Свойства алюминия металлические неметаллические амфотерные инертный

Обновлено: 08.01.2025

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns 1 , на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус , усиливаются металлические свойства , ослабевают неметаллические свойства , уменьшается электроотрица-тельность .

Физические свойства

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

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

Поваренная соль, каменная соль, галит — NaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na₂SO_4⋅10Н₂О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K₂CO₃ – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl _{(расплав)} → 2Na + Cl₂

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов .

Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Химические свойства

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

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K + I₂ = 2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na + S = Na₂S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K + P = K₃P

2Na + H₂ = 2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой . Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например , калий реагирует с водой очень бурно:

2K 0 + H₂ + O = 2 K + OH + H₂ 0

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

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

Например , натрий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например , при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

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

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства . Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртами , фенолом и органическими кислотами .

Например , при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H₂

Фенол с натрием реагирует с образованием фенолята натрия и водорода:

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH₃COOH + 2Li → 2CH₃COOLi + H₂↑

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например , хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями . Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например , натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только к освенными методами : взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. О ксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия :

3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи :

2Na + 2NaOН → 2Na₂O + Н₂↑

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития :

2LiOН → Li₂O + Н₂O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды . Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами :

Например , оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

Оксид натрия взаимодействует с амфотерным оксидом алюминия:

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

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

K₂O + 2HCl → 2KCl + H₂O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

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

Li₂O + H₂O → 2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

Пероксиды щелочных металлов

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой . При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами .

Например , пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и кислорода:

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окислительные свойства.

Например , пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образованием сульфата натрия:

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например , при взаимодействии с подкисленным раствором перманганата калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂ + Cl₂

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например , натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

Na₂O + H₂O → 2NaOH

2NaH + 2H₂O → 2NaOH + H₂

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

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

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например , гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

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

Например , гидроксид натрия с углекислым газом реагирует с образованием карбонатов или гидрокарбонатов:

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO₃) и азотистая (HNO₂). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

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

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

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

Еще пример : гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

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

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

Другие галогены, сера и фосфор — диспропорционируют в щелочах:

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами , кроме железа и хрома . При этом в расплаве образуются соль и водород:

В растворе образуются комплексная соль и водород:

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

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями .

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например , хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl₂ = Cu(OH)₂↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например , при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH₄Cl + NaOH = NH₃ + H₂O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения , гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li₂O + H₂O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований . В воде практически нацело диссоциируют , образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na + + OH —

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу . При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O₂ + 2H₂O

Соли щелочных металлов

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключение — нитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV) и кислород.

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

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например , нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например , перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

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

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии :

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

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

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

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

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

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

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

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

В природе алюминий встречается в виде соединений:

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

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

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

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

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

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

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

Например , хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

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

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

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

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

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al 3+ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

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

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

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

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

Al + P → AlP

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

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

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

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

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

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

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

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

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

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

Например , алюминий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

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

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

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

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

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

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

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

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

2Al + 6NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂↑ + 2Na₂O

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

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

2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃

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

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

Оксид алюминия

Оксид алюминия можно получить различными методами :

1. Горением алюминия на воздухе:

2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании :

3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия :

Оксид алюминия — типичный амфотерный оксид . Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты.

Например , оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:

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

Например , оксид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием алюмината натрия и воды:

Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

3. Оксид алюминия не взаимодействует с водой.

4. Оксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами (сильных кислот). При этом образуются соли алюминия. При этом оксид алюминия проявляет основные свойства.

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

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

Например , оксид алюминия реагирует с серной кислотой:

6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства .

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

Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

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

Например , из карбоната натрия:

Гидроксид алюминия

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот .

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

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

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

Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

4. Г идроксид алюминия разлагается при нагревании :

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

Соли алюминия

Нитрат и сульфат алюминия

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

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

Комплексные соли алюминия

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

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

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

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

Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами .

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

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:

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

Например , с соляной кислотой:

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

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

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

При этом хлор диспропорционирует.

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

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

Гидролиз солей алюминия

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

I ступень: Al 3+ + H₂O = AlOH 2+ + H +

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

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

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Алюминаты

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

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

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

NaAlO₂ разбиваем на Na₂O и Al₂O₃

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

KAlO₂ + 4HCl → KCl + AlCl₃ + 2H₂O

NaAlO₂ + 4HCl → AlCl₃ + NaCl + 2H₂O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием азотной кислоты окисляется до сульфата:

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

Сульфид алюминия разлагается водой:

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

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

АЛЮМИНИЙ — дороги, которые он выбирает

Металл алюминий — мечта многих производств. Коррозия ему не страшна, он прекрасно проводит электрический ток, цветной металл легче железа почти в три раза, отличается прочностью. Не магнитится, легко образует сплавы с металлами.

Второе имя алюминия — крылатый металл. Появление чистого алюминия открыло человеку дорогу в небо.

Как искали неизвестный алюминий

История открытия алюминия вяло тянулась с античности. Плиний пишет о квасцах (Alumen). Но под квасцами понимались разные вещества. Это антимоний, тартар, щелочь, гипс.

