Kjemisk formel av aluminium. Kjemiske og fysiske egenskaper av aluminium

De kjemiske egenskapene til aluminium bestemmes av dets plassering i det periodiske systemet for kjemiske elementer.

Nedenfor er de viktigste kjemiske reaksjonene av aluminium med andre kjemiske elementer. Disse reaksjonene bestemmer de grunnleggende kjemiske egenskapene til aluminium.

Hva reagerer aluminium med?

Enkle stoffer:

• halogener (fluor, klor, brom og jod)
• fosfor
• karbon
• oksygen (forbrenning)

Komplekse stoffer:

• mineralsyrer (saltsyre, fosforsyre)
• svovelsyre
• Salpetersyre
• alkalier
• oksidasjonsmidler
• oksider av mindre aktive metaller (aluminiumtermi)

Hva reagerer ikke aluminium med?

Aluminium reagerer ikke:

• med hydrogen
• under normale forhold - med konsentrert svovelsyre (på grunn av passivering - dannelse av en tett oksidfilm)
• under normale forhold - med konsentrert salpetersyre (også på grunn av passivering)

Aluminium og luft

Vanligvis er overflaten av aluminium alltid belagt med et tynt lag av aluminiumoksid, som beskytter den mot eksponering for luft, eller mer presist, oksygen. Derfor antas det at aluminium ikke reagerer med luft. Hvis dette oksidlaget blir skadet eller fjernet, reagerer den ferske aluminiumsoverflaten med oksygen i luften. Aluminium kan brenne inn oksygen med en blendende hvit flamme for å danne aluminiumoksid Al2O3.

Reaksjon av aluminium med oksygen:

• 4Al + 3O 2 -> 2Al 2 O 3

Aluminium og vann

Aluminium reagerer med vann i følgende reaksjoner:

• 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 av disse reaksjonene dannes henholdsvis følgende:

• modifikasjon av aluminiumhydroksid bayeritt og hydrogen (1)
• modifikasjon av aluminiumhydroksid bohemitt og hydrogen (2)
• aluminiumoksid og hydrogen (3)

Disse reaksjonene er forresten av stor interesse i utviklingen av kompakte anlegg for produksjon av hydrogen til kjøretøy som går på hydrogen.

Alle disse reaksjonene er termodynamisk mulige ved temperaturer fra romtemperatur til smeltepunktet for aluminium 660 ºС. Alle av dem er også eksoterme, det vil si at de oppstår med frigjøring av varme:

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

Dermed blir aluminiumoksid Al 2 O 3 termodynamisk mer stabilt enn Al(OH) 3 ved forhøyede temperaturer. Produktet av reaksjonen av aluminium med vann ved romtemperatur vil være aluminiumhydroksid Al(OH) 3.

Reaksjon (1) viser at aluminium skal reagere spontant med vann ved romtemperatur. Men i praksis reagerer ikke et stykke aluminium nedsenket i vann med vann ved romtemperatur eller engang i kokende vann. Faktum er at aluminium har et tynt sammenhengende lag av aluminiumoksid Al 2 O 3 på overflaten. Denne oksidfilmen fester seg godt til overflaten av aluminiumet og hindrer den i å reagere med vann. Derfor, for å starte og opprettholde reaksjonen av aluminium med vann ved romtemperatur, er det nødvendig å hele tiden fjerne eller ødelegge dette oksidlaget.

Aluminium og halogener

Aluminium reagerer voldsomt med alle halogener - disse er:

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

med henholdsvis utdanning:

• fluor AlF 3
• A1Cl3-klorid
• bromid Al 2 Br 6 og
• Al2Br6jodid.

Reaksjoner av hydrogen med fluor, klor, brom og jod:

• 2Al + 3F 2 → 2AlF 3
• 2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3
• 2Al + 3Br 2 → Al 2 Br 6
• 2Al + 3l 2 → Al 2 I 6

Aluminium og syrer

Aluminium reagerer aktivt med fortynnede syrer: svovelsyre, saltsyre og salpetersyre, med dannelse av de tilsvarende salter: aluminiumsulfat Al 2 SO 4, aluminiumklorid AlCl 3 og aluminiumnitrat Al(NO 3) 3.

