Восстановительные свойства алюминия слабее чем?

§ 16. Алюминий

Строение и свойства атомов. Алюминий Аl — элемент главной подгруппы III группы (IIIA группы) 3-го периода Периодической системы Д. И. Менделеева.

Атом алюминия содержит на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые он легко отдаёт при химических взаимодействиях. У родоначальника подгруппы и верхнего соседа алюминия — бора радиус атома меньше (у бора он равен 0,080 нм, у алюминия — 0,143 нм).

Кроме того, у атома алюминия появляется один промежуточный восьмиэлектронный слой (2ё; 8ё; Зё), который препятствует притяжению внешних электронов к ядру. Поэтому у атомов алюминия восстановительные свойства выражены гораздо сильнее, чем у атомов бора, который проявляет неметаллические свойства.

Почти во всех своих соединениях алюминий имеет степень окисления +3.

Алюминий — простое вещество. Серебристо-белый лёгкий металл. Плавится при 660 °С. Очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу толщиной до 0,01 мм. Обладает очень большой электрической проводимостью и теплопроводностью. Образует с другими металлами лёгкие и прочные сплавы.

Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он находится сразу же после щелочных и щёлочноземельных металлов. Однако при комнатной температуре на воздухе алюминий не изменяется, поскольку его поверхность покрыта очень прочной тонкой плёнкой оксида, которая защищает металл от воздействия с компонентами воздуха и воды.

Если порошок алюминия или тонкую алюминиевую фольгу сильно нагреть, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем:

Эту реакцию вы наблюдаете при горении бенгальских огней и фейерверков.

Алюминий, как и все металлы, легко реагирует с неметаллами, особенно в порошкообразном состоянии. Для того чтобы началась реакция, необходимо первоначальное нагревание (за исключением реакций с галогенами — хлором и бромом), зато потом все реакции алюминия с неметаллами идут очень бурно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

А вот концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют алюминий, образуя на поверхности металла плотную, прочную оксидную плёнку, которая препятствует дальнейшему протеканию реакции. Поэтому эти кислоты перевозят в алюминиевых цистернах.

Как вы уже знаете, оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами. Алюминий растворяется в водных растворах щелочей, образуя соли — алюминаты, которые называют комплексными 1 :

1 При взаимодействии гидроксида и оксида алюминия с растворами щелочей также образуются комплексные соли, например Na[Al(OH)₄].

Алюминий широко используют в металлургии для получения металлов — хрома, марганца, ванадия, титана, циркония из их оксидов. Как вы помните, этот способ носит название алюминотермии. На практике часто применяют термит — смесь Fe3O₄ с порошком алюминия. Если эту смесь поджечь, например, с помощью магниевой ленты, то происходит энергичная реакция с выделением большого количества теплоты:

Выделяющейся теплоты вполне достаточно для полного расплавления образующегося железа, поэтому этот процесс используют для сварки стальных изделий.

Алюминий очень прочно связан в природных соединениях с кислородом и другими элементами, и выделить его из этих соединений химическими методами очень трудно. Алюминий можно получить электролизом — разложением расплава его оксида Аl₂O₃ на составные части с помощью электрического тока. Но температура плавления оксида алюминия около 2050 °С, поэтому для проведения электролиза необходимы большие затраты энергии.

Технически доступным металлом алюминий стал после того, как в 1886 г. американский и французский учёные Ч. Холл и П. Эру установили, что оксид алюминия хорошо растворяется в расплавленном при 1000 °С криолите, формула которого Na₃AlF₆, с образованием электропроводного расплава. Расплав оксида алюминия в криолите подвергают электролизу в специальных установках (рис. 63) на алюминиевых заводах.

Рис. 63.
Схема электролизной установки для получения алюминия:
1 — электролит — расплавленный криолит с добавками фторидов кальция и алюминия (для снижения температуры плавления) и оксид алюминия (добавляют периодически); 2 — угольный катод; 3 — угольный анод; 4 — корка из застывшего оксида алюминия, защищающая расплавленный алюминий от окисления; 5 — стальная ванна; 6 — патрубок для отбора расплавленного алюминия

Мировое производство алюминия постоянно увеличивается. В настоящее время он оттеснил на третье и последующие места медь и другие цветные металлы и стал вторым по значению металлом продолжающегося железного века.

