Övergångs aluminium. Aluminium - elementets allmänna egenskaper, kemiska egenskaper

Generella egenskaper.

Termen övergångselement används vanligtvis för att referera till alla element med valens d- eller f-elektroner. Dessa element intar en övergångsposition i det periodiska systemet mellan elektropositiva s-element och elektronegativa p-element (se § 2, 3).

d-element brukar kallas de viktigaste övergångselementen. Deras atomer kännetecknas av inre uppbyggnad av d-subshells. Poängen är att s-orbitalet i deras yttre skal vanligtvis fylls innan fyllningen av d-orbitalerna i det föregående elektronskalet börjar. Detta innebär att varje ny elektron som läggs till elektronskalet på nästa d-element, i enlighet med fyllningsprincipen (se § 2), inte faller på det yttre skalet, utan på det inre delskalet som föregår det. De kemiska egenskaperna hos dessa element bestäms av elektronernas deltagande i reaktionerna av båda dessa skal.

d -element bildar tre övergångsrader - i den fjärde, femte respektive sjätte perioden. Den första övergångsserien innehåller 10 element, från skandium till zink. Det kännetecknas av interna uppbyggnader - orbitaler (tabell 15.1). Orbitalet fylls tidigare än orbitalet, eftersom det har mindre energi (se Klechkovskys regel, § 2).

Förekomsten av två avvikelser bör dock noteras. Krom och koppar har bara en elektron på sina orbitaler. Detta beror på att halvfyllda eller fyllda subshells är mer stabila än delvis fyllda subshells.

I kromatomen finns det en elektron på var och en av de fem α-orbitaler som bildar β-subshell. Detta underskal är halvfullt. I en kopparatom finns det ett par elektroner på var och en av de fem orbitalerna. En liknande anomali observeras för silver.

Lektionens mål:överväga fördelningen av aluminium i naturen, dess fysiska och kemiska egenskaper, liksom egenskaperna hos de föreningar som bildas av det.

Framsteg

2. Lära sig nytt material. Aluminium

Huvudundergruppen i grupp III i det periodiska systemet är bor (B), aluminium (Al), gallium (Ga), indium (In) och tallium (Tl).

Som framgår av de presenterade uppgifterna upptäcktes alla dessa element på 1800 -talet.

Upptäckt av metaller i huvudundergruppen III grupp

Bor är en icke-metall. Aluminium är en övergångsmetall, medan gallium, indium och talium är högkvalitativa metaller. Med en ökning av radierna för atomerna i elementen i varje grupp i det periodiska systemet ökar således metalliska egenskaper hos enkla ämnen.

I denna föreläsning kommer vi att titta närmare på egenskaperna hos aluminium.

Ladda ner:

Förhandsvisning:

KOMMUNALBUDGETÄR UTBILDNINGSINSTITUT

ALLMÄN UTBILDNINGSSKOLA nummer 81

Aluminium. Aluminiumets position i det periodiska systemet och dess atomstruktur. Att vara i naturen. Aluminiums fysikaliska och kemiska egenskaper.

kemilärare

MBOU OSH №81

2013

Lektionsämne: Aluminium. Aluminiumets position i det periodiska systemet och atomens struktur. Att vara i naturen. Aluminiums fysikaliska och kemiska egenskaper.

Lektionens mål: överväga fördelningen av aluminium i naturen, dess fysiska och kemiska egenskaper, liksom egenskaperna hos de föreningar som bildas av det.

Framsteg

1. Lektionens organisatoriska ögonblick.

2. Lära sig nytt material. Aluminium

Huvudundergruppen för III -gruppen i det periodiska systemet är bor (B),aluminium (Al), gallium (Ga), indium (In) och tallium (Tl).

Som framgår av de presenterade uppgifterna upptäcktes alla dessa element på 1800 -talet.

Upptäckt av metaller i huvudundergruppen i grupp III

Bor är en icke-metall. Aluminium är en övergångsmetall, medan gallium, indium och talium är högkvalitativa metaller. Med en ökning av radierna för atomerna i elementen i varje grupp i det periodiska systemet ökar således metalliska egenskaper hos enkla ämnen.

I denna föreläsning kommer vi att titta närmare på egenskaperna hos aluminium.

1. Aluminiumets position i bordet till D.I. Mendelejev. Atomstruktur, uppvisade oxidationstillstånd.

Elementet aluminium finns i grupp III, huvudgruppen "A", period 3 i det periodiska systemet, serienummer 13, relativ atommassa Ar (Al) = 27. Dess granne till vänster i tabellen är magnesium - en typisk metall, och till höger - kisel - redan en icke -metall ... Följaktligen måste aluminium uppvisa egenskaper av viss mellanliggande karaktär och dess föreningar är amfotera.

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

Aluminium uppvisar ett oxidationstillstånd på +3 i föreningar:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Fysiska egenskaper

Fri aluminium är en silvervit metall med hög värmelednings- och elektrisk ledningsförmåga. Smältpunkt 650 O C. Aluminium har en låg densitet (2,7 g / cm 3 ) - ungefär tre gånger mindre än för järn eller koppar, och samtidigt är det en stark metall.

3. Att vara i naturen

När det gäller prevalens i naturen upptar den1: a bland metaller och 3: a bland element, näst efter syre och kisel. Andelen aluminium i jordskorpan varierar enligt olika forskare från 7,45 till 8,14% av jordskorpans massa.

I naturen finns aluminium endast i föreningar(mineraler).

Några av dem:

Bauxit - Al 2 O 3 H 2 O (med tillsatser av SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

Nepheline - KNa 3 4

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

Aluminiumoxid (blandningar av kaolin med sand SiO 2, kalksten CaCO 3, magnesit MgCO 3)

Corundum - Al 2 O 3

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

Kaolinit - Al203 × 2SiO2 × 2H20

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

Beryl - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

4. Kemiska egenskaper hos aluminium och dess föreningar

Aluminium interagerar lätt med syre under normala förhållanden och är täckt med en oxidfilm (det ger ett matt utseende).

Dess tjocklek är 0,00001 mm, men tack vare det korroderar inte aluminium. För att studera de kemiska egenskaperna hos aluminium avlägsnas oxidfilmen. (Med sandpapper, eller kemiskt: doppas först i en alkalilösning för att avlägsna oxidfilmen och sedan i en lösning av kvicksilversalter för att bilda en legering av aluminium med kvicksilver - amalgam).