Reaksjoner av aluminium med fortynnede 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 konsentrert svovelsyre og saltsyre ved romtemperatur; når det oppvarmes, reagerer det og danner salter, oksider og vann.

Aluminium og alkalier

Aluminium i en vandig løsning av alkali - natriumhydroksid - reagerer og danner natriumaluminat.

Reaksjonen av aluminium med natriumhydroksid har formen:

• 2Al + 2NaOH + 10H2O -> 2Na + 3H2

Kilder:

1. Kjemiske elementer. De første 118 elementene, sortert alfabetisk / utg. Wikipedianere - 2018

2. Reaksjon av aluminium med vann for å produsere hydrogen /John Petrovic og George Thomas, U.S. Department of Energy, 2008

Aluminiumoksid(aluminiumoksyd) A1 2 O 3, fargeløs. krystaller; smp. 2044°C; t. balle 3530 °C. Den eneste stabile krystallinske opp til 2044°C. modifikasjon av aluminiumoksid-A1 2 O 3 (korund): romboedrisk gitter, a = 0,512 nm, = 55,25° (for sekskantet installasjon a = 0,475 nm, c = 1,299 nm, romgruppe D 6 3d, z = 2); tett 3,99 g/cm3;N° pl 111,4 kJ/mol; nivå av temperaturavhengighet: varmekapasitet C° p = = 114,4 + 12,9*10 -3 T - 34,3*10 5 T 2 JDmol*K) (298T 1800 K), damptrykk Igp (Pa) = -54800/7+1,68 (opptil ~ 3500 K); temperaturkoeffisient lineær ekspansjon (7,2-8,6)*10 -6 K -1 (300T1200 K); termisk ledningsevne prøve sintret ved 730°C 0,35 W/(mol*K); Mohs hardhet 9; brytningsindeksen for en vanlig stråle er n 0 1,765, for en ekstraordinær stråle n 0 1,759.

Aluminiumoksid (Al2O3) har et eksepsjonelt sett med egenskaper, for eksempel:

• Høy hardhet
• God varmeledningsevne
• Utmerket korrosjonsbestandighet
• Lav tetthet
• Opprettholder styrke over et bredt temperaturområde
• Elektriske isolerende egenskaper
• Lave kostnader i forhold til andre keramiske materialer

Alle disse kombinasjonene gjør materialet uerstattelig ved fremstilling av korrosjonsbestandige, slitesterke, elektrisk isolerende og varmebestandige produkter for en lang rekke industrier.

Hovedapplikasjoner:

• Foring av møller, hydrosykloner, betongblandere, ekstrudere, transportører, rør og annet slitesterkt utstyr
• Mekaniske tetningsringer
• Dies, ledninger, guider
• Glidelager, aksler og foring av våte deler av kjemiske pumper
• Slipemedier
• deler til papirfremstillingsutstyr
• Brennere
• Ekstruderdyser (kjerner)
• Digler
• Elementer av ventiler og stengeventiler
• Dyser for argon-buesveisemaskiner
• Elektriske isolatorer

Det er flere modifikasjoner av aluminiumoksid avhengig av innholdet i hovedfasen og urenheter, som kjennetegnes ved styrke og kjemisk motstand

Aluminiumhydroksid

Aluminiumhydroksid Al(OH) 3 er et fargeløst fast stoff, uløselig i vann, som finnes i mange bauxitter. Det finnes i fire polymorfe modifikasjoner. I kulde dannes α-Al(OH) 3 - bayeritt, og ved avsetning fra en varm løsning γ-Al(OH) 3 - gibbsitt (hydrargylitt), begge krystalliserer i det monokliniske systemet, har en lagdelt struktur, lagene består av oktaeder, mellom lagene er det en hydrogenbinding. Det er også en triklinisk gibbsitt γ’-Al(OH) 3 , en triklinisk Nordstrandite β-Al(OH) 3 og to modifikasjoner av oksohydroksidet AlOOH - ortorombisk boehmitt og diasporer. Amorft aluminiumhydroksid har en variabel sammensetning Al 2 O 3 · nH 2 O. Det spaltes når det varmes opp over 180°C.

