Алюминий является самым распространенным металлом в земной коре. Свойства алюминия позволяют активно применять в составе металлоконструкций: он легкий, мягкий, поддается штамповке, обладает высокой антикоррозийной устойчивостью.
- Для алюминия характерна высокая химическая активность, отличается также высокой электро- и теплопроводностью.
- При переходе атома алюминия в возбужденное состояние 2 электрона s-подуровня распариваются, и один электрон переходит на p-подуровень.
- В природе алюминий встречается в виде минералов:
- Al2O3 — корунд
- 3BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл (аквамарин — примесь Fe и изумруд — примесь Cr2O3)
- Al2O3*Cr2O3 — красный рубин
- Al2O3 с примесью Fe+2/Fe+3/Ti
- Al2O3*H2O — боксит
Алюминий получают путем электролиза расплава Al2O3 в криолите (Na3[AlF6]). Галлий, индий и таллий получают схожим образом — методом электролиза их оксидов и солей.
Al2O3 → (t) Al + O2 (в расплаве криолита — Na3[AlF6])
- Реакции с неметаллами
- При комнатной температуре реагирует с галогенами (кроме фтора) и кислородом, покрываясь при этом оксидной пленкой.
- Al + O2 → Al2O3 (снаружи Al покрыт оксидной пленкой — Al2O3)
- Al + Br2 → AlBr3 (бромид алюминия)
- При нагревании алюминий вступает в реакции с фтором, серой, азотом и углеродом.
- Al + F2 → (t) AlF3 (фторид алюминия)
- Al + S → (t) Al2S3 (сульфид алюминия)
- Al + N2 → (t) AlN (нитрид алюминия)
- Al + C → (t) Al4C3 (карбид алюминия)
- Реакции с кислотами и щелочами
- Al + HCl → AlCl3 + H2
- Al + H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + H2↑
- Al + H2SO4(конц.) → (t) Al2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
- Al + HNO3(разб.) → (t) Al(NO3)3 + N2O + H2O
- Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоалюминат натрия; поскольку алюминий дан в чистом виде — выделяется водород)
- При прокаливании комплексные соли не образуются, так вода испаряется — вместо них образуются (в рамках ЕГЭ) средние соли — алюминаты (академически — сложные окиселы):
- Na[Al(OH)4] → (t) NaAlO2 + H2O
- Реакция с водой
- Алюминотермия
- С помощью алюминотермии получают Fe, Cr, Mn, Ca, Ti, V, W.
- Fe2O3 + Al → (t) Al2O3 + Fe
- Cr2O3 + Al → (t) Al2O3 + Cr
- MnO2 + Al → (t) Al2O3 + Mn
- Al + O2 → Al2O3
- Al(OH)3 → (t) Al2O3 + H2O↑
- Проявляет амфотерные свойства: реагирует и с кислотами, и с основаниями.
- Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
- Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
- Al2O3 + NaOH → (t) NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
- Al2O3 + Na2O → (t) NaAlO2
- AlBr3 + LiOH → Al(OH)3↓ + LiBr
- Al(NO3)3 + K2CO3 → KNO3 + Al(OH)3↓ + CO2 (двойной гидролиз: Al(NO3)3 гидролизуется по катиону, K2CO3 — по аниону)
- Al2S3 + H2O → Al(OH)3↓ + H2S↑
Алюминий проявляет амфотерные свойства (греч. ἀμφότεροι — двойственный), вступает в реакции как с кислотами, так и с основаниями.
При комнатной температуре не идет из-за образования оксидной пленки — Al2O3 — на воздухе. Если разрушить оксидную пленку нагреванием раствора щелочи или амальгамированием (покрытием металла слоем ртути) — реакция идет.
Al + H2O → (t) Al(OH)3 + H2↑
Алюминотермия (лат. Aluminium + греч. therme — тепло) — способ получения металлов и неметаллов, заключающийся в восстановлении их оксидов алюминием. Температуры при этом процессе могут достигать 2400°C.
Оксид алюминия
Оксид алюминия получают в ходе взаимодействия с кислородом — на воздухе алюминий покрывается оксидной пленкой. При нагревании гидроксид алюминия, как нерастворимое основание, легко разлагается на оксид и воду.
Гидроксид алюминия
Гидроксид алюминия получают в ходе реакций обмена между растворимыми солями алюминия и щелочами. В результате гидролиза солей алюминия часто выпадает белый осадок — гидроксид алюминия.
