(А l ), галлий (Ga ), индий (In ) и таллий (Т l ).

Как видно из приведенных данных, все эти элементы были открыты в XIX столетии.

Открытие металлов главной подгруппы III группы

В	Al	Ga	In	Tl
1806 г.	1825 г.	1875 г.	1863 г.	1861 г.
Г.Люссак,	Г.Х.Эрстед	Л. де Буабодран	Ф.Рейх,	У.Крукс
Л. Тенар	(Дания)	(Франция)	И.Рихтер	(Англия)
(Франция)			(Германия)

Бор представляет собой неметалл. Алюминий - переход­ный металл, а галлий, индий и таллий - полноценные метал­лы. Таким образом, с ростом радиусов атомов элементов каждой группы периодической системы металлические свой­ства простых веществ усиливаются.

В данной лекции мы подробнее рассмотрим свойства алюминия.

1. Положение алюминия в таблице Д. И. Менделеева. Строение атома, проявляемые степени окисления.

Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar (Al ) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.

Al +13) 2) 8) 3 , p – элемент,

Основное состояние 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Возбуждённое состояние 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3:

Al 0 – 3 e - → Al +3

2. Физические свойства

Алюминий в свободном виде - се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Температура плавления650 о С. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см 3) - при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно - это прочный металл.

3. Нахождение в природе

По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов , уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры.

В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).

Некоторые из них:

· Бокситы - Al 2 O 3 H 2 O (с примесями SiO 2 , Fe 2 O 3 , CaCO 3)

· Нефелины - KNa 3 4

· Алуниты - KAl(SO 4) 2 2Al(OH) 3

· Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO 2 , известняком CaCO 3 , магнезитом MgCO 3)

· Корунд - Al 2 O 3

· Полевой шпат (ортоклаз) - K 2 O×Al 2 O 3 ×6SiO 2

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

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

· Берилл - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

Боксит
Al 2 O 3	Корунд
	Рубин
	Сапфир

4. Химические свойства алюминия и его соединений

Алюминий легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый вид).

ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изученияхимических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия со ртутью – амальгамы).

I . Взаимодействие с простыми веществами

Алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора - воды:

2А l + 3 S = А l 2 S 3 (сульфид алюминия),

2А l + N 2 = 2А lN (нитрид алюминия),

А l + Р = А l Р (фосфид алюминия),

4А l + 3С = А l 4 С 3 (карбид алюминия).

2 Аl +3 I 2 =2 A l I 3 (йодид алюминия) ОПЫТ

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана:

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

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

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:

4А l + 3 O 2 = 2А l 2 О 3 + 1676 кДж.

ГОРЕНИЕ АЛЮМИНИЯ НА ВОЗДУХЕ

ОПЫТ

II . Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой :

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

без оксидной пленки

ОПЫТ

Взаимодействие с оксидами металлов:

Алюминий – хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов . Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.

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

Термитная смесь Fe 3 O 4 иAl (порошок) –используется ещё и в термитной сварке.

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3

Взаимодействие с кислотами :

С раствором серной кислоты:2 Al+ 3 H 2 SO 4 =Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

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

А l + 6Н NO 3(конц) = А l (NO 3 ) 3 + 3 NO 2 + 3Н 2 О.

Взаимодействие со щелочами .

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

ОПЫТ

Na [А l (ОН) 4 ] – тетрагидроксоалюминат натрия

По предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали для получения водорода для аэростатов.

С растворами солей:

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

Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

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

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуяамальгаму .

Обнаружение ионов алюминия в растворах : ОПЫТ

5. Применение алюминия и его соединений

Физические и химические свойства алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминияявляется авиационная промышленность : самолет на 2/3 состоит из алюминия и его сплавов. Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бы нести гораздо меньше пассажиров. Поэтому алюминий называют крылатым металлом. Из алюминия изготовляют кабели и провода : при одинаковой электрической проводимости их масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.

Учитывая коррозионную устойчивость алюминия, из него изготовляют детали аппаратов и тару для азотной кислоты . Порошок алюминия является основой при изготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, а также для отражениятепловых лучей такой краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.

Оксид алюминия используется для получения алюминия, а также как огнеупорный материал.

Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочного сок.

