Alumīnija sastopamība dabā un ražošanā. Alumīnijs: fizikālās īpašības, ražošana, pielietojums, vēsture Alumīnija ķīmiskās īpašības un pielietojums

(A l), gallijs (Ga), indijs (In) un tallijs (T l).

Kā redzams no iepriekš minētajiem datiem, visi šie elementi tika atklāti XIX gs.

Galvenās apakšgrupas metālu atklāšana III grupas

IN

Al

Ga

In

Tl

1806. gads

1825. gads

1875. gads

1863. gads

1861. gads

G. Lussaks,

G.H. Ørsted

L. de Boisbaudran

F. Reihs,

V. Krūks

L. Tenards

(Dānija)

(Francija)

I.Rihters

(Anglija)

(Francija)

(Vācija)

Bors ir nemetāls. Alumīnijs ir pārejas metāls, bet gallijs, indijs un tallijs ir pilnvērtīgi metāli. Tādējādi, palielinoties katras periodiskās tabulas grupas elementu atomu rādiusiem, palielinās vienkāršu vielu metāliskās īpašības.

Šajā lekcijā tuvāk aplūkosim alumīnija īpašības.

1. Alumīnija pozīcija D. I. Mendeļejeva tabulā. Atomu struktūra, uzrādītie oksidācijas stāvokļi.

Alumīnija elements atrodas iekšā III grupa, galvenā “A” apakšgrupa, periodiskās sistēmas 3.periods, kārtas numurs Nr.13, relatīvā atommasa Ar(Al ) = 27. Tā kaimiņš tabulā kreisajā pusē ir magnijs, tipisks metāls, bet labajā pusē - silīcijs, nemetāls. Līdz ar to alumīnijam ir jāpiemīt dažas vidējas īpašības, un tā savienojumi ir amfotēriski.

Al +13) 2) 8) 3, p – elements,

Zemes stāvoklis

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Satraukts stāvoklis

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

Alumīnija oksidācijas pakāpe savienojumos ir +3:

Al 0 – 3 e - → Al +3

2. Fizikālās īpašības

Alumīnijs brīvā formā ir sudrabaini balts metāls ar augstu siltuma un elektrisko vadītspēju.Kušanas temperatūra 650 o C. Alumīnijam ir zems blīvums (2,7 g/cm 3) - apmēram trīs reizes mazāks nekā dzelzs vai vara, un tajā pašā laikā tas ir izturīgs metāls.

3. Atrodoties dabā

Pēc izplatības dabā tas ierindojas 1. vieta starp metāliem un 3. starp elementiem, otrajā vietā aiz skābekļa un silīcija. Alumīnija satura procentuālais daudzums zemes garozā, pēc dažādu pētnieku domām, svārstās no 7,45 līdz 8,14% no zemes garozas masas.

Dabā alumīnijs sastopams tikai savienojumos (minerālvielas).

Daži no tiem:

· Boksīts — Al 2 O 3 H 2 O (ar SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3 piemaisījumiem)

· Nefelīni — KNa 3 4

· Alunīti - KAl(SO 4) 2 2Al(OH) 3

· Alumīnija oksīds (kaolīnu maisījumi ar smiltīm SiO 2, kaļķakmens CaCO 3, magnezīts MgCO 3)

· Korunds - Al 2 O 3

· Laukšpats (ortoklāze) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6SiO 2

· Kaolinīts — Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O

· Alunīts - (Na,K)2SO4 ×Al2(SO4)3 ×4Al(OH)3

· Berils — 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Boksīts

Al2O3

Korunds

Rubīns

Safīrs

4. Alumīnija un tā savienojumu ķīmiskās īpašības

Alumīnijs normālos apstākļos viegli reaģē ar skābekli un ir pārklāts ar oksīda plēvi (kas piešķir tam matētu izskatu).

OKSĪDA FILMAS DEMONSTRĀCIJA

Tā biezums ir 0,00001 mm, bet, pateicoties tam, alumīnijs nerūsē. Lai izpētītu alumīnija ķīmiskās īpašības, tiek noņemta oksīda plēve. (Izmantojot smilšpapīru vai ķīmiski: vispirms iemērcot to sārma šķīdumā, lai noņemtu oksīda plēvi, un pēc tam dzīvsudraba sāļu šķīdumā, lai izveidotu alumīnija sakausējumu ar dzīvsudrabu - amalgamu).

es. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām

Jau istabas temperatūrā alumīnijs aktīvi reaģē ar visiem halogēniem, veidojot halogenīdus. Sildot, tas reaģē ar sēru (200 °C), slāpekli (800 °C), fosforu (500 °C) un oglekli (2000 °C), ar jodu katalizatora - ūdens klātbūtnē:

2A l + 3 S = A l 2 S 3 (alumīnija sulfīds),

2A l + N 2 = 2A lN (alumīnija nitrīds),

A l + P = A l P (alumīnija fosfīds),

4A l + 3C = A l 4 C 3 (alumīnija karbīds).

