Chemický vzorec hliníka. Chemické a fyzikálne vlastnosti hliníka

Chemické vlastnosti hliníka sú určené jeho pozíciou v periodickej tabuľke chemických prvkov.

Nižšie sú uvedené hlavné chemické reakcie hliníka s inými chemickými prvkami. Tieto reakcie určujú základné chemické vlastnosti hliníka.

S čím hliník reaguje?

Jednoduché látky:

• halogény (fluór, chlór, bróm a jód)
• fosfor
• uhlíka
• kyslík (spaľovanie)

Komplexné látky:

• minerálne kyseliny (chlorovodíková, fosforečná)
• kyselina sírová
• Kyselina dusičná
• alkálie
• oxidačné činidlá
• oxidy menej aktívnych kovov (aluminotermia)

S čím hliník nereaguje?

Hliník nereaguje:

• s vodíkom
• za normálnych podmienok - s koncentrovanou kyselinou sírovou (v dôsledku pasivácie - tvorba hustého oxidového filmu)
• za normálnych podmienok - s koncentrovanou kyselinou dusičnou (aj kvôli pasivácii)

Hliník a vzduch

Povrch hliníka je zvyčajne vždy potiahnutý tenkou vrstvou oxidu hlinitého, ktorá ho chráni pred vystavením vzduchu, presnejšie kyslíku. Preto sa predpokladá, že hliník nereaguje so vzduchom. Ak je táto vrstva oxidu poškodená alebo odstránená, čerstvý hliníkový povrch reaguje so vzdušným kyslíkom. Hliník môže horieť v kyslíku oslepujúcim bielym plameňom za vzniku oxidu hlinitého Al2O3.

Reakcia hliníka s kyslíkom:

• 4Al + 302 -> 2Al203

Hliník a voda

Hliník reaguje s vodou v nasledujúcich reakciách:

• 2Al + 6H20 = 2Al(OH)3 + 3H2 (1)
• 2Al + 4H20 = 2AlO(OH) + 3H2 (2)
• 2Al + 3H20 = Al203 + 3H2 (3)

V dôsledku týchto reakcií sa tvoria, resp.

• modifikácia bayeritu hydroxidu hlinitého a vodíka (1)
• modifikácia bohemitu hydroxidu hlinitého a vodíka (2)
• oxid hlinitý a vodík (3)

Tieto reakcie sú mimochodom veľmi zaujímavé pri vývoji kompaktných zariadení na výrobu vodíka pre vozidlá, ktoré jazdia na vodík.

Všetky tieto reakcie sú termodynamicky možné pri teplotách od izbovej teploty po teplotu topenia hliníka 660 °С. Všetky sú tiež exotermické, to znamená, že sa vyskytujú pri uvoľňovaní tepla:

• Pri teplotách od izbovej teploty do 280 ºС je najstabilnejším reakčným produktom Al(OH) 3.
• Pri teplotách od 280 do 480 ºС je najstabilnejším reakčným produktom AlO(OH).
• Pri teplotách nad 480 ºС je najstabilnejším reakčným produktom Al 2 O 3 .

Oxid hlinitý Al203 sa tak stáva termodynamicky stabilnejším ako Al(OH)3 pri zvýšených teplotách. Produktom reakcie hliníka s vodou pri izbovej teplote bude hydroxid hlinitý Al(OH) 3.

Reakcia (1) ukazuje, že hliník by mal spontánne reagovať s vodou pri izbovej teplote. V praxi však kus hliníka ponorený do vody nereaguje s vodou pri izbovej teplote a dokonca ani vo vriacej vode. Faktom je, že hliník má na svojom povrchu tenkú koherentnú vrstvu oxidu hlinitého Al 2 O 3 . Tento oxidový film pevne priľne k povrchu hliníka a zabráni jeho reakcii s vodou. Preto, aby sa spustila a udržala reakcia hliníka s vodou pri izbovej teplote, je potrebné túto vrstvu oxidu neustále odstraňovať alebo ničiť.

Hliník a halogény

Hliník prudko reaguje so všetkými halogénmi - sú to:

• fluór F
• chlór Cl
• bróm Br a
• jód (jód) I,

so vzdelaním resp.

• fluorid AlF 3
• chlorid AICI3
• bromid Al2Br6 a
• Al2Br6 jodid.