Соли алюминия сильногидролизуются. Данное свойство применяют в процессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое количество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результате выделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собой взвешенные частицы мути и бактерии.

Таким образом, сульфат алюминия является коагулянтом.

6. Получение алюминия

1) Современный рентабельный способ получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886 году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном криолите. Расплавленный криолит Na 3 AlF 6 растворяет Al 2 O 3, как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только растворителем, а оксид алюминия - электролитом.

2Al 2 O 3 эл.ток →4Al + 3O 2

В английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый металлический век - век алюминия. В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик, явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять этот металл дешево и в больших количествах”. Так Холл сделался основоположником американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем, как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.

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

ЭТО ИНТЕРЕСНО:

• Металлический алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед. Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанного с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобы восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлорид алюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер. Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием.
• В 18-19 веках алюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне за заслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными из золота и алюминия.
• К 1855 году французский ученыйСен- Клер Девиль разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством НаполеонаIII, императораФранции. В знаксвоей преданности и благодарности Девиль изготовил для сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку – первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядить своих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. В то время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Только после изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимости сравнялся с обычными металлами.
• А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызывает расстройство нервной системы.При его избытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С, соединения кальция, цинка.
• При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяется много тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета "Сатурн" сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идея использования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказал Ф. А. Цандер.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 - Характеристика алюминия по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева

Тренажёр №2 - Уравнения реакций алюминия с простыми и сложными веществами

Тренажёр №3 - Химические свойства алюминия

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Для получения алюминия из хлорида алюминия в качестве восстановителя можно использовать металлический кальций. Составьте уравнение данной химической реакции, охарактеризуйте этот процесс при помощи электронного баланса.
Подумайте! Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе?

№2. Закончите уравнения химических реакций :
Al + H 2 SO 4 (раствор ) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (конц ) - t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

№3. Осуществите превращения:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al(OH) 3 - t ->Al 2 O 3 -> Al

№4. Решите задачу:
На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?

Металлы относятся к удобным для обработки материалам, и лидером среди них является алюминий, химические свойства которого давно известны людям. Этот металл, благодаря своим характеристикам, широко применяется в быту, и отыскать у себя дома изделие из алюминия сможет почти каждый человек. Следует детально рассмотреть свойства этого металла как элемента и как простого вещества.

Как был открыт алюминий

С давних времен люди использовали алюмокалиевые квасцы - соединение алюминия, способное придавать прочность и устойчивость тканям и коже. Такое свойство металла нашло свое применение в кожевничестве: с помощью алюмокалиевых квасцов скорняки выделывали кожу, придавая ей прочность и устойчивость. О том, что оксид алюминия присутствует в природе в чистом виде, люди узнали только во второй половине XVI­II столетия, но получать чистое вещество в те времена еще не научились.

Впервые это удалось сделать Хансу Кристиану Эрстеду, который обработал соль амальгамой калия, выделив затем из полученной смеси порошок серого цвета. Таким образом, данная химическая реакция помогла добыть чистый . В то же время были установлены такие характеристики металла, как высокая восстановительная способность и сильная активность.

Взаимодействие с оксидами реакция замещения атомов металла в оксиде на алюминий позволяет получить большое количество теплоты и новый металл в свободном виде.

Взаимодействие с солями , а именно с растворами некоторых менее активных солей.

Взаимодействие со щелочами : по причине сильного взаимодействия с растворами щелочей, их растворы нельзя хранить в посуде из алюминия.

Алюминотермия - процесс восстановления металлов, сплавов и неметаллов посредством воздействия на их оксиды металлическим алюминием. Благодаря данной особенности алюминия, металлурги могут добывать такие тугоплавкие металлы, как молибден, вольфрам, цирконий, ванадий.

Физические свойства алюминия как простого вещества

В качестве простого вещества алюминий представляет собой металл серебристого цвета. Он способен окисляться на воздухе, покрываясь плотной оксидной пленкой.

Данная особенность металла обеспечивает его высокую стойкость к коррозии. Это свойство алюминия, наравне с другими характеристиками, делает его чрезвычайно популярным металлом, широко применяемым в быту. Кроме того, алюминий имеет легкий вес, сохраняя при этом высокую прочность и пластичность.

Далеко не каждое известное людям вещество имеет совокупность подобных характеристик.

