Přechodný hliník. Hliník - obecné charakteristiky prvku, chemické vlastnosti

Obecná charakteristika.

Termín přechodový prvek se obvykle používá k označení jakéhokoli prvku s valenčními d- nebo f-elektrony. Tyto prvky zaujímají v periodické tabulce přechodnou pozici mezi elektropozitivními s-prvky a elektronegativními p-prvky (viz § 2, 3).

d-Prvkům se obvykle říká hlavní přechodové prvky. Jejich atomy jsou charakterizovány vnitřní tvorbou d-skořepin. Jde o to, že s-orbitál jejich vnějšího obalu je obvykle naplněn před započetím plnění d-orbitálů v předchozím elektronovém obalu. To znamená, že každý nový elektron přidaný do elektronového obalu dalšího d-prvku, v souladu s principem plnění (viz § 2), nepadá na vnější obal, ale na vnitřní subshell, který mu předchází. Chemické vlastnosti těchto prvků jsou určeny účastí elektronů na reakcích obou těchto obalů.

d -Elementy tvoří tři přechodové řady - ve 4., 5. a 6. periodě. První přechodová řada obsahuje 10 prvků, od skandia po zinek. Je charakterizována vnitřními nástavbami - orbitály (tabulka 15.1). Orbitál se naplní dříve než orbitál, protože má méně energie (viz Klechkovského pravidlo, § 2).

Je však třeba poznamenat existenci dvou anomálií. Chrom a měď mají na svých orbitálech pouze jeden elektron. Důvodem je, že poloplné nebo vyplněné subshells jsou stabilnější než částečně vyplněné subshell.

V atomu chromu je jeden elektron na každém z pěti α-orbitálů, které tvoří β-subshell. Tento subshell je z poloviny plný. V atomu mědi je na každém z pěti orbitálů pár elektronů. Podobná anomálie je pozorována u stříbra.

Cíle lekce: zvážit distribuci hliníku v přírodě, jeho fyzikální a chemické vlastnosti a také vlastnosti jím vytvořených sloučenin.

Pokrok

2. Učení nového materiálu. Hliník

Hlavní podskupinou skupiny III periodické soustavy je bór (B), hliník (Al), gallium (Ga), indium (In) a thallium (Tl).

Jak je vidět z předložených údajů, všechny tyto prvky byly objeveny v 19. století.

Objev kovů hlavní podskupiny III skupina

Bor je nekovový. Hliník je přechodný kov, zatímco gallium, indium a thallium jsou vysoce kvalitní kovy. S nárůstem poloměrů atomů prvků každé skupiny periodické tabulky se tedy kovové vlastnosti jednoduchých látek zvyšují.

V této přednášce se blíže podíváme na vlastnosti hliníku.

Stažení:

Náhled:

OBECNÍ ROZPOČTOVÁ VZDĚLÁVACÍ INSTITUCE

OBECNÁ VZDĚLÁVACÍ ŠKOLA číslo 81

Hliník. Pozice hliníku v periodické tabulce a struktura jeho atomu. Být v přírodě. Fyzikální a chemické vlastnosti hliníku.

učitel chemie

MBOU OSH №81

2013

Téma lekce: Hliník. Pozice hliníku v periodické tabulce a struktura jeho atomu. Být v přírodě. Fyzikální a chemické vlastnosti hliníku.

Cíle lekce: zvážit distribuci hliníku v přírodě, jeho fyzikální a chemické vlastnosti a také vlastnosti jím vytvořených sloučenin.

Pokrok

1. Organizační moment lekce.

2. Učení nového materiálu. Hliník

Hlavní podskupinou III. Skupiny periodické soustavy je bór (B),hliník (Al), gallium (Ga), indium (In) a thallium (Tl).

Jak je vidět z předložených údajů, všechny tyto prvky byly objeveny v 19. století.

Objev kovů hlavní podskupiny skupiny III

Bor je nekovový. Hliník je přechodný kov, zatímco gallium, indium a thallium jsou vysoce kvalitní kovy. S nárůstem poloměrů atomů prvků každé skupiny periodické tabulky se tedy zvyšují kovové vlastnosti jednoduchých látek.

V této přednášce se blíže podíváme na vlastnosti hliníku.

1. Postavení hliníku v tabulce D.I. Mendělejeva. Atomová struktura, vykazovala oxidační stavy.

Prvek hliník se nachází ve skupině III, hlavní podskupině „A“, období 3 periodické soustavy, pořadové číslo 13, relativní atomová hmotnost Ar (Al) = 27. Jeho sousedem vlevo v tabulce je hořčík - typický kov, a vpravo - křemík - již nekovový ... V důsledku toho musí hliník vykazovat vlastnosti nějakého přechodného charakteru a jeho sloučeniny jsou amfoterní.

Al +13) 2) 8) 3, p - prvek,

Hliník vykazuje ve sloučeninách oxidační stav +3:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Fyzikální vlastnosti

Volný hliník je stříbřitě bílý kov s vysokou tepelnou a elektrickou vodivostí. Teplota tání 650Ó C. Hliník má nízkou hustotu (2,7 g / cm 3 ) - asi třikrát méně než železo nebo měď, a přitom je to silný kov.

3. Být v přírodě

Z hlediska prevalence v přírodě okupuje1. mezi kovy a 3. mezi prvky, na druhém místě za kyslíkem a křemíkem. Procento hliníku v zemské kůře se podle různých výzkumníků pohybuje od 7,45 do 8,14% hmotnosti zemské kůry.

V přírodě se hliník nachází pouze ve sloučeninách(minerály).

Někteří z nich:

Bauxit - Al 2 O 3 H 2 O (s příměsemi SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

Nepheline - KNa 3 4

Alunity - KAl (SO 4) 2 2Al (OH) 3

Alumina (směsi kaolinu s pískovým SiO 2, vápenec CaCO 3, magnezit MgCO 3)

Korund - Al 2 O 3

Živec (ortoklas) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6 SiO 2

Kaolinit - Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

Alunit - (Na, K) 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 4 Al (OH) 3

Beryl - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

4. Chemické vlastnosti hliníku a jeho sloučenin

Hliník za normálních podmínek snadno interaguje s kyslíkem a je potažen oxidovým filmem (dává matný vzhled).

Jeho tloušťka je 0,00001 mm, ale díky němu hliník nekoroduje. Pro studium chemických vlastností hliníku se odstraní oxidový film. (Pomocí smirkového papíru nebo chemicky: nejprve ponořením do alkalického roztoku k odstranění oxidového filmu a poté do roztoku solí rtuti za vzniku slitiny hliníku se rtutí - amalgámem).

I. Interakce s jednoduchými látkami

Již při pokojové teplotě hliník aktivně reaguje se všemi halogeny a vytváří halogenidy. Při zahřívání interaguje se sírou (200 ° C), dusíkem (800 ° C), fosforem (500 ° C) a uhlíkem (2000 ° C) s jódem za přítomnosti katalyzátoru - vody:

2Аl + 3S = Аl 2 S 3 (sulfid hlinitý),

2Al + N 2 = 2АlN (nitrid hlinitý),

Al + P = AlP (fosfid hlinitý),

4Аl + 3С = Аl 4 С 3 (karbid hliníku).

2 Al + 3 I 2 = 2 AlI 3 (jodid hlinitý)

Všechny tyto sloučeniny jsou zcela hydrolyzovány za vzniku hydroxidu hlinitého a podle toho sirovodíku, amoniaku, fosfinu a metanu:

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

Al4C3 + 12H20 = 4Al (OH) 3 + 3CH4

Ve formě hoblin nebo prášku jasně hoří na vzduchu a vydává velké množství tepla:

4Аl + 3O 2 = 2Аl 2 О 3 + 1676 kJ.

II. Interakce s komplexními látkami

Interakce s vodou:

2 Al + 6 H20 = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

bez oxidového filmu

Interakce s oxidy kovů:

Hliník je dobrým redukčním činidlem, protože je jedním z aktivních kovů. Stojí v řadě aktivity bezprostředně po kovech alkalických zemin. Protoobnovuje kovy z jejich oxidů... Taková reakce - alumotermie - se používá k získání čistých vzácných kovů, jako je wolfram, vanad atd.

3 Fe 3 O 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe + Q

Směs termitů Fe 3 O 4 a Al (prášek) se také používá při svařování termity.

Cr 2 O 3 + 2 Al = 2 Cr + Al 2 O 3

5 Interakce s kyselinami:

S roztokem kyseliny sírové: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Nereaguje se studenou koncentrovanou sírou a dusíkem (pasivuje). Kyselina dusičná se proto přepravuje v hliníkových nádržích. Při zahřívání je hliník schopen redukovat tyto kyseliny bez vývoje vodíku:

2Аl + 6Н 2 SO 4 (conc) = Аl 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О,

Al + 6HNO 3 (konc.) = Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Interakce s alkáliemi.

2 Al + 2 NaOH + 6 H20 = 2 NaAl (OH) 4 + 3 H 2

Na [Al (OH) 4] - tetrahydroxoaluminát sodný

Na návrh chemika Gorbova, během rusko-japonské války, byla tato reakce použita k výrobě vodíku pro balóny.

S roztoky soli:

2Al + 3CuSO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3Cu

Pokud je povrch hliníku potřen solí rtuti, pak dojde k reakci:

2Al + 3HgCl2 = 2AlCl3 + 3Hg

Uvolněná rtuť rozpouští hliník za vzniku amalgámu.

5. Aplikace hliníku a jeho sloučenin

Fyzikální a chemické vlastnosti hliníku vedly k jeho širokému využití v technologiích.Letecký průmysl je hlavním spotřebitelem hliníku.: letadlo je ze 2/3 složeno z hliníku a jeho slitin. Letoun vyrobený z oceli by byl příliš těžký a mohl by přepravit mnohem méně cestujících.Proto se hliníku říká okřídlený kov.Z hliníku se vyrábějí kabely a dráty: při stejné elektrické vodivosti je jejich hmotnost 2krát menší než u odpovídajících měděných produktů.

Vzhledem k odolnosti hliníku proti korozivýroba dílů pro zařízení a nádoby na kyselinu dusičnou... Hliníkový prášek je základem pro výrobu stříbřitých barev, které chrání železné výrobky před korozí, a také aby odrážely tepelné paprsky touto barvou, pokrývají nádrže na skladování oleje a hasičské obleky.

Oxid hlinitý se používá k výrobě hliníku a také jako žáruvzdorný materiál.

Hydroxid hlinitý je hlavní složkou známých léků Maalox, Almagel, které snižují kyselost žaludeční šťávy.

Soli hliníku jsou vysoce hydrolyzované. Tato vlastnost se používá v procesu čištění vody. K úpravě vody se přidá síran hlinitý a malé množství hašeného vápna, aby se výsledná kyselina neutralizovala. V důsledku toho se uvolňuje hromadná sraženina hydroxidu hlinitého, která při usazování odnáší suspendované částice zákalu a bakterie.

Síran hlinitý je tedy koagulant.

6. Získání hliníku

1) Moderní nákladově efektivní způsob výroby hliníku vynalezli American Hall a Francouz Eroux v roce 1886. Spočívá v elektrolýze roztoku oxidu hlinitého v roztaveném kryolitu. Roztavený kryolit 3 AlF 6 rozpouští Al 2 O 3, jak voda rozpouští cukr. K elektrolýze „roztoku“ oxidu hlinitého v roztaveném kryolitu dochází, jako by kryolit byl pouze rozpouštědlem, a oxid hlinitý byl elektrolyt.

2Al 2 O 3 elektrický proud → 4Al + 3O 2

V anglické encyklopedii pro chlapce a dívky začíná článek o hliníku těmito slovy: „23. února 1886 začala v historii civilizace nová metalová doba - doba hliníku. Toho dne přišel dvaadvacetiletý chemik Charles Hall do své první učitelské laboratoře s tuctem malých kuliček stříbřitě bílého hliníku v ruce a se zprávou, že našel způsob, jak levně vyrobit tento kov a ve velkém množství “ Hall se tak stal zakladatelem amerického hliníkového průmyslu a anglosaským národním hrdinou jako muž, který z vědy udělal skvělý byznys.

2) 2Al203 + 3 C = 4 Al + 3 CO 2

TO JE ZAJÍMAVÉ:

• Kovový hliník byl poprvé izolován v roce 1825 dánským fyzikem Hansem Christianem Oerstedem. Procházením plynného chloru vrstvou žhavého oxidu hlinitého smíchaného s uhlím Oersted izoloval chlorid hlinitý bez sebemenší stopy vlhkosti. K obnovení kovového hliníku potřeboval Oersted ošetřit chlorid hlinitý amalgámem draselným. Po 2 letech německý chemik Friedrich Wöller. Metodu vylepšil nahrazením amalgámu draslíku čistým draslíkem.
• V 18. a 19. století byl hliník hlavním šperkařským kovem. V roce 1889 získal D.I.Mendeleev v Londýně za zásluhy o rozvoj chemie hodnotný dar - váhu ze zlata a hliníku.
• V roce 1855 vyvinul francouzský vědec Saint-Clair Deville způsob výroby kovového hliníku v technickém měřítku. Metoda však byla velmi drahá. Deville si užíval zvláštní záštitu francouzského císaře Napoleona III. Na znamení své oddanosti a vděčnosti udělal Deville pro Napoleonova syna, novorozeného prince, nádherně vyrytou chrastítko - první „spotřební zboží“ vyrobené z hliníku. Napoleon měl dokonce v úmyslu vybavit své strážce hliníkovým kyrysem, ale cena se ukázala být neúměrně vysoká. V té době stál 1 kg hliníku 1 000 marek, tj. 5krát dražší než stříbro. Až po vynálezu elektrolytického postupu se hliník cenově vyrovnal konvenčním kovům.
• Věděli jste, že hliník vstupující do lidského těla způsobuje poruchu nervového systému. S jeho přebytkem je metabolismus narušen. A ochrannými prostředky jsou vitamín C, sloučeniny vápníku, zinek.
• Když hliník hoří v kyslíku a fluoru, vzniká velké množství tepla. Proto se používá jako přísada do raketového paliva. Raketa Saturn během letu spálí 36 tun hliníkového prášku. Myšlenku využití kovů jako součásti raketového paliva poprvé vyjádřil F. A. Tsander.

3. Konsolidace studovaného materiálu

# 1. K získání hliníku z chloridu hlinitého lze jako redukční činidlo použít kovový vápník. Vytvořte rovnici pro danou chemickou reakci, charakterizujte tento proces pomocí elektronické váhy.
Myslet si! Proč nelze tuto reakci provést ve vodném roztoku?

Č. 2. Doplňte rovnice chemické reakce:
Al + H 2 SO 4 (řešení) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (konc.) - t ->
Al + NaOH + H20 ->

Č. 3. Vyřešit problém:
Slitina hliníku a mědi byla po zahřátí vystavena nadbytku koncentrovaného roztoku hydroxidu sodného. Přiděleno 2,24 litru plynu (bez.) Vypočítejte procento slitiny, pokud její celková hmotnost byla 10 g?

4. Domácí úkol Snímek 2

AL Prvek III (A) skupiny tabulek D.I. Mendělejevův prvek s pořadovým číslem 13, jeho prvek 3. období Třetí nejběžnější název zemské kůry je odvozen z lat. "Aluminis" - kamenec

Dánský fyzik Hans Oersted (1777-1851) Poprvé získal hliník v roce 1825 působením amalgámu draselného na chlorid hlinitý, po kterém následovala destilace rtuti.

Moderní výroba hliníku Moderní výrobní metoda byla vyvinuta nezávisle na sobě: americký Charles Hall a Francouz Paul Héroux v roce 1886. Spočívá v rozpuštění oxidu hlinitého v kryolitové tavenině, po kterém následuje elektrolýza pomocí spotřebních koksových nebo grafitových elektrod.

Jako student Oberlin College se dozvěděl, že můžete zbohatnout a získat vděčnost lidstva, pokud vymyslíte způsob výroby hliníku v průmyslovém měřítku. Jako posedlý člověk Charles experimentoval s výrobou hliníku elektrolýzou taveniny kryolitu a oxidu hlinitého. 23. února 1886, rok po ukončení vysoké školy, získal Charles první hliník elektrolýzou. Hall Charles (1863 - 1914) americký chemický inženýr

Paul Héroux (1863-1914) - francouzský chemický inženýr V roce 1889 otevřel továrnu na hliník ve Frona (Francie), kde se stal jejím ředitelem, navrhl elektrickou obloukovou pec pro tavení oceli, pojmenovanou po něm; vyvinul také elektrolytický způsob výroby hliníkových slitin

8 Hliník 1. Z historie objevu Domů Další V období objevování hliníku byl kov dražší než zlato. Britové chtěli ctít velkého ruského chemika D.I.Mendělejeva bohatým darem, dali mu chemickou rovnováhu, ve které byl jeden pohár vyroben ze zlata, druhý - z hliníku. Hliníkový pohár zdražil než zlatý. Výsledné „stříbro z hlíny“ zajímalo nejen vědce, ale i průmyslníky a dokonce i francouzského císaře. Dále

9 Hliník 7. Obsah v zemské kůře domů Další

Nález v přírodě Nejdůležitějším minerálem hliníku je dnes bauxit. Hlavní chemickou složkou bauxitu je oxid hlinitý (Al 2 O 3) (28 - 80%).

11 Hliník 4. Fyzikální vlastnosti Barva - stříbřitě bílá t pl. = 660 ° C t balík. ≈ 2450 ° C Elektricky vodivé, tepelně vodivé Světlo, hustota ρ = 2,6989 g / cm 3 Měkké, plastové. domů Další

12 Hliník 7. Nález v přírodě Bauxit - Al 2 O 3 Alumina - Al 2 O 3 domov Další

13 Hlavní hliník Vložte chybějící slova Hliník je prvkem skupiny III, hlavní podskupiny. Náboj jádra atomu hliníku je +13. V jádru atomu hliníku je 13 protonů. V jádru atomu hliníku je 14 neutronů. Atom hliníku má 13 elektronů. Atom hliníku má 3 energetické úrovně. Elektronový obal má strukturu 2 e, 8e, 3e. Na vnější úrovni jsou v atomu 3 elektrony. Oxidační stav atomu ve sloučeninách je +3. Jednoduchá látka hliník je kov. Oxid hlinitý a hydroxid jsou amfoterní povahy. Dále

14 Hliník 3. Struktura jednoduché látky Metal Bond - kov Krystalová mřížka - kov, krychlový hlavní vycentrovaný Více

15 Hliník 2. Elektronická struktura 27 А l +13 0 2e 8e 3e P + = 13 n 0 = 14 e - = 13 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Krátký elektronický záznam 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Pořadí plnění domů Další

16 Hliník 6. Chemické vlastnosti 4А l + 3O 2 = 2Al 2 O 3 t 2Al + 3S = Al 2 S 3 C nonmetallam a (s kyslíkem, se sírou) 2 А l + 3Cl 2 = 2AlCl 3 4Al + 3C = Al 4 C 3 C s nekovy (s halogeny, s uhlíkem) (Odstraňte oxidový film) 2 Al + 6 H 2 O = 2Al (OH) 2 + H 2 C voda 2 Al + 6 HCl = 2AlCl 3 + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + H 2 C do šarže am a 2 Al + 6NaOH + 6H20 = 2Na 3 [Al (OH) 6] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 C o alka a 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe 2Al + WO 3 = Al 2 O 3 + WC o c i d a m i m et al lo lo doma další

17 Hliník 8. Získání 1825 H. Oersted: AlCl 3 + 3K = 3KCl + Al: Elektrolýza (teplota tání = 2050 ° C): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 Elektrolýza (v tavenině kryolitu Na 3 AlF 6, t pl. ≈ 1000 ° С): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 hlavní Dále

Videonávod 1: Anorganická chemie. Kovy: alkálie, alkalické zeminy, hliník

Videonávod 2: Přechodné kovy

Přednáška: Typické chemické vlastnosti a výroba jednoduchých látek - kovy: alkálie, alkalické zeminy, hliník; přechodové prvky (měď, zinek, chrom, železo)

Chemické vlastnosti kovů

Všechny kovy v chemických reakcích se projevují jako redukční činidla. Snadno se rozdělí s valenčními elektrony a v procesu oxidují. Připomeňme si, že čím více nalevo je kov umístěn v elektrochemické sérii napětí, tím silnější je redukční činidlo. Nejsilnější je proto lithium, nejslabší je zlato a naopak, zlato je nejsilnější oxidační činidlo a lithium je nejslabší.

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Cr → Zn → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Všechny kovy vytlačují ostatní kovy ze solného roztoku, tj. obnovit je. Všechno kromě zásad a alkalických zemin, protože interagují s vodou. Kovy umístěné před H jej vytlačují z roztoků zředěných kyselin a samy se v nich rozpouštějí.

Podívejme se na některé obecné chemické vlastnosti kovů:

• Interakce kovů s kyslíkem tvoří zásadité (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O atd.) Nebo amfoterní (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 atd.) Oxidy.
• Interakce kovů s halogeny (hlavní podskupina skupiny VII) tvoří kyseliny halogenovodíkové (HF - fluorovodík, HCl - chlorovodík atd.).
• Interakce kovů s nekovy tvoří soli (chloridy, sulfidy, nitridy atd.).
• Interakce kovů s kovy vytváří intermetalické sloučeniny (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni atd.).
• Interakce aktivních kovů s vodíkem tvoří hydridy (NaH, CaH 2, KH atd.).
• Interakce alkalických kovů a kovů alkalických zemin s vodou vytváří alkálie (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 atd.).
• Interakce kovů (pouze v elektrochemických řadách až H) s kyselinami tvoří soli (sírany, dusitany, fosfáty atd.). Je třeba mít na paměti, že kovy reagují s kyselinami spíše neochotně, zatímco téměř vždy interagují s bázemi a solemi. Aby mohla probíhat reakce kovu s kyselinou, je nutné, aby byl kov aktivní a kyselina silná.

Chemické vlastnosti alkalických kovů

Skupina alkalických kovů zahrnuje následující chemické prvky: lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), francium (Fr). Pohybem shora dolů ve skupině I periodické tabulky se jejich atomové poloměry zvětšují, což znamená, že se zvyšují jejich kovové a redukční vlastnosti.

Zvažte chemické vlastnosti alkalických kovů:

• Nemají žádné známky amfotericity, protože mají záporné hodnoty potenciálů elektrod.
• Nejsilnější redukční činidlo ze všech kovů.
• Sloučeniny vykazují pouze oxidační stav +1.
• Darováním jediného valenčního elektronu se atomy těchto chemických prvků přemění na kationty.
• Tvoří mnoho iontových sloučenin.
• Téměř každý se rozpouští ve vodě.

Interakce alkalických kovů s jinými prvky:

1. S kyslíkem tvoří jednotlivé sloučeniny, takže oxid tvoří pouze lithium (Li 2 O), sodík tvoří peroxid (Na 2 O 2) a draslík, rubidium a cesium - superoxidy (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. S vodou, tvořící zásady a vodík. Pamatujte, že tyto reakce jsou výbušné. Pouze lithium reaguje s vodou bez výbuchu:

2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2.

3. S halogeny tvoří halogenidy (NaCl - chlorid sodný, NaBr - bromid sodný, NaI - jodid sodný atd.).

4. Při zahřívání s vodíkem tvoří hydridy (LiH, NaH atd.)

5. Při zahřívání se sírou za vzniku sulfidů (Na 2 S, K 2 S atd.). Jsou bezbarvé a vysoce rozpustné ve vodě.

6. Když se fosfor zahřívá a vytváří fosfidy (Na 3 P, Li 3 P atd.), Jsou velmi citlivé na vlhkost a vzduch.

7. Uhlík při zahřívání tvoří karbidy pouze lithium a sodík (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), zatímco draslík, rubidium a cesium netvoří karbidy, ale tvoří binární sloučeniny s grafitem (C 8 Rb, C 8 Cs, atd.) ...

8. Za normálních podmínek reaguje s dusíkem pouze lithium za vzniku nitridu Li 3 N, se zbytkem alkalických kovů je reakce možná pouze při zahřátí.

9. Reagují výbušně s kyselinami, proto je provádění takových reakcí velmi nebezpečné. Tyto reakce jsou nejednoznačné, protože alkalický kov aktivně reaguje s vodou za vzniku alkálie, která je pak neutralizována kyselinou. To vytváří konkurenci mezi zásadou a kyselinou.

10. S amoniakem tvoří amidy - analogy hydroxidů, ale silnější báze (NaNH 2 - amid sodný, KNH 2 - amid draselný atd.).

11. S alkoholy, tvořící alkoholáty.

Francium je radioaktivní alkalický kov, jeden z nejvzácnějších a nejméně stabilních mezi všemi radioaktivními prvky. Jeho chemické vlastnosti nejsou dobře známy.

K získávání alkalických kovů se používá hlavně elektrolýza tavenin jejich halogenidů, nejčastěji chloridů, které tvoří přírodní minerály:

• NaCl → 2Na + Cl2.

• Na 2 CO 3 + 2C → 2 Na + 3CO.

• 2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4.

• KCl + Na → K + NaCl.

Chemické vlastnosti kovů alkalických zemin

Kovy alkalických zemin zahrnují prvky hlavní podskupiny skupiny II: vápník (Ca), stroncium (Sr), barium (Ba), radium (Ra). Chemická aktivita těchto prvků se zvyšuje stejným způsobem jako u alkalických kovů, tj. s nárůstem v podskupině.

Chemické vlastnosti kovů alkalických zemin:

Struktura valenčních obalů atomů těchto prvků je ns 2.

• Darováním dvou valenčních elektronů se atomy těchto chemických prvků přemění na kationty.
• Sloučeniny vykazují oxidační stav +2.
• Náboje atomových jader jsou o jednu jednotku vyšší než u alkalických prvků stejných period, což vede ke zmenšení poloměru atomů a zvýšení ionizačního potenciálu.

Interakce kovů alkalických zemin s dalšími prvky:

1. S kyslíkem všechny kovy alkalických zemin, kromě barya, tvoří oxidy, barium tvoří peroxid BaO 2. Z těchto kovů berýlium a hořčík pokryté tenkým ochranným oxidovým filmem interagují s kyslíkem pouze při velmi vysokých t. Základní oxidy kovů alkalických zemin reagují s vodou, s výjimkou oxidu berylnatého BeO, který má amfoterní vlastnosti. Reakce oxidu vápenatého a vody se nazývá hašení. Pokud je činidlem CaO, vytvoří se nehašené vápno, pokud je Ca (OH) 2 hasený. Také zásadité oxidy reagují s kyselými oxidy a kyselinami. Například:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. S vodou tvoří kovy alkalických zemin a jejich oxidy hydroxidy - bílé krystalické látky, které jsou ve srovnání s hydroxidy alkalických kovů ve vodě méně rozpustné. Hydroxidy kovů alkalických zemin jsou zásady, kromě amfoterních Be (OH ) 2 a slabá základna Mg (OH) 2. Protože beryllium nereaguje s vodou, Be (ACH ) 2 lze získat jinými způsoby, například hydrolýzou nitridu:

• Buď 3 N 2+ 6H 2 O → 3 Být (OH) 2+ 2N H 3.

3. Za normálních podmínek vše reaguje s halogeny, kromě berylia. Ten reaguje pouze při vysokých t. Vznikají halogenidy (MgI 2 - jodid hořečnatý, CaI 2 - jodid vápenatý, CaBr 2 - bromid vápenatý atd.).

4. Všechny kovy alkalických zemin, kromě berylia, reagují při zahřívání s vodíkem. Vytvářejí se hydridy (BaH 2, CaH 2 atd.). Pro reakci hořčíku s vodíkem je kromě vysokého t vyžadován také zvýšený tlak vodíku.

5. Se sírou tvoří sulfidy. Například:

• Ca + S. → СaS.

Sulfidy se používají k výrobě kyseliny sírové a odpovídajících kovů.

6. Nitridy se tvoří s dusíkem. Například:

• 3Být + N 2 → Buď 3 N 2.

7. S kyselinami tvoří soli odpovídající kyseliny a vodíku. Například:

• Be + H 2 SO 4 (dil.) → BeSO 4 + H 2.

Tyto reakce probíhají stejným způsobem jako v případě alkalických kovů.

Získání kovů alkalických zemin:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t о → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Chemické vlastnosti hliníku

Hliník je aktivní, lehký kov, v tabulce číslo 13. Nejhojnější ze všech kovů v přírodě. A z chemických prvků zaujímá z hlediska distribuce třetí pozici. Vysoký tepelný a elektrický vodič. Odolný proti korozi, protože je potažen oxidovým filmem. Teplota tání je 660 0 С.

Zvažte chemické vlastnosti a interakci hliníku s dalšími prvky:

1. Ve všech sloučeninách je hliník v oxidačním stavu +3.

2. Vykazuje redukční vlastnosti téměř ve všech reakcích.

3. Amfoterní kov vykazuje jak kyselé, tak zásadité vlastnosti.

4. Obnovuje mnoho kovů z oxidů. Tento způsob získávání kovů se nazývá alumotermie. Příklad získání chromu:

2 Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr.

5. Reaguje se všemi zředěnými kyselinami za vzniku solí a uvolňování vodíku. Například:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2 Al + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

V koncentrovaném HNO 3 a H 2 SO 4 je hliník pasivován. Díky tomu je možné tyto kyseliny skladovat a přepravovat v nádobách vyrobených z hliníku.

6. Interaguje se zásadami, protože rozpouští oxidový film.

7. Interaguje se všemi nekovy kromě vodíku. K provádění reakce s kyslíkem je potřeba jemně drcený hliník. Reakce je možná pouze při vysokých t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

Z hlediska tepelného účinku je tato reakce exotermická. Interakce se sírou tvoří sulfid hlinitý Al 2 S 3, s fosfidem fosforečným AlP, s nitridem dusíku AlN, s karbidem uhlíku Al 4 C 3.

8. Interaguje s jinými kovy za vzniku aluminidů (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7 atd.).

Kovový hliník se získává elektrolýzou roztoku oxidu hlinitého Al 2 O 3 v roztaveném kryolitu Na 2 AlF 6 při 960–970 ° C.

• 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2.
  

Chemické vlastnosti přechodových prvků

Přechodné prvky zahrnují prvky sekundárních podskupin Periodické tabulky. Zvažte chemické vlastnosti mědi, zinku, chromu a železa.

Chemické vlastnosti mědi

1. V elektrochemické řadě se nachází napravo od H, proto je tento kov neaktivní.

2. Slabé redukční činidlo.

3. Ve sloučeninách vykazuje oxidační stavy +1 a +2.

4. Při zahřátí reaguje s kyslíkem a vytváří:

• oxid měďnatý 2Cu + O 2 → 2CuO(při t 400 0 C)
• nebo oxid měďnatý: 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O(při t 200 0 C).

Oxidy mají základní vlastnosti. Při zahřívání v inertní atmosféře se Cu 2 O disproporcionuje: Cu 2 O → CuO + Cu... Oxid měďnatý CuO v reakcích s alkáliemi vytváří kupráty, například: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Hydroxid měďnatý Cu (OH) 2 je amfoterní, převládají v něm hlavní vlastnosti. Snadno se rozpouští v kyselinách:

• Cu (OH) 2 + 2HNO 3 → Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O,

a v koncentrovaných roztocích zásad s obtížemi:

• Cu (OH) 2 + 2 NaOH → Na 2.

6. Interakce mědi se sírou za různých teplotních podmínek také tvoří dva sulfidy. Při zahřátí na 300-400 0 С ve vakuu se vytvoří sulfid měďnatý:

• 2Cu + S → Cu 2 S.

Při pokojové teplotě lze rozpuštěním síry v sirovodíku získat sulfid měďnatý:

• Cu + S. → CuS.

7. Z halogenů interaguje s fluórem, chlorem a bromem, přičemž tvoří halogenidy (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2), jod, za vzniku jodidu měďnatého CuI; nereaguje s vodíkem, dusíkem, uhlíkem, křemíkem.

8. Nereaguje s kyselinami - neoxidanty, protože oxidují pouze kovy umístěné před vodíkem v elektrochemické řadě. Tento chemický prvek reaguje s kyselinami - oxidačními činidly: zředěnou a koncentrovanou dusičnou a koncentrovanou sírovou:

3Cu + 8HNO3 (dekomp.) → 3Cu (NO3) 2 + 2NO + 4H20;

Cu + 4HNO 3 (konc.) → Cu (NO3) 2 + 2NO2 + 2H20;

Cu + 2H 2 SO 4 (konc.) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

9. V interakci se solemi měď vytlačuje ze svého složení kovy umístěné napravo od elektrochemické řady. Například,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Zde vidíme, že měď přešla do roztoku a železo (III) bylo redukováno na železo (II). Tato reakce má velký praktický význam a používá se k odstranění mědi nastříkané na plast.

Chemické vlastnosti zinku

2. Má výrazné regenerační a amfoterní vlastnosti.

3. Ve sloučeninách vykazuje oxidační stav +2.

4. Ve vzduchu je pokryt filmem oxidu ZnO.

5. Interakce s vodou je možná při teplotě červeného tepla. V důsledku toho se tvoří oxid zinečnatý a vodík:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Reaguje s halogeny za vzniku halogenidů (ZnF 2 - fluorid zinečnatý, ZnBr 2 - bromid zinečnatý, ZnI 2 - jodid zinečnatý, ZnCl 2 - chlorid zinečnatý).

7. S fosforem tvoří fosfidy Zn 3 P 2 a ZnP 2.

8. Se šedým chalkogenidem ZnS.

9. Nereaguje přímo s vodíkem, dusíkem, uhlíkem, křemíkem a bórem.

10. Reaguje s neoxidujícími kyselinami, tvoří soli a vytesňuje vodík. Například:

• H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
• Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2.

Reaguje také s kyselinami - oxidačními činidly: s konc. kyselina sírová tvoří síran zinečnatý a oxid siřičitý:

• Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

11. Aktivně reaguje se zásadami, protože zinek je amfoterní kov. Vytváří tetrahydroxozinkáty s alkalickými roztoky a uvolňuje vodík:

• Zn + 2NaOH + 2H20 - → Na2 + H 2 .

Na granulích zinku se po reakci objeví plynové bubliny. S bezvodými alkáliemi, kdy fúze tvoří zinkáty a uvolňuje vodík:

• Zn + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.

Chemické vlastnosti chromu

2.

3. Tvoří barevné sloučeniny.

4. Ve sloučeninách vykazuje oxidační stavy +2 (zásaditý oxid CrO černý), +3 (oxid amfoterní Cr 2 O 3 a hydroxid Cr (OH) 3 zelený) a +6 (kyselý oxid chromitý (VI) CrO 3 a kyseliny: chromová H 2 CrO 4 a dvouchromová H 2 Cr 2 O 7 atd.).

5. Interaguje s fluorem při t 350-400 0 C a vytváří fluorid chromitý:

• Cr + 2F 2 → CrF 4.

6. S kyslíkem, dusíkem, bórem, křemíkem, sírou, fosforem a halogeny při t 600 0 C:

• sloučenina s kyslíkem tvoří oxid chromitý (Cr) 3 (tmavě červené krystaly),
• spojení s dusíkem - nitrid chromu CrN (černé krystaly),
• sloučenina s borem - boridem chromitým CrB (žluté krystaly),
• směs se silikonem - křemičitanem chromitým CrSi,
• sloučenina s karbidem uhlík - chrom Cr 3 C 2.

7. Reaguje s vodní párou v rozpáleném stavu za vzniku oxidu chromitého a vodíku:

• 2Cr + 3H20 - → Cr203 + 3H 2 .

8. Nereaguje s alkalickými roztoky, ale pomalu reaguje s jejich taveninami za vzniku chromátů:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2.

9. Rozpouští se ve zředěných silných kyselinách za vzniku solí. Pokud reakce probíhá na vzduchu, vytvářejí se soli Cr 3+, například:

• 2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl3 + 2H20 + H 2 .

• Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2.

10. S koncentrovanými kyselinami sírovými a dusičnými, stejně jako s aqua regia, reaguje pouze při zahřátí, protože při nízkých t tyto kyseliny pasivují chrom. Reakce s kyselinami po zahřátí vypadají takto:

2Сr + 6Н 2 SO 4 (konc.) → Сr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6Н 2 О

Cr + 6HNO3 (koncentrovaný) → Cr (NO3) 3 + 3NO2 + 3H20

Oxid chromitý (II) CrO- pevná látka, černá nebo červená, nerozpustná ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Má základní a regenerační vlastnosti.
• Při zahřátí na 100 0 C na vzduchu se oxiduje na Cr 2 O 3 - oxid chromitý.
• Chrom je možné redukovat vodíkem z tohoto oxidu: CrO + H 2 → Cr + H 2 O nebo koks: CrO + C → Cr + CO.
• Reaguje s kyselinou chlorovodíkovou za uvolňování vodíku: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H 2 + 2H 2 O.
• Nereaguje se zásadami, zředěnými kyselinami sírovými a dusičnými.

Oxid chromitý Cr 2 O 3- žáruvzdorná látka, tmavě zelené barvy, nerozpustná ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Má amfoterní vlastnosti.
• Jak základní oxid reaguje s kyselinami: Cr203 + 6HCl → CrCl3 + 3H20.
• Jak kyselý oxid interaguje s alkáliemi: Cr 2 O 3 + 2KON → 2KCrO 3 + H 2 O.
• Silná oxidační činidla oxidují Cr 2 O 3 na chromát H 2 CrO 4.
• Obnovení silných redukčních činidelCr ven Cr 2 O 3.

Hydroxid chromitý (Cr) 2 - žlutá nebo hnědá pevná látka, špatně rozpustná ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Slabá základna, ukazující základní vlastnosti.
• V přítomnosti vlhkosti ve vzduchu se oxiduje na Cr (OH) 3 - hydroxid chromitý.
• Reaguje s koncentrovanými kyselinami za vzniku solí modrého chromu (II): Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
• Nereaguje se zásadami a zředěnými kyselinami.

Hydroxid chromitý Cr (OH) 3 - šedozelená látka, která se nerozpouští ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Má amfoterní vlastnosti.
• Jak reaguje bazický hydroxid s kyselinami: Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl3 + 3H20.
• Jak kyselý hydroxid interaguje s alkáliemi: Cr (OH) 3 + 3 NaOH → Na 3 [Cr (OH) 6].

Chemické vlastnosti železa

1. Vysoce reaktivní aktivní kov.

2. Má redukční vlastnosti, stejně jako výrazné magnetické vlastnosti.

3. Ve sloučeninách vykazuje základní oxidační stavy +2 (se slabými oxidačními činidly: S, I, HCl, roztoky solí), +3 (se silnými oxidačními činidly: Br a Cl) a méně charakteristický +6 (s O a H20). U slabých oxidantů má železo oxidační stav +2, u silnějších +3. Oxidační stav +2 odpovídá černému oxidu FeO a zelenému hydroxidu Fe (OH) 2, které mají zásadité vlastnosti. Oxidační stav +3 odpovídá červenohnědému oxidu Fe 2 O 3 a hnědému hydroxidu Fe (OH) 3, které mají slabě vyjádřené amfoterní vlastnosti. Fe (+2) je slabé redukční činidlo a Fe (+3) je častěji slabé oxidační činidlo. Když se změní podmínky redoxu, mohou se oxidační stavy železa navzájem měnit.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Při zahřátí reaguje s halogeny:

• sloučenina s chlorem tvoří chlorid železitý FeCl 3,
• sloučenina s bromidem - bromidem železnatým FeBr 3,
• sloučenina s jodidem - jodidem železa (II, III) Fe 3 I 8,
• sloučenina s fluoridem - fluoridem železa (II) FeF 2, fluoridem železa (III) FeF 3.

• sloučenina se sírou tvoří sulfid železitý (Fe),
• spojení s dusíkem - nitrid železa Fe 3 N,
• sloučenina s fosforem - fosfidy FeP, Fe 2 P a Fe 3 P,
• směs se křemíkem - křemičitanem železitým FeSi,
• sloučenina s uhlíkem - karbidem železa Fe 3 C.

9. Nereaguje s alkalickými roztoky, ale reaguje pomalu s alkalickými taveninami, což jsou silná oxidační činidla:

• Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.

10. Obnovuje kovy umístěné v elektrochemickém řádku vpravo:

• Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

• 3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4,
• Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3 FeO,
• FeO + CO → CO 2 + Fe.

Oxid železitý FeO - černá krystalická látka (wustit), která se nerozpouští ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Má základní vlastnosti.
• Reaguje se zředěnou kyselinou chlorovodíkovou: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
• Reaguje s koncentrovanou kyselinou dusičnou:FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Nereaguje s vodou a solemi.
• S vodíkem při t 350 0 C se redukuje na čistý kov: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
• Je také redukován na čistý kov v kombinaci s koksem: FeO + C → Fe + CO.
• Tento oxid lze získat různými způsoby, jedním z nich je zahřívání Fe při nízkém tlaku O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Oxid železitýFe 2 O 3- prášek hnědé barvy (hematit), látka nerozpustná ve vodě. Jiné názvy: oxid železa, červené olovo, potravinářské barvivo E172 atd.