Проявляет амфотерные свойства. Реагирует и с кислотами, и с основаниями. Вследствие нерастворимости гидроксид алюминия не реагирует с солями.
Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
Al(OH)3 + LiOH → Li[Al(OH)4] (при избытке щелочи будет верным написание — Li3[Al(OH)6] — гексагидроксоалюминат лития)
Химические свойства алюминия
Средняя оценка: 4.3
Всего получено оценок: 437.
Средняя оценка: 4.3
Всего получено оценок: 437.
Одним из распространённых элементов планеты является алюминий. Физические и химические свойства алюминия применяются в промышленности. Все, что необходимо знать, про этот металл вы найдете в нашей статье.
Алюминий – это 13 элемент периодической таблицы. Он находится в третьем периоде, III группе, главной подгруппе.
Свойства и применение алюминия связаны с его электронным строением. Атом алюминия имеет положительно заряженное ядро (+13) и 13 отрицательно заряженных электронов, располагающихся на трёх энергетических уровнях. Электронная конфигурация атома – 1s22s22p63s23p1.
На внешнем энергетическом уровне находится три электрона, которые определяют постоянную валентность III. В реакциях с веществами алюминий переходит в возбуждённое состояние и способен отдавать все три электрона, образуя ковалентные связи. Как и другие активные металлы, алюминий является мощным восстановителем.
Рис. 1. Строение атома алюминия.
Алюминий – амфотерный металл, образующий амфотерные оксиды и гидроксиды. В зависимости от условий соединения проявляют кислотные или основные свойства.
Алюминий обладает:
- лёгкостью (плотность 2,7 г/см3);
- серебристо-серым цветом;
- высокой электропроводностью;
- ковкостью;
- пластичностью;
- температурой плавления – 658°C;
- температурой кипения – 2518,8°C.
Из металла делают жестяные ёмкости, фольгу, проволоку, сплавы. Алюминий используют при изготовлении микросхем, зеркал, композитных материалов.
Рис. 2. Жестяные ёмкости.
Алюминий – парамагнетик. Металл притягивается магнитом только в присутствии магнитного поля.
На воздухе алюминий быстро окисляется, покрываясь оксидной плёнкой. Она защищает металл от коррозии, а также препятствует взаимодействию с концентрированными кислотами (азотной, серной). Поэтому кислоты хранят и перевозят в алюминиевой таре.
При обычных условиях реакции с алюминием возможны только после удаления оксидной плёнки. Большинство реакций протекают при высоких температурах.
Основные химические свойства элемента описаны в таблице.
| Реакция | Описание | Уравнение |
| С кислородом | Горит при высоких температурах с выделением тепла | 4Al + 3O2 → 2Al2O3 |
| С неметаллом | Взаимодействует с серой при температуре выше 200°С, с фосфором – при 500°С, с азотом – при 800°С, с углеродом – при 2000°С |
|
| С галогенами | Реагирует при обычных условиях, с йодом – при нагревании в присутствии катализатора (воды) |
|
| С кислотами | Реагирует с разбавленными кислотами при обычных условиях, с концентрированными – при нагревании |
– 2Al + 3H2SO4(разбав.) → Al2(SO4)3 + 3H2; – Al + 6HNO3(конц.) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O |
| Со щелочами | Реагирует с водными растворами щелочей и при сплавлении |
– 2Al + 2NaOH + 10H2O → 2Na[Al(H2O)2(OH)4] + 3H2; – 2Al + 6KOH → 2KAlO2 + 2K2O + 3H2 |
| С оксидами | Вытесняет менее активные металлы | 2Al + Fe2O3 → 2Fe + Al2O3 |
Алюминий не реагирует непосредственно с водородом. Реакция с водой возможна после снятия оксидной плёнки.
Рис. 3. Реакция алюминия с водой.
Алюминий – амфотерный активный металл с постоянной валентностью. Обладает небольшой плотностью, высокой электропроводностью, пластичностью. Притягивается магнитом только в присутствии магнитного поля.
Алюминий реагирует с кислородом, образуя защитную плёнку, которая препятствует реакциям с водой, концентрированными азотной и серной кислотами.
При нагревании взаимодействует с неметаллами и концентрированными кислотами, при обычных условиях – с галогенами и разбавленными кислотами. В оксидах вытесняет менее активные металлы. Не реагирует с водородом.
Чтобы попасть сюда — пройдите тест.
Средняя оценка: 4.3
Всего получено оценок: 437.
