Алюминий подготовка к егэ по химии

1. Положение алюминия в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение алюминия 
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой 
7.1.3. Взаимодействие с фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с щелочами
7.2.6. Взаимодействие с окислителями

Оксид алюминия 
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с основными оксидами
2.2. Взаимодействие с основаниями
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.5. Взаимодействие с кислотами
2.6. Взаимодействие с восстановителями
2.7. Вытеснение более летучих оксидов из солей

Гидроксид алюминия 
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с щелочами 
2.4. Разложение при нагревании

Соли алюминия 

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

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

Электронное строение алюминия и свойства 

Электронная конфигурация  алюминия в основном состоянии:

+13Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

Электронная конфигурация  алюминия в возбужденном состоянии:

+13Al^* 1s²2s²2p⁶3s¹3p²   1s    2s   2p    3s   3p

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

Физические свойства 

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

Температура плавления 660^оС, температура кипения 1450^оС, плотность алюминия 2,7 г/см³.

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

Нахождение в природе

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

В природе алюминий встречается в виде соединений:

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

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

Способы получения 

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

Al₂O₃ → Al³⁺ + AlO₃^3-

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод:  Al³⁺ +3e → Al⁰

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Анод: 4AlO₃^3- — 12e → 2Al₂O₃ + 3O₂

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂

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

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

Качественные реакции

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

Например, хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

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

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

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

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

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

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al³⁺ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄⁺

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

Химические свойства

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

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2Al  +  3I₂  → 2AlI₃

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

2Al  +  3S  → Al₂S₃

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

Al + P → AlP

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

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

4Al + 3C → Al₄C₃

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

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

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

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

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

2Al⁰ + 6H₂⁺O → 2Al⁺³(OH)₃ + 3H₂⁰

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

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт  взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

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

Например, алюминий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

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

2Al + 6H₂SO_4(конц.) → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

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

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

10Al + 36HNO_{3 (разб)} → 3N₂ + 10Al(NO₃)₃ + 18H₂O

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

8Al + 30HNO_{3(оч.разб.)} →  8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

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

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

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

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

2Al + 6NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂↑ + 2Na₂O

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

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

2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃

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

8Al  +  3Fe₃O₄ →  4Al₂O₃  +  9Fe

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

2Al  +  3Na₂O₂  → 2NaAlO₂   +  2Na₂O

8Al  +  3KNO₃ +  5KOH  +  18H₂O →  8K[Al(OH)₄]     +  3NH₃

10Al   +  6KMnO₄  +  24H₂SO₄  → 5Al₂(SO₄)₃  +  6MnSO₄  +  3K₂SO₄  +  24H₂O

2Al  +  NaNO₂ +  NaOH  +  5H₂O →  2Na[Al(OH)₄]  +  NH₃

Al   +  3KMnO₄  +  4KOH →  3K₂MnO₄  +  K[Al(OH)₄]  

4Al  +  K₂Cr₂O₇ → 2Cr   +  2KAlO₂   +   Al₂O₃

Оксид алюминия

Способы получения

Оксид алюминия можно получить различными методами:

1. Горением алюминия на воздухе: 

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

 3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия:

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

Химические свойства

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

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

Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:

Na₂O  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂

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

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

2NaOH  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂ +  H₂O

Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

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

3. Оксид алюминия  не взаимодействует с водой.

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

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

Al₂O₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃

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

Например, оксид алюминия реагирует с серной кислотой:

Al₂O₃  +  3H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃  +  3H₂O

6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства.

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

Al₂O₃  +  3CaH₂ → 3CaO  +  2Al  +  3H₂

Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

2Al₂O₃  → 4Al + 3O₂

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

Например, из карбоната натрия:

Al₂O₃  +  Na₂CO₃ → 2NaAlO₂  +  CO₂

Гидроксид алюминия

Способы получения

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

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

AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl

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

Na[Al(OH)₄] + СО₂ = Al(OH)₃ + NaНCO₃ 

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

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

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

AlCl₃ + 3KOH_{(недост.)} = Al(OH)₃↓+ 3KCl

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

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

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O  =  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑ +  6NaBr

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

2AlCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O  =  2Al(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Химические свойства

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

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

Al(OH)₃ + 3HNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Al(OH)₃  +  3HCl →  AlCl₃  +  3H₂O

2Al(OH)₃  +  3H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃  +  6H₂O

Al(OH)₃  +  3HBr →  AlBr₃  +  3H₂O

2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

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

2Al(OH)₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

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

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

KOH  +  Al(OH)₃  →  KAlO₂ + 2H₂O

Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

Al(OH)₃ + KOH  →  K[Al(OH)₄]

4. Гидроксид алюминия разлагается при нагревании:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

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

Соли алюминия 

Нитрат и сульфат алюминия

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

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃  +  12NO₂  +   3O₂

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

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃   +  6SO₂  +  3O₂

Комплексные соли алюминия

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

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

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

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

Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами.