I. Interaktion med enkla ämnen

Redan vid rumstemperatur reagerar aluminium aktivt med alla halogener och bildar halogenider. Vid uppvärmning interagerar det med svavel (200 ° C), kväve (800 ° C), fosfor (500 ° C) och kol (2000 ° C), med jod i närvaro av en katalysator - vatten:

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

2Аl + N 2 = 2АlN (aluminiumnitrid),

Al + P = AlP (aluminiumfosfid),

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

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

Alla dessa föreningar hydrolyseras fullständigt med bildning av aluminiumhydroxid och följaktligen vätesulfid, ammoniak, fosfin och metan:

Al2S3 + 6H20 = 2Al (OH) 3 + 3H2S

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

I form av spån eller pulver brinner det starkt i luften och avger en stor mängd värme:

4Аl + 3O 2 = 2Аl 2 О 3 + 1676 kJ.

II. Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med vatten:

2 Al + 6 H20 = 2 Al (OH) 3 + 3 H2

utan oxidfilm

Interaktion med metalloxider:

Aluminium är ett bra reduktionsmedel, eftersom det är en av de aktiva metaller. Det är i aktivitetslinjen strax efter jordalkalimetallerna. Det är därföråterställer metaller från sina oxider... En sådan reaktion - alumotermi - används för att erhålla rena sällsynta metaller, såsom volfram, vanadin, etc.

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

Termitblandning Fe 3 O 4 och Al (pulver) används också vid termitsvetsning.

Cr203 + 2Al = 2Cr + Al203

5 interaktioner med syror:

Med svavelsyralösning: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Reagerar inte med kallt koncentrerat svavelsyra och kvävehaltigt (passiverar). Därför transporteras salpetersyra i aluminiumtankar. Vid uppvärmning kan aluminium reducera dessa syror utan utveckling av väte:

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

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

Interaktion med alkalier.

2 Al + 2 NaOH + 6 H20 = 2 NaAl (OH) 4 + 3 H2

Na [Al (OH) 4] - natriumtetrahydroxoaluminat

På förslag av kemisten Gorbov, under det rysk-japanska kriget, användes denna reaktion för att producera väte för ballonger.

Med saltlösningar:

2Al + 3CuSO4 = Al2 (SO4) 3 + 3Cu

Om aluminiumytan gnids med kvicksilversalt sker reaktionen:

2Al + 3HgCl2 = 2AlCl3 + 3Hg

Det frigjorda kvicksilvret löser aluminiumet för att bilda ett amalgam.

5. Användning av aluminium och dess föreningar

Aluminiums fysikaliska och kemiska egenskaper har lett till dess omfattande användning inom teknik.Flygindustrin är en stor konsument av aluminium.: planet är 2/3 bestående av aluminium och dess legeringar. Ett flygplan av stål skulle vara för tungt och skulle kunna bära mycket färre passagerare.Därför kallas aluminium en bevingad metall.Aluminium används för att tillverka kablar och ledningar: med samma elektriska konduktivitet är deras massa 2 gånger mindre än motsvarande kopparprodukter.

Med tanke på korrosionsbeständigheten hos aluminium,tillverkar delar till enheter och behållare för salpetersyra... Aluminiumpulver är grunden vid tillverkning av silverfärg för att skydda järnprodukter från korrosion, och för att reflektera värmestrålar med denna färg täcker de oljetankar, brandmänskostymer.

Aluminiumoxid används för att producera aluminium och även som eldfast material.

Aluminiumhydroxid är huvudkomponenten i de välkända läkemedlen Maalox, Almagel, som sänker surheten i magsaft.

Aluminiumsalter hydrolyseras starkt. Den här egenskapen används vid vattenrening. Aluminiumsulfat och en liten mängd släckt kalk tillsätts till vattnet som ska behandlas för att neutralisera den resulterande syran. Som ett resultat frigörs en bulkfällning av aluminiumhydroxid, som vid sedimentering bär bort suspenderade partiklar av grumlighet och bakterier.

Således är aluminiumsulfat ett koaguleringsmedel.

6. Skaffa aluminium

1) Den moderna kostnadseffektiva metoden att producera aluminium uppfanns av American Hall och fransmannen Eroux 1886. Den består i elektrolys av en lösning av aluminiumoxid i smält kryolit. Smält kryolit Na 3 AlF 6 löser Al 2 O 3, hur vatten löser upp socker. Elektrolysen av "lösningen" av aluminiumoxid i smält kryolit sker som om kryolit endast var ett lösningsmedel, och aluminiumoxid var en elektrolyt.

2Al 2 O 3 elektrisk ström → 4Al + 3O 2

I English Encyclopedia for Boys and Girls börjar en artikel om aluminium med följande ord: ”Den 23 februari 1886 började en ny metallålder i civilisationens historia - aluminiumåldern. Den dagen kom Charles Hall, en 22-årig kemist, till sitt första lärarlaboratorium med ett dussin små kulor av silvervit aluminium i handen och med beskedet att han hade hittat ett sätt att göra denna metall billigt och i stora mängder. ” Således blev Hall grundaren av den amerikanska aluminiumindustrin och den anglosaxiska nationalhjälten, som en man som gjorde ett stort företag av vetenskap.

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

DET ÄR INTRESSANT:

• Metalliskt aluminium isolerades första gången 1825 av den danska fysikern Hans Christian Oersted. Genom att leda gasformigt klor genom ett lager av glödande aluminiumoxid blandat med kol isolerade Oersted aluminiumklorid utan minsta spår av fukt. För att återställa metalliskt aluminium behövde Oersted behandla aluminiumklorid med kaliumamalgam. Efter 2 år, den tyska kemisten Friedrich Wöller. Han förbättrade metoden genom att ersätta kaliumamalgam med rent kalium.
• På 1700- och 1800 -talen var aluminium den viktigaste smyckemetallen. År 1889 tilldelades D.I. Mendeleev i London för sina tjänster inom utveckling av kemi en värdefull gåva - en balans av guld och aluminium.
• År 1855 hade den franska forskaren Saint-Clair Deville utvecklat en metod för tillverkning av metalliskt aluminium i teknisk skala. Men metoden var väldigt dyr. Deville åtnjöt den speciella beskyddningen av Napoleon III, kejsaren av Frankrike. Som ett tecken på hans hängivenhet och tacksamhet gjorde Deville för Napoleons son, den nyfödda prinsen, en utsökt graverad skallra - de första "konsumtionsvarorna" av aluminium. Napoleon tänkte till och med utrusta sina väktare med aluminiumkuirass, men priset visade sig vara oöverkomligt. Då kostade 1 kg aluminium 1000 mark, d.v.s. 5 gånger dyrare än silver. Först efter uppfinningen av den elektrolytiska processen blev aluminium lika dyrt som konventionella metaller.
• Visste du att aluminium, som kommer in i människokroppen, orsakar en störning i nervsystemet. Med sitt överskott störs ämnesomsättningen. Och de skyddande medlen är vitamin C, kalciumföreningar, zink.
• När aluminium brinner i syre och fluor genereras mycket värme. Därför används det som tillsats till raketbränsle. Saturn -raketen bränner 36 ton aluminiumpulver under flygningen. Idén att använda metaller som en komponent i raketbränsle uttrycktes först av F. A. Tsander.

