Kemisk formel af aluminium. Kemiske og fysiske egenskaber af aluminium

De kemiske egenskaber af aluminium bestemmes af dets placering i det periodiske system af kemiske grundstoffer.

Nedenfor er de vigtigste kemiske reaktioner af aluminium med andre kemiske elementer. Disse reaktioner bestemmer de grundlæggende kemiske egenskaber af aluminium.

Hvad reagerer aluminium med?

Simple stoffer:

• halogener (fluor, klor, brom og jod)
• fosfor
• kulstof
• ilt (forbrænding)

Komplekse stoffer:

• mineralsyrer (salt, phosphorsyre)
• svovlsyre
• Salpetersyre
• alkalier
• oxidationsmidler
• oxider af mindre aktive metaller (aluminiumtermi)

Hvad reagerer aluminium ikke med?

Aluminium reagerer ikke:

• med brint
• under normale forhold - med koncentreret svovlsyre (på grund af passivering - dannelsen af ​​en tæt oxidfilm)
• under normale forhold - med koncentreret salpetersyre (også på grund af passivering)

Aluminium og luft

Typisk er overfladen af ​​aluminium altid belagt med et tyndt lag aluminiumoxid, som beskytter den mod udsættelse for luft eller mere præcist ilt. Derfor menes det, at aluminium ikke reagerer med luft. Hvis dette oxidlag beskadiges eller fjernes, reagerer den friske aluminiumsoverflade med ilt i luften. Aluminium kan brænde i ilt med en blændende hvid flamme for at danne aluminiumoxid Al2O3.

Reaktion af aluminium med ilt:

• 4Al + 3O 2 -> 2Al 2 O 3

Aluminium og vand

Aluminium reagerer med vand i følgende reaktioner:

• 2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)
• 2Al + 4H2O = 2AlO(OH) + 3H2 (2)
• 2Al + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 3H 2 (3)

Som et resultat af disse reaktioner dannes henholdsvis følgende:

• modifikation af aluminiumhydroxid bayerit og brint (1)
• modifikation af aluminiumhydroxid-bohemit og hydrogen (2)
• aluminiumoxid og brint (3)

Disse reaktioner har i øvrigt stor interesse i udviklingen af ​​kompakte anlæg til fremstilling af brint til køretøjer, der kører på brint.

Alle disse reaktioner er termodynamisk mulige ved temperaturer fra stuetemperatur til smeltepunktet for aluminium 660 ºС. Alle af dem er også eksoterme, det vil sige, de forekommer med frigivelse af varme:

• Ved temperaturer fra stuetemperatur til 280 ºС er det mest stabile reaktionsprodukt Al(OH)3.
• Ved temperaturer fra 280 til 480 ºС er det mest stabile reaktionsprodukt AlO(OH).
• Ved temperaturer over 480 ºС er det mest stabile reaktionsprodukt Al 2 O 3.

Således bliver aluminiumoxid Al 2 O 3 termodynamisk mere stabilt end Al(OH) 3 ved forhøjede temperaturer. Produktet af reaktionen af ​​aluminium med vand ved stuetemperatur vil være aluminiumhydroxid Al(OH) 3.

Reaktion (1) viser, at aluminium skal reagere spontant med vand ved stuetemperatur. Men i praksis reagerer et stykke aluminium nedsænket i vand ikke med vand ved stuetemperatur eller endda i kogende vand. Faktum er, at aluminium har et tyndt sammenhængende lag af aluminiumoxid Al 2 O 3 på overfladen. Denne oxidfilm klæber fast til overfladen af ​​aluminium og forhindrer den i at reagere med vand. Derfor, for at starte og opretholde reaktionen af ​​aluminium med vand ved stuetemperatur, er det nødvendigt konstant at fjerne eller ødelægge dette oxidlag.

Aluminium og halogener

Aluminium reagerer voldsomt med alle halogener - disse er:

• fluor F
• klor Cl
• brom Br og
• jod (jod) I,

med henholdsvis uddannelse:

• fluor AlF 3
• AICI3-chlorid
• bromid Al 2 Br 6 og
• Al2Br6-iodid.