Reakcie vodíka s fluórom, chlórom, brómom a jódom:

• 2Al + 3F 2 → 2AlF 3
• 2Al + 3Cl2 -> 2AlCl3
• 2Al + 3Br2 -> A12Br6
• 2Al + 3l 2 → Al 2 I 6

Hliník a kyseliny

Hliník aktívne reaguje so zriedenými kyselinami: sírovou, chlorovodíkovou a dusičnou, pričom vznikajú zodpovedajúce soli: síran hlinitý Al 2 SO 4, chlorid hlinitý AlCl 3 a dusičnan hlinitý Al(NO 3) 3.

Reakcie hliníka so zriedenými kyselinami:

• 2Al + 3H2S04 -> Al2(S04)3 + 3H2
• 2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2
• 2Al + 6HN03 -> 2Al(N03)3 + 3H2

Pri izbovej teplote neinteraguje s koncentrovanými kyselinami sírovou a chlorovodíkovou, reaguje za vzniku solí, oxidov a vody.

Hliník a alkálie

Hliník vo vodnom roztoku alkálie - hydroxid sodný - reaguje za vzniku hlinitanu sodného.

Reakcia hliníka s hydroxidom sodným má formu:

• 2Al + 2NaOH + 10H20 -> 2Na + 3H 2

Zdroje:

1. Chemické prvky. Prvých 118 prvkov, zoradených abecedne / vyd. Wikipedisti – 2018

2. Reakcia hliníka s vodou za vzniku vodíka /John Petrovic a George Thomas, U.S. Ministerstvo energetiky, 2008

Oxid hlinitý(oxid hlinitý) A1 2 O 3, bezfarebný. kryštály; t.t. 2044 °C; t 3530 °C. Jediná stabilná kryštalická látka do 2044°C. modifikácia oxidu hlinitého-A1 2 O 3 (korund): romboedrická mriežka, a = 0,512 nm, = 55,25° (pre šesťuholníkovú inštaláciu a = 0,475 nm, c = 1,299 nm, priestorová skupina D 6 3d, z = 2); hustý 3,99 g/cm3; N° pl 111,4 kJ/mol; úroveň teplotnej závislosti: tepelná kapacita C° p = = 114,4 + 12,9 * 10 -3 T - 34,3 * 10 5 T 2 JDmol * K) (298T 1800 K), tlak pár Igp (Pa) = -54800/7+1,68 (až ~ 3500 K); teplotný koeficient lineárna expanzia (7,2-8,6)*10-6 K-1 (300T1200 K); tepelná vodivosť vzorka spekaná pri 730 °C 0,35 W/(mol*K); tvrdosť podľa Mohsa 9; index lomu pre obyčajný lúč je n 0 1,765, pre mimoriadny lúč n 0 1,759.

Oxid hlinitý (Al2O3) má výnimočný súbor vlastností, ako sú:

• Vysoká tvrdosť
• Dobrá tepelná vodivosť
• Vynikajúca odolnosť proti korózii
• Nízka hustota
• Udržuje pevnosť v širokom rozsahu teplôt
• Elektrické izolačné vlastnosti
• Nízka cena v porovnaní s inými keramickými materiálmi

Všetky tieto kombinácie robia materiál nenahraditeľným pri výrobe výrobkov odolných voči korózii, opotrebovaniu, elektroizolácii a teplu pre širokú škálu priemyselných odvetví.

Hlavné aplikácie:

• Obloženie mlynov, hydrocyklónov, miešačiek betónu, extrudérov, dopravníkov, rúr a iných nositeľných zariadení
• Mechanické tesniace krúžky
• Matrice, drôty, vodidlá
• Klzné ložiská, hriadele a obloženie mokrých častí chemických čerpadiel
• Brúsne médiá
• Časti zariadení na výrobu papiera
• Horáky
• Trysky extrudéra (jadrá)
• Tégliky
• Prvky ventilov a uzatváracích ventilov
• Trysky pre argónové zváracie stroje
• Elektrické izolátory

Existuje niekoľko modifikácií oxidu hlinitého v závislosti od obsahu hlavnej fázy a nečistôt, ktoré sa vyznačujú pevnosťou a chemickou odolnosťou

