Какие сильные свойства проявляет алюминий
Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s22s22p63s23p1. Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.
Взаимодействие алюминия с простыми веществами
с кислородом
При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al2O3, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:
4Аl + 3О2 = 2Аl2О3
с галогенами
Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:
2Al + 3I2 =2AlI3
С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
с серой
При нагревании до 150-200 оС или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:
— сульфид алюминия
с азотом
При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 oC образуется нитрид алюминия:
с углеродом
При температуре около 2000oC алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.
Взаимодействие алюминия со сложными веществами
с водой
Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al2O3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
с оксидами металлов
После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000оС. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:
2AI + Fe2O3 = 2Fe + Аl2О3
Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.
с кислотами-неокислителями
Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:
а) 2Аl + 3Н2SO4(разб.) = Аl2(SO4)3 + 3H2↑
2Аl0 + 6Н+ = 2Аl3+ + 3H20;
б) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2↑
с кислотами-окислителями
-концентрированной серной кислотой
Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:
Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H2SO4) до степени окисления -2 (в H2S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.
— концентрированной азотной кислотой
Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:
— разбавленной азотной кислотой
Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N2O и NH4NO3:
8Al + 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 +3N2O↑ + 15H2O
8Al + 30HNO3(оч. разб) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
со щелочами
Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
так и с чистыми щелочами при сплавлении:
В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:
Аl2О3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Аl2О3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2О
В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2↑
Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:
Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Алюминий — элемент III группы, главной «А» подгруппы, 3 периода периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.
В возбужденном состоянии на внешнем уровне алюминия находится три неспаренных электрона. Поэтому в соединениях с ковалентной связью алюминий проявляет валентность III. Во всех соединениях алюминий проявляет постоянную степень окисления: +3.
Физические свойства
Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 650 $^circ C$. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см$^3$) — примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл
Нахождение в природе
По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах):
Бокситы — $Al_2O_3 cdot H_2O$ (с примесями $SiO_2, Fe_2O_3, CaCO_3$)
Нефелины —$ KNa_3[AlSiO_4]_4$
Алуниты — $KAl(SO_4)_2 cdot 2Al(OH)_3$
Глинозёмы (смеси каолинов с песком $SiO_2$, известняком $CaCO_3$, магнезитом $MgCO_3$)
Корунд — $Al_2O_3$
Полевой шпат (ортоклаз) — $K_2Ocdot Al_2O_3 cdot6SiO_2$
Каолинит — $Al_2O_3 cdot2SiO_2 cdot 2H_2O$
Алунит —$ (Na,K)_2SO_4cdot Al_2(SO_4)_3 cdot4Al(OH)_3$
Берилл — $3BeO cdot Al_2O_3 cdot6SiO_2$
Берилл Корунд Нефелин
Химические свойства
Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка состава $Al_2O_3$ определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства.
1. Взаимодействие с неметаллами
С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре:
$4Al + 3O_2 = 2Al_2O_3$
реакция сопровождается большим выделением тепла (1676 кДж).
С галогенами (кроме фтора) алюминий реагирует при комнатной температуре, с образованием галогенидов:
$2Al + 3Cl_2 = 2AlCl_3$
С водородом непосредственно не взаимодействует.
С другими неметаллами алюминий реагирует при нагревании, образуя бинарные соединения:
$2Al +3F_2= 2AlF_3$ фторид алюминия ($t=600^circ C$)
$2Al + 3S = Al2S3$ сульфида алюминия ($t=200^circ C$)
$Al + P = AlP$ фосфид алюминия ($t=500^circ C$)
$2Al + N2 = 2AlN$ нитрид алюминия ($t=800^circ C$)
$4Al + 3C = Al4C3$ карбид алюминия ($t=2000^circ C$)
Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и летучих водородных соединений (сероводорода, фосфина, аммиака, метана и т.д.):
$Al2S3 + 6H_2O = 2Al(OH)_3downarrow + 3H_2Suparrow$
$Al_4C_3 + 12H2O = 4Al(OH)_3downarrow+ 3CH_4uparrow$
2. С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения – алюминиды, например, CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др.
3.Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:
$2Al + 6H_2O = 2Al(OH)_3downarrow + 3H_2uparrow$
В результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород.
4. С оксидами менее активных металлов:
$Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr$
Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.