Reaktioner af brint med fluor, klor, brom og jod:

• 2Al + 3F2 → 2AlF3
• 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
• 2Al + 3Br2 → Al2Br 6
• 2Al + 3l2 → Al2I 6

Aluminium og syrer

Aluminium reagerer aktivt med fortyndede syrer: svovlsyre, saltsyre og salpetersyre, med dannelse af de tilsvarende salte: aluminiumsulfat Al 2 SO 4, aluminiumchlorid AlCl 3 og aluminiumnitrat Al(NO 3) 3.

Reaktioner af aluminium med fortyndede syrer:

• 2Al + 3H 2 SO 4 -> Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
• 2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H2
• 2Al + 6HNO3 -> 2Al(NO3)3 + 3H2

Det interagerer ikke med koncentreret svovlsyre og saltsyre ved stuetemperatur, når det opvarmes, reagerer det og danner salte, oxider og vand.

Aluminium og alkalier

Aluminium i en vandig opløsning af alkali - natriumhydroxid - reagerer og danner natriumaluminat.

Reaktionen af ​​aluminium med natriumhydroxid har formen:

• 2Al + 2NaOH + 10H2O -> 2Na + 3H2

Kilder:

1. Kemiske grundstoffer. De første 118 elementer, ordnet alfabetisk / udg. Wikipedianere - 2018

2. Reaktion af aluminium med vand for at producere hydrogen /John Petrovic og George Thomas, U.S. Energiministeriet, 2008

Aluminiumoxid(aluminiumoxid) A1 2 O 3, farveløs. krystaller; smp. 2044°C; t. balle 3530 °C. Den eneste stabile krystallinske op til 2044°C. modifikation af aluminiumoxid-A1 2 O 3 (korund): rhomboedral gitter, a = 0,512 nm, = 55,25° (for hexagonal installation a = 0,475 nm, c = 1,299 nm, rumgruppe D 6 3d, z = 2); tæt 3,99 g/cm3; N° pl 111,4 kJ/mol; niveau af temperaturafhængighed: varmekapacitet C° p = = 114,4 + 12,9*10 -3 T - 34,3*10 5 T 2 JDmol*K) (298T 1800 K), damptryk Igp (Pa) = -54800/7+1,68 (op til ~ 3500 K); temperaturkoefficient lineær ekspansion (7,2-8,6)*10 -6 K -1 (300T1200 K); varmeledningsevne prøve sintret ved 730°C 0,35 W/(mol*K); Mohs hårdhed 9; brydningsindekset for en almindelig stråle er n 0 1,765, for en ekstraordinær stråle n 0 1,759.

Aluminiumoxid (Al2O3) har et enestående sæt egenskaber, såsom:

• Høj hårdhed
• God varmeledningsevne
• Fremragende korrosionsbestandighed
• Lav densitet
• Bevarer styrken over et bredt temperaturområde
• Elektriske isolerende egenskaber
• Lave omkostninger i forhold til andre keramiske materialer

Alle disse kombinationer gør materialet uerstatteligt ved fremstilling af korrosionsbestandige, slidbestandige, elektrisk isolerende og varmebestandige produkter til en lang række industrier.

Hovedapplikationer:

• Foring af møller, hydrocykloner, betonblandere, ekstrudere, transportører, rør og andet bærbart udstyr
• Mekaniske tætningsringe
• Matricer, ledninger, guider
• Glidelejer, aksler og foring af våde dele af kemiske pumper
• Slibemedie
• Dele til papirfremstillingsudstyr
• Brændere
• Ekstruderdyser (kerner)
• Digler
• Elementer af ventiler og afspærringsventiler
• Dyser til argon-buesvejsemaskiner
• Elektriske isolatorer

Der er flere modifikationer af aluminiumoxid afhængigt af indholdet af hovedfasen og urenheder, som er kendetegnet ved styrke og kemisk resistens

