1.1.2 Нахождение алюминия в природе, его получение и свойства

Алюминий -- третий по распространенности элемент в земной коре. Он встречается только в соединениях. Важнейшие из них указаны на схеме 19.

Схема 19

Окрашенные кристаллы Al2O3 красного цвета -- рубины, синего цвета - сапфиры.

Получение

Немецкий химик Ф. Вёлер в 1827 г. получил алюминий при нагревании хлорида-алюминия со щелочными металлами калием или натрием без доступа воздуха.

AlCl3 +3K 3KCl + Al

Для промышленного получения алюминия эти методы экономически невыгодны, поэтому был разработан электрохимический метод получения алюминия из бокситов.

Физические свойства

Алюминий -- серебристо-белый металл, легкий ( = 2,7 г/cм3), плавится при 660 °С. Он очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокаливается в листы и фольгу. По электрической проводимости алюминий уступает лишь серебру и меди (она составляет 2/3 от электрической проводимости меди).

Химические свойства

В электрохимическом ряду напряжения алюминий помещается за самыми активными металлами. Однако из повседневного опыта известно, что на алюминиевые изделия (посуду и т. д.) не действует ни кислород, ни вода даже при температуре ее кипения. На алюминий не действует также концентрированная холодная азотная кислота. Это объясняется наличием на поверхности алюминия тонкой оксидной пленки, которая предохраняет его от дальнейшего окисления. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2А1 + 3HgCl2 2А1С13 + 3Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, и образуется его сплав с ртутью -- амальгама алюминия. На амальгамированной поверхности пленка не удерживается, поэтому алюминий реагирует с водой при обычных условиях (рис. 46):

2А1 + 6НОН 2А1(ОН)3 + 3Н2

При повышенной температуре алюминий реагирует со многими неметаллами и сложными веществами без амальгамирования:

Применение

Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют дюралюмины, содержащие медь и магний, и силумины -- сплавы алюминия с кремнием. Основные преимущества этих сплавов--легкость и высокая прочность. Упомянутые сплавы широко используют в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и в строительстве. В виде чистого металла алюминий идет на изготовление электрических проводов и различной химической аппаратуры.

Алюминий используют также для алитирования, т. е. насыщения поверхностей стальных и чугунных изделий алюминием с целью защиты их от коррозии.

На практике часто используют термит (смесь оксида Fе3O4 с порошком алюминия). Если эту смесь поджечь (с помощью магниевой ленты), то происходит бурная реакция с выделением большого количества теплоты:

8Al + 3Fe3O4 4Al2O3 + 9Fe

Этот процесс используют при так называемой термитной сварке, а также для получения некоторых металлов в свободном виде.

Ответьте на вопросы 2--6 (с. 138). Решите задачи 1 - 2 (с. 138). [3]

1.1.3 Важнейшие соединения алюминия

Оксид алюминия

Аl2О3 можно получить следующими способами:

1. Непосредственным сжиганием порошка металлического алюминия (вдуванием порошка алюминия в пламя горелки):

4Al + 3O2 2А12O3

2. Путем превращения по приведенной ниже схеме:

Оксид алюминия -- твердое, тугоплавкое (темп. пл. 2050 °С) вещество белого цвета.

По химическим свойствам это амфотерный оксид (I, § 37). Реагирует с кислотами, проявляет свойства основных оксидов:

А12O3 + 6НС1 2А1С13 + 3Н2O

Al2O3 + 6H+ +6С1- 2Al3+ + 6С1- + 3Н2O

А12O3 + 6Н+ 2A13+ + 3Н2O

Оксид алюминия реагирует со щелочами и проявляет свойства кислотных оксидов. Причем при сплавлении образуются соли метаалюминиевой кислоты НА1O2, т. е. мета-алюминаты:

Al2O3 + 2NaOH 2NaA102 + H20

В присутствии воды реакция протекает иначе:

А12О3 + 2NаОН + Н2O 2[NaA1O2 . H2O]

Это объясняется тем, что в водном растворе алюминат натрия NaA1O2 присоединяет одну или две молекулы воды, что можно изобразить так:

а) NaA1O2-Н2О, или NaH2A1O3; б) NaA1O2-2H2O, или NaAl(OH)4.

Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия А1(ОН)3 получают при взаимодействии раствора щелочи с растворами солей алюминия (раствор щелочи нельзя брать в избытке):

АlCl3 + NaOН Al(OH)3 + 3NaCl

A13+ + 3Cl- + 3Na+ + 3OH- Al(OH)3 + 3Na+ + 3С1-

Аl3+ + 3ОН- А1(ОН)3

Если белую желеобразную массу гидроксида алюминия выделить из раствора и высушить, то получается белое кристаллическое вещество, практически не растворяющееся в воде.