Kjemiske egenskaper

Aluminiumhydroksid er en typisk amfoterisk forbindelse; ferskt oppnådd hydroksid løses opp i syrer og alkalier:

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

Al(OH)3 + NaOH + 2H20 = Na.

Når den varmes opp, brytes den ned; dehydreringsprosessen er ganske kompleks og kan skjematisk representeres som følger:

Al(OH)3 = AlOOH + H20;

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

Aluminiumhydroksid er et kjemisk stoff som er en forbindelse av aluminiumoksid med vann. Det kan eksistere i flytende og fast tilstand. Flytende hydroksid er et gelélignende gjennomsiktig stoff som er svært dårlig løselig i vann. Fast hydroksid er et hvitt krystallinsk stoff som har passive kjemiske egenskaper og ikke reagerer med praktisk talt noe annet element eller forbindelse.

Aluminiumklorid

Ved normalt trykk sublimerer den ved 183 °C (under trykk smelter den ved 192,6 °C). Meget løselig i vann (44,38 g i 100 g H2O ved 25 °C); På grunn av hydrolyse ryker det i fuktig luft og frigjør HCl. AlCl 3 · 6H 2 O krystallhydrat utfelles fra vandige løsninger - gulhvite spredende krystaller. Godt løselig i mange organiske forbindelser (i etanol - 100 g per 100 g alkohol ved 25 ° C, i aceton, dikloretan, etylenglykol, nitrobenzen, Karbontetraklorid og så videre.); den er imidlertid praktisk talt uløselig i benzen og toluen.

Aluminiumsulfat

Aluminiumsulfat er et hvitt salt med en grå, blå eller rosa fargetone; under normale forhold eksisterer det i form av krystallinsk hydrat Al 2 (SO 4) 3 ·18H 2 O - fargeløse krystaller. Når den varmes opp, mister den vann uten å smelte; når den varmes opp, brytes den ned til Al 2 O 3 og SO 3 og O 2. Det løser seg godt i vann. Teknisk aluminiumsulfat kan oppnås ved å behandle bauxitt eller leire med svovelsyre, og det rene produktet kan oppnås ved å løse Al(OH) 3 i varm konsentrert H 2 SO 4.

Aluminiumsulfat brukes som koaguleringsmiddel for vannrensing til husholdnings-, drikke- og industriformål og til bruk i papir, tekstil, lær og andre industrier.

Brukes som mattilsetning E-520

Aluminiumkarbid

Aluminiumkarbid produseres ved direkte reaksjon av aluminium med karbon i en lysbueovn.

Stryk med aluminium

Alni- en gruppe hardmagnetiske (svært tvangsmessige) legeringer jern (Fe) - nikkel (Ni) - aluminium (Al).

Legering av alni-legeringer forbedrer deres magnetiske egenskaper; legering med kobber brukes (for eksempel en legering av 24% nikkel, 4% kobber, 13% aluminium og 59% jern), kobolt (alnico og magnico legeringer). Karbonblanding reduserer de magnetiske egenskapene til legeringen; innholdet bør ikke overstige 0,03%.

Alni-legeringer er preget av høy hardhet og sprøhet, så støping brukes til å lage permanente magneter fra dem.

Natriumaluminat

Natriumaluminat- en uorganisk forbindelse, et komplekst oksid av natrium og aluminium med formelen NaAlO 2, et hvitt amorft stoff, reagerer med vann.