Физические свойства алюминия

Алюминий - пластичный и ковкий металл, применяется для изготовления тончайшей фольги, из алюминия прокатывают проволоку.

Температура кипения металла составляет 2518 °С.

Температура плавления алюминия составляет 660 °С.

Плотность алюминия составляет 2,7 г/см³.

Широкое применение алюминия в сферах жизнедеятельности обусловлено его химическими и физическими свойствами.

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500 о С. Известны Al 2 O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

4(Al,Hg) +3O 2 + 6H 2 O = 4Al(OH) 3 + (Hg)

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al 2 S 3 .

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800 о С, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000 о С. Карбид алюминия состава Al 4 C 3 относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2 ,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H 2 SO 4 (конц) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 (конц) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + .

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200 о – 3000 о С. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe 3 O 4 называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO 4 + (H 2 O) = Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 +3H 2 2Al + 2K 2 CO 3 + 8H 2 O = 2K + 2KHCO 3 + 3H 2 . 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al 2 O 3). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al 2 O 3 встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Реакции в растворе: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом 1- , т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 . Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Гидроксиды алюминия . Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH) 3 . Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 , по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl 3 +4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO 4 и фторид AlF 3 . Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+ , т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3 . Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp 2 -гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al 2 Cl 6 . Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты M I M III (SO 4) 2 , которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H 2 S, CO 2 , SO 2) его осаждают: K +4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) 3 ↓ + KHCO 3

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто - или метаалюминаты, теряя воду.

Железо

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: 3d 6 4s 2 и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe 3+ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d 5 , что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539 о С. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe 3 O 4 , а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe 2 O 3 . Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe 3+ . С иодом образуется FeJ 2 , так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ 3 не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe 2 S 3 , а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS 2 . Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500 о С: 3Fe + C = Fe 3 C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H 2 O (пар) = Fe 3 O 4 + 4H 2 . В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 . Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe 2+ .

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II)), а восстанавливает HNO 3 (разб.) до NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + в зависимости от условий, а HNO 3 (конц.) – до NO 2 из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Свойства соединений железа.

Fe 2+ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg 2+ , поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс 2+ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl 2 содержатся комплексные частицы 0 . Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO - основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 500 0 С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4 . Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe 2+ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2 ­ , но 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 +3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (конц) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 .

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 . 6H 2 O. Катион Fe 2+ легко окисляется до Fe 3+ , поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe 3+ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe 2 O 3 – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 – желтого или красного цвета, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 . Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe 2 O 3 . nH 2 O.

Fe 3 O 4 - магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO . Fe 2 O 3 , либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO 2) 2 . При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe 2+ : Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o =0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2 ,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH 4 Fe(SO 4) 2 . 12H 2 O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl 3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + - . Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцией на наличие катиона трехвалентного железа является появленме кроваво-красной окраски при взаимодействии с тиоцианатом (роданидом) калия:2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6 . Степень окисления +6 для железа малоустойчива. Удается получить только анион FeO 4 2- , который существует только при pH>7-9, но при этом является сильным окислителем.

Fe 2 O 3 + 4KOH + 3KNO 3 = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O

Fe (опилки) + H 2 O + KOH + KNO 3 = K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2

2Fe(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 FeO 4 + 6KCl + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + KCl + 2H 2 O

4K 2 FeO 4 + 6H 2 O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O 2

4BaFeO 4 (нагревание) = 4BaO + 2Fe 2 O 3 + 3O 2

2K 2 FeO 4 + 2CrCl 3 + 2HCl = FeCl 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

Получение железа в промышленности:

А) доменный процесс: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

Б) алюмотермия: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe

ХРОМ – элемент с порядковым номером 24, с относительной атомной массой 51,996. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию 3d 5 4s 1 и в периодической системе находится в IV периоде, VI группе, побочной подгруппе. Возможные степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Из них наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6, а минимальной энергией обладает +3.

По физическим свойствам хром – серовато-белый, блестящий, твердый металл с температурой плавления 1890 о С. Прочность его кристаллической решетки обусловлена наличием пяти неспаренных d-электронов, способных к частичному ковалентному связыванию.

Химические свойства простого вещества.

При низких температурах хром инертен из-за наличия оксидной пленки, не взаимодействует с водой и воздухом.