3. Konsolidering av det studerade materialet

# 1. För att erhålla aluminium från aluminiumklorid kan metalliskt kalcium användas som reduktionsmedel. Gör en ekvation för en given kemisk reaktion, karakterisera denna process med hjälp av elektronisk balans.
Tror! Varför kan inte denna reaktion utföras i vattenlösning?

Nr 2. Slutför de kemiska reaktionsekvationerna:
Al + H 2 SO 4 (lösning) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (konc) - t ->
Al + NaOH + H20 ->

Nr 3. Lösa problemet:
Aluminium-kopparlegeringen utsattes för ett överskott av koncentrerad natriumhydroxidlösning vid upphettning. Tilldelad 2,24 liter gas (n.u.). Beräkna procentsatsen för legeringen om dess totala vikt var 10 g?

4. Läxor Bild 2

AL -element III (A) i tabellgruppen D.I. Mendeleev Element med ordinalnummer 13, dess element i den tredje perioden Den tredje vanligaste i jordskorpans namn härrör från lat. "Aluminis" - alun

Danska fysikern Hans Oersted (1777-1851) För första gången erhöll han aluminium 1825 genom inverkan av kaliumamalgam på aluminiumklorid, följt av destillation av kvicksilver.

Modern tillverkning av aluminium Den moderna produktionsmetoden utvecklades oberoende av varandra: amerikanen Charles Hall och fransmannen Paul Héroux 1886. Den består i att lösa upp aluminiumoxid i en kryolitsmälta, följt av elektrolys med användning av förbrukningsbara koks- eller grafitelektroder.

Som student vid Oberlin College lärde han sig att du kan bli rik och få mänsklighetens tacksamhet om du hittar på ett sätt att producera aluminium i industriell skala. Som en besatt man experimenterade Charles med tillverkning av aluminium genom elektrolys av en smält av kryolit-aluminiumoxid. Den 23 februari 1886, ett år efter examen från college, fick Charles det första aluminiumet genom elektrolys. Hall Charles (1863 - 1914) amerikansk kemiingenjör

Paul Héroux (1863-1914) - Fransk kemiingenjör 1889 öppnade han en aluminiumfabrik i Frona (Frankrike) och blev dess direktör och konstruerade en ljusbågsugn för smältning av stål, uppkallad efter honom; han utvecklade också en elektrolytisk metod för tillverkning av aluminiumlegeringar

8 Aluminium 1. Från upptäcktshistorien Home Next Under upptäckten av aluminium var metall dyrare än guld. Britterna ville hedra den stora ryska kemisten D.I. Mendelejev med en rik gåva, gav honom en kemisk balans, där en kopp var gjord av guld, den andra var gjord av aluminium. En aluminiumkopp har blivit dyrare än en guld. Det resulterande "silveret av lera" intresserade inte bara forskare utan även industriister och till och med kejsaren i Frankrike. Ytterligare

9 Aluminium 7. Innehåll i jordskorpans hem Nästa

Att hitta i naturen Det viktigaste aluminiummineralet idag är bauxit, den huvudsakliga kemiska komponenten i bauxit är aluminiumoxid (Al 2 O 3) (28 - 80%).

11 Aluminium 4. Fysiska egenskaper Färg - silvervit t pl. = 660 ° C. t bal. ≈ 2450 ° C. Elektriskt ledande, värmeledande Ljus, densitet ρ = 2,6989 g / cm 3 Mjuk, plast. hem Nästa

12 Aluminium 7. Hitta i naturen Bauxit - Al 2 O 3 Alumina - Al 2 O 3 hem Nästa

13 Aluminium main Infoga de saknade orden Aluminium är ett element i III -gruppen, huvudundergruppen. Laddningen av kärnan i en aluminiumatom är +13. Det finns 13 protoner i kärnan i en aluminiumatom. Det finns 14 neutroner i kärnan i en aluminiumatom. Aluminiumatomen har 13 elektroner. Aluminiumatomen har 3 energinivåer. Elektronskalet har en struktur på 2 e, 8e, 3e. På den yttre nivån finns det tre elektroner i atomen. Oxidationstillståndet för en atom i föreningar är +3. Den enkla substansen aluminium är en metall. Aluminiumoxid och hydroxid är amfotära till sin natur. Ytterligare

14 Aluminium 3. Strukturen av en enkel substans Metal Bond - metall Kristallgitter - metall, kubisk ansiktscentrerad huvud More

15 Aluminium 2. Elektronisk struktur 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 Kort elektronisk post 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Beställning av fyllning hem Nästa

16 Aluminium 6. Kemiska egenskaper 4А l + 3O 2 = 2Al 2 O 3 t 2Al + 3S = Al 2 S 3 C nonmetallam och (med syre, med svavel) 2 А l + 3Cl 2 = 2AlCl 3 4Al + 3C = Al 4 C 3 C med icke-metaller (med halogener, med kol) (Ta bort oxidfilm) 2 Al + 6 H 2 O = 2Al (OH) 2 + H 2 C vatten 2 Al + 6 HCl = 2AlCl 3 + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + H 2 C till och med mycket am och 2 Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 [Al (OH) 6] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 C om alka och 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 Nästa

17 Aluminium 8. Erhåller 1825 H. Oersted: AlCl 3 + 3K = 3KCl + Al: Elektrolys (smältpunkt = 2050 ° C): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 Elektrolys (i smältkryolit Na 3 AlF 6, t pl. ≈ 1000 ° С): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 main Ytterligare

Videohandledning 1: Oorganisk kemi. Metaller: alkali, alkalisk jord, aluminium

Videohandledning 2: Övergångsmetaller

Föreläsning: Typiska kemiska egenskaper och produktion av enkla ämnen - metaller: alkali, jordalkalin, aluminium; övergångselement (koppar, zink, krom, järn)

Metallers kemiska egenskaper

Alla metaller i kemiska reaktioner visar sig som reduktionsmedel. De skiljer sig lätt med valenselektroner och oxiderar i processen. Låt oss påminna om att ju mer till vänster metallen är belägen i den elektrokemiska spänningsserien, desto kraftigare är ett reduktionsmedel. Därför är det starkaste litium, det svagaste är guld och vice versa, guld är det starkaste oxidationsmedlet och litium är det svagaste.

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

Alla metaller förskjuter andra metaller från saltlösningen, d.v.s. återställa dem. Allt utom alkalisk och alkalisk jord, eftersom de interagerar med vatten. Metaller belägna före H förskjuter det från lösningar av utspädda syror, och de löser sig själva i dem.