Ortoaluminsyre

Alumina" du, salter av aluminiumsyrer: ortoaluminium H3 AlO3, metaaluminum HAlO2, etc. I naturen er de vanligste aluminater med den generelle formelen R, hvor R er Mg, Ca, Be, Zn, etc. Blant dem er: 1) oktaedriske varianter, den såkalte. spineller - Mg (edel spinell), Zn (ganitt eller sinkspinell), etc. og 2) rombe varianter - Be (chrysoberyl), etc. (i formler mineraler atomene som utgjør en strukturell gruppe er vanligvis omsluttet av firkantede parenteser).

Alkalimetallaluminater oppnås ved å reagere Al eller Al(OH)3 med kaustiske alkalier: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2 O. Av disse er natriumaluminater NaAlO2, dannet under den alkaliske prosessen med å produsere alumina , brukt i tekstilproduksjon som beisemiddel. Aluminater av jordalkalimetaller oppnås ved å smelte deres oksider med Al2O3; Av disse tjener kalsiumaluminater CaAl2 O4 som hovedkomponenten i hurtigherdende aluminiumssement.

Aluminater av sjeldne jordartsmetaller har fått praktisk betydning. De oppnås ved å løse opp oksidene av sjeldne jordartselementer R2 03 og Al(NO3)3 i salpetersyre, fordampe den resulterende løsningen inntil saltene krystalliserer og kalsinere sistnevnte ved 1000-1100°C. Dannelsen av aluminater styres av røntgendiffraksjon samt kjemisk faseanalyse. Sistnevnte er basert på den forskjellige løseligheten til de opprinnelige oksidene og forbindelsen som dannes (A. er for eksempel stabile i eddiksyre, mens oksider av sjeldne jordartsmetaller er godt løselige i den). Aluminater av sjeldne jordarter har stor kjemisk resistens, avhengig av deres forbrenningstemperaturer; stabil i vann ved høye temperaturer (opptil 350°C) under trykk. Det beste løsningsmidlet for aluminater av sjeldne jordarter er saltsyre. Aluminater av sjeldne jordartselementer er preget av høy ildfasthet og karakteristisk farge. Deres tettheter varierer fra 6500 til 7500 kg /m3.

Aluminium er et amfotert metall. Den elektroniske konfigurasjonen av aluminiumsatomet er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Dermed har den tre valenselektroner på det ytre elektronlaget: 2 på 3-ene og 1 på 3p-undernivået. På grunn av denne strukturen er den preget av reaksjoner som et resultat av at aluminiumatomet mister tre elektroner fra det ytre nivået og får en oksidasjonstilstand på +3. Aluminium er et svært reaktivt metall og har svært sterke reduserende egenskaper.

Interaksjon av aluminium med enkle stoffer

med oksygen

Når absolutt rent aluminium kommer i kontakt med luft, samhandler aluminiumsatomer i overflatelaget øyeblikkelig med oksygen i luften og danner en tynn, titalls atomlag tykk, slitesterk oksidfilm av sammensetningen Al 2 O 3, som beskytter aluminium mot ytterligere oksidasjon. Det er også umulig å oksidere store prøver av aluminium selv ved svært høye temperaturer. Fint aluminiumspulver brenner imidlertid ganske lett i en brennerflamme:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

med halogener

Aluminium reagerer veldig kraftig med alle halogener. Således skjer reaksjonen mellom blandede aluminium- og jodpulver allerede ved romtemperatur etter tilsetning av en dråpe vann som katalysator. Ligning for samspillet mellom jod og aluminium:

2Al + 3I2=2AlI3

Aluminium reagerer også med brom, som er en mørkebrun væske, uten oppvarming. Bare tilsett en prøve av aluminium til flytende brom: en voldsom reaksjon begynner umiddelbart, og frigjør en stor mengde varme og lys:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

Reaksjonen mellom aluminium og klor oppstår når oppvarmet aluminiumsfolie eller fint aluminiumspulver tilsettes en kolbe fylt med klor. Aluminium brenner effektivt i klor i henhold til ligningen:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

med svovel

Ved oppvarming til 150-200 o C eller etter tenning av en blanding av pulverisert aluminium og svovel, begynner en intens eksoterm reaksjon mellom dem med frigjøring av lys:

— sulfid aluminium

med nitrogen

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

med karbon

Ved en temperatur på ca. 2000 o C reagerer aluminium med karbon og danner aluminiumkarbid (metanid), som inneholder karbon i -4-oksidasjonstilstand, som i metan.