2 Al +3 I 2 = 2 Al I 3 (alumīnija jodīds) PIEREDZE

Visi šie savienojumi tiek pilnībā hidrolizēti, veidojot alumīnija hidroksīdu un attiecīgi sērūdeņradi, amonjaku, fosfīnu un metānu:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4

Šķīdumu vai pulvera veidā tas spilgti sadedzina gaisā, izdalot lielu daudzumu siltuma:

4A l + 3 O 2 = 2A l 2 O 3 + 1676 kJ.

ALUMĪNIJA DEDZINĀŠANA GAISĀ

PIEREDZE

II. Mijiedarbība ar sarežģītām vielām

Mijiedarbība ar ūdeni :

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

bez oksīda plēves

PIEREDZE

Mijiedarbība ar metālu oksīdiem:

Alumīnijs ir labs reducētājs, jo tas ir viens no aktīvajiem metāliem. Aktivitāšu sērijā tas ierindojas uzreiz aiz sārmzemju metāliem. Tieši tāpēc atjauno metālus no to oksīdiem . Šo reakciju, aluminotermiju, izmanto tīru retu metālu, piemēram, volframa, vanādija utt., ražošanai.

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

Termīta metināšanā izmanto arī Fe 3 O 4 un Al (pulveris) termītu maisījumu.

C r 2 O 3 + 2A l = 2C r + A l 2 O 3

Mijiedarbība ar skābēm :

Ar sērskābes šķīdumu: 2 Al+ 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Tas nereaģē ar auksti koncentrētu sēru un slāpekli (pasivē). Tāpēc slāpekļskābe tiek transportēta alumīnija cisternās. Sildot, alumīnijs spēj reducēt šīs skābes, neizdalot ūdeņradi:

2A l + 6H 2 S O 4 (konc.) = A l 2 (S O 4) 3 + 3 S O 2 + 6H 2 O,

A l + 6H NO 3 (konc.) = A l (NO 3 ) 3 + 3 NO 2 + 3H 2 O.

Mijiedarbība ar sārmiem .

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

PIEREDZE

Na[Al(OH) 4 ] – nātrija tetrahidroksialumināts

Pēc ķīmiķa Gorbova ierosinājuma Krievijas-Japānas kara laikā šī reakcija tika izmantota, lai iegūtu ūdeņradi baloniem.

Ar sāls šķīdumiem:

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

Ja alumīnija virsmu berzē ar dzīvsudraba sāli, notiek šāda reakcija:

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

Izdalītais dzīvsudrabs izšķīdina alumīniju, veidojot amalgamu .

Alumīnija jonu noteikšana šķīdumos : PIEREDZE


5. Alumīnija un tā savienojumu pielietojums

Alumīnija fizikālās un ķīmiskās īpašības ir izraisījušas tā plašu izmantošanu tehnoloģijās. Aviācijas nozare ir galvenais alumīnija patērētājs: 2/3 lidmašīnas sastāv no alumīnija un tā sakausējumiem. Tērauda lidmašīna būtu pārāk smaga un varētu pārvadāt daudz mazāk pasažieru. Tāpēc alumīniju sauc par spārnotu metālu. Kabeļi un vadi ir izgatavoti no alumīnija: ar tādu pašu elektrovadītspēju to masa ir 2 reizes mazāka nekā atbilstošajiem vara izstrādājumiem.

Ņemot vērā alumīnija izturību pret koroziju, tā ir ražot mašīnu daļas un slāpekļskābes tvertnes. Alumīnija pulveris ir pamats sudraba krāsas ražošanai, lai aizsargātu dzelzs izstrādājumus no korozijas un atstarotu siltuma starus, šādu krāsu izmanto eļļas uzglabāšanas tvertņu un ugunsdzēsēju tērpu segšanai.

Alumīnija oksīdu izmanto alumīnija ražošanai un arī kā ugunsizturīgu materiālu.

Alumīnija hidroksīds ir plaši pazīstamo zāļu Maalox un Almagel galvenā sastāvdaļa, kas samazina kuņģa sulas skābumu.