Hydroxid hlinitý

Hydroxid hlinitý Al(OH) 3 je bezfarebná tuhá látka, nerozpustná vo vode, ktorá sa nachádza v mnohých bauxitoch. Existuje v štyroch polymorfných modifikáciách. Za studena vzniká α-Al(OH) 3 - bayerit a pri ukladaní z horúceho roztoku γ-Al(OH) 3 - gibbsit (hydrargylit), oba kryštalizujú v monoklinickej sústave, majú vrstvenú štruktúru, vrstvy pozostávajú z oktaédra, medzi vrstvami je vodíková väzba. Existuje aj triklinický gibbsit γ’-Al(OH) 3, triklinický Nordstrandit β-Al(OH) 3 a dve modifikácie oxohydroxidu AlOOH - ortorombický boehmit a diaspóry. Amorfný hydroxid hlinitý má premenlivé zloženie Al 2 O 3 · nH 2 O. Pri zahrievaní nad 180°C sa rozkladá.

Chemické vlastnosti

Hydroxid hlinitý je typická amfotérna zlúčenina, ktorá sa rozpúšťa v kyselinách a zásadách:

2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H20

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

Pri zahrievaní sa rozkladá proces dehydratácie je pomerne zložitý a možno ho schematicky znázorniť takto:

Al(OH)3 = AlOOH + H20;

2AlOOH = Al203 + H20.

Hydroxid hlinitý je chemická látka, ktorá je zlúčeninou oxidu hlinitého s vodou. Môže existovať v kvapalnom a pevnom skupenstve. Kvapalný hydroxid je rôsolovitá priehľadná látka, ktorá je veľmi zle rozpustná vo vode. Tuhý hydroxid je biela kryštalická látka, ktorá má pasívne chemické vlastnosti a nereaguje prakticky so žiadnym iným prvkom alebo zlúčeninou.

Chlorid hlinitý

Za normálneho tlaku sublimuje pri 183 °C (pod tlakom sa topí pri 192,6 °C). Veľmi rozpustný vo vode (44,38 g v 100 g H20 pri 25 °C); V dôsledku hydrolýzy dymí na vlhkom vzduchu a uvoľňuje HCl. Z vodných roztokov sa vyzráža kryštálový hydrát AlCl 3 · 6H 2 O - žltkastobiele rozprestierajúce sa kryštály. Dobre rozpustný v mnohých organických zlúčeninách (v etanole - 100 g na 100 g alkoholu pri 25 ° C, v acetóne, dichlóretáne, etylénglykole, nitrobenzéne, tetrachlórmetán atď.); je však prakticky nerozpustný v benzéne a toluéne.

Síran hlinitý

Síran hlinitý je biela soľ so sivým, modrým alebo ružovým odtieňom za normálnych podmienok existuje vo forme kryštalického hydrátu Al 2 (SO 4) 3 · 18H 2 O - bezfarebné kryštály. Pri zahrievaní stráca vodu bez topenia pri zahrievaní sa rozkladá na Al 2 O 3 a SO 3 a O 2. Dobre sa rozpúšťa vo vode. Technický síran hlinitý možno získať úpravou bauxitu alebo ílu kyselinou sírovou a čistý produkt možno získať rozpustením Al(OH)3 v horúcej koncentrovanej H2SO4.

Síran hlinitý sa používa ako koagulant na čistenie vody pre domáce, pitné a priemyselné účely a na použitie v papierenskom, textilnom, kožiarskom a inom priemysle.

Používa sa ako potravinárska prísada E-520

Karbid hliníka

Karbid hliníka sa vyrába priamou reakciou hliníka s uhlíkom v oblúkovej peci.

Žehlička s hliníkom

Alni- skupina tvrdých magnetických (vysoko koercitívnych) zliatin železo (Fe) - nikel (Ni) - hliník (Al).

Legovanie alnizliatin zlepšuje ich magnetické vlastnosti používa sa legovanie meďou (napr. zliatina 24 % niklu, 4 % medi, 13 % hliníka a 59 % železa), kobaltu (zliatiny alnico a magnico). Prímes uhlíka znižuje magnetické vlastnosti zliatiny, jej obsah by nemal prekročiť 0,03%.

Zliatiny Alni sa vyznačujú vysokou tvrdosťou a krehkosťou, preto sa odlievanie používa na výrobu permanentných magnetov z nich.

Hlinitan sodný

Hlinitan sodný- anorganická zlúčenina, komplexný oxid sodíka a hliníka so vzorcom NaAlO 2, biela amorfná látka, reaguje s vodou.