Алюминий почти втрое легче стали и устойчив к коррозии, поэтому выгоднее стали в тех областях применения, где требуются эти свойства (рис. 64).

Рис. 64.
Основные области применения алюминия и его сплавов

Соединения алюминия. В природе алюминий встречается только в виде соединений и по распространённости в земной коре занимает первое место среди металлов и третье — среди всех элементов (после кислорода и кремния). Общее содержание алюминия в земной коре составляет около 9% (по массе).

Укажем важнейшие природные соединения алюминия.

Алюмосиликаты. Эти соединения можно рассматривать как соли, образованные оксидами алюминия, кремния, щелочных и щёлочноземельных металлов. Они и составляют основную массу земной коры. В частности, алюмосиликаты входят в состав полевых шпатов — наиболее распространённых минералов и глин.

Боксит (рис. 65, а) — горная порода, из которой получают алюминий, содержит оксид алюминия Аl₂O₃.

Рис. 65.
Природные соединения алюминия:
а — боксит; б — корунд; в — рубин; г — сапфир

Корунд (рис. 65, б) — минерал состава Аl₂O₃, обладает очень высокой твёрдостью, его мелкозернистая разновидность, содержащая примеси, — наждак — применяется как абразивный (шлифовочный) материал.

Эту же формулу имеет и другое природное соединение — глинозём.

Хорошо известны прозрачные, окрашенные примесями кристаллы корунда: красные — рубины (рис. 65, в) и синие — сапфиры (рис. 65, г), которые используют как драгоценные камни. В настоящее время их получают искусственно и используют не только в ювелирном деле, но и для технических целей, например для изготовления деталей часов и других точных приборов. Кристаллы рубинов применяют в лазерах.

Оксид алюминия Аl₂O₃ — белое вещество с очень высокой температурой плавления. Может быть получен разложением при нагревании соответствующего ему гидроксида алюминия:

Гидроксид алюминия Аl(OН)₃ выпадает в виде белого студенистого осадка при действии щелочей на растворы солей алюминия (рис. 66), например:

Рис. 66.
Получение гидроксида алюминия реакцией обмена из растворимой соли алюминия

Как амфотерный гидроксид, он легко растворяется в щелочах и кислотах (рис. 67):

Рис. 67.
Химические свойства гидроксида алюминия:
а — взаимодействие с щёлочью; б — взаимодействие с кислотой

Лабораторный опыт № 16
Получение гидроксида алюминия и исследование его свойств

Соли неустойчивых алюминиевых кислот — орто-алюминиевой Н₃АlO₃ и метаалюминиевой НАlO₂ (её можно рассматривать как ортоалюминиевую кислоту, от молекулы которой отняли молекулу воды) — называют алюминатами. К природным алюминатам относится благородная шпинель (она украшает историческую реликвию — корону российских императоров) и драгоценный хризоберилл.

Соли алюминия, кроме фосфатов, хорошо растворимы в воде. Некоторые соли (сульфиды, сульфиты) разлагаются водой.

Хлорид алюминия АlСl₃ применяют в качестве катализатора в производстве очень многих органических веществ.

Открытие алюминия. Алюминий был впервые получен датским физиком X. Эрстедом в 1825 г. Название этого элемента происходит от латинского алюмен, так в древности назывались квасцы, которые использовали для крашения тканей.

Новые слова и понятия

1. Строение атома алюминия.
2. Физические и химические свойства алюминия: образование бромида, сульфида, карбида, оксида и алюминатов.
3. Алюминотермия.
4. Получение алюминия электролизом.
5. Области применения алюминия.
6. Природные соединения алюминия: алюмосиликаты (глина и полевые шпаты), корунд (рубин, сапфир, наждак).
7. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.