А какая ваша оценка?
Гость завершил
Тест «Горе от ума»с результатом 12/15
Гость завершил
Тест «Биография Толстого»с результатом 8/10
Гость завершил
Тест «Отрочество»с результатом 7/14
Гость завершил
Тест «Капитанская дочка»с результатом 12/17
Гость завершил
Тест «Мцыри»с результатом 13/18
Не подошло? Напиши в х, чего не хватает!
Алюминий и его химия | ChemToday – химический портал
Здравствуй, уважаемый читатель! Сейчас мы будем разбираться с таким интереснейшим элементом, как алюминий, и подробно узнаем о его свойствах.
Алюминий является самым распространенным металлом, находящимся в соединениях в составе земной коры, следом за ним идёт железо.
Но несмотря на этот факт, алюминий — не самый дешёвый в производстве металл (самый дешёвый — свинец) и на его получение тратится значительно больше энергии, чем на производство железа. Немного позже вы узнаете почему.
Алюминий — уникальный металл в том смысле, что изготавливать из него можно почти всё что угодно: фольгу, банки для напитков, кружки, ложки, крючки для одежды — он необычайно ковкий. Однако, из-за этой ковкости его трудно использовать в несущих деталях конструкций, например арматуры или газовых баллонов, для изготовления которых используются более твёрдые материалы.
Алюминиевая коллекционная монета
Чтобы узнать, как можно получать алюминий, нужно узнать о том, в каком виде он встречается в природе.
Геохимия алюминия
Самый распространенный минерал алюминия — это его оксид Al2O3. В природе он встречается в разных минералах, из которых самый распространённый — боксит Al2O3 * xH2O:
Боксит
Включения других элементов в состав минерала делают его необычайно красивым. Прекрасные рубин, сапфир, топаз, аквамарин представляют из себя минералы, состоящие в основном из оксида алюминия, цвет которых обеспечивается за счет примесей — соединений хрома(II и III), железа, титана, марганца и многих других.
- Рубин
Сапфир
Топаз
Озеро близ города Кыштым (Челябинская область), цвет которого вызван наличием каолиновой глины, в состав которой входит алюминий
Вместе с кремнием алюминий образует группу самых распространённых в земной коре минералов. Их объединяют под общим названием — алюмосиликаты, подчёркивая наличие алюминия и кремния (silicium) в их составе.
Аквамарин
Способы получения
Как мы уже выяснили, всё или почти всё, что из себя представляет природный алюминий, — это его оксид Al2O3. Алюминий — очень активный металл, поэтому его извлечь из оксида непросто.
Приведём некоторые цифры: энергия Гиббса сродства к кислороду, то есть образования оксида, составляет около -300 кДж/моль! А электродный потенциал реакции восстановления алюминия(3+) составляет -1,7 В, что ставит его рядом с бериллием и марганцем.
Поэтому одним из самых распространённых способов для его получения служит электролиз расплава.
Сам оксид алюминия (корунд) чрезвычайно тугоплавкий, поэтому к нему добавляют гексафторалюминат натрия — природный минерал криолит.
Криолит
- Он имеет формулу Na3[AlF6] — это комплексное соединение, которое можно получить из водного оксида алюминия по следующей реакции:
- На территории России криолит встречается в непригодном для получения алюминия виде (загрязнённом), поэтому для электролиза расплава его получают по вышеприведённой реакции.
- Вместе с ним к оксиду алюминия добавляют также фторид кальция CaF2, и в результате смесь начинает плавиться при 950оС.
- В расплавленную смесь погружают графитовые электроды и создают напряжение, в результате чего происходит процесс электролиза, который в данном случае точно описать довольно сложно, поэтому ограничимся приблизительными реакциями.