Kyselina ortohlinitá

Alumina" ty, soli hlinitých kyselín: ortohliník H3 AlO3, metahliník HAlO2 a i. V prírode sa najčastejšie vyskytujú hlinitany všeobecného vzorca R, kde R je Mg, Ca, Be, Zn a pod. Medzi nimi sú: 1) oktaedrické odrody , takzvaný. spinely - Mg (ušľachtilý spinel), Zn (ganit alebo zinkový spinel) atď. a 2) kosoštvorcové odrody - Be (chryzoberyl) atď. (vo vzorcoch minerály atómy, ktoré tvoria štruktúrnu skupinu, sú zvyčajne uzavreté v hranatých zátvorkách).

Hlinitany alkalických kovov sa získavajú reakciou Al alebo Al(OH)3 so žieravými alkáliami: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O. Z nich hlinitany sodné NaAlO2, vznikajúce pri alkalickom procese výroby oxidu hlinitého , používa sa v textilnej výrobe ako moridlo. Alumináty kovov alkalických zemín sa získavajú tavením ich oxidov s Al203; Z nich hlinitany vápenaté CaAl204 slúžia ako hlavná zložka rýchlo tvrdnúceho hlinitého cementu.

Praktický význam nadobudli hlinitany prvkov vzácnych zemín. Získavajú sa spoločným rozpustením oxidov prvkov vzácnych zemín R2 03 a Al(NO3 )3 v kyseline dusičnej, odparovaním výsledného roztoku, kým soli nevykryštalizujú a kalcináciou pri 1000-1100 °C. Tvorba hlinitanov je riadená rôntgenovou difrakciou, ako aj chemickou fázovou analýzou. Ten je založený na rozdielnej rozpustnosti východiskových oxidov a vytvorenej zlúčeniny (A. sú napríklad stabilné v kyseline octovej, zatiaľ čo oxidy prvkov vzácnych zemín sú v nej dobre rozpustné). Alumináty vzácnych zemín majú veľkú chemickú odolnosť v závislosti od ich teplôt pred vypálením; stabilný vo vode pri vysokých teplotách (do 350°C) pod tlakom. Najlepším rozpúšťadlom pre hlinitany vzácnych zemín je kyselina chlorovodíková. Hlinitany prvkov vzácnych zemín sa vyznačujú vysokou žiaruvzdornosťou a charakteristickou farbou. Ich hustota sa pohybuje od 6500 do 7500 kg /m3.

Hliník je amfotérny kov. Elektrónová konfigurácia atómu hliníka je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Na vonkajšej elektrónovej vrstve má teda tri valenčné elektróny: 2 na 3s a 1 na 3p podúrovni. Vďaka tejto štruktúre sa vyznačuje reakciami, v dôsledku ktorých atóm hliníka stráca tri elektróny z vonkajšej úrovne a získava oxidačný stav +3. Hliník je vysoko reaktívny kov a vykazuje veľmi silné redukčné vlastnosti.

Interakcia hliníka s jednoduchými látkami

s kyslíkom

Keď sa absolútne čistý hliník dostane do kontaktu so vzduchom, atómy hliníka umiestnené v povrchovej vrstve okamžite interagujú so vzdušným kyslíkom a vytvoria tenký, desiatky atómových vrstiev hrubý, odolný oxidový film zloženia Al 2 O 3, ktorý chráni hliník pred ďalšia oxidácia. Je tiež nemožné oxidovať veľké vzorky hliníka ani pri veľmi vysokých teplotách. Jemný hliníkový prášok však horí celkom ľahko v plameni horáka:

4Al + 302 = 2Al203

s halogénmi

Hliník reaguje veľmi prudko so všetkými halogénmi. Reakcia medzi zmiešaným hliníkovým a jódovým práškom teda nastáva už pri teplote miestnosti po pridaní kvapky vody ako katalyzátora. Rovnica pre interakciu jódu s hliníkom:

2Al + 3I2 = 2AlI3

Hliník tiež reaguje s brómom, čo je tmavohnedá kvapalina, bez zahrievania. Jednoducho pridajte vzorku hliníka do tekutého brómu: okamžite začne prudká reakcia, pri ktorej sa uvoľní veľké množstvo tepla a svetla:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