Interaksjon av aluminium med komplekse stoffer

med vann

Som nevnt ovenfor hindrer en stabil og holdbar oksidfilm av Al 2 O 3 aluminium fra å oksidere i luft. Den samme beskyttende oksidfilmen gjør aluminium inert mot vann. Når du fjerner den beskyttende oksidfilmen fra overflaten ved metoder som behandling med vandige løsninger av alkali, ammoniumklorid eller kvikksølvsalter (amalgiering), begynner aluminium å reagere kraftig med vann for å danne aluminiumhydroksid og hydrogengass:

med metalloksider

Etter å ha antent en blanding av aluminium med oksider av mindre aktive metaller (til høyre for aluminium i aktivitetsserien), starter en ekstremt voldsom, svært eksoterm reaksjon. Således, i tilfelle av interaksjon av aluminium med jern(III)oksid, utvikles en temperatur på 2500-3000 o C. Som et resultat av denne reaksjonen dannes smeltet jern med høy renhet:

2AI + Fe 2 O 3 = 2 Fe + Al 2 O 3

Denne metoden for å oppnå metaller fra deres oksider ved reduksjon med aluminium kalles aluminotermi eller aluminotermi.

med ikke-oksiderende syrer

Samspillet mellom aluminium og ikke-oksiderende syrer, dvs. med nesten alle syrer, unntatt konsentrert svovelsyre og salpetersyre, fører til dannelsen av et aluminiumsalt av tilsvarende syre og hydrogengass:

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

2A10 + 6H+ = 2Al3+ + 3H20;

b) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2

med oksiderende syrer

-konsentrert svovelsyre

Samspillet mellom aluminium og konsentrert svovelsyre under normale forhold og ved lave temperaturer oppstår ikke på grunn av en effekt som kalles passivering. Ved oppvarming er reaksjonen mulig og fører til dannelse av aluminiumsulfat, vann og hydrogensulfid, som dannes som et resultat av reduksjonen av svovel, som er en del av svovelsyre:

En slik dyp reduksjon av svovel fra oksidasjonstilstanden +6 (i H 2 SO 4) til oksidasjonstilstanden -2 (i H 2 S) skjer på grunn av den meget høye reduserende evnen til aluminium.

- konsentrert salpetersyre

Under normale forhold passiviserer konsentrert salpetersyre også aluminium, noe som gjør det mulig å lagre det i aluminiumsbeholdere. Akkurat som i tilfellet med konsentrert svovelsyre, blir interaksjonen av aluminium med konsentrert salpetersyre mulig ved sterk oppvarming, og reaksjonen skjer hovedsakelig:

- fortynnet salpetersyre

Samspillet mellom aluminium og fortynnet salpetersyre sammenlignet med konsentrert salpetersyre fører til produkter med dypere nitrogenreduksjon. I stedet for NO, avhengig av fortynningsgraden, kan N 2 O og NH 4 NO 3 dannes:

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

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

med alkalier

Aluminium reagerer både med vandige løsninger av alkalier:

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

og med rene alkalier under fusjon:

I begge tilfeller begynner reaksjonen med oppløsningen av den beskyttende filmen av aluminiumoksid:

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

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

I tilfelle av en vandig løsning, begynner aluminium, renset for den beskyttende oksidfilmen, å reagere med vann i henhold til ligningen:

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

Det resulterende aluminiumhydroksidet, som er amfotert, reagerer med en vandig løsning av natriumhydroksid for å danne løselig natriumtetrahydroksoaluminat:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Metaller er et av de mest praktiske materialene å behandle. De har også egne ledere. For eksempel har de grunnleggende egenskapene til aluminium vært kjent for folk i lang tid. De egner seg såpass til hverdags at dette metallet har blitt veldig populært. Hva er både et enkelt stoff og et atom, vil vi vurdere i denne artikkelen.