Лавуазье высказал здравую мысль: алюмина является окислом неизвестного металла. Тут химики оживились и стали пытаться «выцепить» незнакомца. Попыток было много, но только в 1825 году датчанин Эрстед извлек-таки неизвестный металл, напоминающий олово. Назвали его алюминием.

Свойства крылатого металла

Алюминий (Aluminium) имеет несчастливый 13 номер в периодической таблице Менделеева. Однако на счастливую судьбу металла это не повлияло.

Этот легкий серебристый металл послушно поддается механической обработке и литью, имеет большую тягучесть.

Редкая способность — быстро образовывать окисные пленки на поверхности чистого металла. Но эти пленки не слишком хорошо защищают от коррозии. Надежнее химическое и электрохимическое оксидирование. Формула оксидной пленки А12Оз.

Химические и физические характеристики алюминия:

плотность 2,7 г/см3;
температура плавления 660°С;
кипит цветной металл при температуре 2518°С;
строение кристаллической решетки гранецентрированное, кубическое;
степени окисления 0; +3.

С помощью металлического алюминия (его взаимодействия с оксидами металлов) получают трудновосстанавливаемые металлы. Этот метод называется алюминотермия.

Алюминий имеет один стабильный изотоп, 27Al.

Микроструктура алюминия на протравленной поверхности слитка, чистотой 99,9998 %, размер видимого сектора около 55×37 мм

Неправда, но хорошо придумано

В печатных изданиях, а сейчас и в интернете гуляет история о крестьянине, который вел «крамольные беседы о полете на Луну». Крестьянина (или мещанина), по одним сведениям Петрова, по другим Никифорова, сослали в киргизский поселок Байконур» Якобы известие о факте напечатано был в Московских губернских новостях», в 1848 году. Сейчас, когда с космодрома Байконура ушли в космос не один десяток спутников и станций, этот факт выглядит пророческим и мистическим.

Алюминиевые сплавы, плюсы и минусы

Чистый алюминий в строительных конструкциях применять нецелесообразно. Прочностные характеристики у него «так себе». А вот алюминиевые сплавы — другое дело. Сейчас известны и используются около 60 сплавов. Можно выбрать для любых нужд, на любой вкус.

Классификация сплавов проводится по составу, свойствам, по способности к термической обработке.

Добавки меди, магния и марганца, цинка существенно улучшают характеристики сплава в сравнении с чистым металлом. Этими металлами чаще всего легируют алюминий. Титан, литий, ванадий, церий, скандий, некоторые редкоземельные элементы для легирования применяются реже, но свойства этих сплавов также востребованы в промышленности.

Дюраль

Дюралюмины — сплавы алюминия с медью (4%), магнием (0,5%) и небольшого количества железа, марганца, кремния. Недостаток дюралей — подверженность коррозии; с ней справляются, применяя анодирование, плакировку, авиационную грунтовку, окрашивание.

Востребованные свойства сплава: хорошая статическая и усталостная прочность, высокая вязкость разрушения.

Широко применяется в деталях и конструкциях, где большую роль играет масса изделия. Главные потребители сплава — авиация, судостроение, космонавтика.

Сплав 7075

Разрабатывался компанией Sumitomo Metal Corporation (Япония) в строжайшей тайне.

Представляет соединение алюминия с цинком (до 6%), магния (2-2,5%), меди (до 1,5%). В тот же сплав добавлены титан, кремний, марганец, хром, железо. Добавки эти составляют не более 0,5%, но свой вклад в свойства сплава вносят.

7075-0;
7075-06;
7075-Т651;
7075-Т7;
7075-АСР.

Сплавы устойчивы к коррозии, хорошо полируются.

Применяются в производстве винтовок для армии и граждан. Промышленности автомобильная, авиационная, морская активно используют сплав. Его минус — достаточно высокая цена.

Сплавов разных много

В России довольно много сплавов с разными свойствами:

D1, D16, 1161, 1163 — алюминий, магний, медь;
АМГ1 — АМГ6, сплав алюминия и магния;
AD31, AD33, AD35, AB — алюминий, кремний, магний. Список легко продолжить.

Старость в радость

Не всегда старость — это плохо. Металл — как человек или вино; с возрастом свойства алюминия меняются; он становится лучше, крепче, сильнее.

Естественное старение металла происходит при нормальных условиях; можно сказать, что металл «дозревает».

Искусственное старение проходит при термообработке и пластическом деформировании.

Термическая обработка бывает разных видов. Выбор зависит от назначения будущего сплава.

Вид термообработки	Что дает термообработка
Закалка с полным искусственным старением	Высокая прочность сплава, но некоторое снижение пластичности
Закалка со стабилизирующим старением	Хорошая прочность, довольно высокая стабильность структуры
Закалка с последующим смягчающим отпуском	Хорошая пластичность, но снижение прочности сплава
Искусственное старение	Повышает прочность сплава, улучшает возможность обработки резанием
Отжиг	Повышение пластичности, уменьшение остаточных напряжений металла
Закалка	Улучшает прочностные характеристики
Закалка и неполное искусственное старение	Повышает прочность при сохранении пластичности

Минералы, месторождения…а самородный алюминий?