Låt oss ta en titt på några av de allmänna kemiska egenskaperna hos metaller:

• Interaktionen mellan metaller och syre bildar basiska (CaO, Na20, 2Li20, etc.) eller amfotera (ZnO, Cr203, Fe203, etc.) oxider.
• Interaktionen mellan metaller och halogener (huvudundergruppen i grupp VII) bildar hydrohalinsyror (HF - vätefluorid, HCl - väteklorid, etc.).
• Interaktionen mellan metaller och icke-metaller bildar salter (klorider, sulfider, nitrider, etc.).
• Interaktionen mellan metaller och metaller bildar intermetalliska föreningar (MgB 2, NaSn, Fe 3 Ni, etc.).
• Interaktionen mellan aktiva metaller och väte bildar hydrider (NaH, CaH2, KH, etc.).
• Interaktionen mellan alkali och jordalkalimetaller med vatten bildar alkalier (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, etc.).
• Interaktionen mellan metaller (endast de som står i den elektrokemiska serien upp till H) med syror bildar salter (sulfater, nitriter, fosfater, etc.). Man bör komma ihåg att metaller reagerar med syror ganska motvilligt, medan de nästan alltid interagerar med baser och salter. För att reaktionen mellan en metall och en syra ska äga rum är det nödvändigt att metallen är aktiv och syran är stark.

Kemiska egenskaper hos alkalimetaller

Gruppen alkalimetaller inkluderar följande kemiska element: litium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), francium (Fr). Genom att flytta från topp till botten i grupp I i ​​det periodiska systemet ökar deras atomradier, vilket innebär att deras metalliska och reducerande egenskaper ökar.

Tänk på de kemiska egenskaperna hos alkalimetaller:

• De har inga tecken på amfotericitet, eftersom de har negativa värden på elektrodpotentialer.
• Det starkaste reduktionsmedlet av alla metaller.
• Föreningarna uppvisar endast ett oxidationstillstånd på +1.
• Genom att donera en enda valenselektron omvandlas dessa kemiska grundämnesatomer till katjoner.
• Bilda många joniska föreningar.
• Nästan alla löser sig i vatten.

Interaktion av alkalimetaller med andra grundämnen:

1. Med syre som bildar enskilda föreningar, så bildar oxiden endast litium (Li20), natrium bildar peroxid (Na202) och kalium, rubidium och cesium - superoxider (KO2, RbO2, CsO2).

2. Med vatten, bildande alkalier och väte. Kom ihåg att dessa reaktioner är explosiva. Endast litium reagerar med vatten utan explosion:

2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2.

3. Med halogener som bildar halogenider (NaCl - natriumklorid, NaBr - natriumbromid, NaI - natriumjodid, etc.).

4. Med väte vid uppvärmning bildas hydrider (LiH, NaH, etc.)

5. Med svavel vid uppvärmning bildas sulfider (Na2S, K2S, etc.). De är färglösa och mycket lösliga i vatten.

6. Med fosfor vid uppvärmning och bildande av fosfider (Na 3 P, Li 3 P, etc.) är de mycket känsliga för fukt och luft.

7. Med kol bildar karbider vid upphettning endast litium och natrium (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), medan kalium, rubidium och cesium inte bildar karbider, bildar de binära föreningar med grafit (C 8 Rb, C 8 Cs, etc.) ...

8. Under normala förhållanden reagerar endast litium med kväve och bildar nitrid Li 3 N, med resten av alkalimetallerna är reaktionen endast möjlig vid uppvärmning.

9. De reagerar explosivt med syror, därför är det mycket farligt att utföra sådana reaktioner. Dessa reaktioner är tvetydiga, eftersom alkalimetallen aktivt reagerar med vatten och bildar en alkali, som sedan neutraliseras med en syra. Detta skapar konkurrens mellan alkali och syra.

10. Med ammoniak, bildande amider - analoger av hydroxider, men starkare baser (NaNH 2 - natriumamid, KNH 2 - kaliumamid, etc.).

11. Med alkoholer, bildar alkoholater.

Francium är en radioaktiv alkalimetall, en av de sällsynta och minst stabila bland alla radioaktiva element. Dess kemiska egenskaper är inte väl förstådda.

För att erhålla alkalimetaller används huvudsakligen elektrolys av smälter av deras halogenider, oftast klorider, som bildar naturliga mineraler:

• NaCl → 2Na + Cl2.

• Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO.

• 2Li20 + Si + 2CaO → 4Li + Ca2SiO4.

• KCl + Na → K + NaCl.

Kemiska egenskaper hos jordalkalimetaller

Alkaliska jordartsmetaller inkluderar element i huvudundergruppen i grupp II: kalcium (Ca), strontium (Sr), barium (Ba), radium (Ra). Den kemiska aktiviteten för dessa grundämnen ökar på samma sätt som för alkalimetaller, d.v.s. med en ökning i undergruppen.

Kemiska egenskaper hos jordalkalimetaller:

Strukturen för valensskal på dessa elementers atomer är ns 2.

• Genom att donera två valenselektroner omvandlas dessa kemiska grundämnesatomer till katjoner.
• Föreningarna uppvisar ett oxidationstillstånd på +2.
• Atomkärnornas laddningar är en enhet högre än för alkaliska element från samma perioder, vilket leder till en minskning av atomradien och en ökning av joniseringspotentialer.

Interaktion av jordalkalimetaller med andra grundämnen:

1. Med syre bildar alla jordalkalimetaller, förutom barium, oxider, barium bildar peroxid BaO 2. Av dessa metaller interagerar beryllium och magnesium, täckt med en tunn skyddande oxidfilm, med syre endast vid mycket högt t. Grundoxider av jordalkalimetaller reagerar med vatten, med undantag för berylliumoxid BeO, som har amfotära egenskaper. Reaktionen mellan kalciumoxid och vatten kallas släckningsreaktion. Om reagenset är CaO bildas snabbkalk, om Ca (OH) 2 släcks. Även basiska oxider reagerar med sura oxider och syror. Till exempel:

• 3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Med vatten bildar jordalkalimetaller och deras oxider hydroxider - vita kristallina ämnen, som i jämförelse med alkalimetallhydroxider är mindre lösliga i vatten. Alkalimetallhydroxider är alkalier, med undantag för amfotärt Be (OH ) 2 och svag bas Mg (OH) 2. Eftersom beryllium inte reagerar med vatten, är Be (ÅH ) 2 kan erhållas med andra metoder, till exempel genom hydrolys av nitrid:

• Var 3 N 2+ 6H2O → 3 Vara (OH) 2+ 2N H 3.

3. Under normala förhållanden reagerar allt med halogener, förutom beryllium. Den senare reagerar endast vid hög t. Halider bildas (MgI 2 - magnesiumjodid, CaI 2 - kalciumjodid, CaBr 2 - kalciumbromid, etc.).