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

Na[Al(OH)₄]  +  CO₂  → Al(OH)₃↓  +  NaHCO₃

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

K[Al(OH)₄]  +  CO₂  → Al(OH)₃  +  KHCO₃

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:

      Na[Al(OH)₄]  +  SO₂  → Al(OH)₃↓  +  NaHSO₃

   K[Al(OH)₄]  +  SO₂  → Al(OH)₃  +  KHSO₃ 

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

Например, с соляной кислотой:

  Na[Al(OH)₄]   +  4HCl_{(избыток)}  → NaCl  +  AlCl₃  +  4H₂O

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

Na[Al(OH)₄]   +  НCl_{(недостаток)}   → Al(OH)₃↓  +  NaCl  +  H₂O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

Na[Al(OH)₄]  +  HNO_{3(недостаток)}  → Al(OH)₃↓  +  NaNO₃  +  H₂O

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

2Na[Al(OH)₄]  +  Cl₂   → 2Al(OH)₃↓  +  NaCl  +  NaClO +  H₂O

При этом хлор диспропорционирует.

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

AlCl₃  +  3Na[Al(OH)₄]   → 4Al(OH)₃↓  +  3NaCl

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

Na[Al(OH)₄]  →  NaAlO₂   +  2H₂O↑

K[Al(OH)₄]  →  KAlO₂   +  2H₂O

Гидролиз солей алюминия

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

I ступень: Al³⁺ + H₂O = AlOH²⁺ + H⁺

II ступень: AlOH²⁺ + H₂O = Al(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Al(OH)₂⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺

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

Al₂(SO₄)₃  +  6NaHSO₃  → 2Al(OH)₃  +  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

2Al(NO₃)₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  6NaNO₃  +  3CO₂↑

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

Al₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

2AlCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O →  2Al(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Алюминаты

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

Al₂O₃ + Na₂O → 2NaAlO₂

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

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

NaAlO₂ разбиваем на Na₂O и Al₂O₃

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

KAlO₂  +  4HCl → KCl  +  AlCl₃  +  2H₂O

NaAlO₂  +  4HCl →  AlCl₃  +  NaCl  +  2H₂O

NaAlO₂  +  4HNO₃  → Al(NO₃)₃  +  NaNO₃  +  2H₂O

2NaAlO₂  +  4H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃   +  Na₂SO₄  +  4H₂O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

KAlO₂  + 2H₂O   =  K[Al(OH)₄]

NaAlO₂  +  2H₂O  =  Na[Al(OH)₄]

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием  азотной кислоты окисляется до сульфата:

Al₂ S₃  +  8HNO₃  →  Al₂(SO₄)₃  +  8NO₂  +  4H₂O

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

Al₂ S₃  +  30HNO_{3(конц. гор.)}  →  2Al(NO₃)₃  +  24NO₂  +  3H₂SO₄   +  12H₂O

Сульфид алюминия разлагается водой:

Al₂S₃  + 6H₂O →  2Al(OH)₃↓    +  3H₂S↑

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

Al₄C₃  +  12H₂O → 4Al(OH)₃  +  3CH₄

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

AlN  +  4HCl →  AlCl₃  +  NH₄Cl

Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:

AlN  +  3H₂O →  Al(OH)₃↓  +  NH₃ 

Реакции с неметаллами

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

Al + O₂ → Al₂O₃ (снаружи Al покрыт оксидной пленкой — Al₂O₃)

Al + Br₂ → AlBr₃ (бромид алюминия)

При нагревании алюминий вступает в реакции с фтором, серой, азотом и углеродом.