Задания для самостоятельной работы

1. Почему в алюминиевой посуде нельзя хранить щелочные или кислые растворы?
2. Какое соединение алюминия могло послужить материалом для гиперболоида из романа А. Толстого «Гиперболоид инженера Гарина»?
3. Какую химическую реакцию положил в основу рассказа «Бенгальские огни» его автор Н. Носов?
4. На каких физических и химических свойствах основано применение в технике алюминия и его сплавов?
5. Напишите в ионном виде уравнения реакций между растворами сульфата алюминия и гидроксида калия при недостатке и избытке последнего.
6. Напишите уравнения реакций следующих превращений:

Реакции, идущие с участием электролитов, запишите в ионной форме. Первую реакцию рассмотрите как окислительно-восстановительный процесс.

Физические и химические свойства алюминия

Атомная масса – 27 а.е.м. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня – 3s 2 3p 1 . В своих соединениях алюминий проявляет степень окисления равную «+3».

Химические свойства алюминия

Алюминий в реакциях проявляет восстановительные свойства. Поскольку при пребывании на воздухе на его поверхности образуется оксидная пленка, устойчив к взаимодействию с другими веществами. Например, алюминий пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия. Однако, после удаления с его поверхности оксидной пленки способен взаимодействовать с простыми веществами. Большинство реакций протекает при нагревании:

2Al + 3F₂ = 2AlF₃ (t);

2Al_powder + 3Hal₂ = 2AlHal₃ (t = 25C);

2Al + N₂ = 2AlN (t);

2Al +3S = Al₂S₃ (t);

4Al + 3C_graphite = Al₄C₃ (t);

4Al + P₄ = 4AlP (t, в атмосфере Н₂).

Также, алюминий после удаления с его поверхности оксидной пленки способен взаимодействовать с водой с образованием гидроксида:

Алюминий проявляет амфотерные свойства, поэтому он способен растворяться в разбавленных растворах кислот и щелочах:

Алюмиотермия – способ получения металлов из их оксидов, основанный на восстановлении этих металлов алюминием:

Физические свойства алюминия

Алюминий представляет собой серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия – легкость, высокая тепло- и электропроводность. В свободном состоянии при пребывании на воздухе алюминий покрывается прочной пленкой оксида Al₂O₃, которая делает его устойчивым к действию концентрированных кислот. Температура плавления – 660,37С, кипения – 2500С.

Получение и применение алюминия

Алюминий получают электролизом расплава оксида этого элемента:

Однако из-за небольшого выхода продукта, чаще используют способ получения алюминия электролизом смеси Na₃[AlF₆] и Al₂O₃. Реакция протекает при нагревании до 960С и в присутствии катализаторов – фторидов (AlF₃, CaF₂ и др.), при этом на выделение алюминия происходит на катоде, а на аноде выделяется кислород.

Алюминий нашел широкое применение в промышленности, так, сплавы на основе алюминия – основные конструкционные материалы в самолето- и судостроении.

Примеры решения задач

Молярные массы алюминия и сульфата алюминия, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 27 и 342 г/моль, соответственно. Тогда, количество вещества образовавшегося сульфата алюминия будет равно:

Согласно уравнению реакции n(Al₂(SO₄)₃): n(Al) = 1:2, следовательно n(Al) = 2×n(Al₂(SO₄)₃ ) = 0,02 моль. Тогда, масса алюминия будет равна:

m(Al) = 0,02×27 = 0,54 г.

Молярные массы алюминия и хрома, рассчитанные с использованием таблицы химических элементов Д.И. Менделеева – 27 и 52 г/моль, соответственно. Тогда, количество вещества образовавшегося хрома будет равно:

n(Cr) = 15,2 / 52 = 0,29 моль.

Согласно уравнению реакции n(Cr): n(Al) = 2:2, следовательно n(Al) = n(Cr) = 0,29 моль. Тогда, масса алюминия будет равна:

2.2.3. Характерные химические свойства алюминия.

Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al₂O₃, которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

с серой

При нагревании до 150-200 о С или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфид алюминия

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 o C образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000 o C алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al₂O₃ не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000 о С. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией.

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

2Аl 0 + 6Н + = 2Аl 3+ + 3H₂ 0 ;

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H₂SO₄) до степени окисления -2 (в H₂S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно параллельно протекают реакции:

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N₂O и NH₄NO₃:

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Статьи

Свойства алюминия

Свойства алюминия

Алюминий — серебристо-белый легкий металл. Расположен в III группе Периодической системы элементов Д.И.Менделеева под номером 13; атомная масса алюминия — 26,98. Конфигурация внешней электронной оболочки 3s 2 3р; атомный радиус — 0,143 мм, ионный радиус А1 3+ (в скобках указаны координационные числа) 0,053 нм (4); 0,062 нм (5); 0,067 нм (6); энергия ионизации А1 -» А1 + -> А1 2+ —> А1 3+ — соответственно 5,984; 18,828; 28,44 эВ; сродство к электрону 0,5 эВ; электроотрицательность по Поллингу — 1,5; поперечное сечение захвата тепловых нейтронов — 215*10 -25 м 2 [3]. Алюминий имеет кубическую гранецентрированную кри­сталлическую решетку с параметрами: а = 0,40403 нм, z = 4, пространственная группа Fm3m. В природе существует один стабильный изотоп 27 А1.

Отличительные особенности алюминия — высокая электропроводимость, теплопроводность, коррозионная стойкость, малая плотность и отличная обрабатываемость давлением в холодном состоянии.

Физические свойства алюминия [2-6]

Механические свойства алюминия [4-6]

При охлаждении алюминия до температуры ниже 120 К его прочностные свойства в отличии от большинства металлов возрастают, а пластичность не изменяется (табл. 1.7).

Механические свойства алюминия различной чистоты

Технологические свойства алюминия [6]

Коррозионные свойства алюминия [6].

Алюминий и его сплавы характеризуются высокой коррозионной стойкостью в атмосферных условиях как сельской местности, так и городских про­мышленных районов.

Сернистый газ, сероводород, аммиак и другие газы, находящиеся в воздухе промышленных районов, не оказывают заметного влияния на скорость коррозии алюминия и его сплавов. Алюми­ний практически не корродирует в дистиллированной и чистой пресной (естественной) воде даже при высоких температурах (до 180 °С). Действие пара на алюминий и его сплавы также незначи­тельно.

Вода, содержащая примеси щелочей, резко повышает скорость коррозии алюминия. При ком­натной температуре скорость коррозии алюминия в аэрированной воде содержащей 0,1% едкого натрия — 16 мм/год; 0,1% соляной кислоты — 1 мм/год и 1% соды — 4 мм/год.

Алюминий и его сплавы, не содержащие меди, достаточно стойки в естественной (не загряз­ненной) морской воде. Сернокислые соли магния, натрия, алюминия, а также гипосульфит прак­тически не действуют на технический алюминий. Скорость коррозии алюминия возрастает в при­сутствии в воде солей ртути, меди или ионов хлора, разрушающих защитную оксидную пленку на алюминии.

В концентрированной азотной кислоте при комнатной температуре алюминий и его сплавы ус­тойчивы, но быстро разрушаются в разбавленных кислотах.

Слабые растворы серной кислоты, концентрацией до 10%, при комнатной температуре незна­чительно влияют на технический алюминий, но с повышением концентрации и температуры ско­рость коррозии резко возрастает. В концентрированной серной кислоте алюминий практически устойчив.

Соляная кислота быстро разрушает алюминий и его сплавы, особенно с повышением темпера­туры. Такое же действие на алюминий оказывают растворы плавиковой и бромистоводородной кислот. Слабые растворы фосфорной (менее 1%), хромовой (до 10%) и борной (при всех концен­трациях) кислот на алюминий и его сплавы действуют незначительно.