- Вместе с этим графитовые электроды довольно быстро сгорают при такой высокой температуре и количестве кислорода, который выделяется на них:
- Суммируя всё вышесказанное, в процессе электролиза расплава на катоде выделяется алюминий, который из-за большей, нежели расплав, плотности собирается на дне жидким слоем; на аноде же выделяется кислород. Выглядит это вживую вот так:
(2Al(OH)_3 + 3Na_2CO_3 + 18HF = 2Na_3[AlF_6] + 3CO_2uparrow + 9H_2O) (Al_2O_3 = AlO^+ + AlO_2^-)
(quad ominus 3AlO^+ + 3overline{e} = Aldownarrow + Al_2O_3)
(quad oplus 2AlO_2^- — 2overline{e} = [O] + Al_2O_3) (C + O_2 = CO_2uparrow) Ванна электролиза расплава
Химические свойства алюминия
Алюмотермия
Как мы уже сказали, алюминий — активный металл. Настолько активный, что может применяться как восстановитель железа, марганца, хрома и других подобных металлов, при этом переходя в очень стабильный оксид. Данный метод получения других металлов из их оксидов реакцией с алюминиевой пудрой носит название алюмотермия, или реакция термит:
(3Fe_3O_4 + 8Al = 4Al_2O_3 + 9Fe)
(3MnO_2 + 4Al = 3Mn + 2Al_2O_3)
(Cr_2O_3 + 2Al = 2Cr + Al_2O_3) Термит
Как вы уже заметили, в своём оксиде алюминий находится в степени окисления +3. И да, действительно, это самая устойчивая для алюминия степень окисления. Однако для него существует ещё одна ненулевая степень окисления! И это +1, о которой мы поговорим чуть позже.
Для начала отметим реакции алюминия со многими простыми веществами (при нагревании), элементы которых окружают алюминий в таблице Менделеева:
(4Al + 3C = Al_4C_3 quad ext{t = }1500^oC)
(2Al + N_2 = 2AlN quad t > 800^oC)
(2Al + 3S = Al_2S_3 quad t > 700^oC)
Многие из образующихся в подобных реакциях соединения легко гидролизуются:
(Al_2S_3 + 6H_2O = 3H_2Suparrow + 2Al(OH)_3downarrow, ext{быстро})
(AlN + 4HCl = AlCl_3 + NH_4Cl, ext{медленно})
Отношение к кислотам
- Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами — то есть пассивируется.
- Однако с разбавленными кислотами-неокислителями (то есть разбавленной серной, соляной) реагирует с умеренной скоростью из-за довольно инертной плёнки оксида на поверхности, которая медленно «съедается» кислотой:
- Гидроксид алюминия очень легко взаимодействует с кислотами, образуя соли алюминия:
(2Al + 6HCl = 2AlCl_3 + 3H_2uparrow) (Al(OH)_3 + 3HCl = AlCl_3 + 3H_2O)
Отношение к щелочам. Амфотерность
Алюминий — амфотерный металл. Это значит, что он и его соединения проявляют как кислотные, так и основные свойства.
- Например, он реагирует с раствором щелочи:
- Экспериментально замечено, что эта реакция идет с большей скоростью, нежели алюминия с кислотой, а значит мы можем сделать вывод, что кислотные свойства алюминия выражены сильнее, чем основные.
- Помимо реакции с кислотой, гидроксид алюминия также легко растворяется и в растворе щёлочи!
(2Al + 2NaOH + 6H_2O = 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2uparrow) (Al(OH)_3 + NaOH = Na[Al(OH)_4])
В результате этих реакций образуется комплексное соединение — тетрагидроксоалюминат натрия, которое имеет переменный состав, сильно зависящий от pH.
В водных растворах при pH 13-14 (сильнощелочных средах) существуют тетрагидроксоалюминат-ионы, а при понижении pH (подкислении среды) между ионами начинают происходить процессы полимеризации через кислородные мостики.
Например, охарактеризовано существование и строение ионов следующих составов:
([Al_{13}O_4(OH)_{24}(H_2O)_{12}]^{7+},quad [Al_{13}(OH)_{35}]^{4+})
А вместе с однозарядными катионами (катионами щелочных металлов и аммония) образует устойчивые кристаллизующиеся соединения квасцы (название происходит от слова кислый, так как соединения алюминия гидролизуются и растворы солей имеют кислую реакцию среды):
((NH_4)_2SO_4 + Al_2(SO_4)_3 + 24H_2O = 2NH_4Al(SO_4)_2 * 12H_2O)
В их структуре присутствуют тетраэдрические гексаакваионы [Al(H2O)6]3+.
Прекрасные кристаллы алюмокалиевых квасцов
При сплавлении со щелочами алюминий образует соль мета- или ортоалюминиевой кислоты. При этом также могут образоваться алюминаты более сложного состава:
(Al(OH)_3 + NaOH = NaAlO_2 + 2H_2O)
(NaAlO_2 + Na_2O = Na_3AlO_3)
Нестабильные соединения
Говоря о неустойчивых соединениях алюминия, начнём с гидрида. Обменной реакцией алан (гидрид алюминия) может быть получен в эфирном растворе:
(3LiH + AlCl_3 = 3LiCl + AlH_3downarrow)
Продукт этой реакции — твёрдое белое полимерное вещество. Структурные фрагменты [Al2H6] напоминают бораны, и из эфирных растворов может осаждаться также сольват AlH3 * xEt2O.