Al + F₂ → (t) AlF₃ (фторид алюминия)

Al + S → (t) Al₂S₃ (сульфид алюминия)

Al + N₂ → (t) AlN (нитрид алюминия)

Al + C → (t) Al₄C₃ (карбид алюминия)

Реакции с кислотами и щелочами

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

Al + HCl → AlCl₃ + H₂

Al + H₂SO_4(разб.) → Al₂(SO₄)₃ + H₂↑

Al + H₂SO_4(конц.) → (t) Al₂(SO₄)₃ + SO₂↑ + H₂O

Al + HNO_3(разб.) → (t) Al(NO₃)₃ + N₂O + H₂O

Al + NaOH + H₂O → Na[Al(OH)₄] + H₂↑ (тетрагидроксоалюминат натрия; поскольку алюминий дан в чистом виде — выделяется водород)

При прокаливании комплексные соли не образуются, так вода испаряется — вместо них образуются (в рамках ЕГЭ) средние соли — алюминаты (академически — сложные окиселы):

Na[Al(OH)₄] → (t) NaAlO₂ + H₂O

Реакция с водой

При комнатной температуре не идет из-за образования оксидной пленки — Al₂O₃ — на воздухе. Если разрушить оксидную пленку
нагреванием раствора щелочи или амальгамированием (покрытием металла слоем ртути) — реакция идет.

Al + H₂O → (t) Al(OH)₃ + H₂↑

Алюминотермия

Алюминотермия (лат. Aluminium + греч. therme — тепло) — способ получения металлов и неметаллов, заключающийся в восстановлении их оксидов
алюминием. Температуры при этом процессе могут достигать 2400°C.

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

Fe₂O₃ + Al → (t) Al₂O₃ + Fe

Cr₂O₃ + Al → (t) Al₂O₃ + Cr

MnO₂ + Al → (t) Al₂O₃ + Mn

Оксид алюминия

Оксид алюминия получают в ходе взаимодействия с кислородом — на воздухе алюминий покрывается оксидной пленкой. При нагревании гидроксид
алюминия, как нерастворимое основание, легко разлагается на оксид и воду.

Al + O₂ → Al₂O₃

Al(OH)₃ → (t) Al₂O₃ + H₂O↑

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

Al₂O₃ + H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

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

Al₂O₃ + NaOH → (t) NaAlO₂ + H₂O (алюминат натрия)

Al₂O₃ + Na₂O → (t) NaAlO₂

Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия получают в ходе реакций обмена между растворимыми солями алюминия и щелочами. В результате гидролиза солей алюминия
часто выпадает белый осадок — гидроксид алюминия.

AlBr₃ + LiOH → Al(OH)₃↓ + LiBr

Al(NO₃)₃ + K₂CO₃ → KNO₃ + Al(OH)₃↓ + CO₂ (двойной гидролиз:
Al(NO₃)₃ гидролизуется по катиону, K₂CO₃ — по аниону)

Al₂S₃ + H₂O → Al(OH)₃↓ + H₂S↑

Проявляет амфотерные свойства. Реагирует и с кислотами, и с основаниями. Вследствие нерастворимости гидроксид алюминия не реагирует с солями.

Al(OH)₃ + H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + H₂O

Al(OH)₃ + LiOH → Li[Al(OH)₄] (при избытке щелочи будет верным написание — Li₃[Al(OH)₆] —
гексагидроксоалюминат лития)

АЛЮМИНИЙ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯ

1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЫ III ГРУППЫ

Элементы B, Al, Ga, In, Tl находятся в главной подгруппе III группы. Бор – неметалл, остальные являются металлами. Электронное строение  в основном состоянии  ns2np1, в возбуждённом состоянии ns1np2. В соединениях имеют степень окисления  0, +3, образуют высшие оксиды В2О3 (кислотный), Al2O3, Ga2O3, In2O3 (амфотерные), Tl2O – основный. Высшие гидроксиды H3BO3 — борная кислота, Al(OH)3, Ga(OH)3, In(OH)3— амфотерные основания, TlOH – сильное основание. Летучих водородных соединений не образуют, кроме бора (ВН3— простейшее водородное соединение, в обычных условиях не существует,  В2Н6 – диборан, по свойствам похож на силан).

В подгруппе сверху вниз:

1. Радиус атома увеличивается;
2. Электроотрицательность уменьшается;
3. Восстановительные свойства простых веществ усиливаются от бора к таллию;
4. Металлические свойства усиливаются, неметаллические – ослабевают;
5. Кристаллическая решётка — металлическая, бор имеет атомное строение.

1. НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ

Алюминий – самый распространённый элемент в природе, находится в природе в составе сложных веществ, образующих различные минералы: Al2O3 ∙ 11H2O (боксит), Al2O3 (корунд), Na[AlF6] (криолит), Al2O3 ∙ 2SiO2 ∙ 2H2O (белая глина).

1. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Химически активный металл, серебристо-белого цвета, лёгкий, легкоплавкий, на воздухе покрывается не очень прочной оксидной плёнкой, которая предохраняет от коррозии, очень пластичен (алюминий можно прокатать в плёнку — фольгу). Температура плавления 6600С.

1. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

При обычных условиях поверхность алюминия покрыта оксидной плёнкой Al2O3, поэтому его химическая активность невелика. При нарушении плёнки (наждаком, погружением в раствор щёлочи, амальгирование, то есть обработкой поверхности ртутью) алюминий проявляет свойства активного металла.

1. С неметаллами

4Al + 3O2 = 2Al2O3

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (с бромом также без нагревания)

2Al + 3I2 2AlI3

Al + P  AlP

2Al + 3S  Al2S3

2Al + N2  2AlN        в растворе не существуют

4Al + 3C  A4C3

1. С водой (только без оксидной плёнки)

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 +H2

1. С растворами кислот

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2

1. С кислотами – окислителями

Холодными концентрированными азотной и серной кислотами алюминий пассивируется и не реагирует с ними. При нагревании реакция возможна.

8Al + 15H2SO4 (k)  4Al2(SO4)3 + 3H2S + 12H2O

Al + 6HNO3 (k)  Al(NO3)3 + 3NO2 + 2H2O

8Al + 30HNO3 (оч. разб) = 8Al(NO3)3 +3NH4NO3 + 9H2O

8Al + 4HNO3 (разб) = Al(NO3)3 +NO (N2O)+ 2H2O

1. Cо щелочами

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

2Al + 6NaOH  2NaAlO2 + 2Na2O + 3H2

2Al + 6NaOH (конц. р-р) +6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2

1. С солями

а)  с нитратом калия в сильно — щелочной среде

8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O =8K[Al(OH)4] +3NH3

б) с карбонатом и фосфатом натрия

2Al + 2Na2CO3 +8H2O = 2Na[Al(OH)4 ] + 2NaHCO3 + 3H2

2Al + 2Na3PO4 +8H2O = 2Na[Al(OH)4 ] + 2Na2HPO4 + 3H2

в) с сульфатом меди II

2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu

1. Взаимодействие с оксидами металлов (алюмотермия)

2Al + Cr2O3  Al2O3 + 2Cr

10Al + 3V2O5  5Al2O3 + 6V

8Al + 3Fe3O4  4Al2O3 + 9Fe

1. ПОЛУЧЕНИЕ АЛЮМИНИЯ

Алюминий получают электролизом раствора глинозёма Al2O3 в расплавленном криолите Na[AlF6] при температуре 960-9700С.

1. 2Al2O3  4Al +3O2 

1. 2AlСl3  2Al +3Cl2 

1. ПРИМЕНЕНИЕ АЛЮМИНИЯ

Алюминий используется для изготовления различных сплавов, применяемых в авиационной, машиностроительной, пищевой и электротехнической промышленности; для получения металлов методом алюмотермии (Cr, Mn, V, Ti и др.)

1. СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ

Оксид алюминия – белый порошок или твёрдые белые кристаллы, тугоплавкое вещество, имеет атомную кристаллическую решётку, проявляет амфотерные свойства, малоактивен. Реагирует с сильными кислотами, со щелочами – при сплавлении или с растворами, с некоторыми солями, основными и кислотными оксидами при сплавлении.

        Al2O3 + HCl 2AlCl3 + 3H2O

        Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

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

          Al2O3 + Na2CO3 (тв)  2NaAlO2 + CO2

        Al2O3 + Na2SO3 2NaAlO2 + SO2

        Al2O3 + K2O  2KAlO2

        Al2O3 + 3SO3  Al2(SO4)3

        Al2O3 + 6KHSO4 = Al2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

Получение оксида алюминия

4Al + 3O2  2Al2O3

2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O

4Al(NO3)3  2Al2O3 + 12NO2 + 3O2

Применение: 

Оксид алюминия (Al2O3), как минерал, называется корунд. Крупные прозрачные кристаллы корунда используются как драгоценные камни. Из-за примесей корунд бывает окрашен в разные цвета: красный корунд (содержащий примеси хрома) называется рубином, синий, традиционно — сапфиром.. Также корунд применяется как огнеупорный материал. Оксид алюминия используется в качестве катализаторов, адсорбентов, инертных наполнителей в физических исследованиях и химической промышленности. Керамика на основе оксида алюминия обладает высокой твёрдостью, огнеупорностью, она используется в горелках газоразрядных ламп, подложек интегральных схем, в запорных элементах керамических трубопроводных кранов, в зубных протезах и т. д.

Гидроксид алюминия Al(OH)3 – амфотерный гидроксид, нерастворимое в воде студенистое вещество белого цвета, полимерное соединение. Слабый электролит, разлагается при нагревании, взаимодействует с растворами кислот и щелочей.  В растворах со щелочами может образовывать 2 кислотные формы: H3AlO3 – ортоалюминиевая кислота, HAlO2 – металюминиевая кислота.