5. Алюминий легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли:
$2Al + 6HCl = 2AlCl_3 + 3H_2uparrow$
$2Al + 3H_2SO_{4textrm{разб.}} = Al_2(SO_4)_3 + 3H_2uparrow$
$Al + 4HNO_3 = Al(NO_3)_3 + NOuparrow + 2H_2O$
в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония.
Запомнить! С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре алюминий не взаимодействует (пассивация); при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты:
$2Al + 6H_2SO_{4textrm{(конц.)} }xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$
$Al + 6HNO_{3textrm{(конц.)} }xrightarrow[]{t, ^circ C} Al(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$
6. Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами:
в растворе с образованием тетрагидроксоаалюмината натрия:
$2Al + 2NaOH + 6H_2O = 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2$
при сплавлении с образованием алюминатов:
$2Al + 6KOH = 2KAlO_2 + 2K2O + 3H_2uparrow$
7. С солями менее активных металлов (стоящих в ряду напряжения правее алюминия):
$2Al + 3NiSO_4 = 3Ni + Al_2(SO_4)_3$
Соединения алюминия
Оксид алюминия $Al_2O_3$
твердое вещество белого цвета, тугоплавкое. Не реагирует с водой и не растворяется в ней. Типичный амфотерный оксид, поэтому реагирует и с кислотами и со щелочами.
При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода:
$Al_2O_3 + 6 HCl = 2 AlCl_3 + 3 H_2O $
Со щелочами алюминий реагирует в расплаве и в растворе:
Запомнить!
при сплавлении образуется метаалюминат натрия:
$Al_2O_{3textrm{(тв)}}+ 2 NaOH_{textrm{ (тв) }} xrightarrow[]{t, ^circ C} 2 NaAlO_2 + H_2O$
в растворе щёлочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:
$Al_2O_3 + 2 NaOH + 3 H_2O = 2Na[Al(OH)_4]$
Гидроксид алюминия $Al(OH)_3$
белое вещество, нерастворимое в воде, амфотерный гидроксид.
Проявляя типичные амфотерные свойства, гидроксид алюминия взаимодействует с кислотами:
$Al(OH)_3 + 3 HCl = AlCl_3 + 3 H_2O$
и щелочами.
в растворе: $Al(OH)_3 + NaOHtextrm{(избыток)}= Na[Al(OH)_4]$ или $Al(OH)_3 + 3 NaOH = Na_3[Al(OH)_6]$
в расплаве: $Al(OH)_3 + NaOH = NaAlO_2 + 2H_2O$
Получают $Al(OH)_3$ косвенно реакцией обмена между солью алюминия и щелочью:
$AlCl_3 + NaOHtextrm{ (по каплям)}= Al(OH)_3 downarrow+ 3 NaCl $
При дальнейшем добавлении раствора щелочи к соли алюминия осадок будет растворяться вследствие взаимодействия образующегося гидроксида алюминия с избытком щелочи; при это образуется комплексная соль:
$AlCl_3 +4 NaOH_{textrm{ (изб.)}}= Na[Al(OH)_4]+ 3 NaCl $
СОЛИ АЛЮМИНИЯ
Соли алюминия и некоторых слабых кислот, например, сернистой и угольной не могут быть выделены из водных растворов по причине полного необратимого гидролиза
$2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O = 2Al(OH)_3downarrow +3CO_2uparrow + 6NaCl$
О протекании реакции судят по выделению газа и образованию желеообразного белого осадка (гидроксида алюминия).
Соли алюминия и сильных кислот — растворимы; растворы таких солей имеют кислый характер среду вследствие гидролиза по катиону. Первая ступень гидролиза подобных солей отражается уравнением:
$Al^{3+} + H_2O leftrightarrow AlOH^{2+} + H^+$
Алюминаты неустойчивы и даже при слабом подкислении разрушаются:
$NaAlO_2 + 4HNO_3 = NaNO_3 + Al(NO_3)_3 + 2H_2O$
Тетрагидроксокопмлексы алюминия также разрушаются под действием кислоты с образованием осадка гидроксида алюминия и соли:
$Na[Al(OH)4] + HCl = Al(OH)_3downarrow + NaCl +H_2O$
При добавлении к комплексной избытка кислоты образуется смесь солей (образующийся гидроксид алюминия взаимодействует с избыточном количеством кислоты, что приводит к образованию соотвествующей соли алюминия):
$Na[Al(OH)4] + 4HCl_{textrm{изб.}} = AlCl_3 + NaCl +4H_2O$
При действии слабых кислот (растворенного в воде углекислого газа или сероводорода) образуются кислые соли:
$Na[Al(OH)_4] + CO_2 = Al(OH)_3downarrow + NaHCO_3$
Алюминий
Главную подгруппу III группы периодической системы составляют бор (В),
алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl).
