Металлы относятся к удобным для обработки материалам, и лидером среди них является алюминий, химические свойства которого давно известны людям. Этот металл, благодаря своим характеристикам, широко применяется в быту, и отыскать у себя дома изделие из алюминия сможет почти каждый человек. Следует детально рассмотреть свойства этого металла как элемента и как простого вещества.

Как был открыт алюминий

С давних времен люди использовали алюмокалиевые квасцы - соединение алюминия, способное придавать прочность и устойчивость тканям и коже. Такое свойство металла нашло свое применение в кожевничестве: с помощью алюмокалиевых квасцов скорняки выделывали кожу, придавая ей прочность и устойчивость. О том, что оксид алюминия присутствует в природе в чистом виде, люди узнали только во второй половине XVI­II столетия, но получать чистое вещество в те времена еще не научились.

Впервые это удалось сделать Хансу Кристиану Эрстеду, который обработал соль амальгамой калия, выделив затем из полученной смеси порошок серого цвета. Таким образом, данная химическая реакция помогла добыть чистый . В то же время были установлены такие характеристики металла, как высокая восстановительная способность и сильная активность.

Взаимодействие с оксидами реакция замещения атомов металла в оксиде на алюминий позволяет получить большое количество теплоты и новый металл в свободном виде.

Взаимодействие с солями , а именно с растворами некоторых менее активных солей.

Взаимодействие со щелочами : по причине сильного взаимодействия с растворами щелочей, их растворы нельзя хранить в посуде из алюминия.

Алюминотермия - процесс восстановления металлов, сплавов и неметаллов посредством воздействия на их оксиды металлическим алюминием. Благодаря данной особенности алюминия, металлурги могут добывать такие тугоплавкие металлы, как молибден, вольфрам, цирконий, ванадий.

Физические свойства алюминия как простого вещества

В качестве простого вещества алюминий представляет собой металл серебристого цвета. Он способен окисляться на воздухе, покрываясь плотной оксидной пленкой.

Данная особенность металла обеспечивает его высокую стойкость к коррозии. Это свойство алюминия, наравне с другими характеристиками, делает его чрезвычайно популярным металлом, широко применяемым в быту. Кроме того, алюминий имеет легкий вес, сохраняя при этом высокую прочность и пластичность.

Далеко не каждое известное людям вещество имеет совокупность подобных характеристик.

Физические свойства алюминия

Алюминий - пластичный и ковкий металл, применяется для изготовления тончайшей фольги, из алюминия прокатывают проволоку.

Температура кипения металла составляет 2518 °С.

Температура плавления алюминия составляет 660 °С.

Плотность алюминия составляет 2,7 г/см³.

Широкое применение алюминия в сферах жизнедеятельности обусловлено его химическими и физическими свойствами.

Название Алюминий происходит от лат. alumen - так еще за 500 лет до н. э. назывались алюминиевые квасцы, которые применялись как протрава при крашении тканей и для дубления кожи. Датский ученый X. К. Эрстед в 1825, действуя амальгамой калия на безводный АlСl 3 и затем отгоняя ртуть, получил относительно чистый Алюминий. Первый промышленного способ производства Алюминия предложил в 1854 французский химик А. Э. Сент-Клер Девиль: способ заключался в восстановлении двойного хлорида Алюминия и натрия Na 3 AlCl 6 металлическим натрием. Похожий по цвету на серебро, Алюминий на первых порах ценился очень дорого. С 1855 по 1890 годы было получено всего 200 т Алюминия. Современный способ получения Алюминия электролизом криолитоглиноземного расплава разработан в 1886 году одновременно и независимо друг от друга Ч. Холлом в США и П. Эру во Франции.

Распространение Алюминия в природе. По распространенности в природе Алюминий занимает 3-е место после кислорода и кремния и 1-е - среди металлов. Его содержание в земной коре составляет по массе 8,80% . В свободном виде Алюминий в силу своей химической активности не встречается. Известно несколько сотен минералов Алюминия, преимущественно алюмосиликатов. Промышленное значение имеют боксит, алунит и нефелин. Нефелиновые породы беднее бокситов глиноземом, но при их комплексном использовании получаются важные побочные продукты: сода, поташ, серная кислота. В СССР разработан метод комплексного использования нефелинов. Нефелиновые руды в СССР образуют, в отличие от бокситов, весьма крупные месторождения и создают практически неограниченные возможности для развития алюминиевой промышленности.