Historien om oppdagelsen av aluminium

I lang tid har mennesket kjent sammensetningen av det aktuelle metallet - det ble brukt som et middel som kunne svelle og binde sammen komponentene i blandingen; dette var også nødvendig ved fremstilling av lærprodukter. Eksistensen av aluminiumoksid i sin rene form ble kjent på 1700-tallet, i andre halvdel. Den ble imidlertid ikke mottatt.

Forskeren H. K. Ørsted var den første som isolerte metallet fra kloridet. Det var han som behandlet saltet med kaliumamalgam og isolerte grått pulver fra blandingen, som var aluminium i sin rene form.

Da ble det klart at de kjemiske egenskapene til aluminium manifesteres i dets høye aktivitet og sterke reduserende evne. Derfor jobbet ingen andre sammen med ham på lenge.

Imidlertid var franskmannen Deville i 1854 i stand til å skaffe metallblokker ved elektrolyse av smelten. Denne metoden er fortsatt relevant i dag. Spesielt masseproduksjon av verdifullt materiale begynte på 1900-tallet, da problemene med å generere store mengder elektrisitet i bedrifter ble løst.

I dag er dette metallet et av de mest populære og brukt i bygg- og husholdningsindustrien.

Generelle egenskaper ved aluminiumatomet

Hvis vi karakteriserer det aktuelle elementet ved dets plassering i det periodiske systemet, kan flere punkter skilles.

1. Serienummer - 13.
2. Ligger i tredje lille periode, tredje gruppe, hovedundergruppe.
3. Atommasse - 26,98.
4. Antall valenselektroner er 3.
5. Konfigurasjonen av det ytre laget uttrykkes med formelen 3s 2 3p 1.
6. Elementnavnet er aluminium.
7. sterkt uttrykt.
8. Den har ingen isotoper i naturen; den eksisterer bare i én form, med et massetall på 27.
9. Det kjemiske symbolet er AL, lest som "aluminium" i formler.
10. Oksydasjonstilstanden er én, lik +3.

De kjemiske egenskapene til aluminium bekreftes fullt ut av den elektroniske strukturen til atomet, fordi det har en stor atomradius og lav elektronaffinitet, og er i stand til å fungere som et sterkt reduksjonsmiddel, som alle aktive metaller.

Aluminium som et enkelt stoff: fysiske egenskaper

Hvis vi snakker om aluminium som et enkelt stoff, så er det et sølvhvitt skinnende metall. I luft oksiderer den raskt og blir dekket med en tett oksidfilm. Det samme skjer ved eksponering for konsentrerte syrer.

Tilstedeværelsen av en slik funksjon gjør produkter laget av dette metallet motstandsdyktige mot korrosjon, noe som naturligvis er veldig praktisk for folk. Det er derfor aluminium er så mye brukt i konstruksjon. De er også interessante fordi dette metallet er veldig lett, men likevel slitesterkt og mykt. Kombinasjonen av slike egenskaper er ikke tilgjengelig for alle stoffer.

Det er flere grunnleggende fysiske egenskaper som er karakteristiske for aluminium.

1. Høy grad av formbarhet og duktilitet. Lett, sterk og veldig tynn folie er laget av dette metallet, og det er også rullet inn i tråd.
2. Smeltepunkt - 660 0 C.
3. Kokepunkt - 2450 0 C.
4. Tetthet - 2,7 g/cm3.
5. Krystallgitteret er volumetrisk ansiktssentrert, metall.
6. Type tilkobling - metall.