K reakcii medzi hliníkom a chlórom dochádza, keď sa do banky naplnenej chlórom pridá zahriata hliníková fólia alebo jemný hliníkový prášok. Hliník efektívne horí v chlóre podľa rovnice:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

so sírou

Pri zahriatí na 150-200 o C alebo po zapálení zmesi práškového hliníka a síry medzi nimi začína intenzívna exotermická reakcia s uvoľňovaním svetla:

— sulfid hliník

s dusíkom

Keď hliník reaguje s dusíkom pri teplote asi 800 o C, vzniká nitrid hliníka:

s uhlíkom

Pri teplote asi 2000 o C hliník reaguje s uhlíkom a vytvára karbid hliníka (metanid), obsahujúci uhlík v oxidačnom stave -4, ako v metáne.

Interakcia hliníka s komplexnými látkami

s vodou

Ako bolo uvedené vyššie, stabilný a odolný oxidový film Al 2 O 3 zabraňuje oxidácii hliníka na vzduchu. Rovnaký ochranný oxidový film robí hliník inertným voči vode. Pri odstraňovaní ochranného oxidového filmu z povrchu metódami, ako je ošetrenie vodnými roztokmi alkálií, chloridu amónneho alebo solí ortuti (amalgiácia), hliník začne prudko reagovať s vodou za vzniku hydroxidu hlinitého a plynného vodíka:

s oxidmi kovov

Po zapálení zmesi hliníka s oxidmi menej aktívnych kovov (v rade aktivít napravo od hliníka) začína extrémne prudká, silne exotermická reakcia. V prípade interakcie hliníka s oxidom železitým sa teda vyvinie teplota 2500-3000 o C ako výsledok tejto reakcie sa vytvorí vysoko čisté roztavené železo:

2AI + Fe203 = 2Fe + Al203

Tento spôsob získavania kovov z ich oxidov redukciou hliníkom je tzv aluminotermia alebo aluminotermia.

s neoxidačnými kyselinami

Interakcia hliníka s neoxidačnými kyselinami, t.j. s takmer všetkými kyselinami, okrem koncentrovanej kyseliny sírovej a dusičnej, vedie k tvorbe hlinitej soli zodpovedajúcej kyseliny a plynného vodíka:

a) 2Al + 3H2S04 (zriedený) = Al2(S04)3 + 3H2

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

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

s oxidačnými kyselinami

- koncentrovaná kyselina sírová

K interakcii hliníka s koncentrovanou kyselinou sírovou za normálnych podmienok a pri nízkych teplotách nedochádza v dôsledku efektu nazývaného pasivácia. Pri zahrievaní je reakcia možná a vedie k tvorbe síranu hlinitého, vody a sírovodíka, ktorý vzniká v dôsledku redukcie síry, ktorá je súčasťou kyseliny sírovej:

K takejto hlbokej redukcii síry z oxidačného stavu +6 (v H 2 SO 4) na oxidačný stav -2 (v H 2 S) dochádza v dôsledku veľmi vysokej redukčnej schopnosti hliníka.

- koncentrovaná kyselina dusičná

Koncentrovaná kyselina dusičná za normálnych podmienok pasivuje aj hliník, čo umožňuje jeho skladovanie v hliníkových nádobách. Rovnako ako v prípade koncentrovanej kyseliny sírovej, interakcia hliníka s koncentrovanou kyselinou dusičnou je možná pri silnom zahrievaní a reakcia prebieha predovšetkým:

- zriedená kyselina dusičná

Interakcia hliníka so zriedenou kyselinou dusičnou v porovnaní s koncentrovanou kyselinou dusičnou vedie k produktom hlbšej redukcie dusíka. Namiesto NO, v závislosti od stupňa zriedenia, môžu vzniknúť N20 a NH4NO3:

8Al + 30HNO3(ried.) = 8Al(N03)3 + 3N20 + 15H20

8Al + 30HNO3(čistý zriedený) = 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H20

s alkáliami

Hliník reaguje s vodnými roztokmi zásad:

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + 3H 2

a s čistými zásadami počas fúzie:

V oboch prípadoch reakcia začína rozpustením ochranného filmu oxidu hlinitého:

Al203 + 2NaOH + 3H20 = 2Na

Al203 + 2NaOH = 2NaAl02 + H20

V prípade vodného roztoku začne hliník zbavený ochranného oxidového filmu reagovať s vodou podľa rovnice:

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

Výsledný hydroxid hlinitý, ktorý je amfotérny, reaguje s vodným roztokom hydroxidu sodného za vzniku rozpustného tetrahydroxoaluminátu sodného:

Al(OH)3 + NaOH = Na

Kovy sú jedným z najpohodlnejších materiálov na spracovanie. Majú aj vlastných vodcov. Napríklad základné vlastnosti hliníka sú ľuďom známe už dlho. Sú tak vhodné na každodenné použitie, že sa tento kov stal veľmi obľúbeným. Čo sú jednoduchá látka aj atóm, zvážime v tomto článku.

