В химических реакциях атомы алюминия проявляют. Химические свойства алюминия и его соединений. Свойства гидроксида алюминия

Урок №49. Алюминий. Положение алюминия в периодической системе и строение его атома. Нахождение в природе. Физические и химические свойства алюминия. – ХиМуЛя.com

В химических реакциях атомы алюминия проявляют. Химические свойства алюминия и его соединений. Свойства гидроксида алюминия

Алюминий

Главную подгруппу III группы периодической системы со­ставляют бор (В),алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl).

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

Открытие металлов главной подгруппы III группы

ВAlGaInTl
1806 г.1825 г.1875 г.1863 г.1861 г.
Г.Люссак,Г.Х.ЭрстедЛ. де БуабодранФ.Рейх,У.Крукс
Л. Тенар(Дания)(Франция)И.Рихтер(Англия)
(Франция)(Германия)

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

В данной лекции мы подробнее рассмотримсвойства алюминия.

1.Положениеалюминия в таблице Д. И. Менделеева. Строение атома, проявляемые степениокисления.

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

Al +13 )2)8)3    , p – элемент,

Основное состояние1s22s22p63s23p1
Возбуждённое состояние1s22s22p63s13p2

Алюминий проявляет в соединениях степеньокисления +3:

Al0 – 3 e- → Al+3

2. Физические свойства

Алюминий в свободном виде — се­ребристо-белыйметалл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Температура плавления  650 оС. Алюминий имеет невысокуюплотность (2,7 г/см3) — при­мерно втрое меньше, чем у железа илимеди, и одновременно — это прочный металл.

3. Нахождение в природе

По распространённости в природе занимает1-е среди металлов и 3-е место средиэлементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминияв земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до8,14 % от массы земной коры.

Вприроде алюминий встречается только в соединениях (минералах).

 Некоторыеиз них:

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

·        Нефелины —KNa3[AlSiO4]4

·        Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3

·        Глинозёмы(смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3,магнезитом MgCO3)

·        Корунд —Al2O3

·        Полевойшпат (ортоклаз) — K2O×Al2O3×6SiO2

·        Каолинит —Al2O3×2SiO2 × 2H2O

·        Алунит — (Na,K)2SO4×Al2(SO4)3×4Al(OH)3

·        Берилл —3ВеО • Al2О3 • 6SiO2

Боксит
Al2O3Корунд
Рубин
Сапфир

4.Химическиесвойства алюминия и его соединений

Алюминий легко взаимодействует скислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовыйвид).

ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ

Алюминий

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря нейалюминий не коррозирует. Для изучения химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощинаждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаленияоксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминиясо ртутью – амальгамы).

I. Взаимодействие с простыми веществами

Алюминий уже при комнатной температуреактивно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании онвзаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) иуглеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора – воды:

2Аl+ 3S = Аl2S3  (сульфид алюминия),

2Аl+ N2 = 2АlN  (нитридалюминия),

Аl+ Р = АlР (фосфид алюминия),

4Аl+ 3С = Аl4С3 (карбид алюминия).

2 Аl   + 3  I2   =  2 AlI3 (йодид алюминия)    ОПЫТ

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

Al2S3 + 6H2O= 2Al(OH)3 + 3H2S­

Al4C3 + 12H2O= 4Al(OH)3+ 3CH4­

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

4Аl+ 3O2 = 2Аl2О3 +1676 кДж.

 ГОРЕНИЕ АЛЮМИНИЯ НА ВОЗДУХЕ

 ОПЫТ

II. Взаимодействие со сложнымивеществами

Взаимодействие с водой

2 Al + 6 H2O  =  2 Al(OH)3  +  3 H2

без оксидной пленки       

 ОПЫТ

Взаимодействие с оксидами металлов:

Алюминий –хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит вряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов.

Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редкихметаллов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.

                                                                            

3 Fe3O4  +   8Al =   4 Al2O3  +  9 Fe+Q

Термитная смесь Fe3O4  и   Al(порошок) –используется ещё и в термитной сварке. 

Сr2О3 +2Аl = 2Сr + Аl2О3

Взаимодействие с кислотами:

С растворомсерной кислоты:  2 Al  + 3 H2SO4  =  Al2(SO4)3+  3 H2

С холоднымиконцентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотнуюкислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способенвосстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н2SО4(конц)= Аl2(SО4)3+ 3SО2 + 6Н2О,

Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 +3NO2 + 3Н2О.