Физические свойства Алюминия. Алюминий сочетает весьма ценный комплекс свойств: малую плотность, высокие теплопроводность и электрическую проводимость, высокую пластичность и хорошую коррозионную стойкость. Он легко поддается ковке, штамповке, прокатке, волочению. Алюминий хорошо сваривается газовой, контактной и других видами сварки. Решетка Алюминия кубическая гранецентрированная с параметром а = 4,0413 Å. Свойства Алюминий, как и всех металлов, в значит, степени зависят от его чистоты. Свойства Алюминия особой чистоты (99,996%): плотность (при 20°С) 2698,9 кг/м 3 ; t пл 660,24°С; t кип около 2500°С; коэффициент термического расширения (от 20° до 100°С) 23,86·10 -6 ; теплопроводность (при 190°С) 343 вт/м·К , удельная теплоемкость (при 100°С) 931,98 дж/кг·К. ; электропроводность по отношению к меди (при 20 °С) 65,5%. Алюминий обладает невысокой прочностью (предел прочности 50-60 Мн/м 2), твердостью (170 Мн/м 2 по Бринеллю) и высокой пластичностью (до 50%). При холодной прокатке предел прочности Алюминия возрастает до 115 Мн/м 2 , твердость - до 270 Мн/м 2 , относительное удлинение снижается до 5% (1 Мн/м 2 ~ и 0,1 кгс/мм 2). Алюминий хорошо полируется, анодируется и обладает высокой отражательной способностью, близкой к серебру (он отражает до 90% падающей световой энергии). Обладая большим сродством к кислороду, Алюминий на воздухе покрывается тонкой, но очень прочной пленкой оксида Al 2 О 3 , защищающей металл от дальнейшего окисления и обусловливающей его высокие антикоррозионные свойства. Прочность оксидной пленки и защитное действие ее сильно убывают в присутствии примесей ртути, натрия, магния, меди и др. Алюминий стоек к действию атмосферной коррозии, морской и пресной воды, практически не взаимодействует с концентрированной или сильно разбавленной азотной кислотой, с органических кислотами, пищевыми продуктами.

Химические свойства Алюминия. Внешняя электронная оболочка атома Алюминия состоит из 3 электронов и имеет строение 3s 2 3р 1 . В обычных условиях Алюминий в соединениях 3-валентен, но при высоких температурах может быть одновалентным, образуя так называемых субсоединения. Субгалогениды Алюминия, AlF и АlСl, устойчивые лишь в газообразном состоянии, в вакууме или в инертной атмосфере, при понижении температуры распадаются (диспропорционируют) на чистый Аl и AlF 3 или АlСl 3 и поэтому могут быть использованы для получения сверхчистого Алюминия. При накаливании мелкоизмельченный или порошкообразный Алюминий энергично сгорает на воздухе. Сжиганием Алюминия в токе кислорода достигается температура выше 3000°С. Свойством Алюминия активно взаимодействовать с кислородом пользуются для восстановления металлов из их оксидов (Алюминотермия). При темно-красном калении фтор энергично взаимодействует с Алюминием, образуя AlF 3 . Хлор и жидкий бром реагируют с Алюминием при комнатной температуре, иод - при нагревании. При высокой температуре Алюминий соединяется с азотом, углеродом и серой, образуя соответственно нитрид AlN, карбид Al 4 C 3 и сульфид Al 2 S 3 . С водородом Алюминий не взаимодействует; гидрид Алюминия (AlН 3) X получен косвенным путем. Большой интерес представляют двойные гидриды Алюминия и элементов I и II групп периодической системы состава МеН n · n AlH 3 , так называемые алюмогидриды. Алюминий легко растворяется в щелочах, выделяя водород и образуя алюминаты. Большинство солей Алюминия хорошо растворимо в воде. Растворы солей Алюминия вследствие гидролиза показывают кислую реакцию.