História objavu hliníka

Človek už dlho poznal zlúčeninu predmetného kovu - používal sa ako prostriedok, ktorý mohol napučať a spájať zložky zmesi, čo bolo potrebné aj pri výrobe kožených výrobkov. Existencia oxidu hlinitého v čistej forme sa stala známou v 18. storočí, v jeho druhej polovici. Tá však nebola prijatá.

Vedec H. K. Ørsted ako prvý izoloval kov z jeho chloridu. Bol to on, kto ošetril soľ amalgámom draslíka a zo zmesi izoloval šedý prášok, ktorým bol hliník v čistej forme.

Potom sa ukázalo, že chemické vlastnosti hliníka sa prejavujú v jeho vysokej aktivite a silnej redukčnej schopnosti. Preto s ním dlho nikto iný nepracoval.

V roku 1854 však Francúz Deville dokázal elektrolýzou taveniny získať kovové ingoty. Táto metóda je aktuálna aj dnes. Najmä masová výroba cenného materiálu sa začala v 20. storočí, keď sa riešili problémy výroby veľkého množstva elektriny v podnikoch.

Dnes je tento kov jedným z najpopulárnejších a najpoužívanejších v stavebníctve a domácom priemysle.

Všeobecné charakteristiky atómu hliníka

Ak daný prvok charakterizujeme jeho pozíciou v periodickej tabuľke, možno rozlíšiť niekoľko bodov.

1. Sériové číslo - 13.
2. Nachádza sa v treťom malom období, tretej skupine, hlavnej podskupine.
3. Atómová hmotnosť - 26,98.
4. Počet valenčných elektrónov je 3.
5. Konfigurácia vonkajšej vrstvy je vyjadrená vzorcom 3s 2 3p 1.
6. Názov prvku je hliník.
7. silne vyjadrené.
8. V prírode nemá žiadne izotopy, existuje iba v jednej forme s hmotnostným číslom 27.
9. Chemický symbol je AL, vo vzorcoch sa číta ako „hliník“.
10. Oxidačný stav je jedna, rovná sa +3.

Chemické vlastnosti hliníka sú plne potvrdené elektrónovou štruktúrou jeho atómu, pretože má veľký atómový polomer a nízku elektrónovú afinitu a je schopný pôsobiť ako silné redukčné činidlo, ako všetky aktívne kovy.

Hliník ako jednoduchá látka: fyzikálne vlastnosti

Ak hovoríme o hliníku ako o jednoduchej látke, tak ide o strieborno-biely lesklý kov. Na vzduchu rýchlo oxiduje a pokryje sa hustým oxidovým filmom. To isté sa stane pri vystavení koncentrovaným kyselinám.

Prítomnosť takejto vlastnosti robí výrobky vyrobené z tohto kovu odolnými voči korózii, čo je, samozrejme, pre ľudí veľmi výhodné. To je dôvod, prečo je hliník tak široko používaný v stavebníctve. Sú zaujímavé aj tým, že tento kov je veľmi ľahký, no napriek tomu odolný a mäkký. Kombinácia takýchto vlastností nie je dostupná pre každú látku.

Existuje niekoľko základných fyzikálnych vlastností, ktoré sú charakteristické pre hliník.

1. Vysoký stupeň kujnosti a ťažnosti. Z tohto kovu je vyrobená ľahká, pevná a veľmi tenká fólia, ktorá je tiež zvinutá do drôtu.
2. Teplota topenia - 660 °C.
3. Bod varu - 2450 0 C.
4. Hustota - 2,7 g / cm3.
5. Krištáľová mriežka je objemová plošne centrovaná, kovová.
6. Typ pripojenia - kov.

