ПОДГРУППА АЛЮМИНИЯ

Свойства элементов подгруппы алюминия

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	r г/см3	t°пл. °C	t°кип. °C	ЭО	ПИ эВ	Атомный радиус, нм	Степень окисления
5	Бор B	[He] 2s22p1	2,35	2300	2550	2,0	8,3	0,095	+3
13	Алюминий Al	[Ne] 3s23p1	2,70	660	2467	1,47	6,0	0,143	+3
31	Галлий Ga	[Ar] 3d10 4s24p1	5,91	30	2227	1,6	6,0	0,122	+3
49	Индий In	[Kr] 4d10 5s2 5p1	7,30	156	2047	1.7	5,8	0,162	+1,+2,+3
81	Таллий Tl	[Xe]4f145d106s26p1	11,85	303	1457	1,8	6,1	0,167	+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  –^t°>  Al₂⁺³S₃(сульфид алюминия)

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

4Al⁰ + 3С -> Al₄⁺³С₃(карбид алюминия)

Сульфид и карбид алюминия полностью гидролизуются:

Al₂S₃ + 6H₂O -> 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­

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).

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 + H₂O­

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?