Получение Алюминия. В промышленности Алюминий получают электролизом глинозема Аl 2 О 3 , растворенного в расплавленном криолите NasAlF 6 при температуре около 950° С. Используются электролизеры трех основных конструкций: 1) электролизеры с непрерывными самообжигающимися анодами и боковым подводом тока, 2) то же, но с верхним подводом тока и 3) электролизеры с обожженными анодами. Электролитная ванна представляет собой железный кожух, футерованный внутри тепло- и электро-изолирующим материалом - огнеупорным кирпичом, и выложенный угольными плитами и блоками. Рабочий объем заполняется расплавленным электролитом, состоящим из 6-8% глинозема и 94-92% криолита (обычно с добавкой AlF 3 и около 5-6% смеси фторидов калия и магния). Катодом служит подина ванны, анодом - погруженные в электролит угольные обожженные блоки или же набивные самообжигающиеся электроды. При прохождении тока на катоде выделяется расплавленный Алюминий, который накапливается на подине, а на аноде - кислород, образующий с угольным анодом CO и CO 2 . К глинозему, основному расходуемому материалу, предъявляются высокие требования по чистоте и размерам частиц. Присутствие в нем оксидов более электроположительных элементов, чем Алюминий, ведет к загрязнению Алюминия. При достаточном содержании глинозема ванна работает нормально при электрическом напряжении порядка 4-4,5 В. Ванны присоединяют к источнику постоянного тока последовательно (сериями из 150-160 ванн). Современные электролизеры работают при силе тока до 150 кА. Из ванн Алюминий извлекают обычно с помощью вакуум-ковша. Расплавленный Алюминий чистотой 99,7% разливают в формы. Алюминий высокой чистоты (99,9965%) получают электролитическим рафинированием первичного Алюминия с помощью так называемых трехслойного способа, снижающего содержание примесей Fe, Si и Сu. Исследования процесса электролитического рафинирования Алюминия с применением органических электролитов показали принципиальную возможность получения Алюминий чистотой 99,999% при относительно низком расходе энергии, но пока этот метод обладает низкой производительностью. Для глубокой очистки Алюминий применяют зонную плавку или дистилляцию его через субфторид.

При электролитическом производстве Алюминия возможны поражения электрическим током, высокой температурой и вредными газами. Для избежания несчастных случаев ванны надежно изолируют, рабочие пользуются сухими валенками, соответствующей спецодеждой. Здоровая атмосфера поддерживается эффективной вентиляцией. При постоянном вдыхании пыли металлического Алюминия и его оксида может возникнуть алюминоз легких. У рабочих, занятых в производстве Алюминия, часты катары верхних дыхательных путей (риниты, фарингиты, ларингиты). Предельно допустимая концентрация в воздухе пыли металлического Алюминий, его оксида и сплавов 2 мг/м 3 .

Применение Алюминия. Сочетание физических, механических и химических свойств Алюминия определяет его широкое применение практически во всех областях техники, особенно в виде его сплавов с других металлами. В электротехнике Алюминий успешно заменяет медь, особенно в производстве массивных проводников, например, в воздушных линиях, высоковольтных кабелях, шинах распределительных устройств, трансформаторах (электрическая проводимость Алюминия достигает 65,5% электрической проводимости меди, и он более чем в три раза легче меди; при поперечном сечении, обеспечивающем одну и ту же проводимость, масса проводов из Алюминий вдвое меньше медных). Сверхчистый Алюминий употребляют в производстве электрических конденсаторов и выпрямителей, действие которых основано на способности оксидной пленки Алюминия пропускать электрический ток только в одном направлении. Сверхчистый Алюминий, очищенный зонной плавкой, применяется для синтеза полупроводниковых соединений типа А III B V ,применяемых для производства полупроводниковых приборов. Чистый Алюминий используют в производстве разного рода зеркальных отражателей. Алюминий высокой чистоты применяют для предохранения металлических поверхностей от действия атмосферной коррозии (плакирование, алюминиевая краска). Обладая относительно низким сечением поглощения нейтронов, Алюминий применяется как конструкционный материал в ядерных реакторах.

В алюминиевых резервуарах большой емкости хранят и транспортируют жидкие газы (метан, кислород, водород и т. д.), азотную и уксусную кислоты, чистую воду, перекись водорода и пищевые масла. Алюминий широко применяют в оборудовании и аппаратах пищевой промышленности, для упаковки пищевых продуктов (в виде фольги), для производства разного рода бытовых изделий. Резко возросло потребление Алюминий для отделки зданий, архитектурных, транспортных и спортивных сооружений.

В металлургии Алюминий (помимо сплавов на его основе)- одна из самых распространенных легирующих добавок в сплавах на основе Сu, Mg, Ti, Ni, Zn и Fe. Применяют Алюминий также для раскисления стали перед заливкой ее в форму, а также в процессах получения некоторых металлов методом алюминотермии. На основе Алюминия методом порошковой металлургии создан САП (спеченный алюминиевый порошок), обладающий при температурах выше 300°С большой жаропрочностью.

Алюминий используют в производстве взрывчатых веществ (аммонал, алюмотол). Широко применяют различные соединения Алюминия.

Производство и потребление Алюминия непрерывно растет, значительно опережая по темпам роста производство стали, меди, свинца, цинка.