4. Alla jordalkalimetaller, förutom beryllium, reagerar med väte vid uppvärmning. Hydrider bildas (BaH 2, CaH 2, etc.). För reaktion av magnesium med väte krävs förutom hög t ett ökat vätetryck.

5. Forma sulfider med svavel. Till exempel:

• Ca + S → СaS.

Sulfider används för att producera svavelsyra och motsvarande metaller.

6. Nitrider bildas med kväve. Till exempel:

• 3Vara + N 2 → Var 3 N 2.

7. Med syror som bildar salter av motsvarande syra och väte. Till exempel:

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

Dessa reaktioner fortskrider på samma sätt som för alkalimetaller.

Erhålla jordalkalimetaller:

• BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

• 3BaO + 2Al –t о → 3Ba + Al 2 O 3

• CaCl 2 → Ca + Cl 2

Aluminiums kemiska egenskaper

Aluminium är en aktiv, lättmetall, på nummer 13 i tabellen. Den vanligaste av alla metaller i naturen. Och av de kemiska elementen tar den tredje positionen när det gäller distribution. Hög värme och elektrisk ledare. Resistent mot korrosion eftersom den är täckt med en oxidfilm. Smältpunkten är 660 0 С.

Tänk på de kemiska egenskaperna och interaktionen mellan aluminium och andra element:

1. I alla föreningar är aluminium i +3 oxidationstillstånd.

2. Det uppvisar reducerande egenskaper i nästan alla reaktioner.

3. Amfoterisk metall uppvisar både sura och basiska egenskaper.

4. Återvinner många metaller från oxider. Denna metod för att erhålla metaller kallas alumotermi. Ett exempel på att få krom:

2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr.

5. Reagerar med alla utspädda syror för att bilda salter och avge väte. Till exempel:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

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

I koncentrerad HNO3 och H2SO4 passiveras aluminium. Tack vare detta är det möjligt att lagra och transportera dessa syror i behållare av aluminium.

6. Interagerar med alkalier, eftersom de löser upp oxidfilmen.

7. Interagerar med alla icke-metaller utom väte. För att genomföra reaktionen med syre behövs finkrossad aluminium. Reaktionen är endast möjlig vid hög t:

• 4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

När det gäller dess termiska effekt är denna reaktion exoterm. Interaktion med svavel bildar aluminiumsulfid Al 2 S 3, med fosforfosfid AlP, med kvävenitrid AlN, med kolkarbid Al 4 C 3.

8. Interagerar med andra metaller för att bilda aluminider (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7, etc.).

Metalliskt aluminium erhålls genom elektrolys av en lösning av aluminiumoxid Al203 i smält kryolit Na 2 AlF 6 vid 960–970 ° C.

• 2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2.
  

Kemiska egenskaper hos övergångselement

Övergångselement inkluderar element i sekundära undergrupper i det periodiska systemet. Tänk på de kemiska egenskaperna hos koppar, zink, krom och järn.

Koppares kemiska egenskaper

1. I den elektrokemiska raden ligger den till höger om H, därför är denna metall inaktiv.

2. Svagt reducerande medel.

3. I föreningar uppvisar det oxidationstillstånd +1 och +2.

4. Reagerar med syre vid uppvärmning och bildar:

• koppar (I) oxid 2Cu + O 2 → 2CuO(vid t 400 0 C)
• eller koppar (II) oxid: 4Cu + O 2 → 2Cu2O(vid t 200 0 C).

Oxider har grundläggande egenskaper. Vid uppvärmning i en inert atmosfär oproportionerlig Cu 2 O: Cu20 → CuO + Cu... Koppar (II) oxid CuO i reaktioner med alkalier bildar koppar, till exempel: CuO + 2NaOH → Na2 CuO2 + H2O.

5. Kopparhydroxid Cu (OH) 2 är amfoter, de viktigaste egenskaperna råder i den. Det löser sig lätt i syror:

• Cu (OH) 2 + 2HNO3 → Cu (NO3) 2 + 2H20,

och i koncentrerade lösningar av alkalier med svårighet:

• Сu (OH) 2 + 2NaOH → Na2.

6. Interaktionen mellan koppar och svavel under olika temperaturförhållanden bildar också två sulfider. Vid upphettning till 300-400 0 С i vakuum bildas koppar (I) sulfid:

• 2Cu + S → Cu 2 S.

Vid rumstemperatur, genom att lösa svavel i svavelväte, kan koppar (II) sulfid erhållas:

• Cu + S → CuS.

7. Av halogener interagerar det med fluor, klor och brom och bildar halogenider (CuF 2, CuCl2, CuBr 2), jod, bildar koppar (I) jodid CuI; interagerar inte med väte, kväve, kol, kisel.

8. Det reagerar inte med syror - icke -oxidanter, eftersom de oxiderar endast metaller som ligger före väte i den elektrokemiska serien. Detta kemiska element reagerar med syror - oxidationsmedel: utspädd och koncentrerad salpetersyra och koncentrerat svavelsyra:

3Cu + 8HNO3 (sönderdelning) → 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. I samverkan med salter förskjuter koppar från deras sammansättning metallerna som ligger till höger om den i den elektrokemiska serien. Till exempel,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Här ser vi att koppar gick i lösning och järn (III) reducerades till järn (II). Denna reaktion är av stor praktisk betydelse och används för att avlägsna koppar som sprutats på plast.

Zink kemiska egenskaper

2. Har uttalade återställande egenskaper och amfotära egenskaper.

3. I föreningar uppvisar det ett oxidationstillstånd på +2.

4. I luft är den täckt med en ZnO -oxidfilm.

5. Interaktion med vatten är möjlig vid en temperatur av röd värme. Som ett resultat bildas zinkoxid och väte:

• Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Reagerar med halogener för att bilda halogenider (ZnF 2 - zinkfluorid, ZnBr 2 - zinkbromid, ZnI 2 - zinkjodid, ZnCl 2 - zinkklorid).

7. Med fosfor bildas fosfider Zn 3 P 2 och ZnP 2.

8. Med grå ZnS -kalkogenid.

9. Reagerar inte direkt med väte, kväve, kol, kisel och bor.

10. Reagerar med icke-oxiderande syror, bildar salter och förskjuter väte. Till exempel:

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

Det reagerar också med syror - oxidationsmedel: med konc. svavelsyra bildar zinksulfat och svaveldioxid:

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

11. Reagerar aktivt med alkalier, eftersom zink är en amfotermetall. Bildar tetrahydroxozinkater med alkalilösningar och frigör väte:

• Zn + 2NaOH + 2H20 → Na2 + H 2 .

Efter granulat av zink uppträder gasbubblor efter reaktion. Med vattenfria alkalier, vid fusion, bildar zinkater och frigör väte:

• Zn + 2NaOH → Na2 ZnO2 + H2.

Kroms kemiska egenskaper

2.