Запасы алюминия в природе огромны. Среди металлов он держит первое место по распространенности. Но «общительность», активность элемента привела к тому, что в чистом виде металл практически отсутствует.

Минералов, содержащих алюминий, много:

бокситы;
глиноземы;
полевые шпаты;
нефелины;
корунды.

Так что добыча алюминиевого сырья не составляет большого труда.

Если все запасы на Земле истощатся (что сомнительно), то алюминий можно добывать из морской воды. Там его содержание составляет 0,01 мг/л.

Кто захочет увидеть самородный алюминий, тому придется опускаться в жерла вулканов.

Происхождением такой металл из самых глубин нашей планеты.

Как производят крылатый металл

Производство металла можно разделить на две стадии.

Первая — добыча бокситов, их дробление и отделение кремния при помощи пара.
Вторая стадия: глинозем смешивают с расплавленным криолитом и воздействуют на смесь электротоком. В процессе реакции жидкий алюминий оседает на дне ванны.

Образовавшийся металл отливают в слитки; далее он отправляется потребителям или на производство сплавов и высокочистого алюминия.

Метод энергозатратный, «кушает» много электричества.

Бывает технический и сверхчистый

Полученный алюминий называется техническим или нелегированным. В нем содержание чистого металла не менее 99%. Его потребляет электронная промышленность, он необходим в производстве теплообменных и нагревательных устройств, осветительного оборудования.

Часть этого металла отправляется на дополнительную очистку, «рафинирование». В результате имеем металл высокой чистоты, с содержанием алюминия не менее 99,995%.

Его употребляют в электронике, в производстве полупроводников. Кабельное производство, химическое машиностроение сейчас не обойдется без сверхчистого алюминия.

Интересно: до открытия промышленного способа получения алюминия он был редкостью и стоил дороже золота. Нашего великого химика, Д.И. Менделеева, британцы почтили подарком. Это были аналитические весы (вещь, незаменимая для химика), у которых чашечки изготовили из золота и алюминия.

Металл для крыльев

Без такого металла, как алюминий, невозможно покорение неба. Крыльев людям не дано, а летать хочется человеку с давних времен. Не напрасно миф об Икаре живет с античных времен. Попытки взлететь предпринимались неоднократно.

Но прорыв случился в 1903 году, когда романтики неба и замечательные механики братья Райт подняли в воздух самолетик. Этот самолет открыл путь в небо.

Где применяется

Применение легкого и прочного металла необходимо не только в авиации.

В пуленепробиваемых и бронированные стеклах, экранчиках смартфонов присутствует сапфир. У таких стекол высокая прочность на сжатие.

Познавательно: ученые продолжают разработку видов стекол, обладающих противопульной устойчивостью при меньших толщине и весе. Перспективным направлением считается прозрачная броня на основе монокристалла сапфира.

Из алюминия делают фольгу, которую используют в электрических конденсаторов. Домохозяйки с удовольствием запекают в фольге вкусняшки для домашних. Кастрюли, сковородки, другие изделия для домашнего хозяйства производят из «крылатого металла».

Тонко молотый порошок металла используют для производства прочной краски.

Вы удивитесь, но алюминиевая кастрюлька в кухне, самолет и перстень с сапфиром — родня. В каждом есть наш герой.

Удивительно: железнодорожный транспорт на треть возит сам себя. Вес груженого товарного вагона на треть состоит из веса вагона. Про пассажирские вагоны и говорить нечего, вес людей в них всего 5%, остальное приходится на вагон.

Оксид алюминия — это корунд. А к ним относятся сапфиры, рубины, изумруды — все эти короли драгоценных камней содержат алюминий. Сам корунд используют как наждак.

Купить металл

Стоимость металла на бирже 148 USD за тонну (на 05.05.2020).

Мне 42 года и я специалист в области минералогии. Здесь на сайте я делюсь информацией про камни и их свойства — задавайте вопросы и пишите комментарии!

Алюминий

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.

Основное и возбужденное состояние

При переходе атома алюминия в возбужденное состояние 2 электрона s-подуровня распариваются, и один электрон переходит на p-подуровень.

Природные соединения

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

Получение

Алюминий получают путем электролиза расплава Al₂O₃ в криолите (Na₃[AlF₆]). Галлий, индий и таллий получают схожим образом - методом электролиза их оксидов и солей.

Химические свойства

При комнатной температуре реагирует с галогенами (кроме фтора) и кислородом, покрываясь при этом оксидной пленкой.

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)

Алюминий проявляет амфотерные свойства (греч. ἀμφότεροι - двойственный), вступает в реакции как с кислотами, так и с основаниями.

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):

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.

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.

С помощью алюминотермии получают Fe, Cr, Mn, Ca, Ti, V, W.

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.

Проявляет амфотерные свойства: реагирует и с кислотами, и с основаниями.

Al₂O₃ + NaOH + H₂O → Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия)

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 + LiOH → Li[Al(OH)₄] (при избытке щелочи будет верным написание - Li₃[Al(OH)₆] - гексагидроксоалюминат лития)

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Читайте также: