Üleminekualumiinium. Alumiinium - elemendi üldised omadused, keemilised omadused

Üldised omadused.

Mõistet üleminekuelement kasutatakse tavaliselt mis tahes elemendi tähistamiseks, millel on valents d- või f-elektronid. Need elemendid hõivavad perioodilisustabelis üleminekupositsiooni elektropositiivsete s-elementide ja elektronegatiivsete p-elementide vahel (vt § 2, 3).

d-elemente nimetatakse tavaliselt peamisteks üleminekuelementideks. Nende aatomeid iseloomustab sisemine d-alamkestade moodustumine. Asi on selles, et nende väliskesta s-orbitaal täidetakse tavaliselt enne, kui algab d-orbitaalide täitmine eelmises elektronkihis. See tähendab, et iga järgmise d-elemendi elektronkihile lisatud uus elektron langeb vastavalt täitmispõhimõttele (vt § 2) mitte välisele, vaid sellele eelnevale sisemisele alamkihile. Nende elementide keemilised omadused on määratud elektronide osalemisega mõlema kesta reaktsioonides.

d-elemendid moodustavad kolm üleminekurida – vastavalt 4., 5. ja 6. perioodil. Esimene üleminekuseeria sisaldab 10 elementi skandiumist tsingini. Seda iseloomustavad sisemised ülesehitused – orbitaalid (tabel 15.1). Orbitaal täitub varem kui orbitaal, kuna sellel on vähem energiat (vt Kletškovski reegel, § 2).

Siiski tuleb märkida kahe kõrvalekalde olemasolu. Kroomi ja vase orbitaalidel on ainult üks elektron. Selle põhjuseks on asjaolu, et pooltäidetud või täidetud alamkestad on stabiilsemad kui osaliselt täidetud alamkestad.

Kroomiaatomis on igal viiel α-orbitaalil, mis moodustavad β-alamkesta, üks elektron. See alamkest on pooltäis. Vase aatomis on igal viiel orbitaalil elektronpaar. Sarnast anomaaliat täheldatakse hõbeda puhul.

Tunni eesmärgid: arvestama alumiiniumi levikuga looduses, selle füüsikaliste ja keemiliste omadustega, samuti sellest moodustunud ühendite omadustega.

Edusammud

2. Uue materjali õppimine. Alumiiniumist

Perioodilise süsteemi III rühma peamiseks alarühmaks on boor (B), alumiinium (Al), gallium (Ga), indium (In) ja tallium (Tl).

Nagu esitatud andmetest näha, avastati kõik need elemendid 19. sajandil.

Põhialarühma metallide avastamine III Grupp

Boor on mittemetall. Alumiinium on siirdemetall, samas kui gallium, indium ja tallium on kõrgekvaliteedilised metallid. Seega suurenevad perioodilisuse tabeli iga rühma elementide aatomite raadiuste suurenemisega lihtainete metallilised omadused.

Selles loengus vaatleme alumiiniumi omadusi lähemalt.

Lae alla:

Eelvaade:

VALLA EELARVELINE HARIDUSASUTUS

ÜLDHARIDUSKOOL number 81

Alumiinium. Alumiiniumi asukoht perioodilisustabelis ja selle aatomi struktuur. Looduses olemine. Alumiiniumi füüsikalised ja keemilised omadused.

keemia õpetaja

MBOU OSH nr 81

2013. aasta

Tunni teema: Alumiinium. Alumiiniumi asukoht perioodilisustabelis ja selle aatomi struktuur. Looduses olemine. Alumiiniumi füüsikalised ja keemilised omadused.

Tunni eesmärgid: arvestama alumiiniumi levikuga looduses, selle füüsikaliste ja keemiliste omadustega, samuti sellest moodustunud ühendite omadustega.

Edusammud

1. Tunni korraldusmoment.

2. Uue materjali õppimine. Alumiiniumist

Perioodilise süsteemi III rühma peamine alarühm on boor (B),alumiiniumist (Al), gallium (Ga), indium (In) ja tallium (Tl).

Nagu esitatud andmetest näha, avastati kõik need elemendid 19. sajandil.

III rühma põhialarühma metallide avastamine

Boor on mittemetall. Alumiinium on siirdemetall, gallium, indium ja tallium aga kõrgekvaliteedilised metallid. Seega suurenevad perioodilisuse tabeli iga rühma elementide aatomite raadiuste suurenemisega lihtainete metallilised omadused.

Selles loengus vaatleme alumiiniumi omadusi lähemalt.

1. Alumiiniumi asukoht D.I.Mendelejevi tabelis. Aatomi struktuur, oksüdatsiooniastmed.

Element alumiinium asub III rühmas, peamises A-alarühmas, perioodilise süsteemi 3. perioodis, seerianumber №13, suhteline aatommass Ar (Al) = 27. Selle vasakpoolne naaber tabelis on magneesium - tüüpiline metall ja paremal - räni - juba mittemetall ... Järelikult peavad alumiiniumil olema mingid vahepealsed omadused ja selle ühendid on amfoteersed.

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

Alumiiniumi oksüdatsiooniaste on ühendites +3:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Füüsikalised omadused

Vaba alumiinium on kõrge soojus- ja elektrijuhtivusega hõbevalge metall. Sulamistemperatuur 650 O C. Alumiiniumil on madal tihedus (2,7 g / cm 3 ) - umbes kolm korda vähem kui raual või vasel ja samas on see tugev metall.

3. Looduses viibimine

Looduses levimuse poolest hõivab see1. metallide ja 3. elementide seas, teisel kohal hapniku ja räni järel. Alumiiniumi osakaal maakoores on erinevate teadlaste hinnangul 7,45–8,14% maakoore massist.

Looduses leidub alumiiniumi ainult ühendites(mineraalid).

Mõned neist:

Boksiit – Al 2 O 3 H 2 O (koos SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3 lisanditega)

Nefeliin – KNa 3 4

Aluniidid – KAl (SO 4) 2 2Al (OH) 3

Alumiiniumoksiid (kaoliini ja liiva SiO segud 2, lubjakivi CaCO 3, magnesiit MgCO 3)

Korund – Al 2 O 3

Päevakivi (ortoklass) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6SiO 2

Kaoliniit – Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

Aluniit – (Na, K) 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 4Al (OH) 3

Berüül - 3ВеО Al 2О 3 6SiO 2

4. Alumiiniumi ja selle ühendite keemilised omadused

Alumiinium suhtleb normaalsetes tingimustes kergesti hapnikuga ja on kaetud oksiidkilega (annab mati välimuse).

Selle paksus on 0,00001 mm, kuid tänu sellele alumiinium ei korrodeeru. Alumiiniumi keemiliste omaduste uurimiseks eemaldatakse oksiidkile. (Kasutades liivapaberit või keemiliselt: esmalt kastmine leeliselahusesse oksiidkile eemaldamiseks ja seejärel elavhõbedasoolade lahusesse, et moodustada alumiiniumi sulam elavhõbedaga – amalgaamiga).

I. Koostoime lihtainetega

Juba toatemperatuuril reageerib alumiinium aktiivselt kõigi halogeenidega, moodustades halogeniide. Kuumutamisel interakteerub see väävli (200 ° C), lämmastiku (800 ° C), fosfori (500 ° C) ja süsinikuga (2000 ° C) koos joodiga katalüsaatori - vee - juuresolekul:

2Аl + 3S = Аl 2 S 3 (alumiiniumsulfiid),

2Аl + N 2 = 2ΐlN (alumiiniumnitriid),

Al + P = AlP (alumiiniumfosfiid),

4Аl + 3С = Аl 4 С 3 (alumiiniumkarbiid).

2 Al + 3 I 2 = 2 AlI 3 (alumiiniumjodiid)

Kõik need ühendid hüdrolüüsitakse täielikult, moodustades alumiiniumhüdroksiidi ja vastavalt vesiniksulfiidi, ammoniaagi, fosfiini ja metaani:

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

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH) 3 + 3CH 4

Laastude või pulbrina põleb see õhus eredalt, eraldades suurel hulgal soojust:

4Аl + 3O 2 = 2Аl 2 О 3 + 1676 kJ.

II. Koostoime keeruliste ainetega

Koostoime veega:

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

ilma oksiidkileta

Koostoime metallioksiididega:

Alumiinium on hea redutseerija, kuna see on üks aktiivsetest metallidest. Seisab tegevusliinis vahetult pärast leelismuldmetalle. Sellepärasttaastab metallid nende oksiididest... Sellist reaktsiooni – alumotermiat – kasutatakse puhaste haruldaste metallide, nagu volfram, vanaadium jne, saamiseks.

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

Termiidi segu Fe 3 O 4 ja Al (pulber) kasutatakse ka termiitkeevitamisel.

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

5 koostoimed hapetega:

Väävelhappe lahusega: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Ei reageeri külma kontsentreeritud väävel- ja lämmastikuga (passiveerib). Seetõttu transporditakse lämmastikhapet alumiiniummahutites. Kuumutamisel suudab alumiinium neid happeid redutseerida ilma vesiniku eraldumiseta:

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

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

Koostoime leelistega.

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

Na [Al (OH) 4] - naatriumtetrahüdroksoaluminaat

Keemik Gorbovi ettepanekul kasutati seda reaktsiooni Vene-Jaapani sõja ajal õhupallide jaoks vesiniku tootmiseks.

Soolalahustega:

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

Kui alumiiniumi pinda hõõruda elavhõbedasoolaga, toimub reaktsioon:

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

Vabanenud elavhõbe lahustab alumiiniumi, moodustades amalgaami.

5. Alumiiniumi ja selle ühendite kasutamine

Alumiiniumi füüsikalised ja keemilised omadused on toonud kaasa selle laialdase kasutamise tehnoloogias.Lennutööstus on suur alumiiniumi tarbija.: lennuk koosneb 2/3 alumiiniumist ja selle sulamitest. Terasest valmistatud lennuk oleks liiga raske ja võiks vedada palju vähem reisijaid.Seetõttu nimetatakse alumiiniumi tiibadega metalliks.Alumiiniumi kasutatakse kaablite ja juhtmete valmistamiseks: sama elektrijuhtivusega on nende mass 2 korda väiksem kui vastavatel vasktoodetel.

Arvestades alumiiniumi korrosioonikindlust,valmistada seadmeosi ja lämmastikhappe mahuteid... Alumiiniumpulber on hõbedase värvi valmistamise aluseks, et kaitsta raudtooteid korrosiooni eest, aga ka soojuskiirte peegeldamiseks selle värviga katavad õlimahutid ja tuletõrjujate ülikonnad.

Alumiiniumoksiidi kasutatakse alumiiniumi tootmiseks ja ka tulekindla materjalina.

Alumiiniumhüdroksiid on tuntud maomahla happesust langetavate ravimite Maalox, Almagel põhikomponent.

Alumiiniumisoolad on tugevalt hüdrolüüsitud. Seda omadust kasutatakse vee puhastamise protsessis. Tekkinud happe neutraliseerimiseks lisatakse töödeldavale veele alumiiniumsulfaati ja väike kogus kustutatud lubi. Selle tulemusena eraldub alumiiniumhüdroksiidi sade, mis settides kannab ära hõljuvad hägususosakesed ja bakterid.

Seega on alumiiniumsulfaat koagulant.

6. Alumiiniumi saamine

1) Kaasaegse kuluefektiivse meetodi alumiiniumi tootmiseks leiutasid Ameerika Hall ja prantslane Eroux 1886. aastal. See koosneb alumiiniumoksiidi lahuse elektrolüüsist sulas krüoliidis. Sulatatud Na krüoliit 3 AlF 6 lahustab Al 2 O 3, kuidas vesi suhkrut lahustab. Alumiiniumoksiidi "lahuse" elektrolüüs sulas krüoliidis toimub nii, nagu oleks krüoliit ainult lahusti ja alumiiniumoksiid elektrolüüt.

2Al 2 O 3 elektrivool → 4Al + 3O 2

Inglise poiste ja tüdrukute entsüklopeedias algab alumiiniumi käsitlev artikkel järgmiste sõnadega: „23. veebruaril 1886 algas tsivilisatsiooni ajaloos uus metalliajastu - alumiiniumiajastu. Sel päeval tuli 22-aastane keemik Charles Hall oma esimesse õpetaja laborisse, käes tosin väikest hõbevalget alumiiniumist palli ja uudisega, et ta on leidnud võimaluse seda metalli odavalt valmistada. suurtes kogustes." Nii sai Hallist Ameerika alumiiniumitööstuse rajaja ja anglosaksi rahvuskangelane kui mees, kes tegi teadusest suure äri.

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

ON HUVITAV:

• Metallilise alumiiniumi eraldas esmakordselt 1825. aastal Taani füüsik Hans Christian Oersted. Juhtides gaasilise kloori läbi söega segatud hõõguva alumiiniumoksiidi kihi, eraldas Oersted alumiiniumkloriidi vähimagi niiskusjäljeta. Metallilise alumiiniumi taastamiseks oli Oerstedil vaja alumiiniumkloriidi töödelda kaaliumamalgaamiga. 2 aasta pärast saksa keemik Friedrich Wöller. Ta täiustas meetodit, asendades kaaliumamalgaami puhta kaaliumiga.
• 18. ja 19. sajandil oli alumiinium peamine ehtemetall. 1889. aastal autasustati D.I. Mendelejevit Londonis keemia arendamisel tehtud teenete eest väärtusliku kingitusega - kullast ja alumiiniumist valmistatud kaaluga.
• 1855. aastaks töötas prantsuse teadlane Saint-Clair Deville välja meetodi metallilise alumiiniumi tootmiseks tehnilises ulatuses. Kuid meetod oli väga kallis. Deville nautis Prantsusmaa keisri Napoleon III erilist patronaaži. Oma pühendumuse ja tänulikkuse märgiks valmistas Deville Napoleoni pojale, vastsündinud printsile, peenelt graveeritud kõristi – esimese alumiiniumist "tarbekauba". Napoleon kavatses isegi varustada oma kaardiväelased alumiiniumist kirassidega, kuid hind osutus üle jõu käivaks. Tol ajal maksis 1 kg alumiiniumi 1000 marka, s.o. 5 korda kallim kui hõbe. Alles pärast elektrolüütilise protsessi leiutamist muutus alumiinium oma maksumuselt samaväärseks tavaliste metallidega.
• Kas teadsite, et alumiiniumi sattumine inimkehasse põhjustab närvisüsteemi häireid. Selle ülejäägiga on ainevahetus häiritud. Ja kaitsvad ained on C-vitamiin, kaltsiumiühendid, tsink.
• Alumiiniumi põlemisel hapnikus ja fluoris tekib palju soojust. Seetõttu kasutatakse seda raketikütuse lisandina. Rakett Saturn põletab lennu ajal 36 tonni alumiiniumipulbrit. Idee metallide kasutamisest raketikütuse komponendina väljendas esmakordselt F. A. Tsander.

3. Õpitud materjali koondamine

#1. Alumiiniumi saamiseks alumiiniumkloriidist võib redutseerijana kasutada metallilist kaltsiumi. Koostage antud keemilise reaktsiooni võrrand, iseloomustage seda protsessi elektroonilise kaalu abil.
mõtle! Miks ei saa seda reaktsiooni läbi viia vesilahuses?

nr 2. Täitke keemilise reaktsiooni võrrandid:
Al + H 2 SO 4 (lahendus) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO3 (konts.) - t ->
Al + NaOH + H2O ->

nr 3. Lahendage probleem:
Alumiiniumi-vasesulam puutus kuumutamisel kokku kontsentreeritud naatriumhüdroksiidi lahuse liiaga. Eraldatud 2,24 liitrit gaasi (n.o.). Arvutage sulami protsent, kui selle kogukaal oli 10 g?

4. Kodutöö Slaid 2

AL Element III (A) tabelirühma D.I. Mendelejevi element järjekorranumbriga 13, selle 3. perioodi element Maakoore nimetuses levinuim kolmas element on moodustatud latist. "Alumiinium" - maarjas

Taani füüsik Hans Oersted (1777-1851) Esimest korda sai ta alumiiniumi 1825. aastal kaaliumamalgaami toimel alumiiniumkloriidile, millele järgnes elavhõbeda destilleerimine.

Kaasaegne alumiiniumi tootmine Moodne tootmismeetod töötati välja üksteisest sõltumatult: ameeriklane Charles Hall ja prantslane Paul Héroux 1886. aastal. See seisneb alumiiniumoksiidi lahustamises krüoliidisulatis, millele järgneb elektrolüüs kulukoksi või grafiitelektroodide abil.

Õpilasena Oberlini kolledžis õppis ta, et kui leiad viisi alumiiniumi tööstuslikuks tootmiseks, võid saada rikkaks ja saada inimkonna tänu. Nagu põetud mees, katsetas Charles alumiiniumi tootmist krüoliidi-alumiiniumoksiidi sulami elektrolüüsi teel. 23. veebruaril 1886, aasta pärast kolledži lõpetamist, sai Charles elektrolüüsi teel esimese alumiiniumi. Hall Charles (1863-1914) Ameerika keemiainsener

Paul Héroux (1863-1914) – prantsuse keemiainsener 1889. aastal avas ta Fronas (Prantsusmaa) alumiiniumitehase, saades selle direktoriks, projekteeris tema järgi nime saanud elektrilise kaarahju terase sulatamiseks; ta töötas välja ka elektrolüütilise meetodi alumiiniumisulamite tootmiseks

8 Alumiinium 1. Avastamise ajaloost Avaleht Järgmine Alumiiniumi avastamise perioodil oli metall kullast kallim. Britid tahtsid austada suurt vene keemikut D.I.Mendelejevit rikkaliku kingitusega, kinkisid talle keemilise tasakaalu, milles üks tass oli kullast, teine ​​alumiiniumist. Alumiiniumist tass on muutunud kallimaks kui kuldne. Saadud "savist hõbe" ei huvitanud mitte ainult teadlasi, vaid ka tööstureid ja isegi Prantsusmaa keisrit. Edasi

9 Alumiinium 7. Sisu maapõues kodu Edasi

Looduses viibimine Tähtsaim alumiiniummineraal on tänapäeval boksiit.Boksiidi peamiseks keemiliseks komponendiks on alumiiniumoksiid (Al 2 O 3) (28 - 80%).

11 Alumiinium 4. Füüsikalised omadused Värvus - hõbevalge t pl. = 660 °C. t pall. ≈ 2450 °C. Elektrit juhtiv, soojust juhtiv Valgus, tihedus ρ = 2,6989 g / cm 3 Pehme, plastik. kodu Järgmine

12 Alumiinium 7. Leidmine loodusest Boksiit - Al 2 O 3 Alumiinium - Al 2 O 3 avaleht Järgmine

13 Alumiinium põhi Sisestage puuduvad sõnad Alumiinium on III rühma, peamise alarühma element. Alumiiniumi aatomi tuuma laeng on +13. Alumiiniumi aatomi tuumas on 13 prootonit. Alumiiniumi aatomi tuumas on 14 neutronit. Alumiiniumi aatomil on 13 elektroni. Alumiiniumi aatomil on 3 energiataset. Elektronkihi struktuur on 2 e, 8e, 3e. Välistasandil on aatomis 3 elektroni. Aatomi oksüdatsiooniaste ühendites on +3. Lihtaine alumiinium on metall. Alumiiniumoksiid ja -hüdroksiid on oma olemuselt amfoteersed. Edasi

14 Alumiinium 3. Lihtaine struktuur Metal Side - metall Kristallvõre - metall, kuubikujuline näokeskne põhi Veel

15 Alumiinium 2. Elektrooniline struktuur 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 Elektrooniline lühikirje 1 s 2 2 s 6 2 3s 2 3p 1 Täitmise järjekord koju Edasi

16 Alumiinium 6. Keemilised omadused 4А l + 3O 2 = 2Al 2 O 3 t 2Al + 3S = Al 2 S 3 C mittemetall ja (hapnikuga, väävliga) 2 А l + 3Cl 2 = 2AlCl 3 4Al + 3C = Al 4 C 3 C mittemetallidega (halogeenidega, süsinikuga) (Eemalda oksiidkile) 2 Al + 6 H 2 O = 2Al (OH) 2 + H 2 C vesi 2 Al + 6 HCl = 2AlCl 3 + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + H 2 C palju ja 2 Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 [Al (OH ) 6] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 C umbes 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 v home Järgmine

17 Alumiinium 8. 1825 H saamine. Oersted: AlCl 3 + 3K = 3KCl + Al: Elektrolüüs (sulamistemperatuur = 2050 °C): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 Elektrolüüs (sulavas krüoliidis Na 3 AlF 6, t pl ≈ 1000 ° С): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 peamine Edasi

1. videoõpetus: Anorgaaniline keemia. Metallid: leelis, leelismuld, alumiinium

2. videoõpetus: Siirdemetallid

Loeng: Tüüpilised keemilised omadused ja lihtainete tootmine - metallid: leelis, leelismuld, alumiinium; üleminekuelemendid (vask, tsink, kroom, raud)

Metallide keemilised omadused

Kõik keemilistes reaktsioonides esinevad metallid avalduvad redutseerivate ainetena. Nad eralduvad kergesti valentselektronidega, oksüdeerudes protsessi käigus. Tuletagem meelde, et mida rohkem vasakul metall elektrokeemilises pingereas paikneb, seda võimsam on redutseerija. Seetõttu on kõige tugevam liitium, nõrgim kuld ja vastupidi, kuld on tugevaim oksüdeerija ja liitium on kõige nõrgem.

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

Kõik metallid tõrjuvad soolalahusest välja teisi metalle, s.t. neid taastada. Kõik peale leelis- ja leelismuldmetallide, kuna need interakteeruvad veega. Enne H asuvad metallid tõrjuvad selle välja lahjendatud hapete lahustest ja lahustuvad neis ise.

Vaatame mõningaid metallide üldisi keemilisi omadusi:

• Metallide koosmõjul hapnikuga moodustuvad aluselised (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O jne) või amfoteersed (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 jt) oksiidid.
• Metallide interaktsioonil halogeenidega (VII rühma peamine alarühm) moodustuvad vesinikhalogeniidhapped (HF - vesinikfluoriid, HCl - vesinikkloriid jne).
• Metallide koosmõjul mittemetallidega moodustuvad soolad (kloriidid, sulfiidid, nitriidid jne).
• Metallide koosmõjul metallidega moodustuvad intermetallilised ühendid (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni jt).
• Aktiivsete metallide koosmõjul vesinikuga moodustuvad hüdriidid (NaH, CaH 2, KH jne).
• Leelis- ja leelismuldmetallide koosmõjul veega tekivad leelised (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 jne).
• Metallide (ainult need, mis seisavad elektrokeemilises reas kuni H-ni) koosmõjul hapetega moodustuvad soolad (sulfaadid, nitritid, fosfaadid jne). Tuleb meeles pidada, et metallid reageerivad hapetega üsna vastumeelselt, samas kui nad reageerivad peaaegu alati aluste ja sooladega. Selleks, et toimuks metalli reaktsioon happega, on vajalik, et metall oleks aktiivne ja hape tugev.

Leelismetallide keemilised omadused

Leelismetallide rühma kuuluvad järgmised keemilised elemendid: liitium (Li), naatrium (Na), kaalium (K), rubiidium (Rb), tseesium (Cs), francium (Fr). Perioodilise tabeli I rühmas ülalt alla liikudes suurenevad nende aatomiraadiused, mis tähendab, et nende metallilised ja redutseerivad omadused suurenevad.

Mõelge leelismetallide keemilistele omadustele:

• Neil pole amfoteersuse märke, kuna neil on elektroodide potentsiaalide negatiivsed väärtused.
• Kõigist metallidest tugevaim redutseerija.
• Ühendite oksüdatsiooniaste on ainult +1.
• Annetades ühe valentselektroni, muudetakse nende keemiliste elementide aatomid katioonideks.
• Moodustab arvukalt ioonseid ühendeid.
• Peaaegu kõik lahustuvad vees.

Leelismetallide koostoime teiste elementidega:

1. Hapnikuga moodustab üksikuid ühendeid, nii et oksiid moodustab ainult liitiumi (Li 2 O), naatrium moodustab peroksiidi (Na 2 O 2) ja kaalium, rubiidium ja tseesium - superoksiidid (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. Koos veega, moodustades leeliseid ja vesinikku. Pidage meeles, et need reaktsioonid on plahvatusohtlikud. Ainult liitium reageerib veega ilma plahvatuseta:

2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2.

3. Halogeenidega, moodustades halogeniide (NaCl - naatriumkloriid, NaBr - naatriumbromiid, NaI - naatriumjodiid jne).

4. Kuumutamisel vesinikuga, moodustades hüdriide (LiH, NaH jne)

5. Kuumutamisel väävliga, moodustades sulfiide (Na 2 S, K 2 S jne). Need on värvitud ja vees hästi lahustuvad.

6. Fosforiga kuumutamisel moodustades fosfiide (Na 3 P, Li 3 P jne), on nad niiskuse ja õhu suhtes väga tundlikud.

7. Süsinikuga moodustavad karbiidid kuumutamisel ainult liitiumi ja naatriumi (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), kaalium, rubiidium ja tseesium aga ei moodusta karbiide, vaid moodustavad grafiidiga binaarseid ühendeid (C 8 Rb, C 8 Cs, jne) ...

8. Normaaltingimustes reageerib ainult liitium lämmastikuga, moodustades nitriidi Li 3 N, ülejäänud leelismetallidega on reaktsioon võimalik ainult kuumutamisel.

9. Nad reageerivad hapetega plahvatuslikult, seetõttu on selliste reaktsioonide läbiviimine väga ohtlik. Need reaktsioonid on mitmetähenduslikud, kuna leelismetall reageerib aktiivselt veega, moodustades leelise, mis seejärel neutraliseeritakse happega. See tekitab konkurentsi leelise ja happe vahel.

10. Ammoniaagiga, moodustades amiide ​​- hüdroksiidide analooge, kuid tugevamaid aluseid (NaNH 2 - naatriumamiid, KNH 2 - kaaliumamiid jne).

11. Alkoholidega, moodustades alkoholaate.

Francium on radioaktiivne leelismetall, üks haruldasemaid ja kõige vähem stabiilsemaid radioaktiivseid elemente. Selle keemilisi omadusi ei mõisteta hästi.

Leelismetallide saamiseks kasutatakse peamiselt nende halogeniidide sulamite elektrolüüsi, enamasti kloriide, mis moodustavad looduslikke mineraale:

• NaCl → 2Na + Cl 2.

• Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

• 2Li 2O + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4.

• KCl + Na → K + NaCl.

Leelismuldmetallide keemilised omadused

Leelismuldmetallide hulka kuuluvad II rühma peamise alarühma elemendid: kaltsium (Ca), strontsium (Sr), baarium (Ba), raadium (Ra). Nende elementide keemiline aktiivsus suureneb samamoodi nagu leelismetallidel, s.t. tõusuga alagrupist allapoole.

Leelismuldmetallide keemilised omadused:

Nende elementide aatomite valentskestade struktuur on ns 2.

• Kahe valentselektroni loovutamisega muudetakse nende keemiliste elementide aatomid katioonideks.
• Ühendite oksüdatsiooniaste on +2.
• Aatomituumade laengud on ühe ühiku võrra suuremad kui sama perioodi aluseliste elementide laengud, mis toob kaasa aatomite raadiuse vähenemise ja ionisatsioonipotentsiaalide suurenemise.

Leelismuldmetallide koostoime teiste elementidega:

1. Hapnikuga moodustavad kõik leelismuldmetallid, välja arvatud baarium, oksiide, baarium peroksiidi BaO 2. Nendest metallidest berüllium ja magneesium, mis on kaetud õhukese kaitsva oksiidkilega, interakteeruvad hapnikuga ainult väga kõrgel t. Leelismuldmetallide aluselised oksiidid reageerivad veega, välja arvatud berülliumoksiid BeO, millel on amfoteersed omadused. Kaltsiumoksiidi ja vee reaktsiooni nimetatakse kustutusreaktsiooniks. Kui reaktiiv on CaO, tekib kustutamata lubi, kui Ca (OH) 2, siis kustutatud lubi. Ka aluselised oksiidid reageerivad happeliste oksiidide ja hapetega. Näiteks:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Veega moodustavad leelismuldmetallid ja nende oksiidid hüdroksiidid - valged kristalsed ained, mis leelismetallide hüdroksiididega võrreldes lahustuvad vees vähem. Leelismuldmetallide hüdroksiidid on leelised, välja arvatud amfoteersed Be (OH ) 2 ja nõrk alus Mg (OH) 2. Kuna berüllium ei reageeri veega, on Be (OH ) 2 võib saada muude meetoditega, näiteks nitriidi hüdrolüüsiga:

• Ole 3N2+ 6H2O → 3 Ole (OH) 2+ 2N H 3.

3. Tavatingimustes reageerib halogeenidega kõik, välja arvatud berüllium. Viimane reageerib ainult kõrgel t. Tekivad halogeniidid (MgI 2 - magneesiumjodiid, CaI 2 - kaltsiumjodiid, CaBr 2 - kaltsiumbromiid jne).

4. Kõik leelismuldmetallid, välja arvatud berüllium, reageerivad kuumutamisel vesinikuga. Tekivad hüdriidid (BaH 2, CaH 2 jne). Magneesiumi reageerimiseks vesinikuga on lisaks kõrgele t-le vajalik ka vesiniku suurenenud rõhk.

5. Moodustavad väävliga sulfiide. Näiteks:

• Ca + S → СaS.

Väävelhappe ja vastavate metallide tootmiseks kasutatakse sulfiide.

6. Nitriidid tekivad lämmastikuga. Näiteks:

• 3Ole + N 2 → Ole 3N2.

7. Hapetega moodustades vastava happe ja vesiniku soolad. Näiteks:

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

Need reaktsioonid kulgevad samamoodi nagu leelismetallide puhul.

Leelismuldmetallide saamine:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –to → 3Ba + Al 2O 3

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Alumiiniumi keemilised omadused

Alumiinium on aktiivne, kerge metall, tabelis 13. kohal. Looduses leiduvatest metallidest kõige rohkem. Ja keemilistest elementidest on see leviku poolest kolmandal kohal. Kõrge soojus- ja elektrijuht. Korrosioonikindel, kuna see on kaetud oksiidkilega. Sulamistemperatuur on 660 0 С.

Mõelge alumiiniumi keemilistele omadustele ja koostoimele teiste elementidega:

1. Kõigis ühendites on alumiinium oksüdatsiooniastmes +3.

2. Sellel on redutseerivad omadused peaaegu kõigis reaktsioonides.

3. Amfoteersel metallil on nii happelised kui ka aluselised omadused.

4. Taastab oksiididest palju metalle. Seda metallide saamise meetodit nimetatakse alumotermiaks. Näide kroomi hankimisest:

2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr.

5. Reageerib kõigi lahjendatud hapetega, moodustades soolasid ja eraldades vesinikku. Näiteks:

2Al + 6HCl → 2AICI3 + 3H2;

2AI + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2.

Kontsentreeritud HNO 3 ja H 2 SO 4 puhul on alumiinium passiveeritud. Tänu sellele on võimalik neid happeid ladustada ja transportida alumiiniumist anumates.

6. Interakteerub leelistega, kuna need lahustavad oksiidkile.

7. Interakteerub kõigi mittemetallidega, välja arvatud vesinik. Hapnikuga reaktsiooni läbiviimiseks on vaja peeneks purustatud alumiiniumi. Reaktsioon on võimalik ainult kõrge t korral:

• 4Al + 3O 2 → 2Al 2O 3 .

Oma termilise efekti poolest on see reaktsioon eksotermiline. Koostoime väävliga moodustab alumiiniumsulfiidi Al 2 S 3, fosforfosfiidiga AlP, lämmastiknitriidiga AlN, süsinikkarbiidiga Al 4 C 3.

8. Interakteerub teiste metallidega, moodustades aluminiide (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7 jne).

Metallist alumiiniumi saadakse alumiiniumoksiidi Al 2 O 3 lahuse elektrolüüsil sulas krüoliidis Na 2 AlF 6 temperatuuril 960–970 ° C.

• 2Al 2O 3 → 4Al + 3O 2.
  

Üleminekuelementide keemilised omadused

Üleminekuelemendid hõlmavad perioodilise tabeli teiseste alarühmade elemente. Mõelge vase, tsingi, kroomi ja raua keemilistele omadustele.

Vase keemilised omadused

1. Elektrokeemilises reas asub see H-st paremal, seetõttu on see metall passiivne.

2. Nõrk redutseerija.

3. Ühendites on sellel oksüdatsiooniastmed +1 ja +2.

4. Reageerib kuumutamisel hapnikuga, moodustades:

• vask(I)oksiid 2Cu + O 2 → 2 CuO(temperatuuril t 400 0 C)
• või vask(II)oksiid: 4Cu + O 2 → 2 Cu 2 O(temperatuuril t 200 0 C).

Oksiididel on põhiomadused. Inertses atmosfääris kuumutamisel on Cu 2 O ebaproportsionaalne: Cu 2 O → CuO + Cu... Vask(II)oksiid CuO moodustab reaktsioonis leelistega kupraate, näiteks: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Vaskhüdroksiid Cu (OH) 2 on amfoteerne, selles domineerivad peamised omadused. See lahustub kergesti hapetes:

• Cu(OH)2 + 2HNO3 → Cu (NO 3) 2 + 2H 2 O,

ja leeliste kontsentreeritud lahustes raskesti:

• Сu(OH)2 + 2NaOH → Na 2.

6. Vase ja väävli vastasmõju erinevatel temperatuuritingimustel moodustab samuti kaks sulfiidi. Kuumutamisel temperatuurini 300-400 0 С vaakumis moodustub vask(I)sulfiid:

• 2 Cu + S → Cu 2 S.

Toatemperatuuril võib väävli lahustamisel vesiniksulfiidis saada vask(II)sulfiidi:

• Cu + S → CuS.

7. Halogeenidest interakteerub fluori, kloori ja broomiga, moodustades halogeniide (CuF 2, CuCl 2, CuBr 2), joodi, moodustades vask(I)jodiidi CuI; ei interakteeru vesiniku, lämmastiku, süsiniku, räniga.

8. See ei reageeri hapetega - mitteoksüdantidega, kuna need oksüdeerivad ainult metalle, mis asuvad elektrokeemilises seerias enne vesinikku. See keemiline element reageerib hapetega - oksüdeerivad ained: lahjendatud ja kontsentreeritud lämmastik ja kontsentreeritud väävel:

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

Cu + 4HNO3 (konts.) → Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;

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

9. Sooladega suheldes tõrjub vask nende koostisest välja metallid, mis asuvad elektrokeemilises seerias temast paremal. Näiteks,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Siin näeme, et vask läks lahusesse ja raud (III) muudeti rauaks (II). Sellel reaktsioonil on suur praktiline tähtsus ja seda kasutatakse plastile pihustatud vase eemaldamiseks.

Tsingi keemilised omadused

2. Sellel on väljendunud taastavad ja amfoteersed omadused.

3. Ühendites on selle oksüdatsiooniaste +2.

4. Õhus on see kaetud ZnO oksiidkilega.

5. Koostoime veega on võimalik punase kuumuse temperatuuril. Selle tulemusena moodustuvad tsinkoksiid ja vesinik:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Reageerib halogeenidega, moodustades halogeniide (ZnF 2 - tsinkfluoriid, ZnBr 2 - tsinkbromiid, ZnI 2 - tsinkjodiid, ZnCl 2 - tsinkkloriid).

7. Fosforiga moodustuvad fosfiidid Zn 3 P 2 ja ZnP 2.

8. Halli ZnS-kalkogeniidiga.

9. Ei reageeri otseselt vesiniku, lämmastiku, süsiniku, räni ja booriga.

10. Reageerib mitteoksüdeerivate hapetega, moodustades sooli ja tõrjudes välja vesinikku. Näiteks:

• H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
• Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2.

Reageerib ka hapetega - oksüdeerivate ainetega: konts. väävelhape moodustab tsinksulfaadi ja vääveldioksiidi:

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

11. Reageerib aktiivselt leelistega, kuna tsink on amfoteerne metall. Moodustab leeliselahustega tetrahüdroksosinkaadid ja vabastab vesiniku:

• Zn + 2NaOH + 2H 2O → Na2 + H 2 .

Tsingi graanulitele ilmuvad pärast reaktsiooni gaasimullid. Veevaba leelisega, kui sulandumisel moodustuvad tsinkaadid ja eraldub vesinik:

• Zn + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2.

Kroomi keemilised omadused

2.

3. Moodustab värvilisi ühendeid.

4. Ühendites on sellel oksüdatsiooniastmed +2 (aluseline oksiid CrO must), +3 (amfoteerne oksiid Cr 2 O 3 ja hüdroksiid Cr (OH) 3 roheline) ja +6 (happeline kroom (VI) oksiid CrO 3 ja happed: kroom H 2 CrO 4 ja kahekroomne H 2 Cr 2 O 7 jne).

5. See interakteerub fluoriga temperatuuril t 350-400 0 C, moodustades kroom(IV)fluoriidi:

• Cr + 2F 2 → CrF 4.

6. Hapniku, lämmastiku, boori, räni, väävli, fosfori ja halogeenidega temperatuuril t 600 0 C:

• ühend hapnikuga moodustab kroom(VI)oksiidi CrO 3 (tumepunased kristallid),
• ühendus lämmastikuga - kroomnitriid CrN (mustad kristallid),
• ühend boori-kroomboriidiga CrB (kollased kristallid),
• ühend räni-kroomisilitsiidiga CrSi,
• ühend süsinik-kroomkarbiidiga Cr 3 C 2.

7. Reageerib veeauruga, olles kuumas olekus, moodustades kroom(III)oksiidi ja vesiniku:

• 2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H 2 .

8. See ei reageeri leeliselahustega, kuid reageerib aeglaselt nende sulamitega, moodustades kromaate:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

9. See lahustub lahjendatud tugevates hapetes, moodustades soolad. Kui reaktsioon toimub õhus, tekivad Cr 3+ soolad, näiteks:

• 2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H 2 .

• Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2.

10. Kontsentreeritud väävel- ja lämmastikhappega, aga ka aqua regiaga reageerib see ainult kuumutamisel, sest madalal t need happed passiveerivad kroomi. Reaktsioonid hapetega kuumutamisel näevad välja järgmised:

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

Cr + 6НNО 3 (konts.) → Сr (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О

Kroomoksiid (II) CrO- vees lahustumatu must või punane tahke aine.

Keemilised omadused:

• Omab põhilisi ja taastavaid omadusi.
• Kuumutamisel õhus temperatuurini 100 0 С oksüdeerub see Cr 2 O 3 - kroom(III) oksiidiks.
• Sellest oksiidist on võimalik kroomi redutseerida vesinikuga: CrO + H 2 → Cr + H 2 O või koks: CrO + C → Cr + CO.
• Reageerib vesinikkloriidhappega, vabastades samal ajal vesinikku: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2 + 2H2O.
• Ei reageeri leeliste, lahjendatud väävel- ja lämmastikhappega.

Kroom (III) oksiid Cr 2 O 3- tulekindel aine, värvuselt tumeroheline, vees lahustumatu.

Keemilised omadused:

• Sellel on amfoteersed omadused.
• Kuidas aluseline oksiid hapetega reageerib: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Kuidas happeline oksiid interakteerub leelistega: Cr 2 O 3 + 2 KON → 2 KCrO 3 + H 2 O.
• Tugevad oksüdeerijad oksüdeerivad Cr 2 O 3 kromaadiks H 2 CrO 4.
• Tugevad redutseerivad ained taastavadCr out Cr2O3.

Kroom(II)hüdroksiid Cr(OH) 2 - vees halvasti lahustuv kollane või pruun tahke aine.

Keemilised omadused:

• Nõrk alus, millel on põhiomadused.
• Niiskuse juuresolekul õhus oksüdeerub see Cr (OH) 3 - kroom (III) hüdroksiidiks.
• Reageerib kontsentreeritud hapetega, moodustades sinise kroomi (II) soolad: Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO4 + 2H2O.
• Ei reageeri leeliste ja lahjendatud hapetega.

Kroom(III)hüdroksiid Cr(OH) 3 - hallikasroheline aine, mis ei lahustu vees.

Keemilised omadused:

• Sellel on amfoteersed omadused.
• Kuidas aluseline hüdroksiid hapetega reageerib: Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
• Kuidas happehüdroksiid interakteerub leelistega: Cr (OH) 3 + 3NaOH → Na 3 [Cr (OH) 6].

Raua keemilised omadused

1. Väga reaktsioonivõimeline aktiivne metall.

2. Omab redutseerivaid omadusi, samuti väljendunud magnetilisi omadusi.

3. Ühendites on selle aluselised oksüdatsiooniastmed +2 (nõrkade oksüdeerijatega: S, I, HCl, soolalahused), +3 (tugevate oksüdeerijatega: Br ja Cl) ja vähem iseloomulikud +6 (O ja H 2 O-ga). Nõrkades oksüdeerijates omandab raud oksüdatsiooniastme +2, tugevamates +3. Oksüdatsiooniaste +2 vastab mustale oksiidile FeO ja rohelisele hüdroksiidile Fe (OH) 2, millel on aluselised omadused. Oksüdatsiooniaste +3 vastab punakaspruunile oksiidile Fe 2 O 3 ja pruunile hüdroksiidile Fe (OH) 3, millel on nõrgalt väljendunud amfoteersed omadused. Fe (+2) on nõrk redutseerija ja Fe (+3) on sagedamini nõrk oksüdeerija. Kui redokstingimused muutuvad, võivad raua oksüdatsiooniastmed üksteisega muutuda.

• 3Fe + 2O2 → Fe3O4.

5. Reageerib kuumutamisel halogeenidega:

• ühend klooriga moodustab raud(III)kloriidi FeCl3,
• ühend broomiga - raud(III)bromiidiga FeBr 3,
• ühend joodiga - raud (II, III) jodiidiga Fe 3 I 8,
• ühend fluoriga - raud(II)fluoriid FeF 2, raud(III)fluoriid FeF 3.

• ühend väävliga moodustab raud(II)sulfiidi FeS,
• ühendus lämmastikuga - raudnitriid Fe 3 N,
• ühend fosforiga - fosfiidid FeP, Fe 2 P ja Fe 3 P,
• ühend räni-raudsilitsiidiga FeSi,
• ühend süsinikuga - raudkarbiidiga Fe 3 C.

9. See ei reageeri leeliselahustega, kuid reageerib aeglaselt leelisesulamitega, mis on tugevad oksüdeerivad ained:

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

10. Taastab paremal elektrokeemilises reas asuvad metallid:

• Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

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

Raud(II)oksiid FeO - must kristalne aine (wustiit), mis ei lahustu vees.

Keemilised omadused:

• Omab põhilisi omadusi.
• Reageerib lahjendatud vesinikkloriidhappega: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
• Reageerib kontsentreeritud lämmastikhappega:FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Ei reageeri vee ja sooladega.
• Vesinikuga t 350 0 C juures redutseeritakse see puhtaks metalliks: FeO + H2 → Fe + H2O.
• Koksiga kombineerimisel redutseeritakse see ka puhtaks metalliks: FeO + C → Fe + CO.
• Seda oksiidi võib saada mitmel viisil, üks neist on Fe kuumutamine madalal rõhul O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Raud(III)oksiidFe2O3- pruuni värvi pulber (hematiit), vees lahustumatu aine. Muud nimetused: raudoksiid, punane plii, toiduvärv E172 jne.

Keemilised omadused:

• Fe 2 O 3 + 6 HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
• Ei reageeri leeliselahustega, reageerib nende sulamitega, moodustades ferriite: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
• Vesinikuga kuumutamisel on sellel oksüdeerivad omadused:Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O.
• Fe2O3 + 3KNO3 + 4KOH → 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O.

Raudoksiid (II, III) Fe 3 O 4 või FeO Fe 2 O 3 - hallikasmust tahke aine (magnetiit, magnetiline rauamaak), aine, mis ei lahustu vees.

Keemilised omadused:

• Laguneb kuumutamisel üle 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reageerib lahjendatud hapetega: Fe 3 O 4 + 8 HCl → FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4H 2 O.
• Ei reageeri leeliselahustega, reageerib nende sulamitega: Fe 3 O 4 + 14 NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Hapnikuga reageerimisel see oksüdeerub: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
• Vesinikuga vähendatakse seda kuumutamisel:Fe3O4 + 4H2 → 3Fe + 4H2O.
• See väheneb ka süsinikmonooksiidiga kombineerimisel: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Raud(II)hüdroksiid Fe (OH) 2 - valge, harva rohekas kristalne aine, vees lahustumatu.

Keemilised omadused:

• Sellel on amfoteersed omadused, kusjuures ülekaalus on põhiomadused.
• See osaleb mitteoksüdeeriva happe neutraliseerimise reaktsioonis, millel on peamised omadused: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O.
• Lämmastik- või kontsentreeritud väävelhapetega suhtlemisel on sellel redutseerivad omadused, moodustades raua (III) sooli: 2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Kuumutamisel reageerib see kontsentreeritud leeliselahustega: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Raudhüdroksiid (I I I) Fe (OH) 3- pruun kristalne või amorfne aine, vees lahustumatu.

Keemilised omadused:

• Sellel on kerged amfoteersed omadused, milles domineerivad peamised.
• Reageerib kergesti hapetega: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
• Moodustab kontsentreeritud leeliselahustega heksahüdroksoferraate (III): Fe (OH) 3 + 3 NaOH → Na 3.
• Moodustab leelissulamitega ferraate:2Fe (OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• Tugevate oksüdeerijatega leeliselises keskkonnas on sellel redutseerivad omadused: 2Fe (OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

(A l), gallium (Ga), indium (In) ja tallium (T l).

Nagu esitatud andmetest näete, avati kõik need üksused XIX sajandil.

Põhialarühma metallide avastamine III Grupp

Boor on mittemetall. Alumiinium on siirdemetall, gallium, indium ja tallium aga kõrgekvaliteedilised metallid. Seega suurenevad perioodilisuse tabeli iga rühma elementide aatomite raadiuste suurenemisega lihtainete metallilised omadused.

Selles loengus vaatleme alumiiniumi omadusi lähemalt.

1. Alumiiniumi asukoht D.I.Mendelejevi tabelis. Aatomi struktuur, oksüdatsiooniastmed.

Alumiiniumelement asub sees III rühm, peamine "A" alarühm, perioodilisuse süsteemi 3. periood, seerianumber nr 13, suhteline aatommass Ar (Al ) = 27. Tabeli vasakpoolne naaber on magneesium - tüüpiline metall ja paremal - räni - juba mittemetall. Järelikult peavad alumiiniumil olema mingid vahepealsed omadused ja selle ühendid on amfoteersed.

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

Alumiiniumi oksüdatsiooniaste on ühendites +3:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Füüsikalised omadused

Vaba alumiinium on kõrge soojus- ja elektrijuhtivusega hõbevalge metall.Sulamistemperatuur on 650 o C. Alumiiniumil on madal tihedus (2,7 g / cm 3) - umbes kolm korda väiksem kui raual või vasel ja samas on see tugev metall.

3. Looduses viibimine

Looduses levimuse poolest hõivab see 1. metallide ja 3. elementide seas, teisel kohal hapniku ja räni järel. Alumiiniumi osakaal maakoores on erinevate teadlaste hinnangul 7,45–8,14% maakoore massist.

Looduses leidub alumiiniumi ainult ühendites (mineraalid).

Mõned neist:

· Boksiit – Al 2 O 3 H 2 O (koos SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3 lisanditega)

· Nefeliin – KNa 3 4

· Aluniidid – KAl (SO 4) 2 2Al (OH) 3

· Alumiiniumoksiid (kaoliini segud liivaga SiO 2, lubjakivi CaCO 3, magnesiit MgCO 3)

· Korund – Al 2 O 3

· Päevakivi (ortoklaas) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6SiO 2

· Kaoliniit – Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

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

· Berüül - 3ВеО Al 2О 3 6SiO 2

4. Alumiiniumi ja selle ühendite keemilised omadused

Alumiinium suhtleb normaalsetes tingimustes kergesti hapnikuga ja on kaetud oksiidkilega (annab mati välimuse).

OKSIIDFILMIDE DEMONSTRATSIOON

Selle paksus on 0,00001 mm, kuid tänu sellele alumiinium ei korrodeeru. Alumiiniumi keemiliste omaduste uurimiseks eemaldatakse oksiidkile. (Kasutades liivapaberit või keemiliselt: esmalt kastmine leeliselahusesse oksiidkile eemaldamiseks ja seejärel elavhõbedasoolade lahusesse, et moodustada alumiiniumi sulam elavhõbedaga – amalgaamiga).

I... Koostoime lihtsate ainetega

Juba toatemperatuuril reageerib alumiinium aktiivselt kõigi halogeenidega, moodustades halogeniide. Kuumutamisel interakteerub see väävli (200 ° C), lämmastiku (800 ° C), fosfori (500 ° C) ja süsinikuga (2000 ° C) koos joodiga katalüsaatori - vee - juuresolekul:

2А l + 3 S = А l 2 S 3 (alumiiniumsulfiid),

2А l + N 2 = 2А lN (alumiiniumnitriid),

A l + P = A l P (alumiiniumfosfiid),

4А l + 3С = А l 4 C 3 (alumiiniumkarbiid).

2 Аl +3 I 2 = 2 A l I 3 (alumiiniumjodiid) KOGEMUS

Kõik need ühendid hüdrolüüsitakse täielikult, moodustades alumiiniumhüdroksiidi ja vastavalt vesiniksulfiidi, ammoniaagi, fosfiini ja metaani:

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

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH) 3 + 3CH 4

Laastude või pulbrina põleb see õhus eredalt, eraldades suurel hulgal soojust:

4А l + 3 O 2 = 2А l 2 О 3 + 1676 kJ.

ALUMIINIUMI PÕLEMINE ÕHUS

KOGEMUS

II... Koostoime keeruliste ainetega

Koostoime veega :

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

ilma oksiidkileta

KOGEMUS

Koostoime metallioksiididega:

Alumiinium on hea redutseerija, kuna see on üks aktiivsetest metallidest. Seisab tegevusliinis vahetult pärast leelismuldmetalle. Sellepärast taastab metallid nende oksiididest ... Sellist reaktsiooni – alumotermiat – kasutatakse puhaste haruldaste metallide, nagu volfram, vanaadium jne, saamiseks.

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

Termiitkeevitamisel kasutatakse ka Fe 3 O 4 ja Al (pulber) termiidisegu.

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3

5 koostoimed hapetega :

Väävelhappe lahusega: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Ei reageeri külma kontsentreeritud väävel- ja lämmastikuga (passiveerib). Seetõttu transporditakse lämmastikhapet alumiiniummahutites. Kuumutamisel suudab alumiinium neid happeid redutseerida ilma vesiniku eraldumiseta:

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

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

Koostoime leelistega .

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

KOGEMUS

Na[Al(OH) 4] – naatriumtetrahüdroksoaluminaat

Keemik Gorbovi ettepanekul kasutati seda reaktsiooni Vene-Jaapani sõja ajal õhupallide jaoks vesiniku tootmiseks.

Soolalahustega:

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

Kui alumiiniumi pinda hõõruda elavhõbedasoolaga, toimub reaktsioon:

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

Vabanenud elavhõbe lahustab alumiiniumi, moodustades amalgaami .

Alumiiniumioonide tuvastamine lahustes : KOGEMUS

5. Alumiiniumi ja selle ühendite kasutamine

Alumiiniumi füüsikalised ja keemilised omadused on toonud kaasa selle laialdase kasutamise tehnoloogias. Lennutööstus on suur alumiiniumi tarbija.: lennuk koosneb 2/3 alumiiniumist ja selle sulamitest. Terasest valmistatud lennuk oleks liiga raske ja võiks vedada palju vähem reisijaid. Seetõttu nimetatakse alumiiniumi tiibadega metalliks. Alumiiniumi kasutatakse kaablite ja juhtmete valmistamiseks: sama elektrijuhtivusega on nende mass 2 korda väiksem kui vastavatel vasktoodetel.

Arvestades alumiiniumi korrosioonikindlust, valmistada seadmeosi ja lämmastikhappe mahuteid... Alumiiniumpulber on hõbedavärvi valmistamise aluseks, et kaitsta raudtooteid korrosiooni eest, aga ka soojuskiirte peegeldamiseks selle värviga katavad õlimahutid, tuletõrjujate ülikonnad.

Alumiiniumoksiidi kasutatakse alumiiniumi tootmiseks ja ka tulekindla materjalina.

Alumiiniumhüdroksiid on tuntud maomahla happesust langetavate ravimite Maalox, Almagel põhikomponent.

Alumiiniumisoolad on tugevalt hüdrolüüsitud. Seda omadust kasutatakse vee puhastamise protsessis. Tekkinud happe neutraliseerimiseks lisatakse töödeldavale veele alumiiniumsulfaati ja väike kogus kustutatud lubi. Selle tulemusena eraldub alumiiniumhüdroksiidi sade, mis settides kannab ära hõljuvad hägususosakesed ja bakterid.

Seega on alumiiniumsulfaat koagulant.

6. Alumiiniumi saamine

1) Kaasaegse kuluefektiivse meetodi alumiiniumi tootmiseks leiutasid Ameerika Hall ja prantslane Eroux 1886. aastal. See koosneb alumiiniumoksiidi lahuse elektrolüüsist sulas krüoliidis. Sulatatud krüoliit Na 3 AlF 6 lahustab Al 2 O 3 nagu vesi lahustab suhkrut. Alumiiniumoksiidi "lahuse" elektrolüüs sulas krüoliidis toimub nii, nagu oleks krüoliit ainult lahusti ja alumiiniumoksiid elektrolüüt.

2Al 2 O 3 elektrivool → 4Al + 3O 2

Inglise poiste ja tüdrukute entsüklopeedias algab alumiiniumi käsitlev artikkel järgmiste sõnadega: „23. veebruaril 1886 algas tsivilisatsiooni ajaloos uus metalliajastu - alumiiniumiajastu. Sel päeval tuli 22-aastane keemik Charles Hall oma esimesse õpetaja laborisse, käes tosin väikest hõbevalget alumiiniumist palli ja uudisega, et ta on leidnud võimaluse seda metalli odavalt valmistada. suurtes kogustes." Nii sai Hallist Ameerika alumiiniumitööstuse rajaja ja anglosaksi rahvuskangelane kui mees, kes tegi teadusest suure äri.

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

ON HUVITAV:

• Metallilise alumiiniumi eraldas esmakordselt 1825. aastal Taani füüsik Hans Christian Oersted. Juhtides gaasilise kloori läbi söega segatud hõõguva alumiiniumoksiidi kihi, eraldas Oersted alumiiniumkloriidi vähimagi niiskusjäljeta. Metallilise alumiiniumi taastamiseks oli Oerstedil vaja alumiiniumkloriidi töödelda kaaliumamalgaamiga. 2 aasta pärast saksa keemik Friedrich Wöller. Ta täiustas meetodit, asendades kaaliumamalgaami puhta kaaliumiga.
• 18. ja 19. sajandil oli alumiinium peamine ehtemetall. 1889. aastal autasustati D.I. Mendelejevit Londonis keemia arendamisel tehtud teenete eest väärtusliku kingitusega - kullast ja alumiiniumist valmistatud kaaluga.
• 1855. aastaks töötas prantsuse teadlane Saint-Clair Deville välja meetodi metallilise alumiiniumi tootmiseks tehnilises ulatuses. Kuid meetod oli väga kallis. Deville nautis Prantsusmaa keisri Napoleon III erilist patronaaži. Oma pühendumuse ja tänu märgiks valmistas Deville Napoleoni pojale, vastsündinud printsile, peenelt graveeritud kõristi – esimese alumiiniumist "tarbekauba". Napoleon kavatses isegi varustada oma kaardiväelased alumiiniumist kirassidega, kuid hind osutus üle jõu käivaks. Tol ajal maksis 1 kg alumiiniumi 1000 marka, s.o. 5 korda kallim kui hõbe. Alles pärast elektrolüütilise protsessi leiutamist muutus alumiinium oma maksumuselt samaväärseks tavaliste metallidega.
• Kas teadsid, et alumiiniumi sattudes inimkehasse põhjustab see närvisüsteemi häireid.Selle ülejäägiga on ainevahetus häiritud. Ja kaitsvad ained on C-vitamiin, kaltsiumiühendid, tsink.
• Alumiiniumi põlemisel hapnikus ja fluoris tekib palju soojust. Seetõttu kasutatakse seda raketikütuse lisandina. Rakett Saturn põletab lennu ajal 36 tonni alumiiniumipulbrit. Idee metallide kasutamisest raketikütuse komponendina väljendas esmakordselt F. A. Tsander.

SIMULAATORID

Simulaator nr 1 – D. I. Mendelejevi alumiiniumi omadused elementide perioodilises tabelis

Simulaator nr 2 – alumiiniumi reaktsioonide võrrandid lihtsate ja keeruliste ainetega

Simulaator nr 3 – Alumiiniumi keemilised omadused

ÜLESANDE ÜLESANDED

#1. Alumiiniumi saamiseks alumiiniumkloriidist võib redutseerijana kasutada metallilist kaltsiumi. Koostage antud keemilise reaktsiooni võrrand, iseloomustage seda protsessi elektroonilise kaalu abil.
mõtle! Miks ei saa seda reaktsiooni läbi viia vesilahuses?

nr 2. Täitke keemilise reaktsiooni võrrandid:
Al + H2SO4 (lahus ) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO 3 ( lõpp ) - t ->
Al + NaOH + H2O ->

nr 3. Tehke teisendusi:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al (OH) 3 - t -> Al 2 O 3 -> Al

nr 4. Lahendage probleem:
Alumiiniumi-vasesulam puutus kuumutamisel kokku kontsentreeritud naatriumhüdroksiidi lahuse liiaga. Eraldatud 2,24 liitrit gaasi (n.o.). Arvutage sulami protsent, kui selle kogukaal oli 10 g?