Взаимодействие со щелочами.

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

     ОПЫТ

Nal(ОН)4]тетрагидроксоалюминатнатрия

Попредложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовалидля получения водорода для аэростатов.

С растворами солей:

2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 +3Cu

Еслиповерхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2Al + 3HgCl2= 2AlCl3+ 3Hg

Выделившаясяртуть растворяет алюминий, образуя  амальгаму.

     Обнаружение ионов алюминия в растворах:              ОПЫТ

5. Применение алюминия иего соединений

РИСУНОК 1

РИСУНОК 2

Физические и химические свойстваалюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминия является авиационная промышленность: самолет на 2/3 состоит изалюминия и его сплавов.

Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бынести гораздо меньше пассажиров. Поэтомуалюминий называют крылатым металлом.

Изалюминия изготовляют кабели и провода: при одинаковой электрической проводимостиих масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.

Учитывая коррозионную устойчивостьалюминия, из него изготовляют деталиаппаратов и тару для азотной кислоты. Порошок алюминия является основой приизготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, атакже для отражения  тепловых лучей такойкраской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.

Оксид алюминия используется дляполучения алюминия, а также как огнеупорный материал.

Гидроксид алюминия – основной компонентвсем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочногосок.

Соли алюминия сильно  гидролизуются. Данное свойство применяют впроцессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшоеколичество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результатевыделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собойвзвешенные частицы мути и бактерии.

Таким образом, сульфат алюминия являетсякоагулянтом.

6. Получение алюминия

1) Современный рентабельный способполучения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленномкриолите.

Расплавленный криолит Na3AlF6 растворяет Al2O3,как вода растворяет сахар.

Электролиз “раствора” оксида алюминия врасплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был толькорастворителем, а оксид алюминия – электролитом.

2Al2O3 эл.ток→  4Al + 3O2

Ванглийской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинаетсяследующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новыйметаллический век – век алюминия.

В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик,явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариковсеребристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлятьэтот металл дешево и в больших количествах”.

Так Холл сделался основоположникомамериканской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем,как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.

2) 2Al2O3   +   3C  = 4 Al  +  3 CO2

 ЭТО ИНТЕРЕСНО:

  • Металлическийалюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед.Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанногос углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобывосстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлоридалюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер.Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием.
  • В 18-19 векахалюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне зазаслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными иззолота и алюминия.
  • К 1855 годуфранцузский ученый  Сен- Клер Девильразработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Носпособ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительствомНаполеона  III, императора  Франции. В знак  своей преданности и благодарности Девиль изготовилдля сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку –первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядитьсвоих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. Вто время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Толькопосле изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимостисравнялся с обычными металлами.
  • А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызываетрасстройство нервной системы.  При егоизбытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С,соединения кальция, цинка.
  • При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяетсямного тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета”Сатурн” сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идеяиспользования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказалФ. А. Цандер.

ТРЕНАЖЁРЫ

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

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

Тренажёр№3 – Химические свойства алюминия

ЗАДАНИЯ ДЛЯЗАКРЕПЛЕНИЯ

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

№2. Закончите уравнения химических реакций:
Al + H2SO4 (раствор) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO3(конц) -t->
Al + NaOH + H2O ->

№3.Осуществите превращения:
Al -> AlCl3 -> Al -> Al2S3 ->Al(OH)3 -t->Al2O3 -> Al

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

Источник: https://www.sites.google.com/site/himulacom/zvonok-na-urok/9-klass---vtoroj-god-obucenia/urok-no49-aluminij-polozenie-aluminia-v-periodiceskoj-sisteme-i-stroenie-ego-atoma-nahozdenie-v-prirode-fiziceskie-i-himiceskie-svojstva-aluminia

2.2.3. Характерные химические свойства алюминия

В химических реакциях атомы алюминия проявляют. Химические свойства алюминия и его соединений. Свойства гидроксида 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.

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.

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↑

-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

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:

— 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]

Источник: https://scienceforyou.ru/teorija-dlja-podgotovki-k-egje/himicheskie-svojstva-aljuminija

Гидроксид алюминия, характеристика, свойства и получение, химические реакции

В химических реакциях атомы алюминия проявляют. Химические свойства алюминия и его соединений. Свойства гидроксида алюминия

Гидроксид алюминия – неорганическое вещество, имеет химическую формулу Al(OH)3.