Геохимия Алюминия. Геохимические черты Алюминия определяются его большим сродством к кислороду (в минералах Алюминий входит в кислородные октаэдры и тетраэдры), постоянной валентностью (3), слабой растворимостью большинства природных соединений. В эндогенных процессах при застывании магмы и формировании изверженных пород Алюминий входит в кристаллическую решетку полевых шпатов, слюд и других минералов - алюмосиликатов. В биосфере Алюминий- слабый мигрант, его мало в организмах и гидросфере. Во влажном климате, где разлагающиеся остатки обильной растительности образуют много органических кислот, Алюминий мигрирует в почвах и водах в виде органоминеральных коллоидных соединений; Алюминий адсорбируется коллоидами и осаждается в нижней части почв. Связь Алюминия с кремнием частично нарушается и местами в тропиках образуются минералы - гидрооксиды Алюминия- бемит, диаспор, гидраргиллит. Большая же часть Алюминия входит в состав алюмосиликатов - каолинита, бейделлита и других глинистых минералов. Слабая подвижность определяет остаточное накопление Алюминия в коре выветривания влажных тропиков. В результате образуются элювиальные бокситы. В прошлые геологические эпохи бокситы накапливались также в озерах и прибрежной зоне морей тропических областей (например, осадочные бокситы Казахстана). В степях и пустынях, где живого вещества мало, а воды нейтральные и щелочные, Алюминий почти не мигрирует. Наиболее энергична миграция Алюминия в вулканических областях, где наблюдаются сильнокислые речные и подземные воды, богатые Алюминием. В местах смещения кислых вод с щелочными - морскими (в устьях рек и других), Алюминий осаждается с образованием бокситовых месторождений.

Алюминий в организме. Алюминий входит в состав тканей животных и растений; в органах млекопитающих животных обнаружено от 10 -3 до 10 -5 % Алюминия (на сырое вещество). Алюминий накапливается в печени, поджелудочной и щитовидной железах. В растительных продуктах содержание Алюминия колеблется от 4 мг на 1 кг сухого вещества (картофель) до 46 мг (желтая репа), в продуктах животного происхождения - от 4 мг (мед) до 72 мг на 1 кг сухого вещества (говядина). В суточном рационе человека содержание Алюминия достигает 35-40 мг. Известны организмы - концентраторы Алюминия, например, плауны (Lycopodiaceae), содержащие в золе до 5,3% Алюминия, моллюски (Helix и Lithorina), в золе которых 0,2-0,8% Алюминия. Образуя нерастворимые соединения с фосфатами, Алюминий нарушает питание растений (поглощение фосфатов корнями) и животных (всасывание фосфатов в кишечнике).

АЛЮМИНИЙ

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500 о С. Известны Al 2 O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

4(Al,Hg) +3O 2 + 6H 2 O = 4Al(OH) 3 + (Hg)

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al 2 S 3 .

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800 о С, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000 о С. Карбид алюминия состава Al 4 C 3 относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2 ,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H 2 SO 4 (конц) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 (конц) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + .

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200 о – 3000 о С. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe 3 O 4 называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO 4 + (H 2 O) = Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 +3H 2 2Al + 2K 2 CO 3 + 8H 2 O = 2K + 2KHCO 3 + 3H 2 . 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al 2 O 3). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al 2 O 3 встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Реакции в растворе: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом 1- , т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 . Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Гидроксиды алюминия . Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH) 3 . Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 , по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl 3 +4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO 4 и фторид AlF 3 . Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+ , т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3 . Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp 2 -гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al 2 Cl 6 . Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты M I M III (SO 4) 2 , которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H 2 S, CO 2 , SO 2) его осаждают: K +4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) 3 ↓ + KHCO 3

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.

Железо

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: 3d 6 4s 2 и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe 3+ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d 5 , что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539 о С. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe 3 O 4 , а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe 2 O 3 . Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe 3+ . С иодом образуется FeJ 2 , так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ 3 не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe 2 S 3 , а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS 2 . Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500 о С: 3Fe + C = Fe 3 C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H 2 O (пар) = Fe 3 O 4 + 4H 2 . В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 . Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe 2+ .

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II)), а восстанавливает HNO 3 (разб.) до NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + в зависимости от условий, а HNO 3 (конц.) – до NO 2 из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Свойства соединений железа.

Fe 2+ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg 2+ , поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс 2+ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl 2 содержатся комплексные частицы 0 . Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 500 0 С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4 . Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe 2+ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2 ­ , но 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 +3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (конц) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 .

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 . 6H 2 O. Катион Fe 2+ легко окисляется до Fe 3+ , поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe 3+ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe 2 O 3 – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 – желтого или красного цвета, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 . Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe 2 O 3 . nH 2 O.