Aluminiumhydroxid

Aluminiumhydroxid Al(OH) 3 er et farveløst fast stof, uopløseligt i vand, som findes i mange bauxitter. Det findes i fire polymorfe modifikationer. I kulden dannes α-Al(OH) 3 - bayerit, og ved aflejring fra en varm opløsning γ-Al(OH) 3 - gibbsit (hydrargylit), begge krystalliserer i det monokliniske system, har en lagdelt struktur, lagene består af oktaedre, mellem lagene er der en brintbinding. Der er også en triklinisk gibbsit γ’-Al(OH) 3, en triklinisk Nordstrandite β-Al(OH) 3 og to modifikationer af oxohydroxidet AlOOH - orthorhombisk boehmit og diasporer. Amorft aluminiumhydroxid har en variabel sammensætning Al 2 O 3 · nH 2 O. Det nedbrydes ved opvarmning til over 180°C.

Kemiske egenskaber

Aluminiumhydroxid er en typisk amfoterisk forbindelse, der opløses i syrer og baser:

2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O

Al(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na.

Når det opvarmes, nedbrydes dehydreringsprocessen ret kompleks og kan skematisk repræsenteres som følger:

Al(OH)3 = AlOOH + H2O;

2AlOOH = Al 2 O 3 + H 2 O.

Aluminiumhydroxid er et kemisk stof, der er en forbindelse af aluminiumoxid med vand. Det kan eksistere i flydende og fast tilstand. Flydende hydroxid er et geléagtigt gennemsigtigt stof, der er meget dårligt opløseligt i vand. Fast hydroxid er et hvidt krystallinsk stof, der har passive kemiske egenskaber og ikke reagerer med praktisk talt noget andet grundstof eller forbindelse.

Aluminiumklorid

Ved normalt tryk sublimerer den ved 183 °C (under tryk smelter den ved 192,6 °C). Meget opløselig i vand (44,38 g i 100 g H2O ved 25°C); På grund af hydrolyse ryger det i fugtig luft og frigiver HCl. AlCl 3 · 6H 2 O krystalhydrat udfælder fra vandige opløsninger - gullig-hvide spredende krystaller. Godt opløseligt i mange organiske forbindelser (i ethanol - 100 g pr. 100 g alkohol ved 25 ° C, i acetone, dichlorethan, ethylenglycol, nitrobenzen, carbontetrachlorid og etc.); det er dog praktisk talt uopløseligt i benzen og toluen.

Aluminium sulfat

Aluminiumsulfat er et hvidt salt med en grå, blå eller lyserød farvetone under normale forhold, det eksisterer i form af krystallinsk hydrat Al 2 (SO 4) 3 · 18H 2 O - farveløse krystaller. Når det opvarmes, mister det vand uden at smelte, når det opvarmes, nedbrydes det til Al 2 O 3 og SO 3 og O 2. Det opløses godt i vand. Teknisk aluminiumsulfat kan opnås ved at behandle bauxit eller ler med svovlsyre, og det rene produkt kan opnås ved at opløse Al(OH) 3 i varmt koncentreret H 2 SO 4.

Aluminiumsulfat bruges som koaguleringsmiddel til vandrensning til husholdnings-, drikke- og industriformål og til brug i papir-, tekstil-, læder- og andre industrier.

Anvendes som fødevaretilsætning E-520

Aluminiumscarbid

Aluminiumcarbid fremstilles ved den direkte reaktion mellem aluminium og kulstof i en lysbueovn.

Stryge med aluminium

Alni- en gruppe hårde magnetiske (stærkt tvangsmæssige) legeringer jern (Fe) - nikkel (Ni) - aluminium (Al).

Legering af alni-legeringer forbedrer deres magnetiske egenskaber legering med kobber anvendes (for eksempel en legering af 24% nikkel, 4% kobber, 13% aluminium og 59% jern), kobolt (alnico og magnico legeringer). Kulstofblanding reducerer legeringens magnetiske egenskaber; dens indhold bør ikke overstige 0,03%.

Alni-legeringer er kendetegnet ved høj hårdhed og skørhed, så støbning bruges til at lave permanente magneter af dem.

Natriumaluminat

Natriumaluminat- en uorganisk forbindelse, et komplekst oxid af natrium og aluminium med formlen NaAlO 2, et hvidt amorft stof, reagerer med vand.