Alumīnija sāļi ir ļoti hidrolizēti. Šis īpašums tiek izmantots ūdens attīrīšanas procesā. Attīrāmajam ūdenim pievieno alumīnija sulfātu un nelielu daudzumu dzēsto kaļķu, lai neitralizētu iegūto skābi. Rezultātā izdalās apjomīgas alumīnija hidroksīda nogulsnes, kuras, nostājoties, nes sev līdzi suspendētas duļķainības daļiņas un baktērijas.

Tādējādi alumīnija sulfāts ir koagulants.

6. Alumīnija ražošana

1) Mūsdienīgu, rentablu alumīnija ražošanas metodi izgudroja amerikānis Hols un francūzis Hero 1886. gadā. Tas ietver alumīnija oksīda šķīduma elektrolīzi izkausētā kriolītā. Izkausēts kriolīts Na 3 AlF 6 izšķīdina Al 2 O 3, tāpat kā ūdens izšķīdina cukuru. Alumīnija oksīda “šķīduma” elektrolīze izkausētā kriolītā notiek tā, it kā kriolīts būtu tikai šķīdinātājs un alumīnija oksīds – elektrolīts.

2Al 2 O 3 elektriskā strāva → 4Al + 3O 2

Angļu valodā “Encyclopedia for Boys and Girls” raksts par alumīniju sākas ar šādiem vārdiem: “1886. gada 23. februārī civilizācijas vēsturē sākās jauns metāla laikmets - alumīnija laikmets. Šajā dienā 22 gadus vecais ķīmiķis Čārlzs Hols iegāja sava pirmā skolotāja laboratorijā ar duci mazu sudrabaini balta alumīnija lodīšu rokā un ar ziņu, ka viņš ir atradis veidu, kā lēti izgatavot metālu. lielos daudzumos." Tā Hols kļuva par Amerikas alumīnija rūpniecības pamatlicēju un anglosakšu nacionālo varoni kā cilvēku, kurš zinātni pārvērta par lielisku biznesu.

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

TAS IR INTERESANTI:

  • Alumīnija metālu 1825. gadā pirmo reizi izolēja dāņu fiziķis Hanss Kristians Oersteds. Izlaižot hlora gāzi cauri karsta alumīnija oksīda slānim, kas sajaukts ar akmeņoglēm, Oersted izolēja alumīnija hlorīdu bez mazākajām mitruma pēdām. Lai atjaunotu metālisko alumīniju, Oersted bija jāapstrādā alumīnija hlorīds ar kālija amalgamu. 2 gadus vēlāk vācu ķīmiķis Frīdrihs Vūlers. Viņš uzlaboja metodi, aizstājot kālija amalgamu ar tīru kāliju.
  • 18. un 19. gadsimtā alumīnijs bija galvenais juvelierizstrādājumu metāls. 1889. gadā D.I. Mendeļejevs Londonā tika apbalvots ar vērtīgu dāvanu par viņa pakalpojumiem ķīmijas attīstībā - no zelta un alumīnija izgatavotiem svariem.
  • Līdz 1855. gadam franču zinātnieks Saint-Clair Deville bija izstrādājis metodi alumīnija metāla ražošanai tehniskā mērogā. Bet metode bija ļoti dārga. Devils baudīja Francijas imperatora Napoleona III īpašo patronāžu. Kā savas uzticības un pateicības zīmi Devils izgatavoja Napoleona dēlam, jaundzimušajam princim, eleganti iegravētu grabuli – pirmo no alumīnija izgatavotu "patēriņa preci". Napoleons pat plānoja aprīkot savus aizsargus ar alumīnija kirasu, taču cena izrādījās pārmērīga. Toreiz 1 kg alumīnija maksāja 1000 markas, t.i. 5 reizes dārgāks par sudrabu. Tikai pēc elektrolītiskā procesa izgudrošanas alumīnijs pēc vērtības kļuva līdzvērtīgs parastajiem metāliem.
  • Vai zinājāt, ka alumīnijs, nonākot cilvēka organismā, izraisa nervu sistēmas traucējumus, kad tas ir pārmērīgi, tiek traucēta vielmaiņa. Un aizsarglīdzekļi ir C vitamīns, kalcija un cinka savienojumi.
  • Alumīnijam sadedzinot skābeklī un fluorā, izdalās daudz siltuma. Tāpēc to izmanto kā piedevu raķešu degvielai. Saturna raķete lidojuma laikā sadedzina 36 tonnas alumīnija pulvera. Ideju par metālu izmantošanu kā raķešu degvielas sastāvdaļu vispirms ierosināja F. A. Zanders.