Краткая характеристика гидроксида алюминия

Модификации гидроксида алюминия

Физические свойства гидроксида алюминия

Получение гидроксида алюминия

Химические свойства гидроксида алюминия

Химические реакции гидроксида алюминия

Применение и использование гидроксида алюминия

Краткая характеристика гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия – неорганическое вещество белого цвета.

Химическая формула гидроксида алюминия Al(OH)3.

Плохо растворяется в воде.

Обладает способностью адсорбировать различные вещества.

Модификации гидроксида алюминия:

Известны 4 кристаллические модификации гидроксида алюминия: гиббсит, байерит, дойлеит и нордстрандит.

Гиббсит обозначается γ-формой гидроксида алюминия, а байерит – α-формой гидроксида алюминия.

Гиббсит является наиболее химически стабильной формой гидроксида алюминия.

Физические свойства гидроксида алюминия:

Наименование параметра:Значение:
Химическая формулаAl(OH)3
Синонимы и названия иностранном языке для гидроксида алюминия α-формыpotassium hydroxide (англ.)aluminum hydroxide α-form (англ.)байерит (рус.)
Синонимы и названия иностранном языке для гидроксида алюминия γ-формыpotassium hydroxide (англ.)aluminium hydroxide (англ.)aluminum hydroxide (англ.)hydrargillite (англ.)гиббсит (рус.)гидраргиллит (рус.)
Тип веществанеорганическое
Внешний вид гидроксида алюминия α-формыбесцветные моноклинные кристаллы
Внешний вид гидроксида алюминия γ-формыбелый моноклинные кристаллы
Цветбелый, бесцветный
Вкус—*
Запах
Агрегатное состояние (при 20 °C и атмосферном давлении 1 атм.)твердое вещество
Плотность гидроксида алюминия γ-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), кг/м32420
Плотность гидроксида алюминия γ-формы (состояние вещества – твердое вещество, при 20 °C), г/см32,42
Температура разложения гидроксида алюминия α-формы, °C150
Температура разложения гидроксида алюминия γ-формы, °C180
Молярная масса, г/моль78,004

* Примечание:

— нет данных.

Получение гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия получают в результате следующих химических реакций:

  1. 1. в результате взаимодействия хлорида алюминия и гидроксида натрия:

AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3 + 3NaCl.

При этом гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.

Гидроксид алюминия получают также при взаимодействии солей алюминия с водными растворами щёлочи, избегая их избытка.

  1. 2. в результате взаимодействия хлорида алюминия, карбоната натрия и воды:

2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl.

При этом гидроксид алюминия выпадает в виде белого студенистого осадка.

Гидроксид алюминия получают также при взаимодействии водорастворимых солей алюминия с карбонатами щелочных металлов.

Химические свойства гидроксида алюминия. Химические реакции гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия обладает амфотерными свойствами, т. е. обладает как основными, так и кислотными свойствами.

Химические свойства гидроксида алюминия аналогичны свойствам гидроксидов других амфотерных металлов. Поэтому для него характерны следующие химические реакции:

1. реакция гидроксида алюминия с гидроксидом натрия:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O (t = 1000 °C),

Al(OH)3 + 3NaOH → Na3[Al(OH)6],

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4].

В результате реакции образуются в первом случае – алюминат натрия и вода, во втором – гексагидроксоалюминат натрия, в третьем – тетрагидроксоалюминат натрия. В третьем случае в качестве гидроксида натрия используется концентрированный раствор.

2. реакция гидроксида алюминия с гидроксидом калия:

Al(OH)3 + KOH → KAlO2 + 2H2O (t = 1000 °C),

Al(OH)3 + KOH → K[Al(OH)4].

В результате реакции образуются в первом случае – алюминат калия и вода, во втором – тетрагидроксоалюминат калия. Во втором случае в качестве гидроксида калия используется концентрированный раствор.

3. реакция гидроксида алюминия с азотной кислотой:

Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O.

В результате реакции образуются нитрат алюминия и вода.

Аналогично проходят реакции гидроксида алюминия и с другими кислотами.

4. реакция гидроксида алюминия с фтороводородом:

Al(OH)3 + 3HF → AlF3 + 3H2O,

6HF + Al(OH)3 → H3[AlF6] + 3H2O.

В результате реакции образуются в первом случае – фторид алюминия и вода, во втором – гексафтороалюминат водорода и вода. При этом фтороводород в первом случае в качестве исходного вещества используется в виде раствора.

5. реакция гидроксида алюминия с бромоводородом:

Al(OH)3 + 3HBr → AlBr3 + 3H2O.