De fysiske og kjemiske egenskapene til aluminium bestemmer bruksområdene. Hvis vi snakker om hverdagsaspekter, spiller egenskapene vi allerede har diskutert ovenfor en stor rolle. Som et lett, slitesterkt og anti-korrosjonsmetall brukes aluminium i fly og skipsbygging. Derfor er disse egenskapene svært viktige å kjenne til.

Kjemiske egenskaper av aluminium

Fra et kjemisk synspunkt er det aktuelle metallet et sterkt reduksjonsmiddel som er i stand til å utvise høy kjemisk aktivitet samtidig som det er et rent stoff. Det viktigste er å fjerne oksidfilmen. I dette tilfellet øker aktiviteten kraftig.

De kjemiske egenskapene til aluminium som et enkelt stoff bestemmes av dets evne til å reagere med:

• syrer;
• alkalier;
• halogener;
• svovel.

Det samhandler ikke med vann under normale forhold. I dette tilfellet, av halogenene, uten oppvarming, reagerer det bare med jod. Andre reaksjoner krever temperatur.

Eksempler kan gis for å illustrere de kjemiske egenskapene til aluminium. Likninger av reaksjoner av interaksjon med:

• syrer- AL + HCL = AICL3 + H2;
• alkalier- 2Al + 6H20 + 2NaOH = Na + 3H2;
• halogener- AL + Hal = ALHal3;
• grå- 2AL + 3S = AL 2S 3.

Generelt er den viktigste egenskapen til det aktuelle stoffet dets høye evne til å gjenopprette andre elementer fra deres forbindelser.

Regenerativ kapasitet

De reduserende egenskapene til aluminium er tydelig synlige i reaksjonene av interaksjon med oksider av andre metaller. Det trekker dem enkelt ut av sammensetningen av stoffet og lar dem eksistere i en enkel form. For eksempel: Cr 2 O 3 + AL = AL 2 O 3 + Cr.

I metallurgi er det en hel metode for å produsere stoffer basert på lignende reaksjoner. Det kalles aluminotermi. Derfor, i den kjemiske industrien brukes dette elementet spesielt for produksjon av andre metaller.

Utbredelse i naturen

Når det gjelder utbredelse blant andre metallelementer, rangerer aluminium først. Det er inneholdt i jordskorpen 8,8%. Hvis vi sammenligner det med ikke-metaller, vil dens plass være tredje, etter oksygen og silisium.

På grunn av sin høye kjemiske aktivitet finnes den ikke i ren form, men bare som en del av forskjellige forbindelser. For eksempel er det mange kjente malmer, mineraler og bergarter som inneholder aluminium. Imidlertid utvinnes det bare fra bauxitt, hvis innhold i naturen ikke er veldig høyt.

De vanligste stoffene som inneholder det aktuelle metallet:

• feltspat;
• bauxitt;
• granitt;
• silika;
• aluminosilikater;
• basalter og andre.

I små mengder er aluminium nødvendigvis funnet i cellene til levende organismer. Noen arter av klubbmoser og marine innbyggere er i stand til å samle dette elementet i kroppen gjennom hele livet.

Kvittering

De fysiske og kjemiske egenskapene til aluminium gjør det mulig å oppnå det bare på én måte: ved elektrolyse av en smelte av det tilsvarende oksidet. Imidlertid er denne prosessen teknologisk kompleks. Smeltepunktet til AL 2 O 3 overstiger 2000 0 C. På grunn av dette kan det ikke utsettes for elektrolyse direkte. Fortsett derfor som følger.

Produktutbyttet er 99,7%. Det er imidlertid mulig å få til enda renere metall, som brukes til tekniske formål.

applikasjon

De mekaniske egenskapene til aluminium er ikke så gode at det kan brukes i sin rene form. Derfor brukes legeringer basert på dette stoffet oftest. Det er mange av disse, du kan nevne de mest grunnleggende.

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

Hovedforskjellen deres er naturligvis tredjeparts tilsetningsstoffer. Alle er basert på aluminium. Andre metaller gjør materialet mer holdbart, korrosjonsbestandig, slitesterkt og enkelt å behandle.