Выше 150оС алан разлагается на простые вещества:
(2AlH_3 = 2Al + 3H_2uparrow)
Одновалентный алюминий
Вот мы и дошли до места, где упомянем соединения алюминия в степени окисления +1. Да, они немногочисленны, но сказать о них стоит.
Выше 1000 градусов Цельсия существует оксид Al2O, получаемый реакцией обычного оксида с кремнием:
(Al_2O_3 + 2Si = Al_2Ouparrow + 2SiO)
А при нагревании фторида алюминия(III) с металлическим алюминием образуется субфторид алюминия — синий газ:
(AlF_3 + 2Al = 3AlFuparrow)
Так как подобные соединения являются летучими и легко разлагаются, их можно использовать в транспортных реакциях для очистки алюминия.
Это такие реакции, где в одной части прибора из грязного источника получается летучий оксид или субфторид, а в другой части прибора, скажем, на раскалённой проволоке, этот неустойчивый газ разлагается, образуя высокочистый алюминий.
- Также известен сульфид:
- Эти соединения необходимо получать в инертной атмосфере.
- Любите химию!
(Al_2S_3 + 4Al = 3Al_2S)
Химические свойства алюминия, его применение
Если говорить об алюминии, как о простом веществе, то он представляет собой серебристо-белый блестящий металл. На воздухе быстро окисляется и покрывается плотной оксидной пленкой. Тоже самое происходит и при действии концентрированных кислот.
Наличие подобной особенности делает изделия из этого металла устойчивыми к коррозии, что, естественно, очень удобно для людей. Поэтому и находит такое широкое применение в строительстве именно алюминий. Свойства вещества также еще интересны тем, что данный металл очень легкий, при этом прочный и мягкий. Сочетание таких характеристик доступно далеко не каждому веществу.
Можно выделить несколько основных физических свойств, которые характерны для алюминия.
- Высокая степень ковкости и пластичности. Из данного металла изготовляют легкую, прочную и очень тонкую фольгу, его же прокатывают в проволоку.
- Температура плавления — 660 0С.
- Температура кипения — 2450 0С.
- Плотность — 2,7 г/см3.
- Кристаллическая решетка объемная гранецентрированная, металлическая.
- Тип связи — металлическая.
Физические и химические свойства алюминия определяют области его применения и использования. Если говорить о бытовых сторонах, то большую роль играют именно уже рассмотренные нами выше характеристики. Как легкий, прочный и антикоррозионный металл, алюминий применяется в самолето- и кораблестроении. Поэтому эти свойства очень важно знать.
История открытия
Свое название серебристо-белый металл получил от латинского языка, в переводе оно означает квасцы. В 1825 году датский физик Ганс Эрстед нагрел амальгаму калия, восстановил хлорид вещества и выделил новый металл. Затем этот эксперимент повторил и улучшил Фридрих Велер. Он применил чистый металлический калий и первый описал химические особенности алюминия.
Полупромышленный способ выделения открыл Сент-Клер Девиль в 1854 году, но он использовал безопасный натрий. Полученный алюминиевый слиток ученый представил на Парижской выставке. А затем он провел еще один эксперимент — электролиз расплава двойной соли хлорида вещества.
До развития технологий алюминий, созданный электролитическим способом из глинозема, был слишком дорогим. Его слиток стоил больше, чем аналогичный кусок золота. Именно поэтому в 1889 году британские ученые подарили Менделееву аналитические весы. Чаши в них были изготовлены из разных металлов — золота и алюминия. В то время в России последнее вещество называли серебром из глины.
Только в 1886 году отдельно друг от друга химики Эру и Холл разработали промышленный метод добычи металла. Но еще с глубокой древности использовались квасцы — двойная соль калия и алюминия.
Распространенность в природе
По степени распространенности в земле алюминий занимает лидирующую позицию среди всех металлов и третью между элементами периодической таблицы. По исследованиям разных ученых его концентрация в почве колеблется от 7,4 до 8,1%. Молярная масса атома — 26,9815386 г/моль. У вещества высокая химическая активность, поэтому чаще всего оно встречается в виде соединений.