        Al(OH)3 + 3HBr = AlBr3 + 3H2O

        Al(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]

        Al(OH)3 + 3KOH (горяч, конц р-р) = K3[Al(OH)6]

        Al(OH)3 + KOH(тв)  KAlO2 + 2H2O

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

Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O

Получение гидроксида алюминия

Прямым способом нельзя получить гидроксид алюминия, только при взаимодействии соли алюминия со щелочью:         AlCl3 + 3KOH = Al(OH)3 + 3KCl

Применение:

Гидроксид алюминия используется при очистке воды, так как обладает способностью абсорбировать различные вещества, в медицине, в качестве антацидного (антациды, представляют собой препараты, уменьшающие кислотность желудочного сока за счет нейтрализации соляной кислоты) средства, в качестве адъюванта при изготовлении вакцин. Применяется в качестве антипирена (подавителя горения) в пластиках и других материалах.

Гидриды – алюминий с водородом не реагирует, но AlH3 существует, образуется из алюмогидратов щелочных металлов:

        AlCl3 + 4LiH = LiAlH4 + 3LiCl (тетрагидроалюминат лития или алюмогидрид лития)

        AlBr3 + 3LiAlH4 = 4AlH3 + 3LiBr

Соли алюминия – бесцветные кристаллические вещества, из них растворимы в воде нитраты, галогениды, сульфат и ацетат алюминия.

Алюминаты разлагаются кислотами:

        NaAlO2 + 4HCl (изб)= NaCl + AlCl3 + 2H2O

        K[Al(OH)4] + HCl (недост) = KCl + Al(OH)3 + H2O

        K[Al(OH)4] + 4HCl (изб) = KCl + AlСl3 + 4H2O

Соли алюминия подвергаются гидролизу:         

AlCl3 +HOH ↔ AlOHCl2 + HCl

 Если соль образована катионами алюминия и анионами слабых кислот, то такие соли подвергаются полному и необратимому гидролизу:

        Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

        Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4

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

3Na[Al(OH)4] + AlCl3 (конц. р-р) = 4Аl(OH)3 + 3NaCl

Соли алюминия реагируют с кислыми солями:

Al2(SO4)3 + 3Ca(HCO3)2 = 3CaSO4 + 2Al(OH)3 + 6CO2

Квасцы

Алюминий входит в состав двойных солей, н-р, KAl(SO4)2 ∙ 12H2O – алюмокалиевые квасцы, NH4Al(SO4)2 ∙ 12H2O – алюмоаммонийные квасцы.

в условии
в решении
в тексте к заданию
в атрибутах

Категория:

Атрибут:

Всего: 749    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Добавить в вариант

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

---

Всего: 749    1–20 | 21–40 | 41–60 | 61–80 …

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°_{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Алюминий	Соединения алюминия
Оксид алюминия	Гидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ 3. Вытесняет водород из воды: $2Al+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2↑$ 4. Взаимодействует с кислотами: $2Al^{0}+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2^0{↑}$ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: $2Al+2H_2O+2NaOH=2NaAlO_2+3H_2{↑}$ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): $8Al+3Fe_3O_4=9Fe+4Al_2O_3+Q$ Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): $2Al_2O_3=4Al+3O_2{↑}–3352 кДж$	1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: $Al_2O_3+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al_2O_3+2OH^{–}=2AlO_2^{−}+H_2O$ Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ б) в реакции алюминотермии: $2Al+Fe_2O_3=Al_2O_3+2Fe$; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$	1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: $Al(OH)_3+3HCl=AlCl_3+3H_2O$ $Al(OH)_3+3H^{+}=Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al(OH)_3+NaOH=NaAlO_2+2H_2O$ $Al(OH)_3+OH^{–}=AlO_2^{−}+2H_2O$ 3. Разлагается при нагревании: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): $Al^{3+}+3OH^{–}=Al(OH)_3↓$ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): $AlO_2^{−}+H^{+}+H_2O=Al(OH)_3↓$ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: $Al^{3+}+H_2O⇄AlOH^{2+}+H^{+}$ $AlOH^{2+}+H_2O⇄Al(OH)_2^{+}+H^{+}$ $Al(OH)_2^{+}+H_2O⇄Al(OH)_{3}+H^{+}$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):

$ZnSO_4+2NaOH={Zn(OH)_2}↙{белый}↓+Na_2SO_4$,

$Zn(OH)_2+2NaOH={Na_2[Zn(OH)_4]}↙{тетрагидроксоцинкат натрия}$