Orthoaluminsyre

Alumina" dig, salte af aluminiumsyrer: orthoaluminium H3 AlO3, metaaluminum HAlO2 osv. I naturen er de mest almindelige aluminater med den generelle formel R, hvor R er Mg, Ca, Be, Zn osv. Blandt dem er: 1) oktaedriske varianter, den såkaldte. spineller - Mg (ædel spinel), Zn (ganit eller zinkspinel) osv. og 2) rombe varianter - Be (chrysoberyl) osv. (i formler mineraler de atomer, der udgør en strukturel gruppe, er normalt omgivet af firkantede parenteser).

Alkalimetalaluminater opnås ved at omsætte Al eller Al(OH)3 med kaustiske alkalier: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2 O. Af disse natriumaluminater NaAlO2, dannet under den alkaliske proces til fremstilling af aluminiumoxid , bruges i tekstilproduktion som bejdsemiddel. Aluminater af jordalkalimetaller opnås ved at fusionere deres oxider med Al2O3; Af disse tjener calciumaluminater CaAl2 O4 som hovedkomponenten i hurtigt hærdende aluminiumholdig cement.

Aluminater af sjældne jordarters grundstoffer har fået praktisk betydning. De opnås ved i fællesskab at opløse oxiderne af sjældne jordarters grundstoffer R2 03 og Al(NO3)3 i salpetersyre, inddampe den resulterende opløsning, indtil saltene krystalliserer og kalcinere sidstnævnte ved 1000-1100°C. Dannelsen af ​​aluminater styres af røntgendiffraktion samt kemisk faseanalyse. Sidstnævnte er baseret på den forskellige opløselighed af de oprindelige oxider og den dannede forbindelse (A. er f.eks. stabile i eddikesyre, mens oxider af sjældne jordarters grundstoffer er godt opløselige i det). Sjældne jordarters aluminater har stor kemisk resistens, afhængigt af deres forbrændingstemperaturer; stabil i vand ved høje temperaturer (op til 350°C) under tryk. Det bedste opløsningsmiddel til aluminater af sjældne jordarter er saltsyre. Aluminater af sjældne jordarters grundstoffer er kendetegnet ved høj ildfasthed og karakteristisk farve. Deres tætheder spænder fra 6500 til 7500 kg /m3.

Aluminium er et amfotert metal. Den elektroniske konfiguration af aluminiumsatomet er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Den har således tre valenselektroner på sit ydre elektronlag: 2 på 3'erne og 1 på 3p-underniveauet. På grund af denne struktur er den karakteriseret ved reaktioner, hvorved aluminiumatomet mister tre elektroner fra det ydre niveau og får en oxidationstilstand på +3. Aluminium er et meget reaktivt metal og udviser meget stærke reducerende egenskaber.

Interaktion mellem aluminium og simple stoffer

med ilt

Når absolut rent aluminium kommer i kontakt med luft, interagerer aluminiumsatomer, der er placeret i overfladelaget, øjeblikkeligt med ilt i luften og danner en tynd, snesevis af atomlag tyk, holdbar oxidfilm af sammensætningen Al 2 O 3, som beskytter aluminium mod yderligere oxidation. Det er også umuligt at oxidere store prøver af aluminium selv ved meget høje temperaturer. Men fint aluminiumspulver brænder ret let i en brænderflamme:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

med halogener

Aluminium reagerer meget kraftigt med alle halogener. Reaktionen mellem blandede aluminium- og jodpulvere sker således allerede ved stuetemperatur efter tilsætning af en dråbe vand som katalysator. Ligning for jods interaktion med aluminium:

2Al + 3I2=2AlI3

Aluminium reagerer også med brom, som er en mørkebrun væske, uden opvarmning. Du skal blot tilføje en prøve af aluminium til flydende brom: en voldsom reaktion begynder straks, der frigiver en stor mængde varme og lys:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Reaktionen mellem aluminium og klor opstår, når opvarmet aluminiumsfolie eller fint aluminiumspulver tilsættes til en kolbe fyldt med klor. Aluminium brænder effektivt i klor ifølge ligningen:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

med svovl

Ved opvarmning til 150-200 o C eller efter antændelse af en blanding af pulveriseret aluminium og svovl begynder en intens eksoterm reaktion mellem dem med frigivelse af lys:

— sulfid aluminium

med nitrogen

Når aluminium reagerer med nitrogen ved en temperatur på omkring 800 o C, dannes aluminiumnitrid:

med kulstof

Ved en temperatur på omkring 2000 o C reagerer aluminium med kulstof og danner aluminiumcarbid (methanid), der indeholder kul i -4-oxidationstilstanden, som i metan.