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

Sammen med jern og dets legeringer er aluminium det viktigste metallet. Det var disse to representantene for det periodiske systemet som fant den mest omfattende industrielle anvendelsen i menneskelige hender.

Egenskaper til aluminiumhydroksid

Hydroksyd er den vanligste forbindelsen som aluminium danner. Dens kjemiske egenskaper er de samme som til selve metallet - det er amfotert. Dette betyr at det er i stand til å utvise en dobbel natur, og reagere med både syrer og alkalier.

Aluminiumhydroksid i seg selv er et hvitt gelatinøst bunnfall. Det oppnås lett ved å omsette et aluminiumsalt med et alkali eller ved å reagere med syrer, dette hydroksydet gir det vanlige tilsvarende salt og vann. Hvis reaksjonen skjer med et alkali, dannes hydroksokomplekser av aluminium, hvor koordinasjonstallet er 4. Eksempel: Na - natriumtetrahydroksoaluminat.

Aluminium og dets forbindelser

Hovedundergruppen til gruppe III i det periodiske systemet består av bor (B), aluminium (Al), gallium (Ga), indium (In) og thallium (Tl).

Som det fremgår av dataene ovenfor, ble alle disse elementene oppdaget på 1800-tallet.

Bor er et ikke-metall. Aluminium er et overgangsmetall, mens gallium, indium og thallium er fullverdige metaller. Således, med økende radier av atomene til elementene i hver gruppe i det periodiske systemet, øker de metalliske egenskapene til enkle stoffer.

Plasseringen av aluminium i D. I. Mendeleevs bord. Atomstruktur, oksidasjonstilstander

Grunnstoffet aluminium er plassert i gruppe III, hoved "A" undergruppen, periode 3 i det periodiske systemet, serienummer nr. 13, relativ atommasse Ar(Al) = 27. Dens nabo til venstre i tabellen er magnesium - et typisk metall, og til høyre - silisium - allerede ikke-metall. Følgelig må aluminium ha egenskaper av en eller annen middels art, og dets forbindelser er amfotere.

Al +13) 2) 8) 3, p – element,

Aluminium viser en oksidasjonstilstand på +3 i forbindelser:

Al 0 – 3 e - → Al +3

Fysiske egenskaper

Aluminium i sin frie form er et sølvhvitt metall med høy termisk og elektrisk ledningsevne. Smeltepunktet er 650 o C. Aluminium har lav tetthet (2,7 g/cm 3) - omtrent tre ganger mindre enn jern eller kobber, og samtidig er det et slitesterkt metall.

Å være i naturen

Når det gjelder utbredelse i naturen, rangerer den 1. blant metaller og 3. blant grunnstoffer, nest etter oksygen og silisium. Prosentandelen av aluminiuminnhold i jordskorpen varierer ifølge forskjellige forskere fra 7,45 til 8,14 % av massen til jordskorpen.

I naturen forekommer aluminium bare i forbindelser(mineraler).

Noen av dem:

· Bauksitt - Al 2 O 3 H 2 O (med urenheter av SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nefeliner - KNa 3 4

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

· Alumina (blandinger av kaoliner med sand SiO 2, kalkstein CaCO 3, magnesit MgCO 3)

Korund - Al 2 O 3 (rubin, safir)

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

Kaolinitt - Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

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

· Beryl - 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Kjemiske egenskaper av aluminium og dets forbindelser

Aluminium reagerer lett med oksygen under normale forhold og er belagt med en oksidfilm (som gir den et matt utseende).

Tykkelsen er 0,00001 mm, men takket være den korroderer ikke aluminium. For å studere de kjemiske egenskapene til aluminium fjernes oksidfilmen. (Bruk sandpapir, eller kjemisk: dypp det først i en alkaliløsning for å fjerne oksidfilmen, og deretter i en løsning av kvikksølvsalter for å danne en legering av aluminium med kvikksølv - amalgam).