Органические кислоты — уксусная, масляная, лимонная, винная, а также кислые (незагрязнен­ные) фруктовые соки, вино оказывают слабое действие на алюминий и его сплавы, за исключени­ем щавелевой и муравьиной кислот.

Алюминий и его сплавы быстро разрушаются в растворах едких щелочей, однако в растворах аммиака они довольно стойки, особенно сплавы, содержащие магний. Амины на них действуют также незначительно.

Следует отметить, что алюминий и однофазные сплавы на алюминиевой основе более стойки в коррозионном отношении, чем сплавы двухфазные и многофазные.

Влияние примесей на свойства алюминия. На коррозионные, физические, механические и технологические свойства алюминия оказывают значительное влияние примеси различных эле­ментов. Так, например, большинство примесей снижают электропроводность алюминия (рис. 1.1). Основные примеси в алюминии — железо и кремний. Железо снижает коррозионную стойкость, электропроводность и пластичность алюминия, но несколько повышает его прочность. Диаграмма состояния системы Al-Fe, приведенная на рис. 1.2, показывает, что железо незначительно раство­ряется в алюминии в твердом состоянии. При температуре эвтектики (655°С) растворимость желе­за достигает 0,052% и с понижением температуры граница твердого раствора а резко сдвигается в сторону алюминия. Железо в алюминии присутствует в виде самостоятельной фазы Al₃Fe.

Железо — вредная примесь не только в алюминии, но и в сплавах алюминия с кремнием и магнием. Однако в жаропрочных алюминиевых сплавах железо (в сочетании с никелм) является полезной примесью.

Обычная примесь в алюминии — кремний. В сплавах на алюминиевой основе кремний наряду с медью, магнием, цинком, а также марганцем, никелем и хромом вводится в качестве основного компонента. Образующиеся при этом соединения CuAl₂, Mg₂Si, CuMgAl₂ и др. являются эффек­тивными упрочнителями алюминиевых сплавов.

Из диаграммы состояния алюминий-кремний (рис. 1.3) видно, что при температуре эвтектики 577°С в алюминии растворяется до 1,65% кремния. С понижением температуры область твердого раствора α резко уменьшается.

Примеси кальция и других элементов, присутствующих в стандартных марках алюминия в не­значительном количестве, не имеют практического значения. Небольшие добавки церия, натрия и титана оказывают существенное влияние на структуру и свойства определенных алюминиевых сплавов.

Водород хорошо растворяется в алюминии и оказывает отрицательное влияние на его свойства, вызывая при литье пористость. Азот при высоких температурах вступает в реакцию с алюминием с образованием тугоплавкого соединения.

Токсикологические свойства алюминия [7]. В соответствии с ГОСТом по степени воздейст­вия на организм человека алюминиевую пыль относят к III классу опасности. Предельно-допустимая концентрация (ПДК) в воздухе пыли металлического алюминия и его оксидов состав­ляет 2 мг/м 3 .

При постоянном вдыхании пыли металлического алюминия и его оксида может возникнуть алюминоз легких. Рабочие, подвергшиеся воздействию пыли, должны проходить периодически флюорографическое обследование. У рабочих, занятых в производстве алюминия, часты катары верхних дыхательных путей (рипиты, фарингиты).

Наибольшую опасность для здоровья представляет процесс электролиза глинозема, протекаю­щий в расплавленном криолите (Na₃AlF₆) при температуре 950 °С. Электролиз расплавленных со­лей может сопровождаться выбросами большого количества фторидной пыли, фторсодержащих газов, а также паров и частиц битума-компонента анодной массы. Рабочим, занятым на этой опе­рации, также грозят ожоги кожи и глаз при попадании на них расплавленного металла. Во избежании несчастных случаев электролизные ванны необходимо надежно изолировать, рабочие должны иметь средства индивидуальной защиты:, противопылевые маски, очки. перчатки, фартуки, сапоги и т.д. В электролизных цехах должен регулярно проводиться контроль за содержанием пыли в воздухе.