Interaktion mellem aluminium og komplekse stoffer

med vand

Som nævnt ovenfor forhindrer en stabil og holdbar oxidfilm af Al 2 O 3 aluminium i at oxidere i luften. Den samme beskyttende oxidfilm gør aluminium inert over for vand. Når den beskyttende oxidfilm fjernes fra overfladen ved metoder som behandling med vandige opløsninger af alkali, ammoniumchlorid eller kviksølvsalte (amalgiering), begynder aluminium at reagere kraftigt med vand for at danne aluminiumhydroxid og brintgas:

med metaloxider

Efter at have antændt en blanding af aluminium med oxider af mindre aktive metaller (til højre for aluminium i aktivitetsserien), begynder en ekstremt voldsom, stærkt eksoterm reaktion. I tilfælde af interaktion af aluminium med jern(III)oxid udvikles en temperatur på 2500-3000 o C Som et resultat af denne reaktion dannes smeltet jern med høj renhed:

2AI + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3

Denne metode til at opnå metaller fra deres oxider ved reduktion med aluminium kaldes aluminotermi eller aluminotermi.

med ikke-oxiderende syrer

Aluminiums interaktion med ikke-oxiderende syrer, dvs. med næsten alle syrer, undtagen koncentreret svovlsyre og salpetersyre, fører til dannelsen af ​​et aluminiumsalt af den tilsvarende syre og brintgas:

a) 2Al + 3H 2 SO 4 (fortyndet) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

2A10 + 6H+ = 2A13+ + 3H20;

b) 2AI + 6HCl = 2AICI3 + 3H2

med oxiderende syrer

-koncentreret svovlsyre

Aluminiums interaktion med koncentreret svovlsyre under normale forhold og ved lave temperaturer opstår ikke på grund af en effekt kaldet passivering. Ved opvarmning er reaktionen mulig og fører til dannelse af aluminiumsulfat, vand og svovlbrinte, som dannes som følge af reduktionen af ​​svovl, som er en del af svovlsyre:

En sådan dyb reduktion af svovl fra oxidationstilstanden +6 (i H 2 SO 4) til oxidationstilstanden -2 (i H 2 S) sker på grund af aluminiums meget høje reducerende evne.

- koncentreret salpetersyre

Under normale forhold passiverer koncentreret salpetersyre også aluminium, hvilket gør det muligt at opbevare det i aluminiumsbeholdere. Ligesom i tilfældet med koncentreret svovlsyre bliver vekselvirkningen mellem aluminium og koncentreret salpetersyre mulig ved kraftig opvarmning, og reaktionen sker overvejende:

- fortyndet salpetersyre

Interaktionen mellem aluminium og fortyndet salpetersyre sammenlignet med koncentreret salpetersyre fører til produkter med dybere nitrogenreduktion. I stedet for NO kan der afhængigt af fortyndingsgraden dannes N 2 O og NH 4 NO 3:

8Al + 30HNO3(fortyndet) = 8Al(NO3)3 +3N2O + 15H2O

8Al + 30HNO 3(ren fortyndet) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

med alkalier

Aluminium reagerer både med vandige opløsninger af alkalier:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

og med rene alkalier under fusion:

I begge tilfælde begynder reaktionen med opløsningen af ​​den beskyttende film af aluminiumoxid:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O

I tilfælde af en vandig opløsning begynder aluminium, renset for den beskyttende oxidfilm, at reagere med vand ifølge ligningen:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

Det resulterende aluminiumhydroxid, der er amfotert, reagerer med en vandig opløsning af natriumhydroxid til dannelse af opløseligt natriumtetrahydroxoaluminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Metaller er et af de mest bekvemme materialer at behandle. De har også deres egne ledere. For eksempel har de grundlæggende egenskaber af aluminium været kendt af folk i lang tid. De er så velegnede til hverdagsbrug, at dette metal er blevet meget populært. Hvad er både et simpelt stof og et atom, vil vi overveje i denne artikel.