3. Bildar färgade föreningar.

4. I föreningar uppvisar det oxidationstillstånd +2 (basisk oxid CrO svart), +3 (amfoteroxid Cr 2 O 3 och hydroxid Cr (OH) 3 grön) och +6 (sur krom (VI) oxid CrO 3 och syror: krom H 2 CrO 4 och två-krom H 2 Cr 2 O 7, etc.).

5. Det interagerar med fluor vid t 350-400 0 C och bildar krom (IV) fluorid:

• Cr + 2F 2 → CrF 4.

6. Med syre, kväve, bor, kisel, svavel, fosfor och halogener vid t 600 0 C:

• förening med syre bildar krom (VI) oxid CrO 3 (mörkröda kristaller),
• anslutning med kväve - kromnitrid CrN (svarta kristaller),
• förening med bor - kromborid CrB (gula kristaller),
• förening med kisel - kromsilicid CrSi,
• förening med kol - kromkarbid Cr 3 C 2.

7. Reagerar med vattenånga, är i ett hett tillstånd och bildar krom (III) oxid och väte:

• 2Cr + 3H 2 O → Cr203 + 3H 2 .

8. Det reagerar inte med alkalilösningar, men det reagerar långsamt med sina smältningar och bildar kromater:

• 2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K20 + 3H2.

9. Det löser sig i utspädda starka syror och bildar salter. Om reaktionen sker i luft bildas Cr 3+ salter, till exempel:

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

• Cr + 2HCl → CrCl2 + H2.

10. Med koncentrerade svavelsyror och salpetersyror, liksom med aqua regia, reagerar den bara vid uppvärmning, eftersom vid låg t passiverar dessa syror krom. Reaktioner med syror vid uppvärmning ser ut så här:

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

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

Kromoxid (II) CrO- en fast svart eller röd, olöslig i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Har grundläggande och regenererande egenskaper.
• Vid uppvärmning till 100 0 С i luft oxideras den till Cr203 - krom (III) oxid.
• Det är möjligt att reducera krom med väte från denna oxid: CrO + H2 → Cr + H2O eller koks: CrO + C → Cr + CO.
• Reagerar med saltsyra medan väte frigörs: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
• Reagerar inte med alkalier, utspädda svavelsyror och salpetersyror.

Krom (III) oxid Cr203- en eldfast substans, mörkgrön till färgen, olöslig i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Den har amfoteriska egenskaper.
• Hur reagerar basoxiden med syror: Cr203 + 6HCl → CrCl3 + 3H20.
• Hur sur oxid interagerar med alkalier: Cr203 + 2KON → 2KCrO3 + H2O.
• Starka oxidanter oxiderar Cr 2 O 3 för att kromat H 2 CrO 4.
• Starkt reducerande medel återställerCr ut Cr 2 O 3.

Krom (II) hydroxid Cr (OH) 2 - ett gult eller brunt fast ämne, dåligt lösligt i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Svag bas, som visar grundläggande egenskaper.
• I närvaro av fukt i luften oxideras den till Cr (OH) 3 - krom (III) hydroxid.
• Reagerar med koncentrerade syror för att bilda blå krom (II) salter: Cr (OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO4 + 2H20.
• Reagerar inte med alkalier och utspädda syror.

Krom (III) hydroxid Cr (OH) 3 - en grågrön substans som inte löser sig i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Den har amfoteriska egenskaper.
• Hur reagerar bashydroxiden med syror: Cr (OH) 3 + 3HCl → CrCl3 + 3H20.
• Hur syrahydroxid interagerar med alkalier: Cr (OH) 3 + 3NaOH → Na3 [Cr (OH) 6].

Järnkemiska egenskaper

1. En mycket reaktiv aktiv metall.

2. Har reducerande egenskaper, liksom uttalade magnetiska egenskaper.

3. I föreningar uppvisar det grundläggande oxidationstillstånd +2 (med svaga oxidanter: S, I, HCl, saltlösningar), +3 (med starka oxidanter: Br och Cl) och mindre karakteristiska +6 (med O och H2O). I svaga oxidanter tar järn oxidationstillståndet +2, i starkare, +3. Oxidationstillståndet +2 motsvarar svartoxid FeO och grön hydroxid Fe (OH) 2, som har grundläggande egenskaper. Oxidationstillståndet +3 motsvarar den rödbruna oxiden Fe203 och den bruna hydroxid Fe (OH) 3, som har svagt uttryckta amfotära egenskaper. Fe (+2) är ett svagt reduktionsmedel, och Fe (+3) är oftare ett svagt oxidationsmedel. När redoxförhållandena ändras kan oxidationstillstånden för järn förändras med varandra.

• 3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reagerar med halogener vid uppvärmning:

• förening med klor bildar järn (III) klorid FeCl3,
• förening med brom - järn (III) bromid FeBr 3,
• förening med jod - järn (II, III) jodid Fe 3 I 8,
• förening med fluor - järn (II) fluorid FeF 2, järn (III) fluorid FeF 3.

• förening med svavel bildar järn (II) sulfid FeS,
• anslutning med kväve - järnnitrid Fe 3 N,
• förening med fosfor - fosfider FeP, Fe 2 P och Fe 3 P,
• förening med kisel - järnsilicid FeSi,
• förening med kol - järnkarbid Fe 3 C.

9. Det reagerar inte med alkalilösningar, men reagerar långsamt med alkalismältningar, som är starka oxidationsmedel:

• Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H2O.

10. Återställer metaller i den elektrokemiska raden till höger:

• Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

• 3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2 Fe 3 O 4,
• Fe304 + CO → CO 2 + 3 FeO,
• FeO + CO → CO 2 + Fe.

Järn (II) oxid FeO - en svart kristallin substans (wustite), som inte löser sig i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Har grundläggande egenskaper.
• Reagerar med utspädd saltsyra: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H2O.
• Reagerar med koncentrerad salpetersyra:FeO + 4HNO 3 → Fe (NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
• Reagerar inte med vatten och salter.
• Med väte vid t 350 0 C reduceras det till ren metall: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
• Det reduceras också till ren metall i kombination med koks: FeO + C → Fe + CO.
• Denna oxid kan erhållas på olika sätt, ett av dem värmer Fe vid lågt tryck O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Järn (III) oxidFe 2 O 3- pulver av brun färg (hematit), ett ämne som är olösligt i vatten. Andra namn: järnoxid, rött bly, matfärg E172, etc.