VINGRINĀJUMI

Simulators Nr. 1 — alumīnija raksturojums pēc pozīcijas D. I. Mendeļejeva elementu periodiskajā tabulā

Simulators Nr. 2 - Alumīnija reakciju vienādojumi ar vienkāršām un sarežģītām vielām

Simulators Nr.3 – Alumīnija ķīmiskās īpašības

UZDEVUMU UZDEVUMI

Nr.1. Lai iegūtu alumīniju no alumīnija hlorīda, kā reducētāju var izmantot metālu kalciju. Uzrakstiet šīs ķīmiskās reakcijas vienādojumu un raksturojiet šo procesu, izmantojot elektronisko svaru.
Padomājiet! Kāpēc šo reakciju nevar veikt ūdens šķīdumā?

Nr.2. Aizpildiet ķīmisko reakciju vienādojumus:
Al + H2SO4 (šķīdums ) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO3 ( konc. ) - t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

Nr.3. Veiciet transformācijas:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al(OH) 3 - t -> Al 2 O 3 -> Al

Nr.4. Atrisiniet problēmu:
Alumīnija-vara sakausējums karsēšanas laikā tika pakļauts koncentrēta nātrija hidroksīda šķīduma pārpalikumam. Izlaisti 2,24 litri gāzes (n.n.). Aprēķināt sakausējuma procentuālo sastāvu, ja tā kopējā masa bija 10 g?

Alumīnijs tika izolēts eksperimenta laikā par kālija dzīvsudraba savienojumu ietekmi uz dabisko boksītu. Ņemot vērā procesa sarežģītību, alumīnijs vairākus gadu desmitus bija dārgākais metāls uz zemes.

Zinātniskie pētījumi ir ļāvuši atklāt salīdzinoši lētu alumīnija ražošanas metodi, izmantojot pakāpeniskas elektrolīzes metodi ar turpmāku metāla attīrīšanu un nogulsnēšanos. Šīs metodes plašā izmantošana ļāva rūpnieciskā mērogā iegūt tīru alumīniju. Pašreizējā vidējā šī metāla produkcija dienā pārsniedz 130 tūkstošus tonnu.

Galvenās iezīmes

Viegls, paramagnētisks sudraba krāsas metāls ar duļķainu virsmu. Tas ir labi piemērots formēšanai un kalšanai, un tas praktiski nav pakļauts korozijai. Saskaroties ar gaisu, tas ir pārklāts ar dabīgu oksīdu aizsargkārtu, kas novērš turpmākas reakcijas starp alumīniju un atmosfēras skābekli. Tam ir salīdzinoši zema lūzuma izturība un ātri uzkrājas nogurums, kas ierobežo tā izmantošanu tīrā veidā.

Tas labi vada elektrību un siltumenerģiju, pēc šiem rādītājiem otrajā vietā aiz vara un platīna apakšgrupas metāliem. Alumīnija relatīvais lētums ir nodrošinājis tā plašu izmantošanu kā konstrukcijas metālu un universālu dielektrisku.


Fizikālās īpašības

Metāls ir plastisks, ar salīdzinoši zemu blīvumu un augstām konstrukcijas īpašībām (augsta siltumvadītspēja un elektrovadītspēja, izturība pret koroziju). Galvenās alumīnija fizikālās īpašības var identificēt šādā sarakstā:

  • Blīvums - 2,7 g/cm3;
  • Kušanas temperatūra - 659 0 C;
  • Plastiskuma koeficients - 50%;
  • Elektriskās vadītspējas koeficients - 32*10 6 S/m;
  • Vidējā siltumvadītspēja ir 204 W/m;

Atšķirībā no metāliem, piemēram, svina vai vara, karsējot līdz 600 grādiem pēc Celsija, alumīnijs kļūst trausls un sadalās atsevišķās granulās vai graudos. Tas labi vada siltumu, viegli uzsilst un arī viegli atdziest, neradot nekādas sekas metāla kristāliskajam režģim.

Alumīnijs ir diezgan aktīvs metāls, tas viegli sakausējas ar citiem metāliem un nemetāliem, veidojot viendabīgu kristāla režģi ar augstām strukturālajām īpašībām.

Ķīmiskās īpašības

Ķīmiski aktīvs amfoteriskais elements:

  • Reaģē ar hloru, bromu un citiem halogēniem, veidojot atbilstošos sāļus;
  • Reaģē ar nemetāliem;
  • Izšķīst stiprās skābēs;
  • Tam ir īpašība reducēt citus metālus, ko izmanto dzelzs un hroma attīrīšanā;

Visām iepriekšminētajām reakcijām ir nepieciešami papildu katalizatori, un tās tiek veiktas karsējot.

