KHCO 3

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.

Железо

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: 3d 6 4s 2 и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe 3+ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d 5 , что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539 о С. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe 3 O 4 , а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe 2 O 3 . Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe 3+ . С иодом образуется FeJ 2 , так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ 3 не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe 2 S 3 , а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS 2 . Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500 о С: 3Fe + C = Fe 3 C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H 2 O (пар) = Fe 3 O 4 + 4H 2 . В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 . Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe 2+ .

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II)), а восстанавливает HNO 3 (разб.) до NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + в зависимости от условий, а HNO 3 (конц.) – до NO 2 из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Свойства соединений железа.

Fe 2+ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg 2+ , поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс 2+ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl 2 содержатся комплексные частицы 0 . Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 500 0 С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4 . Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe 2+ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2 ­ , но 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 +3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (конц) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 .

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 . 6H 2 O. Катион Fe 2+ легко окисляется до Fe 3+ , поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe 3+ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe 2 O 3 – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 – желтого или красного цвета, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 . Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe 2 O 3 . nH 2 O.

Fe 3 O 4 - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO . Fe 2 O 3 , либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO 2) 2 . При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe 2+ : Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o =0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2 ,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH 4 Fe(SO 4) 2 . 12H 2 O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl 3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + - . Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцией на наличие катиона трехвалентного железа является появленме кроваво-красной окраски при взаимодействии с тиоцианатом (роданидом) калия:2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6 . Степень окисления +6 для железа малоустойчива. Удается получить только анион FeO 4 2- , который существует только при pH>7-9, но при этом является сильным окислителем.

Fe 2 O 3 + 4KOH + 3KNO 3 = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O

Fe (опилки) + H 2 O + KOH + KNO 3 = K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2

2Fe(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 FeO 4 + 6KCl + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + KCl + 2H 2 O

4K 2 FeO 4 + 6H 2 O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O 2

4BaFeO 4 (нагревание) = 4BaO + 2Fe 2 O 3 + 3O 2

2K 2 FeO 4 + 2CrCl 3 + 2HCl = FeCl 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

Получение железа в промышленности:

А) доменный процесс: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

Б) алюмотермия: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe

ХРОМ – элемент с порядковым номером 24, с относительной атомной массой 51,996. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию 3d 5 4s 1 и в периодической системе находится в IV периоде, VI группе, побочной подгруппе. Возможные степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Из них наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6, а минимальной энергией обладает +3.

По физическим свойствам хром – серовато-белый, блестящий, твердый металл с температурой плавления 1890 о С. Прочность его кристаллической решетки обусловлена наличием пяти неспаренных d-электронов, способных к частичному ковалентному связыванию.

Химические свойства простого вещества.

При низких температурах хром инертен из-за наличия оксидной пленки, не взаимодействует с водой и воздухом.

1. С кислородом взаимодействует при температурах выше 600 о С. При этом образуется оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 .

2. Взаимодействие с галогенами происходит по-разному: Cr + 2F 2 = CrF 4 (при комнатной температуре), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (при значительном нагревании). Следует сказать, что иодид хрома (III) может существовать и получается по обменной реакции в виде кристаллогидрата CrJ 3 . 9H 2 O, но его термическая устойчивость невелика, и при нагревании он разлагается на CrJ 2 и J 2 .

3. При температуре выше 120 о С хром взаимодействует с расплавленной серой, давая сульфид хрома (II) – CrS (черного цвета).

4. При температурах выше 1000 о С хром реагирует с азотом и углеродом, давая нестехиометрические, химически инертные соединения. Среди них можно отметить карбид с примерным составом CrC, который по твердости приближается к алмазу.

5. С водородом хром не реагирует.

6. Реакция с водяным паром проходит следующим образом: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Реакция с кислотами-неокислителями происходит достаточно легко, при этом образуется аква-комплекс 2+ небесно-голубого цвета, который устойчив только в отсутствие воздуха или в атмосфере водорода. В присутствии кислорода реакция идет иначе: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Разбавленные кислоты, насыщенные кислородом, даже пассивируют хром за счет образования на поверхности прочной оксидной пленки.