Kemiska egenskaper:

• Fe 2 O 3 + 6 HCl → 2 FeCl 3 + 3 H 2 O.
• Reagerar inte med alkalilösningar, reagerar med sina smältningar och bildar ferrit: Fe203 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H20.
• Vid uppvärmning med väte uppvisar det oxiderande egenskaper:Fe203 + H2 → 2FeO + H2O.
• Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Järnoxid (II, III) Fe 3 O 4 eller FeO Fe 2 O 3 - ett gråsvart fast ämne (magnetit, magnetisk järnmalm), ett ämne som inte löser sig i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Sönderfaller vid uppvärmning av mer än 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
• Reagerar med utspädda syror: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4 H 2 O.
• Reagerar inte med alkalilösningar, reagerar med sina smältningar: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
• Vid reaktion med syre oxideras den: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6 Fe 2 O 3.
• Med väte reduceras det vid uppvärmning:Fe304 + 4H2 → 3Fe + 4H20.
• Det reduceras också när det kombineras med kolmonoxid: Fe 3 O 4 + 4 CO → 3 Fe + 4 CO 2.

Järn (II) hydroxid Fe (OH) 2 - vit, sällan grönaktig kristallin substans, olösligt i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Den har amfotära egenskaper med en övervägande av grundläggande egenskaper.
• Det går in i reaktionen av neutralisering av den icke-oxiderande syran, vilket visar huvudegenskaperna: Fe (OH) 2 + 2HCl → FeCl2 + 2H20.
• Vid interaktion med salpetersyra eller koncentrerade svavelsyror uppvisar den reducerande egenskaper och bildar järn (III) salter: 2Fe (OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
• Vid uppvärmning reagerar den med koncentrerade alkalilösningar: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na2.

Järnhydroxid (I I I) Fe (OH) 3- brun kristallin eller amorf substans, olösligt i vatten.

Kemiska egenskaper:

• Den har milda amfoteriska egenskaper med en övervägande av de viktigaste.
• Reagerar lätt med syror: Fe (OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H20.
• Bildar hexahydroxoferrater (III) med koncentrerade alkalilösningar: Fe (OH) 3 + 3NaOH → Na3.
• Bildar ferrater med alkalismältningar:2Fe (OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2 NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
• I ett alkaliskt medium med starka oxidanter uppvisar det reducerande egenskaper: 2Fe (OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

(A 1), gallium (Ga), indium (In) och tallium (T 1).

Som du kan se från de tillhandahållna uppgifterna öppnades alla dessa objekt i XIX -talet.

Upptäckt av metaller i huvudundergruppen III grupp

Bor är en icke-metall. Aluminium är en övergångsmetall, medan gallium, indium och talium är högkvalitativa metaller. Med en ökning av radierna för atomerna i elementen i varje grupp i det periodiska systemet ökar således metalliska egenskaper hos enkla ämnen.

I denna föreläsning kommer vi att titta närmare på egenskaperna hos aluminium.

1. Aluminiumets position i bordet till D.I. Mendelejev. Atomstruktur, uppvisade oxidationstillstånd.

Aluminiumelementet är placerat i III grupp, huvudgrupp "A", tredje period av det periodiska systemet, serienummer nr 13, relativ atommassa Ar (Al ) = 27. Dess granne till vänster i bordet är magnesium - en typisk metall och till höger - kisel - redan en icke -metall. Följaktligen måste aluminium uppvisa egenskaper av viss mellanliggande karaktär och dess föreningar är amfotera.

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

Aluminium uppvisar ett oxidationstillstånd på +3 i föreningar:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Fysiska egenskaper

Fri aluminium är en silverfärgad vit metall med hög termisk och elektrisk ledningsförmåga.Smältpunkten är 650 o C. Aluminium har en låg densitet (2,7 g / cm 3) - ungefär tre gånger mindre än järn eller koppar, och samtidigt är det en stark metall.

3. Att vara i naturen

När det gäller prevalens i naturen upptar den 1: a bland metaller och 3: a bland element, näst efter syre och kisel. Andelen aluminium i jordskorpan varierar enligt olika forskare från 7,45 till 8,14% av jordskorpans massa.

I naturen finns aluminium endast i föreningar (mineraler).

Några av dem:

· Bauxit - Al 2 O 3 H 2 O (med tillsatser av SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nepheline - KNa 3 4

· Aluniter - KAl (SO 4) 2 2Al (OH) 3

· Aluminiumoxid (blandningar av kaolin med sand SiO 2, kalksten CaCO 3, magnesit MgCO 3)

· Corundum - Al 2 O 3

· Fältspat (ortoklas) - K2O × Al2O3 × 6SiO2

· Kaolinit - Al203 × 2SiO2 × 2H20

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

· Beryl - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

4. Kemiska egenskaper hos aluminium och dess föreningar

Aluminium interagerar lätt med syre under normala förhållanden och är täckt med en oxidfilm (det ger ett matt utseende).

OXIDFILMDEMONSTRATION

Dess tjocklek är 0,00001 mm, men tack vare det korroderar inte aluminium. För att studera de kemiska egenskaperna hos aluminium avlägsnas oxidfilmen. (Med sandpapper, eller kemiskt: doppas först i en alkalilösning för att avlägsna oxidfilmen och sedan i en lösning av kvicksilversalter för att bilda en legering av aluminium med kvicksilver - amalgam).

I... Interaktion med enkla ämnen

Redan vid rumstemperatur reagerar aluminium aktivt med alla halogener och bildar halogenider. Vid uppvärmning interagerar det med svavel (200 ° C), kväve (800 ° C), fosfor (500 ° C) och kol (2000 ° C), med jod i närvaro av en katalysator - vatten:

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

2А l + N 2 = 2А lN (aluminiumnitrid),

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

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

2 Аl +3 I 2 = 2 A l I 3 (aluminiumjodid) EN UPPLEVELSE

Alla dessa föreningar hydrolyseras fullständigt med bildning av aluminiumhydroxid och följaktligen vätesulfid, ammoniak, fosfin och metan:

Al2S3 + 6H20 = 2Al (OH) 3 + 3H2S

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

I form av spån eller pulver brinner det starkt i luften och avger en stor mängd värme:

4А l + 3 O 2 = 2А l 2 О 3 + 1676 kJ.

FÖRBRÄNNING AV ALUMINIUM I LUFT

EN UPPLEVELSE

II... Interaktion med komplexa ämnen

Interaktion med vatten :

2 Al + 6 H20 = 2 Al (OH) 3 +3 H2

utan oxidfilm

EN UPPLEVELSE

Interaktion med metalloxider:

Aluminium är ett bra reduktionsmedel, eftersom det är en av de aktiva metaller. Det är i aktivitetslinjen strax efter jordalkalimetallerna. Det är därför återställer metaller från sina oxider ... En sådan reaktion - alumotermi - används för att erhålla rena sällsynta metaller, såsom volfram, vanadin, etc.

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

Termitblandning av Fe 3 O 4 och Al (pulver) används också vid termitsvetsning.