1. С кислородом взаимодействует при температурах выше 600 о С. При этом образуется оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 .

2. Взаимодействие с галогенами происходит по-разному: Cr + 2F 2 = CrF 4 (при комнатной температуре), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (при значительном нагревании). Следует сказать, что иодид хрома (III) может существовать и получается по обменной реакции в виде кристаллогидрата CrJ 3 . 9H 2 O, но его термическая устойчивость невелика, и при нагревании он разлагается на CrJ 2 и J 2 .

3. При температуре выше 120 о С хром взаимодействует с расплавленной серой, давая сульфид хрома (II) – CrS (черного цвета).

4. При температурах выше 1000 о С хром реагирует с азотом и углеродом, давая нестехиометрические, химически инертные соединения. Среди них можно отметить карбид с примерным составом CrC, который по твердости приближается к алмазу.

5. С водородом хром не реагирует.

6. Реакция с водяным паром проходит следующим образом: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Реакция с кислотами-неокислителями происходит достаточно легко, при этом образуется аква-комплекс 2+ небесно-голубого цвета, который устойчив только в отсутствие воздуха или в атмосфере водорода. В присутствии кислорода реакция идет иначе: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Разбавленные кислоты, насыщенные кислородом, даже пассивируют хром за счет образования на поверхности прочной оксидной пленки.

8. Кислоты- окислители: азотная кислота любой концентрации, серная концентрированная, хлорная кислота пассивируют хром так, что после обработки поверхности этими кислотами он уже не реагирует и с другими кислотами. Пассивация снимается при нагревании. При этом получаются соли хрома (III) и диоксиды серы или азота (из хлорной кислоты – хлорид). Пассивация за счет образования солевой пленки происходит при взаимодействии хрома с фосфорной кислотой.

9. Непосредственно со щелочью хром не реагирует, но вступает в реакцию со щелочными расплавами с добавлением окислителей: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (ж) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Хром способен реагировать с растворами солей, вытесняя менее активные металлы (стоящие правее него в ряду напряжения) из состава соли. Сам хром при этом превращается в катион Cr 2+ .

ЧТО ТАКОЕ АЛЮМИНИЙ

Лёгкий, прочный, стойкий к коррозии и функциональный – именно это сочетание качеств сделало алюминий главным конструкционным материалом нашего времени. Алюминий есть в домах, в которых мы живем, автомобилях, поездах и самолетах, на которых мы преодолеваем расстояния, в мобильных телефонах и компьютерах, на полках холодильников и в современных интерьерах. А ведь еще 200 лет назад об этом металле мало что было известно.

«То, что казалось несбыточным на протяжении веков, что вчера было лишь дерзновенной мечтой, сегодня становится реальной задачей, а завтра - свершением».

Сергей Павлович Королев
учёный, конструктор, основоположник практической космонавтики

Алюминий – серебристо-белый металл, 13-й элемент периодической таблицы Менделеева. Невероятно, но факт: алюминий – самый распространенный металл на Земле, на него приходится более 8% всей массы земной коры, и это третий по распространенности химический элемент на нашей планете после кислорода и кремния.

При этом алюминий не встречается в природе в чистом виде из-за своей высокой химической активности. Вот почему мы узнали о нем относительно недавно. Формально алюминий был получен лишь в 1824 году, и прошло еще полвека, прежде чем началось его промышленное производство.

Чаще всего в природе алюминий встречается в составе квасцов . Это минералы, объединяющие в себе две соли серной кислоты: одну на основе щелочного металла (лития, натрия, калия, рубидия или цезия), а другую – на основе металла третьей группы таблицы Менделеева, преимущественно алюминия.

Квасцы и сегодня применяют при очистке воды, в кулинарии, медицине, косметологии, в химической и других отраслях промышленности. Кстати, свое имя алюминий получил как раз благодаря квасцам, которые на латыни назывались alumen.

Корунд

Рубины, сапфиры, изумруды и аквамарин являются минералами алюминия.
Первые два относятся к корундам – это оксид алюминия (Al 2 O 3) в кристаллической форме. Он обладает природной прозрачностью, а по прочности уступает только алмазам. Пуленепробиваемые стекла, иллюминаторы в самолетах, экраны смартфонов производятся именно с применением сапфира.
А один из менее ценных минералов корунда – наждак используется как абразивный материал, в том числе для создания наждачной бумаги.