ПДК алюминия и его оксида по ГОСТу и нормативам США приведены ниже:

* Предел кратковременного влияния, т.е. максимальная концентрация, воздействию которой человек может подвергаться не более 15 минут подряд при условии, что в течении дня допускается не более 4-х таких воздействий с промежутками не менее 60 минут.

** Величина порогового предела концентрации вещества, устанавливаемая американской конференцией государственных гигиенистов и определенная для 8-часового рабочего дня и 40-часовой рабочей недели.

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в «строки и столбцы» — периоды и группы.

Период — ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 — называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов («→» слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде «←» справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер — сверху вниз «↓». Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается — снизу вверх «↑». Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия — тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует — там нужно считать электроны «вручную», располагая их на электронных орбиталях.

Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое «сходство»:

• B₅ — 1s 2 2s 2 2p 1
• Al₁₃ — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия — 3s 2 3p 1 , галия — 4s 2 4p 1 , индия — 5s 2 5p 1 и таллия — 6s 2 6p 1 . За «n» мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода — и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже 🙂

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных — только «вручную».

Длина связи

Длина связи — расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические — усиливаются (слева направо «→»). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические — ослабевают (сверху вниз «↓»).

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны — у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера — самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева — металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные — возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные — ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые — убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF — самая слабая из этих кислот, а HI — самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные — усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные — ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные — с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить 😉

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность — способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус «-«.

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева — это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости «синонимичны» также понятия сродства к электрону — энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации — количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO₃, а, к примеру, для IIIa группы — R₂O₃. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO₃, SeO₃, TeO₃ и IIIa группы: B₂O₃, Al₂O₃, Ga₂O₃.

На экзамене строка с готовыми «высшими» оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в «-» отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы — 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H₂O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы — H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Алюминий — химические и физические свойства, особенности взаимодействия с веществами

История открытия

Свое название серебристо-белый металл получил от латинского языка, в переводе оно означает квасцы. В 1825 году датский физик Ганс Эрстед нагрел амальгаму калия, восстановил хлорид вещества и выделил новый металл. Затем этот эксперимент повторил и улучшил Фридрих Велер. Он применил чистый металлический калий и первый описал химические особенности алюминия.

Полупромышленный способ выделения открыл Сент-Клер Девиль в 1854 году, но он использовал безопасный натрий. Полученный алюминиевый слиток ученый представил на Парижской выставке. А затем он провел еще один эксперимент — электролиз расплава двойной соли хлорида вещества.

До развития технологий алюминий, созданный электролитическим способом из глинозема, был слишком дорогим. Его слиток стоил больше, чем аналогичный кусок золота. Именно поэтому в 1889 году британские ученые подарили Менделееву аналитические весы. Чаши в них были изготовлены из разных металлов — золота и алюминия. В то время в России последнее вещество называли серебром из глины.

Только в 1886 году отдельно друг от друга химики Эру и Холл разработали промышленный метод добычи металла. Но еще с глубокой древности использовались квасцы — двойная соль калия и алюминия.

Распространенность в природе

По степени распространенности в земле алюминий занимает лидирующую позицию среди всех металлов и третью между элементами периодической таблицы. По исследованиям разных ученых его концентрация в почве колеблется от 7,4 до 8,1%. Молярная масса атома — 26,9815386 г/моль. У вещества высокая химическая активность, поэтому чаще всего оно встречается в виде соединений.

К природным минералам алюминия относятся:

• хризоберилл или александрит;
• бокситы;
• берилл, аквамарин, изумруд;
• нефелины;
• каолинит;
• алуниты;
• полевые шпаты;
• глиноземы — смесь каолинов с песком, магнезитом или известняком.

Но в специфических условиях — жерлах вулканов, например, есть незначительное количество самородного металла белого цвета. Содержат его и природные воды, но вещество приобретает вид малотоксичных соединений. Тип аниона или катиона зависит только от кислотности окружающей среды.