8. Кислоты- окислители: азотная кислота любой концентрации, серная концентрированная, хлорная кислота пассивируют хром так, что после обработки поверхности этими кислотами он уже не реагирует и с другими кислотами. Пассивация снимается при нагревании. При этом получаются соли хрома (III) и диоксиды серы или азота (из хлорной кислоты – хлорид). Пассивация за счет образования солевой пленки происходит при взаимодействии хрома с фосфорной кислотой.

9. Непосредственно со щелочью хром не реагирует, но вступает в реакцию со щелочными расплавами с добавлением окислителей: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (ж) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Хром способен реагировать с растворами солей, вытесняя менее активные металлы (стоящие правее него в ряду напряжения) из состава соли. Сам хром при этом превращается в катион Cr 2+ .

(А l ), галлий (Ga ), индий (In ) и таллий (Т l ).

Как видно из приведенных данных, все эти элементы были открыты в XIX столетии.

Открытие металлов главной подгруппы III группы

Бор представляет собой неметалл. Алюминий - переход­ный металл, а галлий, индий и таллий - полноценные метал­лы. Таким образом, с ростом радиусов атомов элементов каждой группы периодической системы металлические свой­ства простых веществ усиливаются.

В данной лекции мы подробнее рассмотрим свойства алюминия.

1. Положение алюминия в таблице Д. И. Менделеева. Строение атома, проявляемые степени окисления.

Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar (Al ) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.

Al +13) 2) 8) 3 , p – элемент,

Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3:

Al 0 – 3 e - → Al +3

2. Физические свойства

Алюминий в свободном виде - се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Температура плавления650 о С. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см 3) - при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно - это прочный металл.

3. Нахождение в природе

По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов , уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания 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).

Некоторые из них:

· Бокситы - Al 2 O 3 H 2 O (с примесями SiO 2 , Fe 2 O 3 , CaCO 3)

· Нефелины - KNa 3 4

· Алуниты - KAl(SO 4) 2 2Al(OH) 3

· Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO 2 , известняком CaCO 3 , магнезитом MgCO 3)

· Корунд - Al 2 O 3

· Полевой шпат (ортоклаз) - K 2 O×Al 2 O 3 ×6SiO 2

· Каолинит - Al 2 O 3 ×2SiO 2 × 2H 2 O

· Алунит - (Na,K) 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×4Al(OH) 3

· Берилл - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

4. Химические свойства алюминия и его соединений

Алюминий легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый вид).

ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изученияхимических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия со ртутью – амальгамы).

I . Взаимодействие с простыми веществами

Алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора - воды:

2А l + 3 S = А l 2 S 3 (сульфид алюминия),

2А l + N 2 = 2А lN (нитрид алюминия),

А l + Р = А l Р (фосфид алюминия),

4А l + 3С = А l 4 С 3 (карбид алюминия).

2 Аl +3 I 2 =2 A l I 3 (йодид алюминия) ОПЫТ

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S­

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4 ­

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:

4А l + 3 O 2 = 2А l 2 О 3 + 1676 кДж.

ГОРЕНИЕ АЛЮМИНИЯ НА ВОЗДУХЕ

ОПЫТ

II . Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой :

2 Al + 6 H 2 O=2 Al (OH) 3 +3 H 2

без оксидной пленки

ОПЫТ

Взаимодействие с оксидами металлов:

Алюминий – хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов . Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.

3 Fe 3 O 4 +8 Al =4 Al 2 O 3 +9 Fe + Q

Термитная смесь Fe 3 O 4 иAl (порошок) –используется ещё и в термитной сварке.

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3

Взаимодействие с кислотами :

С раствором серной кислоты:2 Al+ 3 H 2 SO 4 =Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2А l + 6Н 2 S О 4(конц) = А l 2 (S О 4) 3 + 3 S О 2 + 6Н 2 О,

А l + 6Н NO 3(конц) = А l (NO 3 ) 3 + 3 NO 2 + 3Н 2 О.