Fyzikálne a chemické vlastnosti hliníka určujú oblasti jeho použitia a použitia. Ak hovoríme o každodenných aspektoch, potom veľkú úlohu zohrávajú vlastnosti, o ktorých sme už hovorili vyššie. Ako ľahký, odolný a antikorózny kov sa hliník používa pri stavbe lietadiel a lodí. Preto je veľmi dôležité poznať tieto vlastnosti.

Chemické vlastnosti hliníka

Z chemického hľadiska je príslušný kov silné redukčné činidlo, ktoré je schopné vykazovať vysokú chemickú aktivitu, pričom je čistou látkou. Hlavná vec je odstrániť oxidový film. V tomto prípade sa aktivita prudko zvyšuje.

Chemické vlastnosti hliníka ako jednoduchej látky sú určené jeho schopnosťou reagovať s:

• kyseliny;
• alkálie;
• halogény;
• sivá.

Za normálnych podmienok neinteraguje s vodou. V tomto prípade z halogénov bez zahrievania reaguje iba s jódom. Ostatné reakcie vyžadujú teplotu.

Na ilustráciu chemických vlastností hliníka možno uviesť príklady. Rovnice reakcií interakcie s:

• kyseliny- AL + HCL = A1CL3 + H2;
• alkálie- 2Al + 6H20 + 2NaOH = Na + 3H2;
• halogény- AL + Hal = ALHal3;
• sivá- 2AL + 3S = AL 2 S 3.

Vo všeobecnosti je najdôležitejšou vlastnosťou predmetnej látky jej vysoká schopnosť obnoviť ďalšie prvky z ich zlúčenín.

Regeneračná kapacita

Redukčné vlastnosti hliníka sú jasne viditeľné pri reakciách interakcie s oxidmi iných kovov. Ľahko ich extrahuje zo zloženia látky a umožňuje im existovať v jednoduchej forme. Napríklad: Cr 2 O 3 + AL = AL 2 O 3 + Cr.

V metalurgii existuje celý spôsob výroby látok založených na podobných reakciách. Hovorí sa tomu aluminotermia. Preto sa v chemickom priemysle tento prvok používa špeciálne na výrobu iných kovov.

Distribúcia v prírode

Z hľadiska prevalencie medzi ostatnými kovovými prvkami je hliník na prvom mieste. V zemskej kôre je obsiahnutých 8,8 %. Ak ho porovnáme s nekovmi, tak jeho miesto bude tretie, po kyslíku a kremíku.

Pre svoju vysokú chemickú aktivitu sa nenachádza v čistej forme, ale len ako súčasť rôznych zlúčenín. Napríklad existuje veľa známych rúd, minerálov a hornín, ktoré obsahujú hliník. Extrahuje sa však len z bauxitu, ktorého obsah v prírode nie je príliš vysoký.

Najbežnejšie látky obsahujúce príslušný kov:

• živce;
• bauxit;
• žuly;
• oxid kremičitý;
• hlinitokremičitany;
• bazalty a iné.

V malých množstvách sa hliník nevyhnutne nachádza v bunkách živých organizmov. Niektoré druhy machov a morských obyvateľov sú schopné akumulovať tento prvok vo svojom tele po celý život.

Potvrdenie

Fyzikálne a chemické vlastnosti hliníka umožňujú získať ho iba jedným spôsobom: elektrolýzou taveniny zodpovedajúceho oxidu. Tento proces je však technologicky zložitý. Teplota topenia AL 2 O 3 presahuje 2000 0 C. Z tohto dôvodu nemôže byť priamo podrobený elektrolýze. Preto postupujte nasledovne.

Výťažok produktu je 99,7 %. Je však možné získať ešte čistejší kov, ktorý sa používa na technické účely.

Aplikácia

Mechanické vlastnosti hliníka nie sú také dobré, aby sa dal použiť v čistej forme. Preto sa najčastejšie používajú zliatiny na báze tejto látky. Tých je veľa, možno vymenovať tie najzákladnejšie.

1. duralové.
2. Hliník-mangán.
3. Hliník-horčík.
4. Hliník-meď.
5. Silumíny.
6. Aviál.

Ich hlavným rozdielom sú, prirodzene, prísady tretích strán. Všetky sú na báze hliníka. Ostatné kovy robia materiál trvanlivejším, odolnejším voči korózii, opotrebeniu a ľahko sa spracováva.