На сегодняшний день известно почти 300 различных соединений и минералов алюминия – от полевого шпата, являющегося основным породообразующим минералом на Земле, до рубина, сапфира или изумруда, уже не столь распространенных.

Ханс Кристиан Эрстед (1777–1851) – датский физик, почетный член Петербургской академии наук (1830). Родился в городе Рудкёрбинге в семье аптекаря. В 1797 году окончил Копенгагенский университет, в 1806 – стал профессором.

Но каким бы распространенным ни был алюминий, его открытие стало возможным только, когда в распоряжении ученых появился новый инструмент, позволяющий расщеплять сложные вещества на простые, – электрический ток .

И в 1824 году с помощью процесса электролиза датский физик Ханс Кристиан Эрстед получил алюминий. Он был загрязнен примесями калия и ртути, задействованных в химических реакциях, однако это был первый случай получения алюминия.

Используя электролиз, алюминий производят и в наши дни.

Сырьем для производства алюминия сегодня служит еще одна распространенная в природе алюминиевая руда – бокситы . Это глинистая горная порода, состоящая из разнообразных модификаций гидроксида алюминия с примесью оксидов железа, кремния, титана, серы, галлия, хрома, ванадия, карбонатных солей кальция, железа и магния – чуть ли не половины таблицы Менделеева. В среднем из 4-5 тонн бокситов производится 1 тонна алюминия.

Бокситы

Бокситы в 1821 году открыл геолог Пьер Бертье на юге Франции. Порода получила свое название в честь местности Ле-Бо (Les Baux), где была найдена. Около 90% мировых запасов бокситов сосредоточено в странах тропического и субтропического поясов – в Гвинее, Австралии, Вьетнаме, Бразилии, Индии и на Ямайке.

Из бокситов получают глинозем . Это оксид алюминия Al 2 O 3 , который имеет форму белого порошка и из которого путем электролиза на алюминиевых заводах производят металл.

Производство алюминия требует огромного количества электроэнергии. Для производства одной тонны металла необходимо около 15 МВт*ч энергии – столько потребляет 100-квартирный дом в течение целого месяца.Поэтому разумнее всего строить алюминиевые заводы поблизости от мощных и возобновляемых источников энергии. Самое оптимальное решение – гидроэлектростанции , представляющие самый мощный из всех видов «зеленой энергетики».

Свойства алюминия

Алюминий имеет редкое сочетание ценных свойств. Это один из самых легких металлов в природе: он почти в три раза легче железа, но при этом прочен, чрезвычайно пластичен и не подвержен коррозии, так как его поверхность всегда покрыта тончайшей, но очень прочной оксидной пленкой. Он не магнитится, отлично проводит электрический ток и образует сплавы практически со всеми металлами.

Легкий

В три раза легче железа

Прочный

Сравним по прочности со сталью

Пластичный

Поддается всем видам механической обработки

Нет коррозии

Тонкая оксидная пленка защищает от коррозии

Алюминий легко обрабатывается давлением, причем как в горячем, так и в холодном состоянии. Он поддается прокатке, волочению, штамповке. Алюминий не горит, не требует специальной окраски и не токсичен в отличие от пластика.

Очень высока ковкость алюминия: из него можно изготовить листы толщиной всего 4 микрона и тончайшую проволоку. А сверхтонкая алюминиевая фольга втрое тоньше человеческого волоса. Кроме того, по сравнению с другими металлами и материалами он более экономичен.

Высокая способность к образованию соединений с различными химическими элементами породила множество сплавов алюминия. Даже незначительная доля примесей существенно меняет характеристики металла и открывает новые сферы для его применения. Например, сочетание алюминия с кремнием и магнием в повседневной жизни можно встретить буквально на дороге – в форме литых колесных дисков, двигателей, в элементах шасси и других частей современного автомобиля. А если добавить в алюминиевый сплав цинк, то, возможно, вы сейчас держите его в руках, ведь именно этот сплав используется при производстве корпусов мобильных телефонов и планшетов. Тем временем ученые продолжают изобретать новые и новые алюминиевые сплавы.
Запасы алюминия
Около 75% алюминия, выпущенного за все время существования отрасли, используется до сих пор.

В статье использованы фотоматериалы © Shutterstock и © Rusal.