Relatīvais alumīnija saturs ir noteikts robežās no 7% līdz 8% (vidēji 7,5% no svara). Kvantitatīvā noteikšana ietver visus minerālus un alumīnija sāļus. Metāls ir daļa no ļoti daudziem dabīgiem savienojumiem. Galvenās rūpnieciskās izejvielas tīra alumīnija ražošanai ir boksīts, aluminosilikāti un citi dabīgie minerāli, kas satur alumīnija oksīdu.

Piemērošanas joma

Zemo izmaksu, izturības pret koroziju un augstas reaģētspējas kombinācija ir padarījusi alumīniju par līderi starp visiem mūsdienu rūpniecībā izmantotajiem metāliem. Alumīnijs ir visizplatītākā leģējošā piedeva sakausējumu ražošanai uz vara, magnija, titāna un niķeļa bāzes. Palielina elastību un izturību, piešķir sakausējumam pretkorozijas īpašības.

Alumīnijs elektrovadītspējas ziņā nav daudz zemāks par varu, savukārt tam ir 4-5 reizes zemākas izmaksas un daudz vieglāks tīrīšanas process, kas izskaidro tā izplatību vadītāju elementu, kondensatoru un elektronisko komponentu ražošanā.

Alumīnijs tiek izmantots arī kā ķīmiskais katalizators (kā daļa no kombinētajiem savienojumiem), spoguļu un sprāgstvielu ražošanā. Alumīnija neitralitāte ļauj to izmantot pārtikas rūpniecībā iepakojuma materiālu un piederumu ražošanai.

Datums___________ Nodarbība_______________
Temats: Alumīnijs. Alumīnija stāvoklis periodiskajā tabulā un tā atoma uzbūve. Atrodoties dabā. Alumīnija fizikālās un ķīmiskās īpašības.Nodarbības mērķi: apsvērt alumīnija izplatību dabā, tā fizikālās un ķīmiskās īpašības, kā arī tā veidojošo savienojumu īpašības.

Darba gaita

1. Nodarbības organizatoriskais moments. 2. Jauna materiāla apguve. AlumīnijsGalvenā apakšgrupa III Periodiskās tabulas grupas ir bors (B), (A l), gallijs (Ga), indijs (In) un tallijs (T l). Kā redzams no iepriekš minētajiem datiem, visi šie elementi tika atklāti XIX gs. Galvenās apakšgrupas metālu atklāšana III grupas

IN

Bors ir nemetāls. Alumīnijs ir pārejas metāls, bet gallijs, indijs un tallijs ir pilnvērtīgi metāli. Tādējādi, palielinoties katras periodiskās tabulas grupas elementu atomu rādiusiem, palielinās vienkāršu vielu metāliskās īpašības.Šajā lekcijā tuvāk aplūkosim alumīnija īpašības.1. Alumīnija pozīcija D. I. Mendeļejeva tabulā. Atomu struktūra, uzrādītie oksidācijas stāvokļi. Alumīnija elements atrodas iekšā III grupa, galvenā “A” apakšgrupa, periodiskās sistēmas 3.periods, kārtas numurs Nr.13, relatīvā atommasa Ar(Al ) = 27. Tā kaimiņš tabulā kreisajā pusē ir magnijs, tipisks metāls, bet labajā pusē - silīcijs, nemetāls. Līdz ar to alumīnijam ir jāpiemīt dažas vidējas īpašības, un tā savienojumi ir amfotēriski. Al +13) 2 ) 8 ) 3 , p – elements, Zemes stāvoklis

1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1

Alumīnija oksidācijas pakāpe savienojumos ir +3: Al 0 – 3 e - → Al +3 2. Fizikālās īpašības Alumīnijs brīvā formā ir sudrabaini balts metāls ar augstu siltuma un elektrisko vadītspēju. Kušanas temperatūra 650 O C. Alumīnijam ir zems blīvums (2,7 g/cm 3 ) - apmēram trīs reizes mazāk nekā dzelzs vai vara, un tajā pašā laikā tas ir izturīgs metāls.3. Atrodoties dabā Pēc izplatības dabā tas ierindojas1. vieta starp metāliem un 3. starp elementiem , otrajā vietā aiz skābekļa un silīcija. Alumīnija satura procentuālais daudzums zemes garozā, pēc dažādu pētnieku domām, svārstās no 7,45 līdz 8,14% no zemes garozas masas.Dabā alumīnijs sastopams tikai savienojumos (minerālvielas). Daži no tiem:  Boksīti - Al 2 O 3 H 2 O (ar SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3 piemaisījumiem)  Nefelīni - KNa 3 4  Alunīti - KAl(SO 4) 2 2 Al(OH) 3  Alumīnija oksīds (kaolīnu maisījumi ar smiltīm SiO 2, kaļķakmens CaCO 3, magnezīts MgCO 3)  Korunds - Al 2 O 3  Laukšpats (ortoklāze) - K 2 O×Al 2 O 3 × 6SiO 2  Kaolinīts - Al 2 O 3 × 2SiO 2 × 2H 2 O  Alunīts - (Na,K) 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4 ) 3 × 4Al(OH) 3  Berils — 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Boksīts