Existuje niekoľko hlavných oblastí použitia hliníka, a to ako v čistej forme, tak aj vo forme jeho zlúčenín (zliatin).

Spolu so železom a jeho zliatinami je hliník najdôležitejším kovom. Práve títo dvaja zástupcovia periodickej tabuľky našli najrozsiahlejšie priemyselné uplatnenie v ľudských rukách.

Vlastnosti hydroxidu hlinitého

Hydroxid je najbežnejšou zlúčeninou, ktorú tvorí hliník. Jeho chemické vlastnosti sú rovnaké ako vlastnosti samotného kovu – je amfotérny. To znamená, že je schopný vykazovať dvojakú povahu, reagovať s kyselinami aj zásadami.

Samotný hydroxid hlinitý je biela želatínová zrazenina. Ľahko sa získa reakciou hlinitej soli s alkáliou alebo reakciou s kyselinami, pričom tento hydroxid poskytuje obvyklú zodpovedajúcu soľ a vodu. Ak reakcia prebieha s alkáliou, tak vznikajú hydroxokomplexy hliníka, v ktorých je jeho koordinačné číslo 4. Príklad: Na - tetrahydroxoaluminát sodný.

Hliník a jeho zlúčeniny

Hlavnú podskupinu skupiny III periodickej tabuľky tvorí bór (B), hliník (Al), gálium (Ga), indium (In) a tálium (Tl).

Ako vyplýva z vyššie uvedených údajov, všetky tieto prvky boli objavené v 19. storočí.

Bór je nekov. Hliník je prechodný kov, zatiaľ čo gálium, indium a tálium sú plnohodnotné kovy. S rastúcimi polomermi atómov prvkov každej skupiny periodickej tabuľky sa teda zvyšujú kovové vlastnosti jednoduchých látok.

Postavenie hliníka v tabuľke D. I. Mendelejeva. Atómová štruktúra, oxidačné stavy

Prvok hliník sa nachádza v skupine III, hlavnej podskupine „A“, perióda 3 periodickej sústavy, poradové číslo č. 13, relatívna atómová hmotnosť Ar(Al) = 27. Jeho susedom vľavo v tabuľke je horčík - typický kov a vpravo - kremík - už nekov. V dôsledku toho musí hliník vykazovať vlastnosti strednej povahy a jeho zlúčeniny sú amfotérne.

Al +13) 2) 8) 3, p – prvok,

Hliník vykazuje oxidačný stav +3 v zlúčeninách:

Al 0 – 3 e - → Al +3

Fyzikálne vlastnosti

Hliník vo voľnej forme je strieborno-biely kov s vysokou tepelnou a elektrickou vodivosťou. Teplota topenia je 650 o C. Hliník má nízku hustotu (2,7 g/cm 3) - asi trikrát menšiu ako železo alebo meď a zároveň je to odolný kov.

Byť v prírode

Z hľadiska prevalencie v prírode sa radí 1. medzi kovmi a 3. medzi prvkami na druhom mieste po kyslíku a kremíku. Percento obsahu hliníka v zemskej kôre sa podľa rôznych výskumníkov pohybuje od 7,45 do 8,14 % hmotnosti zemskej kôry.

V prírode sa hliník vyskytuje iba v zlúčeninách(minerály).

Niektorí z nich:

· Bauxit - Al 2 O 3 H 2 O (s nečistotami SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nefelíny - KNa 3 4

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

· Alumina (zmesi kaolínov s pieskom SiO 2, vápenec CaCO 3, magnezit MgCO 3)

Korund - Al 2 O 3 (rubín, zafír)

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

Kaolinit - Al203 x 2Si02 x 2H20

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

· Beryl - 3BeO Al203 6Si02

Chemické vlastnosti hliníka a jeho zlúčenín

Hliník za normálnych podmienok ľahko reaguje s kyslíkom a je potiahnutý oxidovým filmom (ktorý mu dodáva matný vzhľad).

Jeho hrúbka je 0,00001 mm, no hliník vďaka nemu nekoroduje. Na štúdium chemických vlastností hliníka sa odstráni oxidový film. (Pomocou brúsneho papiera, alebo chemicky: najprv ponorte do alkalického roztoku, aby sa odstránil oxidový film, a potom do roztoku ortuťových solí, aby vznikla zliatina hliníka s ortuťou – amalgám).