В результате реакции образуются бромид алюминия и вода.

6. реакция гидроксида алюминия с йодоводородом:

Al(OH)3 + 3HI → AlI3 + 3H2O.

В результате реакции образуются йодид алюминия и вода.

7. реакция термического разложения гидроксида алюминия:

Al(OH)3 → AlO(OH) + H2O (t = 200 °C),

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O (t = 575 °C).

В результате реакции образуются в первом случае – метагидроксид алюминия и вода, во втором – оксид алюминия и вода.

8. реакция гидроксида алюминия и карбоната натрия:

2Al(OH)3 + Na2CO3 → 2NaAlO2 + CO2 + 3H2O.

В результате реакции образуются алюминат натрия, оксид углерода (IV) и вода.

10. реакция гидроксида алюминия и гидроксида кальция:

Ca(OH)2 + 2Al(OH)3 → Ca[Al(OH)4]2.

В результате реакции образуется тетрагидроксоалюмината кальция.

Применение и использование гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия используется при очистке воды (как адсорбирующее вещество), в медицине, в качестве наполнителя в зубной пасте (как абразивное вещество), пластиках и пластмассах (как антипирен).

Примечание: © Фото //www.pexels.com, //pixabay.com

карта сайта

гидроксид алюминия реагирует кислота 1 2 3 4 5 вода
уравнение реакций соединения реакции масса взаимодействие гидроксида

Источник: https://xn--80aaafltebbc3auk2aepkhr3ewjpa.xn--p1ai/gidroksid-alyuminiya-harakteristika-svoystva-i-poluchenie-himicheskie-reaktsii/

Алюминий (Al)

В химических реакциях атомы алюминия проявляют. Химические свойства алюминия и его соединений. Свойства гидроксида алюминия

  • Обозначение – Al (Aluminium);
  • Период – III;
  • Группа – 13 (IIIa);
  • Атомная масса – 26,981538;
  • Атомный номер – 13;
  • Радиус атома = 143 пм;
  • Ковалентный радиус = 121 пм;
  • Распределение электронов – 1s22s22p63s23p1;
  • t плавления = 660°C;
  • t кипения = 2518°C;
  • Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 1,61/1,47;
  • Степень окисления: +3, 0;
  • Плотность (н. у.) = 2,7 г/см3;
  • Молярный объем = 10,0 см3/моль.

Алюминий (квасцы) впервые был полуен в 1825 году датчанином Г. К. Эрстедом. Изначально, до открытия промышленного способа получения, алюминий был дорооже золота.

Алюминий является самым распространенным металлом в земной коре (массовая доля составляет 7-8%), и третьим по распространенности среди всех элементов после кислорода и кремния. В свободном виде в проироде алюминий не встречается.

Важнейшие природные соединения алюминия:

  • алюмосиликаты – Na2O·Al2O3·2SiO2; K2O·Al2O3·2SiO2
  • бокситы – Al2O3·nH2O
  • корунд – Al2O3
  • криолит – 3NaF·AlF3

Алюминий в Периодической таблице химических элементов Д. И. Менделеева, стоит под номером “13”, относится к 13(IIIа) группе (См. Атомы 13(IIIа) группы).

Рис. Строение атома алюминия.

Алюминий химически активный металл – на его внешнем электронном уровне находятся три электрона, которые участвуют в образовании ковалентных связей при взаимодействии алюминия с другими химическими элементами (см. Ковалентная связь). Алюминий – сильный восстановитель, во всех соединениях проявляет степень окисления +3.

При комнатной температуре алюминий вступает в реакцию с кислородом, содержащимся в атмосферном воздухе, с образованием прочной оксидной пленки, которая надежно препятствует процессу дальнейшего окисления (корродирования) металла, в результате чего химическая активность алюминия снижается.

Благодаря оксидной пленке алюминий не вступает в реакцию с азотной кислотой при комнатной температуре, поэтому, алюминиевая посуда является надежной тарой для хранения и трансопртирования азотной кислоты.