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3

5 interaktioner med syror :

Med svavelsyralösning: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

Reagerar inte med kallt koncentrerat svavelsyra och kvävehaltigt (passiverar). Därför transporteras salpetersyra i aluminiumtankar. Vid uppvärmning kan aluminium reducera dessa syror utan utveckling av väte:

2А l + 6Н 2 S О 4 (konc) = 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.

Interaktion med alkalier .

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

EN UPPLEVELSE

Na[Al(OH) 4] – natriumtetrahydroxoaluminat

På förslag av kemisten Gorbov, under det rysk-japanska kriget, användes denna reaktion för att producera väte för ballonger.

Med saltlösningar:

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

Om aluminiumytan gnids med kvicksilversalt sker reaktionen:

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

Frisatt kvicksilver löser upp aluminium för att bilda amalgam .

Detektion av aluminiumjoner i lösningar : EN UPPLEVELSE

5. Användning av aluminium och dess föreningar

Aluminiums fysikaliska och kemiska egenskaper har lett till dess omfattande användning inom teknik. Flygindustrin är en stor konsument av aluminium.: planet är 2/3 bestående av aluminium och dess legeringar. Ett flygplan av stål skulle vara för tungt och skulle kunna bära mycket färre passagerare. Därför kallas aluminium en bevingad metall. Aluminium används för att tillverka kablar och ledningar: med samma elektriska konduktivitet är deras massa 2 gånger mindre än motsvarande kopparprodukter.

Med tanke på korrosionsbeständigheten hos aluminium, tillverkar delar till enheter och behållare för salpetersyra... Aluminiumpulver är grunden för tillverkning av silverfärg för att skydda järnprodukter från korrosion, samt för att reflektera värmestrålar med denna färg de täcker oljelagringstankar, brandmänskostymer.

Aluminiumoxid används för att producera aluminium och även som eldfast material.

Aluminiumhydroxid är huvudkomponenten i de välkända läkemedlen Maalox, Almagel, som sänker surheten i magsaft.

Aluminiumsalter hydrolyseras starkt. Den här egenskapen används vid vattenrening. Aluminiumsulfat och en liten mängd släckt kalk tillsätts till vattnet som ska behandlas för att neutralisera den resulterande syran. Som ett resultat frigörs en bulkfällning av aluminiumhydroxid, som vid sedimentering bär bort suspenderade partiklar av grumlighet och bakterier.

Således är aluminiumsulfat ett koaguleringsmedel.

6. Skaffa aluminium

1) Den moderna kostnadseffektiva metoden att producera aluminium uppfanns av American Hall och fransmannen Eroux 1886. Den består i elektrolys av en lösning av aluminiumoxid i smält kryolit. Smält kryolit Na 3 AlF 6 löser Al 2 O 3 som vatten löser socker. Elektrolysen av "lösningen" av aluminiumoxid i smält kryolit sker som om kryolit endast var ett lösningsmedel, och aluminiumoxid var en elektrolyt.

2Al 2 O 3 elektrisk ström → 4Al + 3O 2

I English Encyclopedia for Boys and Girls börjar en artikel om aluminium med följande ord: ”Den 23 februari 1886 började en ny metallålder i civilisationens historia - aluminiumåldern. Den dagen kom Charles Hall, en 22-årig kemist, till sitt första lärarlaboratorium med ett dussin små kulor av silvervit aluminium i handen och med beskedet att han hade hittat ett sätt att göra denna metall billigt och i stora mängder. ” Således blev Hall grundaren av den amerikanska aluminiumindustrin och den anglosaxiska nationalhjälten, som en man som gjorde ett stort företag av vetenskap.

2) 2Al203 +3 C = 4 Al + 3 CO2

DET ÄR INTRESSANT:

• Metalliskt aluminium isolerades första gången 1825 av den danska fysikern Hans Christian Oersted. Genom att leda gasformigt klor genom ett lager av glödande aluminiumoxid blandat med kol isolerade Oersted aluminiumklorid utan minsta spår av fukt. För att återställa metalliskt aluminium behövde Oersted behandla aluminiumklorid med kaliumamalgam. Efter 2 år, den tyska kemisten Friedrich Wöller. Han förbättrade metoden genom att ersätta kaliumamalgam med rent kalium.
• På 1700- och 1800 -talen var aluminium den viktigaste smyckemetallen. År 1889 tilldelades D.I. Mendeleev i London för sina tjänster inom utveckling av kemi en värdefull gåva - en balans av guld och aluminium.
• År 1855 hade den franska forskaren Saint-Clair Deville utvecklat en metod för tillverkning av metalliskt aluminium i teknisk skala. Men metoden var väldigt dyr. Deville åtnjöt den speciella beskyddningen av Napoleon III, kejsaren av Frankrike. Som ett tecken på hans hängivenhet och tacksamhet gjorde Deville för Napoleons son, den nyfödda prinsen, en utsökt graverad skallra - de första "konsumtionsvarorna" av aluminium. Napoleon tänkte till och med utrusta sina väktare med aluminiumkuirass, men priset visade sig vara oöverkomligt. Då kostade 1 kg aluminium 1000 mark, d.v.s. 5 gånger dyrare än silver. Först efter uppfinningen av den elektrolytiska processen blev aluminium lika dyrt som konventionella metaller.
• Visste du att när aluminium kommer in i människokroppen orsakar det en störning i nervsystemet och dess överskott stör metabolismen. Och de skyddande medlen är vitamin C, kalciumföreningar, zink.
• När aluminium brinner i syre och fluor genereras mycket värme. Därför används det som tillsats till raketbränsle. Saturn -raketen bränner 36 ton aluminiumpulver under flygningen. Idén att använda metaller som en komponent i raketbränsle uttrycktes först av F. A. Tsander.

SIMULATORER

Simulator nr 1 - Egenskaper för aluminium efter position i det periodiska elementet av D. I. Mendeleev

Simulator nr 2 - Ekvationer av reaktioner av aluminium med enkla och komplexa ämnen

Simulator nr 3 - Aluminiums kemiska egenskaper

UPPGIFTER FÖR ANKRING

# 1. För att erhålla aluminium från aluminiumklorid kan metalliskt kalcium användas som reduktionsmedel. Gör en ekvation för en given kemisk reaktion, karakterisera denna process med hjälp av elektronisk balans.
Tror! Varför kan inte denna reaktion utföras i vattenlösning?

Nr 2. Slutför de kemiska reaktionsekvationerna:
Al + H 2 SO 4 (lösning ) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO 3 ( slutet ) - t ->
Al + NaOH + H20 ->

Nr 3. Gör omvandlingar:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al (OH) 3 -t -> Al 2 O 3 -> Al

Nr 4. Lösa problemet:
Aluminium-kopparlegeringen utsattes för ett överskott av koncentrerad natriumhydroxidlösning vid upphettning. Tilldelad 2,24 liter gas (n.u.). Beräkna procentsatsen för legeringen om dess totala vikt var 10 g?