Взаимодействие со щелочами .

2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O =2 Na [ Al (OH ) 4 ] +3 H 2

ОПЫТ

Na [А l (ОН) 4 ] – тетрагидроксоалюминат натрия

По предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали для получения водорода для аэростатов.

С растворами солей:

2 Al + 3 CuSO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 Cu

Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2 Al + 3 HgCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуяамальгаму .

Обнаружение ионов алюминия в растворах : ОПЫТ

5. Применение алюминия и его соединений

Физические и химические свойства алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминияявляется авиационная промышленность : самолет на 2/3 состоит из алюминия и его сплавов. Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бы нести гораздо меньше пассажиров. Поэтому алюминий называют крылатым металлом. Из алюминия изготовляют кабели и провода : при одинаковой электрической проводимости их масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.

Учитывая коррозионную устойчивость алюминия, из него изготовляют детали аппаратов и тару для азотной кислоты . Порошок алюминия является основой при изготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, а также для отражениятепловых лучей такой краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.

Оксид алюминия используется для получения алюминия, а также как огнеупорный материал.

Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочного сок.

Соли алюминия сильногидролизуются. Данное свойство применяют в процессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое количество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результате выделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собой взвешенные частицы мути и бактерии.

Таким образом, сульфат алюминия является коагулянтом.

6. Получение алюминия

1) Современный рентабельный способ получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886 году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном криолите. Расплавленный криолит Na 3 AlF 6 растворяет Al 2 O 3, как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только растворителем, а оксид алюминия - электролитом.

2Al 2 O 3 эл.ток →4Al + 3O 2

В английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый металлический век - век алюминия. В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик, явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять этот металл дешево и в больших количествах”. Так Холл сделался основоположником американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем, как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.

2) 2Al 2 O 3 +3 C=4 Al+3 CO 2

ЭТО ИНТЕРЕСНО:

• Металлический алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед. Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанного с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобы восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлорид алюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер. Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием.
• В 18-19 веках алюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне за заслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными из золота и алюминия.
• К 1855 году французский ученыйСен- Клер Девиль разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством НаполеонаIII, императораФранции. В знаксвоей преданности и благодарности Девиль изготовил для сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку – первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядить своих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. В то время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Только после изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимости сравнялся с обычными металлами.
• А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызывает расстройство нервной системы.При его избытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С, соединения кальция, цинка.
• При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяется много тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета "Сатурн" сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идея использования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказал Ф. А. Цандер.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 - Характеристика алюминия по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева

Тренажёр №2 - Уравнения реакций алюминия с простыми и сложными веществами

Тренажёр №3 - Химические свойства алюминия

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Для получения алюминия из хлорида алюминия в качестве восстановителя можно использовать металлический кальций. Составьте уравнение данной химической реакции, охарактеризуйте этот процесс при помощи электронного баланса.
Подумайте! Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе?

№2. Закончите уравнения химических реакций :
Al + H 2 SO 4 (раствор ) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (конц ) - t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

№3. Осуществите превращения:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al(OH) 3 - t ->Al 2 O 3 -> Al

№4. Решите задачу:
На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?

Алюминия оксид (глинозем) А1 2 О 3 , бесцв. кристаллы ; т. пл. 2044°С; т. кип. 3530 °С. Единственная стабильная до 2044°С кристаллич. модификация алюминия оксида-А1 2 О 3 (корунд ): решетка ромбоэдрич., а = 0,512 нм,= 55,25° (для гексагон. установки а = 0,475 нм, с = 1,299 нм, пространств. группа D 6 3d , z = 2); плотн. 3,99 г/см 3 ;Н° пл 111,4 кДж/моль ; ур-ния температурной зависимости: теплоемкости С° р = = 114,4 + 12,9*10 -3 Т - 34,3*10 5 Т 2 ДжДмоль*К) (298Т 1800 К), давления пара Igp (Па) = -54800/7+1,68 (до ~ 3500 К); температурный коэф. линейного расширения (7,2-8,6)*10 -6 К -1 (300Т1200 К); теплопроводность спеченного при 730°С образца 0,35 Вт/(моль*К); твердость по Моосу 9; показатель преломления для обыкновенного луча n 0 1,765, для необыкновенного п е 1,759.