Chemické vlastnosti:

• Fe 2 O 3 + 6 HCl → 2 FeCl 3 + 3 H 2 O.
• Nereaguje s alkalickými roztoky, reaguje s jejich taveninami za vzniku feritů: Fe 2 O 3 + 2 NaOH → 2 NafeO 2 + H 2 O.
• Při zahřívání vodíkem vykazuje oxidační vlastnosti:Fe 2 O 3 + H 2 → 2 FeO + H 2 O.
• Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Oxid železitý (II, III) Fe 3 O 4 nebo FeO Fe 2 O 3 - šedavě černá pevná látka (magnetit, magnetická železná ruda), látka, která se nerozpouští ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Rozkládá se při zahřátí na více než 1 500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reaguje se zředěnými kyselinami: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
• Nereaguje s alkalickými roztoky, reaguje s jejich taveninami: Fe 3 O 4 + 14 NaOH → Na 3 FeO 3 + 2 Na 5 FeO 4 + 7 H 2 O.
• Při reakci s kyslíkem se oxiduje: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• U vodíku se po zahřátí sníží:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
• Snižuje se také v kombinaci s oxidem uhelnatým: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Hydroxid železa (II) Fe (OH) 2 - bílá, zřídka nazelenalá krystalická látka, nerozpustný ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Má amfoterní vlastnosti s převahou základních.
• Vstupuje do reakce neutralizace neoxidující kyseliny a ukazuje hlavní vlastnosti: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl2 + 2H20.
• Při interakci s kyselinou dusičnou nebo koncentrovanou kyselinou sírovou vykazuje redukční vlastnosti a vytváří soli železa (III): 2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Po zahřátí reaguje s koncentrovanými alkalickými roztoky: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Hydroxid železa (I. Já I) Fe (OH) 3- hnědá krystalická nebo amorfní látka, nerozpustný ve vodě.

Chemické vlastnosti:

• Má slabě vyjádřené amfoterní vlastnosti s převahou hlavních.
• Snadno reaguje s kyselinami: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl3 + 3H20.
• Tvoří hexahydroxoferráty (III) s koncentrovanými alkalickými roztoky: Fe (OH) 3 + 3 NaOH → Na 3.
• Formy ferátů s alkalickými taveninami:2Fe (OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• V zásaditém prostředí se silnými oxidačními činidly vykazuje redukční vlastnosti: 2Fe (OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

(A l), gallium (Ga), indium (In) a thallium (T l).

Jak vidíte z poskytnutých údajů, všechny tyto položky byly otevřeny v XIX století.

Objev kovů hlavní podskupiny III skupina

Bor je nekovový. Hliník je přechodný kov, zatímco gallium, indium a thallium jsou vysoce kvalitní kovy. S nárůstem poloměrů atomů prvků každé skupiny periodické tabulky se tedy zvyšují kovové vlastnosti jednoduchých látek.

V této přednášce se blíže podíváme na vlastnosti hliníku.

1. Postavení hliníku v tabulce D.I. Mendělejeva. Atomová struktura, vykazovala oxidační stavy.

Hliníkový prvek je umístěn uvnitř III skupina, hlavní podskupina „A“, 3. perioda periodické soustavy, pořadové číslo č. 13, relativní atomová hmotnost Ar (Al ) = 27. Jeho sousedem vlevo v tabulce je hořčík - typický kov a vpravo - křemík - již nekovový. V důsledku toho musí hliník vykazovat vlastnosti nějakého přechodného charakteru a jeho sloučeniny jsou amfoterní.

Al +13) 2) 8) 3, p - prvek,

Hliník vykazuje ve sloučeninách oxidační stav +3:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Fyzikální vlastnosti

Volný hliník je stříbřitě bílý kov s vysokou tepelnou a elektrickou vodivostí.Teplota tání je 650 o C. Hliník má nízkou hustotu (2,7 g / cm 3) - asi třikrát méně než železo nebo měď, a zároveň je to silný kov.

3. Být v přírodě

Z hlediska prevalence v přírodě okupuje 1. mezi kovy a 3. mezi prvky, na druhém místě za kyslíkem a křemíkem. Procento hliníku v zemské kůře se podle různých výzkumníků pohybuje od 7,45 do 8,14% hmotnosti zemské kůry.

V přírodě se hliník nachází pouze ve sloučeninách (minerály).

Někteří z nich:

· Bauxit - Al 2 O 3 H 2 O (s příměsemi SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nepheline - KNa 3 4

· Alunity - KAl (SO 4) 2 2Al (OH) 3

· Alumina (směsi kaolinu s pískem SiO 2, vápenec CaCO 3, magnezit MgCO 3)

· Korund - Al 2 O 3

· Živec (ortoklas) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6 Si Si 2

· Kaolinit - Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

· Alunit - (Na, K) 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 4 Al (OH) 3

· Beryl - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

4. Chemické vlastnosti hliníku a jeho sloučenin

Hliník za normálních podmínek snadno interaguje s kyslíkem a je potažen oxidovým filmem (dává matný vzhled).

DEMONSTRACE OXIDE FILMU

Jeho tloušťka je 0,00001 mm, ale díky němu hliník nekoroduje. Pro studium chemických vlastností hliníku se odstraní oxidový film. (Pomocí smirkového papíru nebo chemicky: nejprve ponořením do alkalického roztoku k odstranění oxidového filmu a poté do roztoku solí rtuti za vzniku slitiny hliníku se rtutí - amalgámem).

Já... Interakce s jednoduchými látkami

Již při pokojové teplotě hliník aktivně reaguje se všemi halogeny a vytváří halogenidy. Při zahřívání interaguje se sírou (200 ° C), dusíkem (800 ° C), fosforem (500 ° C) a uhlíkem (2000 ° C) s jódem za přítomnosti katalyzátoru - vody:

2А l + 3 S = А l 2 S 3 (sulfid hlinitý),

2А l + N 2 = 2А lN (nitrid hlinitý),

A l + P = A l P (fosfid hlinitý),

4А l + 3С = А l 4 C 3 (karbid hliníku).

2 Аl +3 I 2 = 2 A l I 3 (jodid hlinitý) ZKUŠENOST

Všechny tyto sloučeniny jsou zcela hydrolyzovány za vzniku hydroxidu hlinitého a podle toho sirovodíku, amoniaku, fosfinu a metanu:

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

Al4C3 + 12H20 = 4Al (OH) 3 + 3CH4

Ve formě hoblin nebo prášku jasně hoří na vzduchu a uvolňuje velké množství tepla:

4А l + 3 O 2 = 2А l 2 О 3 + 1676 kJ.

SPALOVÁNÍ HLINÍKU VE VZDUCHU

ZKUŠENOST

II... Interakce s komplexními látkami

Interakce s vodou :

2 Al + 6 H20 = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

bez oxidového filmu

ZKUŠENOST

Interakce s oxidy kovů:

Hliník je dobrým redukčním činidlem, protože je jedním z aktivních kovů. Stojí v řadě aktivity bezprostředně po kovech alkalických zemin. Proto obnovuje kovy z jejich oxidů ... Taková reakce - alumotermie - se používá k získání čistých vzácných kovů, jako je wolfram, vanad atd.

3 Fe 3 O 4 +8 Al = 4 Al 2 O 3 +9 Fe + Otázka

Termitová směs Fe 3 O 4 a Al (prášek) se také používá při termitovém svařování.

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3

5 Interakce s kyselinami :

S roztokem kyseliny sírové: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Nereaguje se studenou koncentrovanou sírou a dusíkem (pasivuje). Kyselina dusičná se proto přepravuje v hliníkových nádržích. Při zahřívání je hliník schopen redukovat tyto kyseliny bez vývoje vodíku:

2А l + 6Н 2 S О 4 (conc) = А l 2 (S О 4) 3 + 3 S О 2 + 6Н 2 О,

A l + 6H NO 3 (konc.) = A l (NO 3) 3 + 3 NO 2 + 3H 2 O.