4. Alumīnija un tā savienojumu ķīmiskās īpašības Alumīnijs normālos apstākļos viegli reaģē ar skābekli un ir pārklāts ar oksīda plēvi (kas piešķir tam matētu izskatu).Tā biezums ir 0,00001 mm, bet, pateicoties tam, alumīnijs nerūsē. Lai izpētītu alumīnija ķīmiskās īpašības, tiek noņemta oksīda plēve. (Izmantojot smilšpapīru vai ķīmiski: vispirms iemērcot to sārma šķīdumā, lai noņemtu oksīda plēvi, un pēc tam dzīvsudraba sāļu šķīdumā, lai izveidotu alumīnija sakausējumu ar dzīvsudrabu - amalgamu).
es . Mijiedarbība ar vienkāršām vielām Jau istabas temperatūrā alumīnijs aktīvi reaģē ar visiem halogēniem, veidojot halogenīdus. Sildot, tas reaģē ar sēru (200 °C), slāpekli (800 °C), fosforu (500 °C) un oglekli (2000 °C), ar jodu katalizatora - ūdens klātbūtnē: 2A l + 3 S = A l 2 S 3 (alumīnija sulfīds), 2A l + N 2 = 2A lN (alumīnija nitrīds), A l + P = A l P (alumīnija fosfīds), 4A l + 3C = A l 4 C 3 (alumīnija karbīds). 2 Al + 3 I 2 = 2 A lI 3 (alumīnija jodīds)Visi šie savienojumi tiek pilnībā hidrolizēti, veidojot alumīnija hidroksīdu un attiecīgi sērūdeņradi, amonjaku, fosfīnu un metānu: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 SAl 4 C 3 +12H 2 O = 4Al(OH) 3 +3 CH 4 Šķīdumu vai pulvera veidā tas spilgti sadedzina gaisā, izdalot lielu daudzumu siltuma: 4A l + 3 O 2 = 2A l 2 O 3 + 1676 kJ.
II. Mijiedarbība ar sarežģītām vielām Mijiedarbība ar ūdeni : 2 Al + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2 bez oksīda plēves Mijiedarbība ar metālu oksīdiem: Alumīnijs ir labs reducētājs, jo tas ir viens no aktīvajiem metāliem. Aktivitāšu sērijā tas ierindojas uzreiz aiz sārmzemju metāliem. Tieši tāpēcatjauno metālus no to oksīdiem . Šo reakciju, aluminotermiju, izmanto tīru retu metālu, piemēram, volframa, vanādija utt., ražošanai. 3 Fe 3 O 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe + Q Termīta maisījums Fe 3 O 4 un Al (pulveris) – izmanto arī termīta metināšanā. C r 2 O 3 + 2A l = 2C r + A l 2 O 3 Mijiedarbība ar skābēm : Ar sērskābes šķīdumu: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 ( SO 4 ) 3 + 3 H 2 Tas nereaģē ar auksti koncentrētu sēru un slāpekli (pasivē). Tāpēc slāpekļskābe tiek transportēta alumīnija cisternās. Sildot, alumīnijs spēj reducēt šīs skābes, neizdalot ūdeņradi: 2A l + 6H 2 SO 4 (konc.) = A l 2 (SO 4 ) 3 + 3 SO 2 + 6H 2 O, A l + 6H NO 3 (konc.) = A l (NO 3 ) 3 + 3 NO 2 + 3H2O. Mijiedarbība ar sārmiem . 2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O = 2 Na Al(OH) 4  + 3 H 2 Na[A l(VIŅŠ) 4 ] – nātrija tetrahidroksialumināts Pēc ķīmiķa Gorbova ierosinājuma Krievijas-Japānas kara laikā šī reakcija tika izmantota, lai iegūtu ūdeņradi baloniem. Ar sāls šķīdumiem: 2 Al + 3 CuSO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 Cu Ja alumīnija virsmu berzē ar dzīvsudraba sāli, notiek šāda reakcija: 2 Al + 3 HgCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 HgIzdalītais dzīvsudrabs izšķīdina alumīniju, veidojot amalgamu. 5. Alumīnija un tā savienojumu pielietojums
Alumīnija fizikālās un ķīmiskās īpašības ir izraisījušas tā plašu izmantošanu tehnoloģijās.Aviācijas nozare ir galvenais alumīnija patērētājs : 2/3 lidmašīnas sastāv no alumīnija un tā sakausējumiem. Tērauda lidmašīna būtu pārāk smaga un varētu pārvadāt daudz mazāk pasažieru.Tāpēc alumīniju sauc par spārnotu metālu. Kabeļi un vadi ir izgatavoti no alumīnija : ar tādu pašu elektrovadītspēju to masa ir 2 reizes mazāka nekā atbilstošajiem vara izstrādājumiem.Ņemot vērā alumīnija izturību pret koroziju, tā irražot mašīnu daļas un slāpekļskābes tvertnes . Alumīnija pulveris ir pamats sudraba krāsas ražošanai, lai aizsargātu dzelzs izstrādājumus no korozijas un atstarotu siltuma starus, šādu krāsu izmanto eļļas uzglabāšanas tvertņu un ugunsdzēsēju tērpu segšanai.Alumīnija oksīdu izmanto alumīnija ražošanai un arī kā ugunsizturīgu materiālu.Alumīnija hidroksīds ir plaši pazīstamo zāļu Maalox un Almagel galvenā sastāvdaļa, kas samazina kuņģa sulas skābumu. Alumīnija sāļi ir ļoti hidrolizēti. Šis īpašums tiek izmantots ūdens attīrīšanas procesā. Attīrāmajam ūdenim pievieno alumīnija sulfātu un nelielu daudzumu dzēsto kaļķu, lai neitralizētu iegūto skābi. Rezultātā izdalās apjomīgas alumīnija hidroksīda nogulsnes, kuras, nostājoties, nes sev līdzi suspendētas duļķainības daļiņas un baktērijas.Tādējādi alumīnija sulfāts ir koagulants.6. Alumīnija ražošana 1) Mūsdienīgu, rentablu alumīnija ražošanas metodi izgudroja amerikānis Hols un francūzis Hero 1886. gadā. Tas ietver alumīnija oksīda šķīduma elektrolīzi izkausētā kriolītā. Izkausēts kriolīts Na 3 AlF 6 izšķīdina Al 2 O 3, Kā ūdens izšķīdina cukuru. Alumīnija oksīda “šķīduma” elektrolīze izkausētā kriolītā notiek tā, it kā kriolīts būtu tikai šķīdinātājs un alumīnija oksīds – elektrolīts. 