Гидроксид алюминия (как и его оксид) обладает амфотерными свойствами. Подобно всем основаниям гидроксид алюминия реагирует с кислотами. При сплавлении гидроксида алюминия со щелочами образуются метаалюминаты, а в водных растворах -- гидраты метаалюминатов:

А1(OH)3 + NaOH NaА1O2 + 2Н2O

А1(OH)3 + NaOH NaH2А1O3 + Н2O

Соли алюминия получают в основном при взаимодействии металлического алюминия с кислотами. По физическим свойствам это твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. Химические свойства солей алюминия аналогичны свойствам других солей ([3], с. 98--99). Так как соли алюминия образованы слабым основанием и сильной кислотой, то они в водных растворах подвергаются гидролизу (с. 18).

Ответьте на вопросы 7--10 (с. 138). Решите задачу 3 (с. 138 [3]).

Генетическая связь между алюминием и его важнейшими соединениями (схема 20).

Схема 20

Выполните упражнение 11.

Далее в учебнике по этой теме приводятся задачи на закрепление материала. Также в учебнике приводится лабораторный эксперимент (с. 139) [3].

Таким образом, из вышеизложенного материала можно сделать вывод, что в школьной программе на изучение данной темы отводится очень мало часов, и, кроме этого, практически нет сведений об экологических аспектах этой темы.

N2+1O - оксид азота(I), закись азота, «веселящий» газ, несолеобразующий оксид. Получают N2O разложением аммиачной селитры:

N2O имеет слабый приятный запах и сладковатый вкус. С кислородом, водой, растворами кислот и щелочей не реагирует. Разлагается на элементы при температуре выше 500 °С, иными словами, достаточно устойчив.

Строение: у кислорода 2 неспаренных электрона, у азота 3 - образуется двойная связь и один неспаренный электрон в остатке. Можно предположить, что молекулы NO будут спариваться и образовывать димерную молекулу ONNO. Строение молекулы: линейная молекула О=N=N, в которой центральный атом N четырехвалентен. Он образует две двойные связи: одну - с кислородом по типичной схеме создания ковалентной связи (два электрона азота, два электрона кислорода), другую - с атомом азота (который два из своих трех неспаренных электронов спаривает и образует за счет этого пустую орбиталь), одна из связей ковалентная, вторая донорно-акцепторная (рис. 1). Установка для получения оксида азота(I) состоит из штативов, пробирки, пробки с газоотводной трубкой, кристаллизатора, цилиндра и спиртовки (рис. 2). В пробирку помещают NH4NO3, закрывают пробкой с газоотводной трубкой и нагревают. Газ собирают в цилиндр, наполненный водой.

Рис. 1. Молекула оксида азота(I) - N2O

Оксид N2O разлагается при нагревании:

Оксид N2O реагирует с водородом:

N+2O - оксид азота(II), несолеобразующий оксид. Получают NO реакцией меди с кислотой HNO3 (разб.) (рис. 3).

Кристаллическая решетка молекулярная; молекула легкая, слабополярная (электроотрицательность кислорода немного выше, чем у азота). Можно предположить, что температуры плавления и кипения будут низкими, но выше, чем у азота, т. к. полярность молекулы дает возможность подключать электростатические силы притяжения к просто межмолекулярным силам. Образование димера тоже способствует повышению температуры кипения. Строение молекулы позволяет предположить и невысокую растворимость в воде. Оксид азота(II) не имеет ни цвета, ни запаха.

Для получения оксида азота(II) в пробирку помещают немного медных стружек и заливают разбавленную азотную кислоту. Пробирку закрывают пробкой с газоотводной трубкой и укрепляют в штативе. Конец газоотводной трубки опускают в кристаллизатор с водой и далее в цилиндр (рис. 3). При нагревании выделяется NO. NO легко окисляется кислородом воздуха, т. е. действует как восстановитель:

В реакции с сернистым газом оксид NO - окислитель:

N+22O3 - оксид азота(III), азотистый ангидрид (ему соответствуют азотистая кислота HNО2 и соли нитриты); это кислотный оксид, для него характерны все свойства кислотных оксидов. Получают оксид N2O3 по реакции:

NO2 + NO N2O3.

N+4O2- оксид азота(IV), диоксид азота, бурый газ (токсичен).

Рассмотрим электроны азота в молекуле NО. Это неспаренный электрон, свободная пара электронов и еще два электрона на связи с кислородом - всего пять. А у атома кислорода, «выходящего на связь», шесть электронов на четырех орбиталях. Если расположить их по два, то одна орбиталь останется свободной. Именно ее и занимает пара электронов атома азота (рис. 4, 5).

Рис. 4. Схема электронного строения молекулы NO2 (первый вариант). (Точками обозначены электроны атомов О, крестиками - электроны атома N)

Рис. 5. Схема электронного строения молекулы NO2 (второй вариант). (Звездочкой обозначен возбужденный атом O, стрелкой - донорно-акцепторная связь.

Страницы: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11, 12, 13, 14, 15