К природным минералам алюминия относятся:
- хризоберилл или александрит;
- бокситы;
- берилл, аквамарин, изумруд;
- нефелины;
- каолинит;
- алуниты;
- полевые шпаты;
- глиноземы — смесь каолинов с песком, магнезитом или известняком.
Но в специфических условиях — жерлах вулканов, например, есть незначительное количество самородного металла белого цвета. Содержат его и природные воды, но вещество приобретает вид малотоксичных соединений. Тип аниона или катиона зависит только от кислотности окружающей среды.
В составе алюминия есть радиоактивные изотопы, которые распадаются за 720 000 лет. Образуются они при расщеплении высокоэнергичными космическими лучами ядер аргона.
Способы получения
У алюминия очень прочная химическая связь с кислородом. Из-за высокой реакционной способности восстановиться металлу из алюмосиликатов и природных оксидов сложнее, чем другим подобным веществам. На это также влияет температура плавления его руд — корунды и бокситы.
Невозможно восстановить элемент путем обжига оксида с углеродом, что помогает при работе с железом. У алюминия слишком близкое взаимодействие с кислородом, у углерода этот показатель гораздо ниже.
Получение металла возможно методом неполного восстановления, в ходе которого выделяется промежуточный продукт — карбид алюминия.
Затем он разлагается при температуре 1900−2000 градусов, образуя природное вещество.
Этот способ считается более выгодным, чем привычный электролитический, найденный Эру и Холлом. Он требует гораздо меньше энергетических затрат и приводит к минимальному образованию углерода.
Для производства 1 т чернового алюминия необходимо 35 кг его фторида, 65 кг криолита, 600 кг графитовых анодных электродов, 1920 кг глинозема и 61 ГДж электрической энергии. Получить металл в лабораторных условиях можно с помощью метода, найденного Фридрихом Велером. Необходимо восстановить вещество калием его безводного хлорида. Реакция протекает без участия кислорода при нагревании.
Химические свойства
Алюминий — серебристо-белый легкий металл, технический состав плавится при температуре 658 градусов, чистый — при 660, а закипает он при 2518, 8. К физическим свойствам относится и пластичность. Она у вещества очень высокая: 35% и 50% у промышленного и природного сплава соответственно. Его можно раскатать до состояния фольги или тонкого листа.
Модуль Юнга у алюминия составляет 70 ГПа, коэффициент Пуассона — 0,34. Он отлично отражает свет, проводит тепло и электричество. Вещество может взаимодействовать практически со всеми металлами, образует сплавы с кремнием, магнием, медью.
В нормальных условиях алюминий покрыт прочной тонкой оксидной пленкой, поэтому на него не действуют обычные окислители. Но он реагирует на разбавленные серные растворы.
Металлу не опасна коррозия, благодаря чему он нашел широкое применение в промышленности.
Но если пленка разрушилась — ее могут повредить соли аммония, горячие щелочи или амальгамирование, то вещество превращается в восстановитель. Галий, олово и индий не дают ей образоваться, при этом поверхность металла нужно покрыть легкоплавкими эвтектиками.
Перечень того, с чем реагирует алюминий:
- кислородом;
- галогенами;
- неметаллами;
- водой и ее парами;
- щелочами;
- соляной, азотной и серной кислотами.
При реакции с кислородом образуется оксид алюминия, его формула — 4Al + 3O2 = 2Al2O3. Фторид вещества: 2Al + 3F2 = 2AlF3. Сульфид образуется при взаимодействии с серой:2Al + 3S = Al2S3, 2Al + N2 = 2AlN — это нитрид металла, 4Al + 3C = Al4C3 — карбид после реакции с углеродом.
Характерная степень окисления алюминия — плюс три, но его атомы могут образовывать дополнительные связи. При взаимодействии со щелочами образуется тетрагидроксоалюминат (или другие алюминаты): 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na (Al (OH)4) + 3H2. Металл можно растворить в разбавленной серной кислоте: 2Al + 3H2SO4 = Al2 (SO 4)3 + 3H2.
Интересна реакция алюминия с водой. Для нее необходимо удалить защитную пленку с помощью раствора горячей щелочи или амальгамы: 2Al + 6H2O = 2Al (OH3) + 3H2.
При взаимодействии с окислителями происходит разложение вещества: 2Al + 6H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O — растворимые соли, уравнение реакций.
Химические свойства алюминия включают восстановление металлов из оксидов, реакцию с парами воды.
