Алюминий — Знание-сила

Алюминий

ПОДГРУППА АЛЮМИНИЯ

Свойства элементов подгруппы алюминия

Атомный
номер
НазваниеЭлектронная
конфигурация  
r
г/см3
t°пл.
°C
t°кип.
°C
ЭОПИ
эВ
Атомный
радиус,
нм
Степень
окисления
5Бор B[He] 2s22p12,35230025502,08,30,095+3
13Алюминий Al[Ne] 3s23p12,7066024671,476,00,143+3
31Галлий Ga[Ar] 3d10 4s24p15,913022271,66,00,122+3
49Индий In[Kr] 4d10 5s2 5p17,3015620471.75,80,162+1,+2,+3
81Таллий Tl[Xe]4f145d106s26p111,8530314571,86,10,167+1,+3

Физические свойства

  1. С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов (В – неметалл; остальные – металлы).
  2. Бор значительно отличается по свойствам от других элементов (высокие т.пл., т.кип., твердость; инертность). Остальные элементы – легкоплавкие металлы, In и Tl — очень мягкие.

Химические свойства

  1. Все элементы трехвалентны, но с повышением атомной массы приобретает значение валентность, равная единице (Tl в основном одновалентен).
  2. Основность гидроксидов R(OH)3 возрастает с увеличением атомной массы (H3BO3 — слабая кислота, Al(OH)3 и Ga(OH)3 — амфотерные основания, ln(OH)3 и Tl(OH)3 -типичные основания, TlOH — сильное основание).
  3. Металлы подгруппы алюминия (Al, Ga, In, Tl) химически достаточно активны (реагируют с кислотами, щелочами (Al, Ga), галогенами).
  4. Соли элементов подгруппы алюминия в большинстве случаев подвергаются гидролизу по катиону. Устойчивы лишь соли одновалентного таллия.
  5. Al и Ga защищены тонкой оксидной пленкой; Tl разрушается при действии влажного воздуха, (хранят в керосине).

Алюминий

Al

Открыт Х.К.Эрстедом в 1825 г.

Четвертый по распространённости элемент в земной коре.

Физические свойства

Серебристо-белый металл, (r=2,7 г/см3), пластичный, высокая тепло- и электропроводность.
t°пл.= 660°C.

Нахождение в природе

Бокситы – Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3),

нефелины – KNa3[AlSiO4]4,

алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3


глиноземы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3).

Получение

Электролиз расплава Al2O3 (в присутствии криолита Na3[AlF6]):

2Al2O3 ->  4Al + 3O2­

 

Химические свойства

Al – покрыт тонкой и прочной оксидной пленкой (не реагирует с простыми веществами: с H2O (t°); O2, HNO3 (без нагревания)).

Al – активный металл-восстановитель.

Легко реагирует с простыми веществами:

  1. С кислородом:

4Al0 + 3O2 -> 2Al+32O3

2. С галогенами:

2Al0 + 3Br20 -> 2Al+3Br3

3. С другими неметаллами (азотом, серой, углеродом) реагирует при нагревании:

2Al0 + 3S  –>  Al2+3S3(сульфид алюминия)

2Al0 + N2  –>  2Al+3N(нитрид алюминия)

4Al0 + 3С -> Al4+3С3(карбид алюминия)

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al2S3 + 6H2O -> 2Al(OH)3¯ + 3H2

Al4C3 + 12H2O -> 4Al(OH)3¯+ 3CH4­

Со сложными веществами:

4. С водой (после удаления защитной оксидной пленки):

2Al0 + 6H2O -> 2Al+3(OH)3 + 3H2­

5. Со щелочами:

2Al0 + 2NaOH + 6H2O -> 2Na[Al+3(OH)4](тетрагидроксоалюминат натрия) + 3H2­

6. Легко растворяется в соляной и разбавленной серной киcлотах:

2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2­

2Al + 3H2SO4(разб) -> Al2(SO4)3 + 3H2­

При нагревании растворяется в кислотах — окислителях:

2Al + 6H2SO4(конц) -> Al2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O

Al + 6HNO3(конц) -> Al(NO3)3 + 3NO2­ + 3H2O

7. Восстанавливает металлы из их оксидов (алюминотермия):

8Al0 + 3Fe3O4 ->  4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 -> Al2O3 + 2Cr

Применение

Основа легких и прочных сплавов. Раскислитель стали. Используется для получения ряда металлов алюминотермией.

Оксид алюминия

Al2O3

O=Al–O–Al=O

Глинозем, корунд, окрашенный – рубин (красный), сапфир (синий).

Корунд
Рубин
Сапфир

Твердое тугоплавкое (t°пл.=2050°С) вещество; существует в нескольких кристаллических модификациях (a – Al2O3, g – Al2O3).

Получение

4Al + 3O2 -> 2Al2O3

2Al(OH)3 -> Al2O3 + 3H2O

Амфотерный оксид с преобладанием основных свойств; с водой не реагирует.

  1. Реагирует с кислотами и растворами щелочей:

Как основной оксид:

Al2O3 + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2O

Как кислотный оксид:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O -> 2Na[Al(OH)4]

2. Сплавляется со щелочами или карбонатами щелочных металлов:

Al2O3 + Na2CO3 -> 2NaAlO2(алюминат натрия) + CO2­

Al2O3 + 2NaOH -> 2NaAlO2 + H2

Гидроксид алюминия

Al(OH)3

Получение

  1. Осаждением из растворов солей щелочами или гидроксидом аммония:

AlCl3 + 3NaOH -> Al(OH)3¯ + 3NaCl

Al2(SO4)3 + 6NH4OH -> 2Al(OH)3¯ + 3(NH4)2SO4

Al3+ + 3OH -> Al(OH)3¯(белый студенистый)

2. Слабым подкислением растворов алюминатов:

Na[Al(OH)4] + CO2 -> Al(OH)3¯ + NaHCO3

Амфотерный гидроксид:

Как основание Al(OH)3 + 3HCl -> AlCl3 + 3H2O

Как кислота Al(OH)3 + NaOH -> Na[Al(OH)4](тетрагидроксоалюминат натрия)

Задачи:

  1. Вычислите объем водорода (нормальные условия), который образуется при растворении алюминия массой 8,1 г в водном растворе щелочи.
  2. Рассчитайте массу осадка, который образуется, если к раствору, содержащему сульфат алюминия массой 17,1 г, прилить избыток водного раствора аммиака.
  3. Вычислите массу технического алюминия (массовая доля алюминия 98,4%), который потребуется для алюмотермического получения ванадия массой 45,9 кг из оксида ванадия V2O5.
  4. При взаимодействии растворов хлорида алюминия и сульфида натрия в осадок выпадает гидроксид алюминия. Напишите уравнения реакций, которые могут объяснить это явление.
  5. При взаимодействии алюминия массой 8,1 г с галогеном образовался галогенид алюминия массой 80,1 г. Какой галоген прореагировал с алюминием?
Вставить формулу как
Блок
Строка
Дополнительные настройки
Цвет формулы
Цвет текста
#333333
Используйте LaTeX для набора формулы
Предпросмотр
\({}\)
Формула не набрана
Вставить
Не копируйте текст!