Оксид алюминия (Al2O3) обладает исключительным набором свойств, таких как:

• Высокая твердость
• Хорошая теплопроводность
• Отличная коррозионная стойкость
• Низкая плотность
• Сохранение прочности в широком диапазоне температур
• Электроизоляционные свойства
• Невысокая стоимость относительно других керамических материалов

Все эти сочетания делают материал не заменимым при изготовлении коррозионностойких, износостойких, электроизоляционных и термостойких изделий для самых различных отраслей промышленности.

Основные области применения:

• Футеровка мельниц, гидроциклонов, бетономешалок, экструдеров, транспортеров, труб и прочего изнашиваемого оборудования
• Кольца торцовых уплотнений
• Фильеры, проводки, направляющие
• Подшипники скольжения, валы и футеровка проточных частей химических насосов
• Мелящие тела
• Части бумагоделательного оборудования
• Горелки
• Насадки экструдеров (керны)
• Тигли
• Элементы клапанов и запорной арматуры
• Сопла для аппаратов аргонно-дуговой сварки
• Электроизоляторы

Существует несколько модификаций оксида алюминия в зависимости от содержания основной фазы и примесей, которые отличаются прочностью и химической стойкостью

Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия Al(OH) 3 – бесцветное твердое вещество, нерастворимое в воде, входит в состав многих бокситов. Существует в четырех полиморфных модификациях. На холоде образуется α-Al(OH) 3 – байерит, а при осаждении из горячего раствора γ-Al(OH) 3 – гиббсит (гидаргилит), обе кристаллизуются в моноклинной сингонии, имеют слоистое строение, слои состоят из октаэдров , между слоями действует водородная связь. Существует также триклинный гиббсит γ’-Al(OH) 3 , триклинный нордстрандит β-Al(OH) 3 и две модификации оксогидроксида AlOOH – орторомбические бемит и диаспор. Аморфный гидроксид алюминия имеет переменный состав Al 2 O 3 · nH 2 O. При нагревании выше 180°С разлагается.

Химические свойства

Гидроксид алюминия – типичное амфотерное соединение, свежеполученный гидроксид растворяется в кислотах и щелочах:

2Al(OH) 3 + 6HCl = 2AlCl 3 + 6H 2 O

Al(OH) 3 + NaOH + 2H 2 O = Na.

При нагревании разлагается, процесс дегидратации довольно сложен и схематично может быть представлен следующим образом:

Al(OH) 3 = AlOOH + H 2 O;

2AlOOH = Al 2 O 3 + H 2 O.

Гидроксид алюминия - химическое вещество, которое представляет собой соединение оксида алюминия с водой. Может пребывать в жидком и твердом состояниях. Жидкий гидроксид является желеподобным прозрачным веществом, которое очень плохо растворяется в воде. Твердый гидроксид представляет собой кристаллическое вещество белого цвета, которое обладает пассивными химическими свойствами и не реагирует практически ни с одним другим элементом или соединением.

Хлорид алюминия

При обычном давлении возгоняется при 183 °C (под давлением плавится при 192,6 °C). В воде хорошо растворим (44,38 г в 100 г H 2 O при 25 °C); вследствие гидролиза дымит во влажном воздухе, выделяя HCl. Из водных растворов выпадает кристаллогидрат AlCl 3 · 6H 2 O - желтовато-белые расплывающиеся кристаллы. Хорошо растворим во многих органических соединениях (в этаноле - 100 г в 100 г спирта при 25 °C, в ацетоне, дихлорэтане , этиленгликоле, нитробензоле, тетрахлоруглероде и др.); однако практически не растворяется в бензоле и толуоле.