Физические свойства алюминия:

  • металл серебристо-белого цвета;
  • твердый;
  • прочный;
  • легкий;
  • пластичный (протягивается в тонкую проволоку и фольгу);
  • обладает высокой электро- и теплопроводностью;
  • температура плавления 660°C
  • природный алюминий состоит из одного изотопа 2713Al

Химические свойства алюминия:

  • при снятии оксидной пленки алюминий реагирует с водой:
    2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2;
  • при комнатной температуре вступает в реакции с бромом и хлором с образованием солей:
    2Al + 3Br2 = 2AlCl3;
  • при высокой температуре алюминий реагирует с кислородом и серой (реакция сопровождается выделением большого кол-ва тепла):
    4Al + 3O2 = 2Al2O3 + Q;
    2Al + 3S = Al2S3 + Q;
  • при t=800°C реагирует с азотом:
    2Al + N2 = 2AlN;
  • при t=2000°C реагирует с углеродом:
    2Al + 3C = Al4C3;
  • восстанавливает многие металлы из их оксидов – алюмотермией (при t до 3000°C) получают промышленным способом вольфрам, ванадий, титан, кальций, хром, железо, марганец:
    8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe;
  • с соляной и разбавленной серной кислотой реагирует с выделением водорода:
    2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;
    2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2;
  • с концентрированной серной кислотой реагирует при высокой температуре:
    2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;
  • со щелочами реагирует с выделением водорода и образованием комплексных солей – реакция идет в несколько этапов: при погружении алюминия в раствор щелочи происходит растворение прочной защитной оксидной пленки, которая находится на поверхности металла; после растворения пленки, алюминий, как активиный металл, реагирует с водой с образованием гидроксида алюминия, который взаимодействует со щелочью, как амфотерный гидроксид:
    • Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O – растворение оксидной пленки;
    • 2Al+6H2O = 2Al(OH)3+3H2↑ – взаимодействие алюминия с водой с образованием гидроксида алюминия;
    • NaOH+Al(OH)3 = NaAlO2+2H2O – взаимодействие гидроксида алюминия со щелочью
    • 2Al+2NaOH+2H2O = 2NaAlO2+3H2↑ – суммарное уравнение реакции алюминия со щелочью.

Al2O3 (глинозем)

Оксид алюминия Al2O3 является белым, очень тугоплавким и твердым веществом (в природе тверже только алмаз, карборунд и боразон).

Свойства глинозема:

  • не растворяется в воде и вступает с ней в реакцию;
  • является амфотерным веществом, реагируя с кислотами и щелочами:
    Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
    Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6];
  • как амфотерный оксид реагирует при сплавлении с оксидами металлов и солями, образуя алюминаты:
    Al2O3 + K2O = 2KAlO2.

В промышленности глинозем получают из бокситов. В лабораторных условиях глинозем можно получить сжигая алюминий в кислороде:
4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Применение глинозема:

  • для получения алюминия и электротехнической керамики;
  • в качестве абразивного и огнеупорного материала;
  • в качестве катализатора в реакциях органического синтеза.

Al(OH)3

Гидроксид алюминия Al(OH)3 является белым твердым кристаллическим веществом, которое получается в результате обменной реакции из раствора гидроксида алюминия – выпадает в виде белого студенистого осадка, кристаллизующегося со временем. Это амфотерное соединение почти не растворимое в воде:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6];
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

  • взаимодействие Al(OH)3 с кислотами:
    Al(OH)3+3H+Cl = Al3+Cl3+3H2O
  • взаимодействие Al(OH)3 со щелочами:
    Al(OH)3+NaOH- = NaAlO2-+2H2O

Гидроксид алюминия получают путем действия щелочей на растворы солей алюминия:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl.

Получение и применение алюминия

Алюминий достаточно трудно выделить из природных соединений химическим способом, что объясняется высокой прочностью связей в оксиде алюминия, поэтому, для промышленного получения алюминия применяют электролиз раствора глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na3AlF6. В результате процесса алюминий выделяется на катоде, на аноде – кислород:

2Al2O3 → 4Al + 3O2

Исходным сырьем служат бокситы. Электролиз протекает при температуре 1000°C: температура плавления оксида алюминия составляет 2500°C – проводить электролиз при такой температуре не представляется возможным, поэтому оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите, и уже затем полученный электролит используют при электролизе для получения алюминия.

Применение алюминия:

  • алюминиевые сплавы широко применяются в качестве конструкционных материалов в автомобиле-, самолето-, судостроении: дюралюминий, силумин, алюминиевая бронза;
  • в химической промышленности в качестве восстановителя;
  • в пищевой промышленности для изготовления фольги, посуды, упаковочного материала;
  • для изготовления проводов и проч.

Источник: https://prosto-o-slognom.ru/chimia/509_aluminij_Al.html

WikiMedForum.Ru
Добавить комментарий