Как видно из приведенных данных, все эти
элементы были открыты в XIX столетии.
Открытие металлов главной подгруппы III группы
В | Al | Ga | In | Tl |
1806 г. | 1825 г. | 1875 г. | 1863 г. | 1861 г. |
Г.Люссак, | Г.Х.Эрстед | Л. де | Ф.Рейх, | У.Крукс |
Л. Тенар | (Дания) | (Франция) | И.Рихтер | (Англия) |
(Франция) | (Германия) |
Бор представляет собой неметалл.
Алюминий — переходный металл, а галлий, индий и таллий — полноценные металлы.
Таким образом, с ростом радиусов атомов элементов каждой группы периодической
системы металлические свойства простых веществ усиливаются.
В данной лекции мы подробнее рассмотрим
свойства алюминия.
1. Положение
алюминия в таблице Д. И. Менделеева. Строение атома, проявляемые степени
окисления.
Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде
периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний –
типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий
должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения
являются амфотерными.
Al +13 )2)8)3 , p – элемент,
Основное состояние 1s22s22p63s23p1 |
|
Возбуждённое состояние 1s22s22p63s13p2 |
|
Алюминий проявляет в соединениях степень
окисления +3:
Al0 – 3 e- → Al+3
2. Физические свойства
Алюминий в свободном виде — серебристо-белый
металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 650 оС. Алюминий имеет невысокую
плотность (2,7 г/см3) — примерно втрое меньше, чем у железа или
меди, и одновременно — это прочный металл.
3. Нахождение в природе
По распространённости в природе занимает
1-е среди металлов и 3-е место среди
элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия
в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до
8,14 % от массы земной коры.
В
природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).
Некоторые
из них:
·
Бокситы —
Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3,
CaCO3)
·
Нефелины —
KNa3[AlSiO4]4
·
Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3
·
Глинозёмы
(смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3,
магнезитом MgCO3)
·
Корунд —
Al2O3
·
Полевой
шпат (ортоклаз) — K2O×Al2O3×6SiO2
·
Каолинит —
Al2O3×2SiO2 × 2H2O
·
Алунит — (Na,K)2SO4×Al2(SO4)3×4Al(OH)3
·
Берилл —
3ВеО • Al2О3 • 6SiO2
Боксит |
|
Al2O3 | Корунд
|
Рубин
| |
Сапфир
|
4.Химические
свойства алюминия и его соединений
Алюминий легко взаимодействует с
кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый
вид).
ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ
Алюминий |
|
Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней
алюминий не коррозирует. Для изучения
химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи
наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления
оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия
со ртутью – амальгамы).
I. Взаимодействие с простыми веществами
Алюминий уже при комнатной температуре
активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он
взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и
углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора — воды:
2Аl
+ 3S = Аl2S3 (сульфид алюминия),
2Аl
+ N2 = 2АlN (нитрид
алюминия),
Аl
+ Р = АlР (фосфид алюминия),
4Аl
+ 3С = Аl4С3 (карбид алюминия).
2 Аl +
3 I2 = 2 AlI3
(йодид алюминия) ОПЫТ
Все эти соединения
полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно,
сероводорода, аммиака, фосфина и метана:
Al2S3 + 6H2O
= 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O
= 4Al(OH)3+ 3CH4
В виде стружек или порошка он ярко горит
на воздухе, выделяя большое количество теплоты:
4Аl
+ 3O2 = 2Аl2О3 +
1676 кДж.
ГОРЕНИЕ АЛЮМИНИЯ НА ВОЗДУХЕ
ОПЫТ
II. Взаимодействие со сложными
веществами
Взаимодействие с водой:
2 Al + 6 H2O = 2 Al
(OH)3 + 3 H2
без оксидной пленки
ОПЫТ
Взаимодействие с оксидами металлов:
Алюминий –
хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в
ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов.
Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких
металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.