Historien om opdagelsen af ​​aluminium

I lang tid har mennesket kendt sammensætningen af ​​det pågældende metal - det blev brugt som et middel, der kunne svulme og binde sammen komponenterne i blandingen dette var også nødvendigt ved fremstilling af læderprodukter. Eksistensen af ​​aluminiumoxid i sin rene form blev kendt i det 18. århundrede, i dets anden halvdel. Den blev dog ikke modtaget.

Videnskabsmanden H. K. Ørsted var den første til at isolere metallet fra dets klorid. Det var ham, der behandlede saltet med kaliumamalgam og isolerede gråt pulver fra blandingen, som var aluminium i sin rene form.

Så blev det klart, at aluminiums kemiske egenskaber kommer til udtryk i dets høje aktivitet og stærke reducerende evne. Derfor arbejdede ingen andre sammen med ham i lang tid.

Men i 1854 var franskmanden Deville i stand til at opnå metalbarrer ved elektrolyse af smelten. Denne metode er stadig relevant i dag. Især masseproduktion af værdifuldt materiale begyndte i det 20. århundrede, da problemerne med at generere store mængder elektricitet i virksomheder blev løst.

I dag er dette metal et af de mest populære og brugt i byggeri og husholdningsindustrien.

Almindelige karakteristika for aluminiumatomet

Hvis vi karakteriserer det pågældende grundstof ved dets placering i det periodiske system, så kan der skelnes mellem flere punkter.

1. Serienummer - 13.
2. Placeret i den tredje lille periode, tredje gruppe, hovedundergruppe.
3. Atommasse - 26,98.
4. Antallet af valenselektroner er 3.
5. Konfigurationen af ​​det ydre lag er udtrykt ved formlen 3s 2 3p 1.
6. Elementnavnet er aluminium.
7. stærkt udtrykt.
8. Den har ingen isotoper i naturen, den eksisterer kun i én form, med et massetal på 27.
9. Det kemiske symbol er AL, læst som "aluminium" i formler.
10. Oxidationstilstanden er en, lig med +3.

Aluminiums kemiske egenskaber bekræftes fuldt ud af dets atoms elektroniske struktur, fordi det med en stor atomradius og lav elektronaffinitet er i stand til at fungere som et stærkt reduktionsmiddel, ligesom alle aktive metaller.

Aluminium som et simpelt stof: fysiske egenskaber

Hvis vi taler om aluminium som et simpelt stof, så er det et sølvhvidt skinnende metal. I luften oxiderer det hurtigt og bliver dækket af en tæt oxidfilm. Det samme sker, når man udsættes for koncentrerede syrer.

Tilstedeværelsen af ​​en sådan funktion gør produkter fremstillet af dette metal modstandsdygtige over for korrosion, hvilket naturligvis er meget bekvemt for mennesker. Derfor er aluminium så meget brugt i byggeriet. De er også interessante, fordi dette metal er meget let, men alligevel holdbart og blødt. Kombinationen af ​​sådanne egenskaber er ikke tilgængelig for alle stoffer.

Der er flere grundlæggende fysiske egenskaber, der er karakteristiske for aluminium.

1. Høj grad af formbarhed og duktilitet. Let, stærk og meget tynd folie er lavet af dette metal, og det er også rullet til tråd.
2. Smeltepunkt - 660 0 C.
3. Kogepunkt - 2450 0 C.
4. Massefylde - 2,7 g/cm3.
5. Krystalgitteret er volumetrisk ansigtscentreret, metal.
6. Tilslutningstype - metal.