Сульфат алюминия

Сульфат алюминия - это соль белого цвета с серым, голубым или розовым оттенком, при обычных условиях существует в виде кристаллогидрата Al 2 (SO 4) 3 ·18H 2 O - бесцветных кристаллов. При нагревании теряет воду не плавясь, при прокаливании распадается на Al 2 O 3 и SO 3 и O 2 . Хорошо растворяется в воде. Технический сульфат алюминия можно получить, обрабатывая серной кислотой боксит или глину, а чистый продукт, - растворяя Al(OH) 3 в горячей концентрированной H 2 SO 4 .

Сульфат алюминия применяется как коагулянт для очистки воды хозяйственно-питьевого и промышленного назначения и для использования в бумажной, текстильной, кожевенной и других отраслях промышленности.

Используется в качестве пищевой добавки E-520

Карбид алюминия

Карбид алюминия получается прямой реакцией алюминия с углеродом в дуговой печи.

Железо с алюминием

Ални - группа магнитотвёрдых (высококоэрцитивных) сплавов железо (Fe) - никель (Ni) - алюминий (Al).

Легирование ални-сплавов улучшает их магнитные характеристики, применяется легирование медью (например, сплав 24 % никеля, 4 % меди, 13 % алюминия и 59 % железа), кобальтом (сплавы альнико и магнико ). Примесь углерода снижает магнитные свойства сплава, его содержание не должно превышать 0,03 %.

Ални-сплавы характеризуются высокой твёрдостью и хрупкостью, поэтому для изготовления постоянных магнитов из них применяется литьё.

Алюминат натрия

Алюминат натрия - неорганическое соединение, сложный окисел натрия и алюминия с формулой NaAlO 2 , белое аморфное вещество, реагирует с водой.

Ортоалюминиевая кислота

Алюмина"ты, соли алюминиевых кислот: ортоалюминиевой H3 AlO3 , метаалюминиевой HAlO2 и др. В природе наиболее распространены Алюминаты общей формулы R, где R - Mg, Са, Be, Zn и др. Среди них различают: 1) октаэдрические разновидности, т. н. шпинели - Mg (благородная шпинель), Zn (ганитовая или цинковая шпинель) и др. и 2) ромбические разновидности - Be (хризоберилл) и др. (в формулах минералов атомы, составляющие структурную группу, обычно заключают в квадратные скобки).

Алюминаты щелочных металлов получают при взаимодействии Al или Al(OH)3 с едкими щелочами: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2 O. Из них а люминаты натрия NaAlO2, образующийся при щелочном процессе получения глинозёма, применяют в текстильном производстве как протраву. Алюминаты щёлочноземельных металлов получают сплавлением их окислов с Al2 O3 ; из них алюминаты кальция CaAl2 O4 служит главной составной частью быстро твердеющего глинозёмистого цемента.

Практическое значение приобрели Алюминаты редкоземельных элементов. Их получают совместным растворением окислов редкоземельных элементов R2 03 и Al(NO3 )3 в азотной кислоте, выпариванием полученного раствора до кристаллизации солей и прокаливанием последних при 1000-1100°С. Образование Алюминаты контролируется рентгеноструктурным, а также химическим фазовым анализом. Последний основан на различной растворимости исходных окислов и образуемого соединения (А., например, устойчивы в уксусной кислоте, в то время как окислы редкоземельных элементов хорошо растворяются в ней). Алюминаты редкоземельных элементов обладают большой химической стойкостью, зависящей от температур их предварительного обжига; в воде устойчивы при высоких температурах (до 350°С) под давлением. Наилучший растворитель Алюминаты редкоземельных элементов - соляная кислота. Алюминаты редкоземельных элементов отличаются высокой тугоплавкостью и характерной окраской. Их плотности составляют от 6500 до 7500 кг /м3 .

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.