3 Fe3O4 + 8
Al = 4 Al2O3 + 9 Fe
+Q
Термитная смесь Fe3O4 и Al
(порошок) –используется ещё и в термитной сварке.
Сr2О3 +
2Аl = 2Сr + Аl2О3
Взаимодействие с кислотами:
С раствором
серной кислоты: 2 Al + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3
+ 3 H2
С холодными
концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную
кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен
восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:
2Аl + 6Н2SО4(конц)
= Аl2(SО4)3
+ 3SО2 + 6Н2О,
Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 +
3NO2 + 3Н2О.
Взаимодействие со щелочами.
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O = 2 Na[Al(OH)4]
+ 3 H2
ОПЫТ
Na[Аl(ОН)4] – тетрагидроксоалюминат
натрия
По
предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали
для получения водорода для аэростатов.
С растворами солей:
2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 +
3Cu
Если
поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:
2Al + 3HgCl2
= 2AlCl3
+ 3Hg
Выделившаяся
ртуть растворяет алюминий, образуя амальгаму.
Обнаружение ионов алюминия в растворах: ОПЫТ
5. Применение алюминия и
его соединений
РИСУНОК 1
РИСУНОК 2
Физические и химические свойства
алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминия
является авиационная промышленность: самолет на 2/3 состоит из
алюминия и его сплавов. Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бы
нести гораздо меньше пассажиров. Поэтому
алюминий называют крылатым металлом. Из
алюминия изготовляют кабели и провода: при одинаковой электрической проводимости
их масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.
Учитывая коррозионную устойчивость
алюминия, из него изготовляют детали
аппаратов и тару для азотной кислоты. Порошок алюминия является основой при
изготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, а
также для отражения тепловых лучей такой
краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.
Оксид алюминия используется для
получения алюминия, а также как огнеупорный материал.
Гидроксид алюминия – основной компонент
всем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочного
сок.
Соли алюминия сильно гидролизуются. Данное свойство применяют в
процессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое
количество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результате
выделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собой
взвешенные частицы мути и бактерии.
Таким образом, сульфат алюминия является
коагулянтом.
6. Получение алюминия
1) Современный рентабельный способ
получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886
году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном
криолите. Расплавленный криолит Na3AlF6 растворяет Al2O3,
как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в
расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только
растворителем, а оксид алюминия — электролитом.
2Al2O3 эл.ток→ 4Al + 3O2
В
английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается
следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый
металлический век — век алюминия. В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик,
явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков
серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять
этот металл дешево и в больших количествах”. Так Холл сделался основоположником
американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем,
как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.
2) 2Al2O3 + 3
C =
4 Al + 3 CO2
ЭТО ИНТЕРЕСНО:
- Металлический
алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед.
Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанного
с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобы
восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлорид
алюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер.
Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием. - В 18-19 веках
алюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне за
заслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными из
золота и алюминия. - К 1855 году
французский ученый Сен- Клер Девиль
разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но
способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством
Наполеона III, императора Франции. В знак своей преданности и благодарности Девиль изготовил
для сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку –
первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядить
своих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. В
то время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Только
после изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимости
сравнялся с обычными металлами. - А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызывает
расстройство нервной системы. При его
избытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С,
соединения кальция, цинка. - При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяется
много тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета
«Сатурн» сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идея
использования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказал
Ф. А. Цандер.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр
№1 — Характеристика алюминия по положению в Периодической системе элементов Д.
И. Менделеева
Тренажёр
№2 — Уравнения реакций алюминия с простыми и сложными веществами
Тренажёр
№3 — Химические свойства алюминия
ЗАДАНИЯ ДЛЯ
ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1.
Для получения алюминия из хлорида алюминия в качестве восстановителя можно
использовать металлический кальций. Составьте уравнение данной химической
реакции, охарактеризуйте этот процесс при помощи электронного баланса.
Подумайте! Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе?
№2. Закончите уравнения химических реакций:
Al + H2SO4 (раствор) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO3(конц) -t->
Al + NaOH + H2O ->
№3.
Осуществите превращения:
Al -> AlCl3 -> Al -> Al2S3 ->
Al(OH)3 -t->Al2O3 -> Al
№4.
Решите задачу:
На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора
гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите
процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?