В составе алюминия есть радиоактивные изотопы, которые распадаются за 720 000 лет. Образуются они при расщеплении высокоэнергичными космическими лучами ядер аргона.

Способы получения

У алюминия очень прочная химическая связь с кислородом. Из-за высокой реакционной способности восстановиться металлу из алюмосиликатов и природных оксидов сложнее, чем другим подобным веществам. На это также влияет температура плавления его руд — корунды и бокситы.

Невозможно восстановить элемент путем обжига оксида с углеродом, что помогает при работе с железом. У алюминия слишком близкое взаимодействие с кислородом, у углерода этот показатель гораздо ниже. Получение металла возможно методом неполного восстановления, в ходе которого выделяется промежуточный продукт — карбид алюминия. Затем он разлагается при температуре 1900−2000 градусов, образуя природное вещество.

Этот способ считается более выгодным, чем привычный электролитический, найденный Эру и Холлом. Он требует гораздо меньше энергетических затрат и приводит к минимальному образованию углерода.

Для производства 1 т чернового алюминия необходимо 35 кг его фторида, 65 кг криолита, 600 кг графитовых анодных электродов, 1920 кг глинозема и 61 ГДж электрической энергии. Получить металл в лабораторных условиях можно с помощью метода, найденного Фридрихом Велером. Необходимо восстановить вещество калием его безводного хлорида. Реакция протекает без участия кислорода при нагревании.

Химические свойства

Алюминий — серебристо-белый легкий металл, технический состав плавится при температуре 658 градусов, чистый — при 660, а закипает он при 2518, 8. К физическим свойствам относится и пластичность. Она у вещества очень высокая: 35% и 50% у промышленного и природного сплава соответственно. Его можно раскатать до состояния фольги или тонкого листа.

Модуль Юнга у алюминия составляет 70 ГПа, коэффициент Пуассона — 0,34. Он отлично отражает свет, проводит тепло и электричество. Вещество может взаимодействовать практически со всеми металлами, образует сплавы с кремнием, магнием, медью.

В нормальных условиях алюминий покрыт прочной тонкой оксидной пленкой, поэтому на него не действуют обычные окислители. Но он реагирует на разбавленные серные растворы.

Металлу не опасна коррозия, благодаря чему он нашел широкое применение в промышленности.

Но если пленка разрушилась — ее могут повредить соли аммония, горячие щелочи или амальгамирование, то вещество превращается в восстановитель. Галий, олово и индий не дают ей образоваться, при этом поверхность металла нужно покрыть легкоплавкими эвтектиками.

Перечень того, с чем реагирует алюминий:

• кислородом;
• галогенами;
• неметаллами;
• водой и ее парами;
• щелочами;
• соляной, азотной и серной кислотами.

При реакции с кислородом образуется оксид алюминия, его формула — 4Al + 3O2 = 2Al2O3. Фторид вещества: 2Al + 3F2 = 2AlF3. Сульфид образуется при взаимодействии с серой:2Al + 3S = Al2S3, 2Al + N2 = 2AlN — это нитрид металла, 4Al + 3C = Al4C3 — карбид после реакции с углеродом.

Характерная степень окисления алюминия — плюс три, но его атомы могут образовывать дополнительные связи. При взаимодействии со щелочами образуется тетрагидроксоалюминат (или другие алюминаты): 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na (Al (OH)4) + 3H2. Металл можно растворить в разбавленной серной кислоте: 2Al + 3H2SO4 = Al2 (SO 4)3 + 3H2.

Интересна реакция алюминия с водой. Для нее необходимо удалить защитную пленку с помощью раствора горячей щелочи или амальгамы: 2Al + 6H2O = 2Al (OH3) + 3H2. При взаимодействии с окислителями происходит разложение вещества: 2Al + 6H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 3SO2 + 6H2O — растворимые соли, уравнение реакций. Химические свойства алюминия включают восстановление металлов из оксидов, реакцию с парами воды.