Interakce s alkáliemi .

2 Al + 2 NaOH + 6 H20 = 2 Na [ Al (OH) 4 ] +3 H 2

ZKUŠENOST

Na[Al(OH) 4] – tetrahydroxoaluminát sodný

Na návrh chemika Gorbova, během rusko-japonské války, byla tato reakce použita k výrobě vodíku pro balóny.

S roztoky soli:

2 Al + 3 CuSO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 Cu

Pokud je povrch hliníku potřen solí rtuti, pak dojde k reakci:

2 Al + 3 HgCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 Hg

Uvolněná rtuť rozpouští hliník za vzniku amalgámu .

Detekce iontů hliníku v roztocích : ZKUŠENOST

5. Aplikace hliníku a jeho sloučenin

Fyzikální a chemické vlastnosti hliníku vedly k jeho širokému využití v technologiích. Letecký průmysl je hlavním spotřebitelem hliníku.: letadlo je ze 2/3 složeno z hliníku a jeho slitin. Letoun vyrobený z oceli by byl příliš těžký a mohl by přepravit mnohem méně cestujících. Proto se hliníku říká okřídlený kov. Z hliníku se vyrábějí kabely a dráty: při stejné elektrické vodivosti je jejich hmotnost 2krát menší než u odpovídajících měděných produktů.

Vzhledem k odolnosti hliníku proti korozi výroba dílů pro zařízení a nádoby na kyselinu dusičnou... Hliníkový prášek je základem pro výrobu stříbrných barev k ochraně železných výrobků před korozí, jakož i k odražení tepelných paprsků touto barvou pokrývají nádrže na skladování oleje a hasičské obleky.

Oxid hlinitý se používá k výrobě hliníku a také jako žáruvzdorný materiál.

Hydroxid hlinitý je hlavní složkou známých léků Maalox, Almagel, které snižují kyselost žaludeční šťávy.

Soli hliníku jsou vysoce hydrolyzované. Tato vlastnost se používá v procesu čištění vody. K úpravě vody se přidá síran hlinitý a malé množství hašeného vápna, aby se výsledná kyselina neutralizovala. V důsledku toho se uvolňuje hromadná sraženina hydroxidu hlinitého, která při usazování odnáší suspendované částice zákalu a bakterie.

Síran hlinitý je tedy koagulant.

6. Získání hliníku

1) Moderní nákladově efektivní způsob výroby hliníku vynalezli American Hall a Francouz Eroux v roce 1886. Spočívá v elektrolýze roztoku oxidu hlinitého v roztaveném kryolitu. Roztavený kryolit Na 3 AlF 6 rozpouští Al 2 O 3 jako voda cukr. K elektrolýze „roztoku“ oxidu hlinitého v roztaveném kryolitu dochází, jako by kryolit byl pouze rozpouštědlem, a oxid hlinitý byl elektrolyt.

2Al 2 O 3 elektrický proud → 4Al + 3O 2

V anglické encyklopedii pro chlapce a dívky začíná článek o hliníku těmito slovy: „23. února 1886 začala v historii civilizace nová metalová doba - doba hliníku. Toho dne přišel dvaadvacetiletý chemik Charles Hall do své první učitelské laboratoře s tuctem malých kuliček stříbřitě bílého hliníku v ruce a se zprávou, že našel způsob, jak levně vyrobit tento kov a ve velkém množství “ Hall se tak stal zakladatelem amerického hliníkového průmyslu a anglosaským národním hrdinou jako muž, který z vědy udělal skvělý byznys.

2) 2Al203 +3 C = 4 Al + 3 CO 2

TO JE ZAJÍMAVÉ:

• Kovový hliník byl poprvé izolován v roce 1825 dánským fyzikem Hansem Christianem Oerstedem. Procházením plynného chloru vrstvou žhavého oxidu hlinitého smíchaného s uhlím Oersted izoloval chlorid hlinitý bez sebemenší stopy vlhkosti. K obnovení kovového hliníku potřeboval Oersted ošetřit chlorid hlinitý amalgámem draselným. Po 2 letech německý chemik Friedrich Wöller. Metodu vylepšil nahrazením amalgámu draslíku čistým draslíkem.
• V 18. a 19. století byl hliník hlavním šperkařským kovem. V roce 1889 získal D.I.Mendeleev v Londýně za zásluhy o rozvoj chemie hodnotný dar - váhu ze zlata a hliníku.
• V roce 1855 vyvinul francouzský vědec Saint-Clair Deville způsob výroby kovového hliníku v technickém měřítku. Metoda však byla velmi drahá. Deville si užíval zvláštní záštitu francouzského císaře Napoleona III. Na důkaz své oddanosti a vděčnosti vytvořil Deville pro Napoleonova syna, novorozeného prince, nádherně rytou chrastítko - první „spotřební zboží“ vyrobené z hliníku. Napoleon měl dokonce v úmyslu vybavit své strážce hliníkovým kyrysem, ale cena se ukázala být neúměrně vysoká. V té době stál 1 kg hliníku 1 000 marek, tj. 5krát dražší než stříbro. Až po vynálezu elektrolytického postupu se hliník cenově vyrovnal konvenčním kovům.
• Věděli jste, že když hliník vstupuje do lidského těla, způsobuje poruchu nervového systému a jeho nadbytek narušuje metabolismus. A ochrannými prostředky jsou vitamín C, sloučeniny vápníku, zinek.
• Když hliník hoří v kyslíku a fluoru, vzniká velké množství tepla. Proto se používá jako přísada do raketového paliva. Raketa Saturn během letu spálí 36 tun hliníkového prášku. Myšlenku využití kovů jako součásti raketového paliva poprvé vyjádřil F. A. Tsander.

SIMULÁTORY

Simulátor č. 1 - Charakteristika hliníku podle polohy v periodické tabulce prvků od D. I. Mendělejeva

Simulátor č. 2 - Rovnice reakcí hliníku s jednoduchými a složitými látkami

Simulátor č. 3 - Chemické vlastnosti hliníku

ÚKOLY PRO KOTVENÍ

# 1. K získání hliníku z chloridu hlinitého lze jako redukční činidlo použít kovový vápník. Vytvořte rovnici pro danou chemickou reakci, charakterizujte tento proces pomocí elektronické váhy.
Myslet si! Proč nelze tuto reakci provést ve vodném roztoku?

Č. 2. Doplňte rovnice chemické reakce:
Al + H 2 SO 4 (roztok ) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 ( konec ) - t ->
Al + NaOH + H20 ->

Č. 3. Proveďte transformace:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al (OH) 3 -t -> Al 2 O 3 -> Al

Č. 4. Vyřešit problém:
Slitina hliníku a mědi byla po zahřátí vystavena nadbytku koncentrovaného roztoku hydroxidu sodného. Přiděleno 2,24 litru plynu (bez.) Vypočítejte procento slitiny, pokud její celková hmotnost byla 10 g?