Алюминий в чистом виде впервые выделен Фридрихом Велером. Немецкий химик нагрел безводный хлорид элемента с металлическим калием. Произошло это во 2-ой половине 19-го века. До 20-го столетия кг алюминия стоил дороже .

Новый металл позволяли себе лишь богачи и государственные . Причина высокой стоимости – сложность отделения алюминия от других веществ. Метод добычи элемента в промышленных масштабах предложил Чарльз Холл.

В 1886-ом году он растворил оксид в расплаве криолита. Немец заключил смесь в гранитный сосуд и подключил к нему электрический ток. На дно емкости осели бляшки чистого металла.

Химические и физические свойства алюминия

Какой алюминий? Серебристо-белый, блестящий. Поэтому, Фридрих Велер сравнивал полученные им гранулы металла с . Но, была оговорка, — алюминий значительно легче.

Пластичность же приближена к драгоценным и . Алюминий – вещество , без проблем вытягивающееся в тонкую проволоку и листы. Достаточно вспомнить фольгу. Она делается на основе 13-го элемента.

Алюминий легок за счет небольшой плотности. Она втрое меньше, чем у и железа. При этом в прочности 13-ый элемент почти не уступает.

Такое сочетание сделало серебристый металл незаменимым в промышленности, к примеру, производстве деталей для автомобилей. Речь идет и о кустарном производстве, ведь сварка алюминия возможна даже в домашних условиях.

Формула алюминия позволяет активно отражать световые, но и тепловые лучи. Высока и электропроводность элемента. Главное, излишне не нагревать его. При 660-ти градусах расплавится. Поднимись температура чуть выше – сгорит.

Металл исчезнет, останется лишь оксид алюминия . Он образуется и в стандартных условиях, но лишь в виде поверхностной пленки. Она защищает металл. Поэтому, он неплохо противостоит коррозии, ведь доступ кислорода блокирован.

Оксидная пленка защищает металл и от воды. Если удалить с поверхности алюминия налет, запустится реакция с Н 2 О. Выделение газов водорода произойдет даже при комнатной температуре. Так что, алюминиевая лодка не превращается в дым лишь за счет оксидной пленки и защитной краски, нанесенной на корпус судна.

Наиболее активно взаимодействие алюминия с неметаллами. Реакции с бромом и хлором проходят даже при обычны условиях. В итоге, образуются соли алюминия . Соли водорода получаются, если соединить 13-ый элемент с растворами кислот. Реакция состоится и со щелочами, но лишь после удаления оксидной пленки. Выделится чистый водород.

Применение алюминия

Металл напыляют на зеркала. Пригождаются высокие показатели отражения света. Процесс проходит в условиях вакуума. Изготавливают не только стандартные зеркала, но предметы с зеркальными поверхностями. Таковыми становятся: керамическая плитка, бытовая техника, светильники.

Дуэт алюминий-медь – основа дюралюминий. Попросту его называют дюраль. В качестве добавляют . Состав прочнее чистого алюминия в 7 раз, поэтому, подходит для области машиностроения и авиаконструирования.

Медь придает 13-му элементу прочность, но не тяжесть. Дюраль остается в 3 раза легче железа. Небольшая масса алюминия – залог легкости авто, самолетов, кораблей. Это упрощает перевозку, эксплуатацию, снижает цену продукции.

Купить алюминий автопромышленники стремятся еще и потому, что на его сплавы легко наносятся защитные и декоративные составы. Краска ложится быстрее и ровнее, чем на сталь, пластик.

При этом, сплавы податливы, просто обрабатываются. Это ценно, учитывая массу изгибов и конструктивных переходов на современных моделях автомобилей.

13-ый элемент не только легко красится, но и сам может выступать в роли красителя. В текстильной промышленности закупается сульфат алюминия . Он же пригождается в печатном деле, где требуются нерастворимые пигменты.

Интересно, что раствор сульфата алюминия применяют еще и для очистки воды. В присутствии «агента» вредные примеси выпадают в осадок, нейтрализуются.

Нейтрализует 13-ый элемент и кислоты. Особенно хорошо с этой ролью справляется гидроксид алюминия . Его ценят в фармакологии, медицине, добавляя в лекарства от изжоги.