Алюмотермия
Как мы уже сказали, алюминий — активный металл. Настолько активный, что может применяться как восстановитель железа, марганца, хрома и других подобных металлов, при этом переходя в очень стабильный оксид. Данный метод получения других металлов из их оксидов реакцией с алюминиевой пудрой носит название алюмотермия, или реакция термит:
(3Fe_3O_4 + 8Al = 4Al_2O_3 + 9Fe) (3MnO_2 + 4Al = 3Mn + 2Al_2O_3) (Cr_2O_3 + 2Al = 2Cr + Al_2O_3)
Термит
Как вы уже заметили, в своём оксиде алюминий находится в степени окисления +3. И да, действительно, это самая устойчивая для алюминия степень окисления. Однако для него существует ещё одна ненулевая степень окисления! И это +1, о которой мы поговорим чуть позже.
- Для начала отметим реакции алюминия со многими простыми веществами (при нагревании), элементы которых окружают алюминий в таблице Менделеева:
- (4Al + 3C = Al_4C_3 quad text{t = }1500^oC) (2Al + N_2 = 2AlN quad t > 800^oC) (2Al + 3S = Al_2S_3 quad t > 700^oC)
- Многие из образующихся в подобных реакциях соединения легко гидролизуются:
- (Al_2S_3 + 6H_2O = 3H_2Suparrow + 2Al(OH)_3downarrow, text{быстро}) (AlN + 4HCl = AlCl_3 + NH_4Cl, text{медленно})
Отношение к кислотам
- Алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотами — то есть пассивируется.
- Однако с разбавленными кислотами-неокислителями (то есть разбавленной серной, соляной) реагирует с умеренной скоростью из-за довольно инертной плёнки оксида на поверхности, которая медленно «съедается» кислотой:
- (2Al + 6HCl = 2AlCl_3 + 3H_2uparrow)
- Гидроксид алюминия очень легко взаимодействует с кислотами, образуя соли алюминия:
- (Al(OH)_3 + 3HCl = AlCl_3 + 3H_2O)
Отношение к щелочам. Амфотерность
Алюминий — амфотерный металл. Это значит, что он и его соединения проявляют как кислотные, так и основные свойства.
- Например, он реагирует с раствором щелочи:
- (2Al + 2NaOH + 6H_2O = 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2uparrow)
- Экспериментально замечено, что эта реакция идет с большей скоростью, нежели алюминия с кислотой, а значит мы можем сделать вывод, что кислотные свойства алюминия выражены сильнее, чем основные.
- Помимо реакции с кислотой, гидроксид алюминия также легко растворяется и в растворе щёлочи!
- (Al(OH)_3 + NaOH = Na[Al(OH)_4])
В результате этих реакций образуется комплексное соединение — тетрагидроксоалюминат натрия, которое имеет переменный состав, сильно зависящий от pH.
В водных растворах при pH 13-14 (сильнощелочных средах) существуют тетрагидроксоалюминат-ионы, а при понижении pH (подкислении среды) между ионами начинают происходить процессы полимеризации через кислородные мостики.
Например, охарактеризовано существование и строение ионов следующих составов:
- ([Al_{13}O_4(OH)_{24}(H_2O)_{12}]^{7+},quad [Al_{13}(OH)_{35}]^{4+})
- А вместе с однозарядными катионами (катионами щелочных металлов и аммония) образует устойчивые кристаллизующиеся соединения квасцы (название происходит от слова кислый, так как соединения алюминия гидролизуются и растворы солей имеют кислую реакцию среды):
- ((NH_4)_2SO_4 + Al_2(SO_4)_3 + 24H_2O = 2NH_4Al(SO_4)_2 * 12H_2O)
- В их структуре присутствуют тетраэдрические гексаакваионы [Al(H2O)6]3+.
Прекрасные кристаллы алюмокалиевых квасцов
При сплавлении со щелочами алюминий образует соль мета- или ортоалюминиевой кислоты. При этом также могут образоваться алюминаты более сложного состава:
(Al(OH)_3 + NaOH = NaAlO_2 + 2H_2O) (NaAlO_2 + Na_2O = Na_3AlO_3)
Нестабильные соединения
Говоря о неустойчивых соединениях алюминия, начнём с гидрида. Обменной реакцией алан (гидрид алюминия) может быть получен в эфирном растворе:
(3LiH + AlCl_3 = 3LiCl + AlH_3downarrow)
Продукт этой реакции — твёрдое белое полимерное вещество. Структурные фрагменты [Al2H6] напоминают бораны, и из эфирных растворов может осаждаться также сольват AlH3 * xEt2O.