Fe 3 O 4 - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO . Fe 2 O 3 , либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO 2) 2 . При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe 2+ : Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o =0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2 ,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH 4 Fe(SO 4) 2 . 12H 2 O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl 3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + - . Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцией на наличие катиона трехвалентного железа является появленме кроваво-красной окраски при взаимодействии с тиоцианатом (роданидом) калия:2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6 . Степень окисления +6 для железа малоустойчива. Удается получить только анион FeO 4 2- , который существует только при pH>7-9, но при этом является сильным окислителем.

Fe 2 O 3 + 4KOH + 3KNO 3 = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O

Fe (опилки) + H 2 O + KOH + KNO 3 = K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2

2Fe(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 FeO 4 + 6KCl + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + KCl + 2H 2 O

4K 2 FeO 4 + 6H 2 O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O 2

4BaFeO 4 (нагревание) = 4BaO + 2Fe 2 O 3 + 3O 2

2K 2 FeO 4 + 2CrCl 3 + 2HCl = FeCl 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

Получение железа в промышленности:

А) доменный процесс: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

Б) алюмотермия: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe

ХРОМ – элемент с порядковым номером 24, с относительной атомной массой 51,996. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию 3d 5 4s 1 и в периодической системе находится в IV периоде, VI группе, побочной подгруппе. Возможные степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Из них наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6, а минимальной энергией обладает +3.

По физическим свойствам хром – серовато-белый, блестящий, твердый металл с температурой плавления 1890 о С. Прочность его кристаллической решетки обусловлена наличием пяти неспаренных d-электронов, способных к частичному ковалентному связыванию.

Химические свойства простого вещества.

При низких температурах хром инертен из-за наличия оксидной пленки, не взаимодействует с водой и воздухом.

1. С кислородом взаимодействует при температурах выше 600 о С. При этом образуется оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 .

2. Взаимодействие с галогенами происходит по-разному: Cr + 2F 2 = CrF 4 (при комнатной температуре), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (при значительном нагревании). Следует сказать, что иодид хрома (III) может существовать и получается по обменной реакции в виде кристаллогидрата CrJ 3 . 9H 2 O, но его термическая устойчивость невелика, и при нагревании он разлагается на CrJ 2 и J 2 .

3. При температуре выше 120 о С хром взаимодействует с расплавленной серой, давая сульфид хрома (II) – CrS (черного цвета).

4. При температурах выше 1000 о С хром реагирует с азотом и углеродом, давая нестехиометрические, химически инертные соединения. Среди них можно отметить карбид с примерным составом CrC, который по твердости приближается к алмазу.

5. С водородом хром не реагирует.

6. Реакция с водяным паром проходит следующим образом: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Реакция с кислотами-неокислителями происходит достаточно легко, при этом образуется аква-комплекс 2+ небесно-голубого цвета, который устойчив только в отсутствие воздуха или в атмосфере водорода. В присутствии кислорода реакция идет иначе: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Разбавленные кислоты, насыщенные кислородом, даже пассивируют хром за счет образования на поверхности прочной оксидной пленки.

8. Кислоты- окислители: азотная кислота любой концентрации, серная концентрированная, хлорная кислота пассивируют хром так, что после обработки поверхности этими кислотами он уже не реагирует и с другими кислотами. Пассивация снимается при нагревании. При этом получаются соли хрома (III) и диоксиды серы или азота (из хлорной кислоты – хлорид). Пассивация за счет образования солевой пленки происходит при взаимодействии хрома с фосфорной кислотой.

9. Непосредственно со щелочью хром не реагирует, но вступает в реакцию со щелочными расплавами с добавлением окислителей: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (ж) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Хром способен реагировать с растворами солей, вытесняя менее активные металлы (стоящие правее него в ряду напряжения) из состава соли. Сам хром при этом превращается в катион Cr 2+ .

Алюминий

Алюминий - химический элемент III группы периодической системы Менделеева (атомный номер 13, атомная масса 26,98154). В большинстве соединений алюминий трехвалентен, но при высоких температурах он способен проявлять и степень окисления +1. Из соединений этого металла самое важное - оксид Al 2 O 3 .

Алюминий - серебристый-белый металл, легкий (плотность 2,7 г/см 3) , пластичный, хороший проводник электричества и тепла, температура плавления 660 °C. Он легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминий химически активен (на воздухе покрывается защитной оксидной пленкой - оксидом алюминия.) надежно предохраняет металл от дальнейшего окисления. Но если порошок алюминия или алюминиевую фольгу сильно нагреть, то металл сгорает ослепительным пламенем, превращаясь в оксид алюминия. Алюминий растворяется даже в разбавленных соляной и серной кислотах, особенно при нагревании. А вот в сильно разбавленной и концентрированной холодной азотной кислоте алюминий не растворяется. При действии на алюминий водных растворов щелочей слой оксида растворяется, причем образуются алюминаты - соли, содержащие алюминий в составе аниона:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na .