Производство алюминия

До начала позапрошлого века не было достоверной информации о производстве металла. Первые несколько миллиграммов получил Ганс Эрстед в 1825. Через два года Фридрих Велер выделил крупинки, но они моментально покрывались пленкой на воздухе.

До конца XIX столетия вещество не производили в промышленных масштабах. И только в 1854 при финансировании Наполеона III, который надеялся об усилении армии с помощью металла, Сент-Клер Девиль вытеснил алюминий натрием из двойного хлорида натрия. Через год он получил первый слиток массой 6 кг, а до 1890 ученый смог создать более 200 т вещества.

В 1885 году построили первый завод в Гмелингеме, Германия. Технологию для производства разработал Николай Бекетов. Его метод мало отличался от способа Сент-Клер Девиля, но основывался на взаимодействии магния и криолита. За пять лет работы завод создал более 58 т металла, что составило четверть мирового производства.

Эру и Холл практически одновременно изобрели еще один метод — электролиз глинозема. Его растворяли в расплавленном криолите. Он и стал основой современного создания алюминия. В России первый завод появился в 1932 году, тогда промышленность СССР порадовала 47,7 млн т металла. Стимулировала производство Вторая мировая война.

А к 2016 в мире сделали около 59 млн т, лидерами стали:

• Китай;
• РФ;
• Канада;
• США;
• Австралия.

Монополистом в РФ является «Российский алюминий», компания создает более 13% мирового рынка металла. Цены варьируются от 1253 до 3291 долларов за одну тонну.

Сферы применения

Благодаря основным свойствам алюминия — стойкости к коррозии, легкости, плавкости, теплопроводности и нетоксичности соединений — его применяют как конструкционное вещество.

А также металл используется во многих сферах человеческой деятельности:

• черная металлургия;
• создание сплавов;
• ювелирное дело;
• стекловарение;
• пищевая и военная промышленность;
• ракетная техника.

В черной металлургии алюминий необходим для создания стали. Он избавляет ее от пористости, делает более плотной. Сплавы металла широко применяют в разной промышленности. Наиболее востребованы соединения с магнием, марганцем, медью, кремнием. Когда алюминий был дорогим, из него делали ювелирные украшения. Обычно это были пуговицы, чаши для весов. Но когда изменились способы его изготовления, использование в этой сфере сразу прекратилось. Хотя сейчас из него делают бижутерию, а в Японии заменяют серебро.

Наполеон Третий приказывал изготавливать себе столовые приборы из белого металла. Их использовал только он и почетные гости, хотя другие предпочитали золото и серебро. Сейчас подобные изделия можно увидеть в столовых, а также в армии — из алюминия делают котелки, ложки и фляжки.

Фосфат, фторид и оксид вещества необходимы в стекловарении, а также металл зарегистрирован как пищевая добавка. Алюмогель — осадок быстрого охлаждения гидроксида алюминия.

Он выступает в качестве основы обезболивающих и обволакивающих средств. Используют металл и в военном деле: его легкость полезна при создании ручного стрелкового оружия. Соединения вещества — суспензии и порошки — применяют при строительстве ракетной техники.

Роль в биологии

Хотя алюминий распространен в природе, ни один живой организм не использует его в метаболизме. Из-за этого металл называют мертвым, только химия способна превратить его в полезные вещества. У него слабое токсичное действие, но некоторые неорганические соединения сохраняются в растворах, поэтому могут оказывать негативный эффект на организм человека и теплокровных животных.

Самыми опасными считаются сульфаты, хлориды, ацетаты и нитраты. Сначала они действуют на центральную нервную систему, приводят к серьезным расстройствам здоровья. По 15 мг металла может каждый день выходить с мочой, но для людей с нарушенной работой почек даже малейшая доза может оказаться смертельно опасной. Вещество способно накапливаться в тканях головного мозга, костей, печени.

Согласно некоторым медицинским характеристикам, алюминий вызывает болезнь Альцгеймера, рак молочных желез. Но не все исследования подтверждены официально.

Ведь в организм человека молекулы металла попадают с питьевой водой практически каждый день.