Выше 150оС алан разлагается на простые вещества:
(2AlH_3 = 2Al + 3H_2uparrow)
Одновалентный алюминий
Вот мы и дошли до места, где упомянем соединения алюминия в степени окисления +1. Да, они немногочисленны, но сказать о них стоит.
- Выше 1000 градусов Цельсия существует оксид Al2O, получаемый реакцией обычного оксида с кремнием:
- (Al_2O_3 + 2Si = Al_2Ouparrow + 2SiO)
- А при нагревании фторида алюминия(III) с металлическим алюминием образуется субфторид алюминия — синий газ:
- (AlF_3 + 2Al = 3AlFuparrow)
Так как подобные соединения являются летучими и легко разлагаются, их можно использовать в транспортных реакциях для очистки алюминия. Это такие реакции, где в одной части прибора из грязного источника получается летучий оксид или субфторид, а в другой части прибора, скажем, на раскалённой проволоке, этот неустойчивый газ разлагается, образуя высокочистый алюминий.
- Также известен сульфид:
- (Al_2S_3 + 4Al = 3Al_2S)
- Эти соединения необходимо получать в инертной атмосфере.
- Любите химию!
- К другим статьямПРЕДЫДУЩАЯ СТАТЬЯОлефинирование по Джулия-ЛитгоуPrevNextСЛЕДУЮЩАЯ СТАТЬЯМышьяк
2.2.3. Характерные химические свойства алюминия
Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s22s22p63s23p1. Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне.
В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3.
Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.
Взаимодействие алюминия с простыми веществами
с кислородом
При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al2O3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:
4Аl + 3О2 = 2Аl2О3
с галогенами
Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:
- 2Al + 3I2 =2AlI3
- С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:
- 2Al + 3Br2 = 2AlBr3
- Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:
- 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
с серой
При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:
— сульфид алюминия
с азотом
При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:
с углеродом
При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.
Взаимодействие алюминия со сложными веществами
с водой
Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде.
При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
с оксидами металлов
После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:
2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3
Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.
с кислотами-неокислителями
Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:
- а) 2Аl + 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3 + 3H2↑
- 2Аl0 + 6Н+ = 2Аl3+ + 3H20;
- б) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2↑
с кислотами-окислителями
-концентрированной серной кислотой
Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:
Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H2SO4) до степени окисления -2 (в H2S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.
— концентрированной азотной кислотой
— разбавленной азотной кислотой
- Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:
- 8Al + 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 +3N2O↑ + 15H2O
- 8Al + 30HNO3(оч. разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
со щелочами
- Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:
- 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
- так и с чистыми щелочами при сплавлении:
- В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:
- Аl2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
- Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
- В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:
- 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
- Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:
- Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Физические и химические свойства алюминия
Атомная масса – 27 а.е.м. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s23p1. 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:
- 2Alpowder +3/2O2 = Al2O3;
- 2Al + 3F2 = 2AlF3 (t);
- 2Alpowder + 3Hal2 = 2AlHal3 (t = 25C);
- 2Al + N2 = 2AlN (t);
- 2Al +3S = Al2S3 (t);
- 4Al + 3Cgraphite = Al4C3 (t);
- 4Al + P4 = 4AlP (t, в атмосфере Н2).
- Также, алюминий после удаления с его поверхности оксидной пленки способен взаимодействовать с водой с образованием гидроксида:
- 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 +3H2↑.
- Алюминий проявляет амфотерные свойства, поэтому он способен растворяться в разбавленных растворах кислот и щелочах:
- 2Al + 3H2SO4(dilute) = Al2(SO4)3 + 3H2↑;
- 2Al + 6HCldilute = 2AlCl3 + 3 H2↑;
- 8Al + 30HNO3(dilute) = 8Al(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O;
- 2Al +2NaOH +3H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑;
- 2Al + 2(NaOH×H2O) = 2NaAlO2 + 3 H2↑.
- Алюмиотермия – способ получения металлов из их оксидов, основанный на восстановлении этих металлов алюминием:
- 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe;
- 2Al + Cr2O3 = Al2O3 +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 Al2O3, 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:
2Al2O3 = 4Al + 3O2↑
Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na3[AlF6] и Al2O3. Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF3, CaF2 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
| Понравился сайт? Расскажи друзьям! |
Загрузка...