Алюминий, лишенный защитной пленки, взаимодействуют с водой, вытесняя из нее водород:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Образующийся гидроксид алюминия реагирует с избытком щелочи, образуя гидроксоалюминат:

Al(OH) 3 + NaOH = Na.

Суммарное уравнение растворения алюминия в водном растворе щелочи имеет следующий вид:

2Al + 2NaOH +6H 2 O = 2Na + 3H 2 .

Алюминий активно взаимодействует и с галогенами. Гидроксид алюминия Al(OH) 3 - белое, полупрозрачное, студенистое вещество.

В земной коре содержится 8,8% алюминия. Это третий по распространенности в природе элемент после кислорода и кремния и первый - среди металлов. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд. Известно несколько сотен минералов Al (алюмосиликаты, бокситы, алуниты и другие). Важнейший минерал алюминия - боксит содержит 28-60% глинозема - оксида алюминия Al 2 O 3 .

В чистом виде алюминий впервые был получен датским физиком Х. Эрстедом в 1825 году, хотя и является самым распространенным металлом в природе.

Производство алюминия осуществляется электролизом глинозема Al 2 O 3 в расплаве криолита NaAlF 4 при температуре 950 °C.

Алюминий применяется в авиации, строительстве, преимущественно в виде сплавов алюминия с другими металлами, электротехнике (заменитель меди при изготовлении кабелей и т.д.), пищевой промышленности (фольга), металлургии (легирующая добавка), алюмотермии и т.д.

Плотность алюминия, удельный вес и другие характеристики.

Плотность - 2,7*10 3 кг/м 3 ;
Удельный вес - 2,7 г /cм 3 ;
Удельная теплоемкость при 20°C - 0,21 кал/град;
Температура плавления - 658,7°C ;
Удельная теплоемкость плавления - 76,8 кал/град;
Температура кипения - 2000°C ;
Относительное изменение объема при плавлении (ΔV/V) - 6,6%;
Коэффициент линейного расширения (при температуре около 20°C) : - 22,9 *10 6 (1/град);
Коэффициент теплопроводности алюминия - 180 ккал/м*час*град;

Модули упругости алюминия и коэффициент Пуассона

Отражение света алюминием

Числа, приведенные в таблице, показывают, какая доля света в %, падающего перпендикулярно к поверхности, отражается от нее.

ОКСИД АЛЮМИНИЯ Al 2 O 3

Оксид алюминия Al 2 O 3 , называемый также глиноземом, встречается в природе в кристаллическом виде, образуя минерал корунд. Корунд обладает очень высокой твердостью. Его прозрачные кристаллы, окрашенные в красный или синий цвет, представляют собой драгоценные камни - рубин и сапфир. В настоящее время рубины получают искусственно, сплавляя с глиноземом в электрической печи. Они используются не столько для украшений, сколько для технических целей, например, для изготовления деталей точных приборов, камней в часах и т.п. Кристаллы рубинов, содержащих малую примесь Cr 2 O 3 , применяют а качестве квантовых генераторов - лазеров, создающих направленный пучек монохроматического излучения.

Корунд и его мелкозернистая разновидность, содержащая большое количество примесей - наждак, применяются как абразивные материалы.

ПРОИЗВОДСТВО АЛЮМИНИЯ

Основным сырьем для производства алюминия служат бокситы, содержащие 32-60% глинозема Al 2 O 3 . К важнейшим алюминиевым рудам относятся также алунит и нефелин. Россия располагает значительными запасами алюминиевых руд. Кроме бокситов, большие месторождения которых находятся на Урале и в Башкирии, богатым источником алюминия является нефелин, добываемый на Кольском полуострове. Много алюминия находится и в месторождениях Сибири.

Алюминий получают из оксида алюминия Al 2 O 3 электролитическим методом. Используемый для этого оксид алюминия должен быть достаточно чистым, поскольку из выплавленного алюминия примеси удаляются с большим трудом. Очищенный Al 2 O 3 получают переработкой природного боксита.

Основное исходное вещество для производства алюминия - оксид алюминия. Он не проводит электрический ток и имеет очень высокую температуру плавления (около 2050 °C), поэтому требуется слишком много энергии.