2Al 2 O 3 elektriskā strāva → 4Al + 3O 2 Angļu valodā “Encyclopedia for Boys and Girls” raksts par alumīniju sākas ar šādiem vārdiem: “1886. gada 23. februārī civilizācijas vēsturē sākās jauns metāla laikmets - alumīnija laikmets. Šajā dienā 22 gadus vecais ķīmiķis Čārlzs Hols iegāja sava pirmā skolotāja laboratorijā ar duci mazu sudrabaini balta alumīnija lodīšu rokā un ar ziņu, ka viņš ir atradis veidu, kā lēti izgatavot metālu. lielos daudzumos." Tā Hols kļuva par Amerikas alumīnija rūpniecības pamatlicēju un anglosakšu nacionālo varoni kā cilvēku, kurš zinātni pārvērta par lielisku biznesu. 2) 2Al 2 O 3 + 3 C = 4 Al + 3 CO 2 TAS IR INTERESANTI:
    Alumīnija metālu 1825. gadā pirmo reizi izolēja dāņu fiziķis Hanss Kristians Oersteds. Izlaižot hlora gāzi cauri karsta alumīnija oksīda slānim, kas sajaukts ar akmeņoglēm, Oersted izolēja alumīnija hlorīdu bez mazākajām mitruma pēdām. Lai atjaunotu metālisko alumīniju, Oersted bija jāapstrādā alumīnija hlorīds ar kālija amalgamu. 2 gadus vēlāk vācu ķīmiķis Frīdrihs Vūlers. Viņš uzlaboja metodi, aizstājot kālija amalgamu ar tīru kāliju. 18. un 19. gadsimtā alumīnijs bija galvenais juvelierizstrādājumu metāls. 1889. gadā D.I. Mendeļejevs Londonā tika apbalvots ar vērtīgu dāvanu par viņa pakalpojumiem ķīmijas attīstībā - no zelta un alumīnija izgatavotiem svariem. Līdz 1855. gadam franču zinātnieks Saint-Clair Deville bija izstrādājis metodi alumīnija metāla ražošanai tehniskā mērogā. Bet metode bija ļoti dārga. Devils baudīja Francijas imperatora Napoleona III īpašo patronāžu. Kā savas uzticības un pateicības zīmi Devils izgatavoja Napoleona dēlam, jaundzimušajam princim, eleganti iegravētu grabuli – pirmo no alumīnija izgatavotu "patēriņa preci". Napoleons pat plānoja aprīkot savus aizsargus ar alumīnija kirasu, taču cena izrādījās pārmērīga. Toreiz 1 kg alumīnija maksāja 1000 markas, t.i. 5 reizes dārgāks par sudrabu. Tikai pēc elektrolītiskā procesa izgudrošanas alumīnijs pēc vērtības kļuva līdzvērtīgs parastajiem metāliem. Vai zinājāt, ka alumīnijs, nonākot cilvēka organismā, izraisa nervu sistēmas traucējumus? Ja tas ir pārmērīgs, vielmaiņa tiek traucēta. Un aizsarglīdzekļi ir C vitamīns, kalcija un cinka savienojumi. Alumīnijam sadedzinot skābeklī un fluorā, izdalās daudz siltuma. Tāpēc to izmanto kā piedevu raķešu degvielai. Saturna raķete lidojuma laikā sadedzina 36 tonnas alumīnija pulvera. Ideju par metālu izmantošanu kā raķešu degvielas sastāvdaļu vispirms ierosināja F. A. Zanders.
3. Pētītā materiāla konsolidācija №1. Lai iegūtu alumīniju no alumīnija hlorīda, kā reducētāju var izmantot metālu kalciju. Uzrakstiet šīs ķīmiskās reakcijas vienādojumu un raksturojiet šo procesu, izmantojot elektronisko svaru.
Padomājiet! Kāpēc šo reakciju nevar veikt ūdens šķīdumā? №2. Aizpildiet ķīmisko reakciju vienādojumus:
Al + H 2 SO 4 (šķīdums) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (konc) - t ->
Al + NaOH + H 2 O -> Nr. 3. Atrisiniet problēmu:
Alumīnija-vara sakausējums karsēšanas laikā tika pakļauts koncentrēta nātrija hidroksīda šķīduma pārpalikumam. Izlaisti 2,24 litri gāzes (n.n.). Aprēķināt sakausējuma procentuālo sastāvu, ja tā kopējā masa bija 10 g?4. Mājas darbs P.42, piem. 1-11. 1.-3. uzdevums 131. lpp
  • Apzīmējums - Al (alumīnijs);
  • Periods - III;
  • grupa - 13 (IIIa);
  • Atommasa - 26,981538;
  • Atomskaitlis - 13;
  • Atomu rādiuss = 143 pm;
  • Kovalentais rādiuss = 121 pm;
  • Elektronu sadalījums - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ;
  • kušanas temperatūra = 660°C;
  • viršanas temperatūra = 2518°C;
  • Elektronegativitāte (pēc Polinga/pēc Alpreda un Rohova) = 1,61/1,47;
  • Oksidācijas stāvoklis: +3,0;
  • Blīvums (nr.) = 2,7 g/cm3;
  • Molārais tilpums = 10,0 cm 3 /mol.