Aluminiums fysiske og kemiske egenskaber bestemmer anvendelses- og anvendelsesområderne. Hvis vi taler om hverdagsaspekter, spiller de egenskaber, vi allerede har diskuteret ovenfor, en stor rolle. Som et letvægts, holdbart og anti-korrosionsmetal bruges aluminium i fly- og skibsbygning. Derfor er disse egenskaber meget vigtige at kende.

Kemiske egenskaber af aluminium

Ud fra et kemisk synspunkt er det pågældende metal et stærkt reduktionsmiddel, der er i stand til at udvise høj kemisk aktivitet, samtidig med at det er et rent stof. Det vigtigste er at fjerne oxidfilmen. I dette tilfælde stiger aktiviteten kraftigt.

De kemiske egenskaber af aluminium som et simpelt stof er bestemt af dets evne til at reagere med:

• syrer;
• alkalier;
• halogener;
• svovl.

Det interagerer ikke med vand under normale forhold. I dette tilfælde af halogenerne, uden opvarmning, reagerer det kun med jod. Andre reaktioner kræver temperatur.

Eksempler kan gives for at illustrere de kemiske egenskaber af aluminium. Ligninger for reaktioner af interaktion med:

• syrer- AL + HCL = AICL3 + H2;
• alkalier- 2Al + 6H2O + 2NaOH = Na + 3H2;
• halogener- AL + Hal = ALHal3;
• grå- 2AL + 3S = AL 2S 3.

Generelt er den vigtigste egenskab ved det pågældende stof dets høje evne til at genoprette andre grundstoffer fra deres forbindelser.

Regenerativ kapacitet

Aluminiums reducerende egenskaber er tydeligt synlige i reaktionerne af interaktion med oxider af andre metaller. Det ekstraherer dem let fra sammensætningen af ​​stoffet og tillader dem at eksistere i en simpel form. For eksempel: Cr 2 O 3 + AL = AL 2 O 3 + Cr.

I metallurgi er der en hel metode til at fremstille stoffer baseret på lignende reaktioner. Det kaldes aluminotermi. Derfor bruges dette element i den kemiske industri specifikt til fremstilling af andre metaller.

Udbredelse i naturen

Med hensyn til udbredelse blandt andre metalelementer rangerer aluminium først. Det er indeholdt i jordskorpen 8,8%. Hvis vi sammenligner det med ikke-metaller, vil dets plads være tredje efter ilt og silicium.

På grund af sin høje kemiske aktivitet findes den ikke i ren form, men kun som en del af forskellige forbindelser. For eksempel er der mange kendte malme, mineraler og sten, der indeholder aluminium. Det udvindes dog kun af bauxit, hvis indhold i naturen ikke er særlig højt.

De mest almindelige stoffer, der indeholder det pågældende metal:

• feldspat;
• bauxit;
• granitter;
• silica;
• aluminosilicater;
• basalt og andre.

I små mængder findes aluminium nødvendigvis i cellerne i levende organismer. Nogle arter af køllemoser og havbeboere er i stand til at akkumulere dette element i deres kroppe gennem hele deres liv.

Kvittering

De fysiske og kemiske egenskaber af aluminium gør det muligt at opnå det kun på én måde: ved elektrolyse af en smelte af det tilsvarende oxid. Denne proces er imidlertid teknologisk kompleks. Smeltepunktet for AL 2 O 3 overstiger 2000 0 C. På grund af dette kan det ikke udsættes for elektrolyse direkte. Fortsæt derfor som følger.

Produktudbyttet er 99,7%. Det er dog muligt at få endnu renere metal, som bruges til tekniske formål.

Ansøgning

Aluminiums mekaniske egenskaber er ikke så gode, at det kan bruges i sin rene form. Derfor bruges legeringer baseret på dette stof oftest. Der er mange af disse, de mest basale kan nævnes.

1. Duralumin.
2. Aluminium-mangan.
3. Aluminium-magnesium.
4. Aluminium-kobber.
5. Siluminer.
6. Avial.

Deres største forskel er naturligvis tredjepartsadditiver. Alle er baseret på aluminium. Andre metaller gør materialet mere holdbart, korrosionsbestandigt, slidstærkt og nemt at behandle.