Необходимо снизить температуру плавления оксида алюминия хотя бы до 1000 o C. Такой способ параллельно нашли француз П. Эру и американец Ч. Холл. Они обнаружили, что глинозем хорошо растворяется в раплавленном криолите - минерале состава AlF 3 . 3NaF. Этот расплав и подвергают элктролизу при температуре всего около 950 °C на алюминиевых производствах. Запасы криолита в природе незначительны, поэтому был создан синтетический криолит, что существенно удешевило производство алюминия.

Гидролизу подвергают расплавленную смесь криолита Na 3 и оксида алюминия. Смесь, содержащая около 10 весовых процентов Al 2 O 3 , плавится при 960 °C и обладает электропроводностью, плотностью и вязкостью, наиболее благоприятствующими проведению процесса. Для дополнительного улучшения этих характеристик в состав смеси вводят добавки AlF 3 , CaF 2 и MgF 2 . Благодаря этому проведение электролиза оказывается возможным при 950 °C.

Эликтролизер для выплавки алюминия представляет собой железный кожух, выложенный изнутри огнеупорным кирпичем. Его дно (под), собранное из блоков спресованного угля, служит катодом. Аноды (один или несколько) располагаются сверху: это - алюминиевые каркасы, заполненные угольными брикетами. На современных заводах электролизеры устанавливаются сериями; каждая серия состоит из 150 и большего числа электролизеров.

При электролизе на катоде выделяется алюминий, а на аноде - кислород. Алюминий, обладающий большей плотностью, чем исходный расплав, собирается на дне эликтролизера, откуда его периодически выпускают. По мере выделения металла, в расплав добавляют новые порции оксида алюминия. Выделяющийся при электролизе кислород взаимодействует с углеродом анода, который выгорает, образуя CO и CO 2 .

Первый алюминиевый завод в России был построен в 1932 году в Волхове.

СПЛАВЫ АЛЮМИНИЯ

Сплавы , повышающие прочность и другие свойства алюминия, получают введением в него легирующих добавок, таких, как медь, кремний, магний, цинк, марганец.

Дуралюмин (дюраль, дюралюминий, от названия немецкого города, где было начато промышленное производство сплава). Сплав алюминия (основа) с медью (Cu: 2,2-5,2%), магнием (Mg: 0,2-2,7%) марганцем(Mn: 0,2-1%). Подвергается закалке и старению, часто плакируется алюминием. Является конструкционным материалом дла авиационного и транспортного машиностроения.

Силумин - легкие литейные сплавы алюминия (основа) с кремнием (Si: 4-13%), иногда до 23% и некоторыми другими элементами: Cu, Mn, Mg, Zn, Ti, Be). Изготавливают детали сложной конфигурации, главным образом в авто- и авиастроении.

Магналии - сплавы алюминия (основа) с магнием (Mg: 1-13%) и другими элементами, обладающие высокой коррозийной стойкостью, хорошей свариаемостью, высокой пластичностью. Изготавливают фасонные отливки (литейные магналии), листы, проволоку, заклепки и т.д. (деформируемые магналии).

Основные достоинства всех сплавов алюминия состоит в их малой плотностью (2,5-2,8 г/см 3), высокая прочность (в расчете на единицу веса), удовлетворительная стойкость против атмосферной коррозии, сравнительная дешевизна и простота получения и обработка.

Алюминиевые сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в производстве посуды, спорттоваров, мебели, рекламе и других отраслях промышленности.

По широте применения сплавы алюминия занимают второе место после стали и чугуна.

Алюминий - одна из наиболее распространенных добавок в сплавах на основе меди, магния, титана, никеля, цинка, железа.

Алюминий применяется и для алитирования (алюминирования) - насыщения поверхности стальных или чугунных изделий алюминием с целью защиты основного материала от окисления при сильном нагревании, т.е. повышения жароупорности (до 1100 °C) и сопротивления атмосферной коррозии.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Алюминий - тринадцатый элемент Периодической таблицы. Обозначение - Al от латинского «aluminium». Расположен в третьем периоде, IIIА группе. Относится к металлам. Заряд ядра равен 13.

Алюминий - самый распространенный в земной коре металл. Он входит в состав глин, полевых шпатов, слюд и многих других минералов. Общее содержание алюминия в земной коре составляет 8% (масс.).

Алюминий - серебристо-белый (рис. 1) легкий металл. Он легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы.

При комнатной температуре алюминий не изменяется на воздухе, но лишь потому, что его поверхность покрыта тонкой пленкой оксида, обладающего очень сильным защитным действием.