Выписывают гидроксид и при язвах, воспалительных процессах кишечного тракта. Так что в аптечных препарата тоже есть алюминий. Кислота в желудке – повод узнать о таких лекарствах побольше.

В СССР и бронзы с 11-процентной добавкой алюминия чеканили . Достоинство знаков – 1, 2 и 5 копеек. Начали выпускать в 1926-ом, закончили в 1957-ом году. А вот производство алюминиевых банок для консервов не прекратили.

Тушенку, сайру и прочие завтраки туристов до си пор упаковывают в тару на основе 13-го элемента. Такие банки не вступают в реакцию с продуктами питания, при этом, легки и дешевы.

Порошок алюминия входит в состав многих взрывчатых смесей, в том числе и пиротехники. В промышленности применяют подрывные механизмы на основе тринитротолуола и измельченного 13-го элемента. Мощная взрывчатка получается и при добавлении к алюминию аммиачной селитры.

В нефтяной отрасли необходим хлорид алюминия . Он играет роль катализатора при разложении органики на фракции. У нефти есть свойство выделять газообразные, легкие углеводороды бензинового типа, взаимодействуя с хлоридом 13-го металла. Реагент должен быть безводным. После добавления хлорида, смесь прогревают до 280-ти градусов Цельсия.

В строительстве нередко смешиваю натрий и алюминий . Получается присадка к бетону. Алюминат натрия ускоряет его затвердение за счет убыстрения гидратации.

Повышается скорость микрокристаллизации, значит, увеличивается прочность и твердость бетона. К тому же, алюминат натрия спасает арматуру, уложенную в раствор, от коррозии.

Добыча алюминия

Металл замыкает тройку самых распространенных на земле. Это объясняет его доступность и широкое применение. Однако, в чистом виде природа элемент человеку не дает. Алюминий приходится выделять из различных соединений. Больше всего 13-го элемента в бокситах. Это глиноподобные породы, сосредоточенные, в основном, в тропическом поясе.

Бокситы дробят, потом сушат, снова дробят и перемалывают в присутствии небольшого объема воды. Получается густая масса. Ее нагревают паром. При этом большая часть , коим бокситы тоже не бедны, испаряется. Остается оксид 13-го металла.

Его помещают в промышленные ванны. В них уже находится расплавленный криолит. Температура держится на отметке 950 градусов Цельсия. Нужен и электрический ток силой минимум в 400 кА. То есть, используется электролиз, как и 200 лет назад, когда элемент выделял Чарльз Холл.

Проходя через раскаленный раствор, ток разрывает связи между металлом и кислородом. В итоге, на дне ванн остается чистый алюминий. Реакции окончены. Завершает процесс отливание из осадка и их отправка потребителю, или же, использование для формирования различных сплавов.

Основные производства алюминия находятся там же, где и залежи бокситов. В передовика – Гвинея. В ее недрах скрыто почти 8 000 000 тонн 13-го элемента. На 2-ом месте Австралия с показателем в 6 000 000. В Бразилии алюминия уже в 2 раза меньше. Общемировые же запасы оцениваются в 29 000 000 тонн.

Цена алюминия

За тонну алюминия просят почти 1 500 долларов США. Таковы данные бирж цветных металлов на 20 января 2016-го. Стоимость устанавливается, в основном, промышленниками. Точнее, на цену алюминия влияет их спрос на сырье. Влияет на запросы поставщиков и стоимость электроэнергии, ведь производство 13-го элемента энергоемко.

Иные цены установлены на алюминия. Он идет на переплавку. Стоимость оглашается за килограмм, причем, имеет значение характер сдаваемого материала.

Так, за электротехнический металл дают примерно 70 рублей. За пищевой алюминий можно получить на 5-10 рублей меньше. Столько же платят за моторный металл. Если сдается разносортица, ее цена – 50-55 рублей за килограмм.

Самый дешевый вид лома – стружка алюминия. За нее удается выручить лишь 15-20 рублей. Чуть больше дадут за из 13-го элемента. Имеется в виду тара из-под напитков, консервов.

Невысоко ценят и алюминиевые радиаторы. Цена за килограмм лома – около 30-ти рублей. Это усредненные показатели. В разных регионах, на разных точках алюминий принимают дороже, либо дешевле. Нередко стоимость материалов зависит от сдаваемых объемов.