Алюминий

1.

АЛЮМИНИЙ

2.

Положение в ПСХЭМ
Элемент №13, находится в 3 периоде, III
группе, главной подгруппе.

3.

Физические свойства
серебристо-белый металл
высокая тепло- и электропроводность
температура плавления 650∘ C.
плотность 2,7 г/см3 — легкий металл

4.

Нахождение в природе
• По распространённости в природе занимает 1-е среди
металлов и 3-е место среди элементов (после О и Si).
• В природе алюминий встречается только в соединениях
(минералах):
• 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
• Полевой шпат (ортоклаз) — K2O⋅Al2O3⋅6SiO2
• Каолинит — Al2O3⋅2SiO2⋅2H2O
• Алунит —(Na,K)2SO4⋅Al2(SO4)3⋅4Al(OH)3
• Берилл — 3BeO⋅Al2O3⋅6SiO2

5.

Получение алюминия
Металлический алюминий получают в три
стадии:
• Получение глинозема (Al2O3) из алюминиевых
руд (бокситы);
• Получение алюминия из глинозема;
• Рафинирование алюминия.

6.

Получение алюминия
Электролитическое восстановление оксида
алюминия, растворенного в расплаве
криолита Na3AIF6, осуществляется при 950970 °С в электролизере.
2AI2O3 → 4AI + 3O2

7.

Химические свойства
активный металл, но прочная оксидная пленка
состава Al2O3 определяет его стойкость при
обычных условиях. В химических реакциях
алюминий проявляет восстановительные
свойства.

8.

1. Взаимодействие с неметаллами
С кислородом (в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре):
4Al+3O2=2Al2O3 + 1676 кДж
С галогенами (кроме фтора) при комнатной температуре, с образованием
2Al+3Cl2=2AlCl3
• С водородом непосредственно не взаимодействует.
галогенидов:
С другими неметаллами алюминий реагирует при нагревании, образуя бинарные
соединения:
2Al+3F2=2AlF3 фторид алюминия (t=600∘C)
2Al+3S=Al2S3 сульфида алюминия (t=200∘C)
Al+P=AlP фосфид алюминия (t=500∘C)
2Al+N2=2AlN нитрид алюминия (t=800∘C)
4Al+3C=Al4C3 карбид алюминия (t=2000∘C)
Эти бинарные соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида
алюминия и летучих водородных соединений (сероводорода, фосфина, аммиака,
метана и т.д.):
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
Al4C3+12H2O=4Al(OH)3↓+3CH4↑

9.

2. Взаимодействие с металлами
образует сплавы, которые содержат
интерметаллические соединения –
алюминиды, например,
CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др.

10.

3. Взаимодействие со сложными
веществами
1) С водой:
(очищенный от оксидной пленки)
2Al+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2↑
2) С оксидами менее активных металлов:
Cr2O3+2Al=Al2O3+2Cr
реакция – алюмотермия – используется для
получения чистых редких металлов, например
таких, как вольфрам, ваннадий и
др.

11.

3) С кислотами:
легко взаимодействует с разбавленными
кислотами, образуя соли:
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
2Al+3H2SO4разб.=Al2(SO4)3+3H2↑
Al+4HNO3=Al(NO3)3+NO↑+2H2O
в качестве продукта восстановления азотной
кислоты также может быть азот и нитрат
аммония.

12.

С концентрированной азотной и серной
кислотами при комнатной температуре
алюминий не
взаимодействует (пассивация)!
При нагревании реагирует с
образованием соли и продукта
восстановления кислоты:
2Al+6H2SO4(конц.)→Al2(SO4)3+3SO2↑+6H2O
Al+6HNO3(конц.)→Al(NO3)3+3NO2↑+3H2O

13.

4) С солями:
С солями менее активных металлов (стоящих
в ряду напряжения правее алюминия):
2Al+3NiSO4=3Ni+Al2(SO4)3

14.

5) Со щелочами:
• Алюминий – амфотерный металл, он легко
реагирует со щелочами:
• в растворе с образованием
тетрагидроксоаалюмината натрия:
2Al+2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+3H2
• при сплавлении с образованием алюминатов:
2Al+6KOH=2KAlO2+2K2O+3H2↑

15.

Соединения алюминия

16.

Оксид алюминия Al2O3
твердое вещество белого цвета, тугоплавкое.
Не реагирует с водой и не растворяется в ней.
Амфотерный оксид - реагирует и с кислотами и
со щелочами.

17.

С кислотами:
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Со щелочами :
1) при сплавлении
образуется метаалюминат натрия:
Al2O3(тв)+2NaOH (тв) →2NaAlO2+H2O
2) в растворе щёлочи
образуется тетрагидроксоалюминат
натрия:
Al2O3+2NaOH+3H2O=2Na[Al(OH)4]

18.

Гидроксид алюминия Al(OH)3

19.

Гидроксид алюминия Al(OH)3
• белое вещество, нерастворимое в воде,
• амфотерный гидроксид.

20.

Амфотерные свойства, гидроксида алюминия:
взаимодействие с кислотами:
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
взаимодействие с щелочами:
1) в растворе:
Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4]
2) в расплаве:
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O

21.

Получают Al(OH)3
реакцией обмена между раствором соли
алюминия и щелочью:
AlCl3+NaOH (по каплям)=Al(OH)3↓+3NaCl
При дальнейшем добавлении раствора
щелочи к соли алюминия осадок будет
растворяться вследствие взаимодействия
образующегося гидроксида алюминия с
избытком щелочи; при это образуется
комплексная соль:
AlCl3+4NaOH (изб.)=Na[Al(OH)4]+3NaCl

22.

СОЛИ АЛЮМИНИЯ

23.

СОЛИ АЛЮМИНИЯ
Соли алюминия и некоторых слабых кислот,
например, сернистой и угольной не могут быть
выделены из водных растворов по причине
полного необратимого гидролиза
2AlCl3+3Na2CO3+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑+6NaCl
О протекании реакции судят по выделению газа и
образованию желеообразного белого осадка
(гидроксида алюминия).

24.

СОЛИ АЛЮМИНИЯ
• Соли алюминия и сильных кислот растворимы; обладают всеми характерными
свойствами солей.
• растворы таких солей имеют кислую среду
вследствие гидролиза по катиону. Первая
ступень гидролиза подобных солей отражается
уравнением:
Al3+ + H2O↔AlOH2+ + H+

25.

Взаимодействие алюминатов с кислотами:
NaAlO2 + 4HNO3 = NaNO3 + Al(NO3)3 + 2H2O
Тетрагидроксоалюминаты также разрушаются под
действием кислоты с образованием осадка гидроксида
алюминия и соли:
Na[Al(OH)4] + HCl = Al(OH)3↓ + NaCl + H2O
При добавлении избытка кислоты образуется смесь
солей:
Na[Al(OH)4] + 4HClизб. = AlCl3 + NaCl + 4H2O
При действии слабых кислот (растворенного в воде
углекислого газа или сероводорода) образуются кислые
соли:
Na[Al(OH)4] + CO2 = Al(OH)3↓ + NaHCO3