Der er flere hovedanvendelsesområder for aluminium, både i ren form og i form af dets forbindelser (legeringer).

Sammen med jern og dets legeringer er aluminium det vigtigste metal. Det var disse to repræsentanter for det periodiske system, der fandt den mest omfattende industrielle anvendelse i menneskelige hænder.

Egenskaber af aluminiumhydroxid

Hydroxid er den mest almindelige forbindelse, som aluminium danner. Dets kemiske egenskaber er de samme som selve metallet - det er amfotert. Det betyder, at det er i stand til at udvise en dobbelt karakter, idet det reagerer med både syrer og baser.

Aluminiumhydroxid i sig selv er et hvidt gelatinøst bundfald. Det opnås let ved at omsætte et aluminiumsalt med et alkali eller ved at reagere med syrer, dette hydroxid giver det sædvanlige tilsvarende salt og vand. Hvis reaktionen sker med en alkali, dannes hydroxokomplekser af aluminium, hvor dens koordinationsnummer er 4. Eksempel: Na - natriumtetrahydroxoaluminat.

Aluminium og dets forbindelser

Hovedundergruppen af ​​gruppe III i det periodiske system består af bor (B), aluminium (Al), gallium (Ga), indium (In) og thallium (Tl).

Som det kan ses af ovenstående data, blev alle disse elementer opdaget i det 19. århundrede.

Bor er et ikke-metal. Aluminium er et overgangsmetal, mens gallium, indium og thallium er fuldgyldige metaller. Således, med stigende radier af atomerne i grundstofferne i hver gruppe af det periodiske system, øges de metalliske egenskaber af simple stoffer.

Placeringen af ​​aluminium i D. I. Mendeleevs bord. Atomstruktur, oxidationstilstande

Grundstoffet aluminium er placeret i gruppe III, den vigtigste "A" undergruppe, periode 3 i det periodiske system, serienummer 13, relativ atommasse Ar(Al) = 27. Dets nabo til venstre i tabellen er magnesium - et typisk metal, og til højre - silicium - allerede ikke-metal. Følgelig skal aluminium udvise egenskaber af en eller anden mellemliggende karakter, og dets forbindelser er amfotere.

Al +13) 2) 8) 3, p – element,

Aluminium udviser en oxidationstilstand på +3 i forbindelser:

Al 0 – 3 e - → Al +3

Fysiske egenskaber

Aluminium i sin frie form er et sølvhvidt metal med høj termisk og elektrisk ledningsevne. Smeltepunktet er 650 o C. Aluminium har en lav densitet (2,7 g/cm 3) - cirka tre gange mindre end jern eller kobber, og samtidig er det et holdbart metal.

At være i naturen

Med hensyn til udbredelse i naturen rangerer den 1. blandt metaller og 3. blandt grundstoffer, kun næst efter ilt og silicium. Procentdelen af ​​aluminiumindhold i jordskorpen varierer ifølge forskellige forskere fra 7,45 til 8,14 % af massen af ​​jordskorpen.

I naturen forekommer aluminium kun i forbindelser(mineraler).

Nogle af dem:

· Bauxit - Al 2 O 3 H 2 O (med urenheder af SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nefeliner - KNa 3 4

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

· Aluminiumoxid (blandinger af kaoliner med sand SiO 2, kalksten CaCO 3, magnesit MgCO 3)

Korund - Al 2 O 3 (ruby, safir)

· Feltspat (orthoklase) - K 2 O×Al 2 O 3 ×6SiO 2

Kaolinit - Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

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

· Beryl - 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Kemiske egenskaber af aluminium og dets forbindelser

Aluminium reagerer let med ilt under normale forhold og er belagt med en oxidfilm (som giver det et mat udseende).

Dens tykkelse er 0,00001 mm, men takket være den korroderer aluminium ikke. For at studere aluminiums kemiske egenskaber fjernes oxidfilmen. (Ved brug af sandpapir eller kemisk: dyp det først i en alkaliopløsning for at fjerne oxidfilmen og derefter i en opløsning af kviksølvsalte for at danne en legering af aluminium med kviksølv - amalgam).