Рис. 1. Алюминий. Внешний вид.

Атомная и молекулярная масса алюминия

Относительной молекулярная масса вещества (M r) - это число, показывающее, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома углерода, а относительная атомная масса элемента (A r) — во сколько раз средняя масса атомов химического элемента больше 1/12 массы атома углерода.

Поскольку в свободном состоянии алюминий существует в виде одноатомных молекул Al, значения его атомной и молекулярной масс совпадают. Они равны 26,9815.

Изотопы алюминия

Известно, что в природе алюминий может находиться в виде одного стабильного изотопа 27 Al. Массовое число равно 27. Ядро атома изотопа алюминия 27 Al содержит тринадцать протонов и четырнадцать нейтронов.

Существуют радиоактивные изотопы алюминия с массовыми числами от 21-го до 42-х, среди которых наиболее долгоживущим является изотоп 26 Al, период полураспада которого составляет 720 тысяч лет.

Ионы алюминия

На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеется три электрона, которые являются валентными:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3р 1 .

В результате химического взаимодействия алюминий отдает свои валентные электроны, т.е. является их донором, и превращается в положительно заряженный ион:

Al 0 -3e → Al 3+ .

Молекула и атом алюминия

В свободном состоянии алюминий существует в виде одноатомных молекул Al. Приведем некоторые свойства, характеризующие атом и молекулу алюминия:

Сплавы алюминия

Основное применение алюминия - производство сплавов на его основе. Легирующие добавки (например, медь, кремний, магний, цинк, марганец) вводят в алюминий главным образом для повышения его прочности.

Широкое применение имеют дуралюмины, содержащие медь и магний, силумины, в которых основной добавкой служит кремний, магналий (сплав алюминия с 9,5-11,5% магния).

Алюминий - одна из наиболее распространенных добавок в сплавах на основе меди, магния, титана, никеля, цинка и железа.

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

Задание	Для сварки рельсов по методу алюмотермии используют смесь алюминия и оксида железа Fe 3 O 4 . Составьте термохимическое уравнение реакции, если при образовании железа массой 1 кг (1000 г) выделяется 6340 кДж тепла.
Решение	Запишем уравнение реакции получения железа алюмотермическим методом: 8Al + 3Fe 2 O 3 = 9Fe+ 4Al 2 O 3 . Найдем теоретическую массу железа (рассчитанная по термохимическому уравнению реакции): n(Fe) = 9 моль; m(Fe) = n(Fe) ×M(Fe); m(Fe) = 9 × 56 = 504 г. Пусть в ходе реакции выделится х кДж теплоты. Составим пропорцию: 1000 г - 6340 кДж; 504 г - х кДж. Отсюда х будет равен: х = 540 ×6340 / 1000 = 3195. Значит в ходе реакции получения железа алюмотермическим методом выделяется 3195 кДж теплоты. Термохимическое уравнение реакции имеет вид: 8Al + 3Fe 2 O 3 = 9Fe+ 4Al 2 O 3 + 3195 кДж.
Ответ	В ходе реакции выделяется 3195 кДж теплоты.

ПРИМЕР 2

Задание	Алюминий обработали 200 г 16%-го раствора азотной кислоты, при этом выделился газ. Определите массу и объем выделившегося газа.
Решение	Запишем уравнение реакции растворения алюминия в азотной кислоте: 2Al + 6HNO 3 = 2Al(NO 3) 3 + 3H 2 -. Рассчитаем массу растворенного вещества азотной кислоты: m(HNO 3) = m solution (HNO 3)×w(HNO 3) / 100%; m(HNO 3) = 20 ×96% / 100% =19,2 г. Найдем количество вещества азотной кислоты: M(HNO 3) = Ar(H) + Ar(N) + 3×Ar(O) = 1 + 14 + 3×16 = 63 г/моль. n(HNO 3) = m (HNO 3) / M(HNO 3); n(HNO 3) = 19,2 / 63 = 0,3моль. Согласно уравнению реакцииn(HNO 3) :n(H 2) = 6:3, т.е. n(H 2) = 3×n(HNO 3) / 6 = ½ ×n(HNO 3) = ½ × 0,3 = 0,15 моль. Тогда масса и объем выделившегося водорода будут равны: M(H 2) = 2×Ar(H) = 2×1 = 2 г/моль. m(H 2) = n(H 2) ×M(H 2) = 0,15×2 = 0,3г. V(H 2) = n(H 2) ×V m ; V(H 2) = 0,15× 22,4 = 3,36л.
Ответ	В результате реакции выделяется водород массой 0,3 г и объемом 3,36 л.