Alumīniju (alunu) 1825. gadā pirmo reizi ieguva dānis G. K. Oersteds. Sākotnēji, pirms tika atklāta rūpnieciska ražošanas metode, alumīnijs bija dārgāks par zeltu.

Alumīnijs ir visizplatītākais metāls zemes garozā (masas daļa ir 7-8%) un trešais no visiem elementiem pēc skābekļa un silīcija. Proirodā alumīnijs brīvā formā nav atrodams.

Svarīgākie dabīgie alumīnija savienojumi:

  • aluminosilikāti - Na 2 O Al 2 O 3 2SiO 2; K 2 O Al 2 O 3 2SiO 2
  • boksīts - Al 2 O 3 · n H2O
  • korunds - Al 2 O 3
  • kriolīts - 3NaF AlF 3


Rīsi. Alumīnija atoma uzbūve.

Alumīnijs ir ķīmiski aktīvs metāls – tā ārējā elektroniskā līmenī atrodas trīs elektroni, kas piedalās kovalento saišu veidošanā, alumīnijam mijiedarbojoties ar citiem ķīmiskajiem elementiem (skat. Kovalentā saite). Alumīnijs ir spēcīgs reducētājs, un visos savienojumos tā oksidācijas pakāpe ir +3.

Istabas temperatūrā alumīnijs reaģē ar atmosfēras gaisā esošo skābekli, veidojot spēcīgu oksīda plēvi, kas droši novērš metāla tālākas oksidācijas (korozijas) procesu, kā rezultātā samazinās alumīnija ķīmiskā aktivitāte.

Pateicoties oksīda plēvei, alumīnijs istabas temperatūrā nereaģē ar slāpekļskābi, tāpēc alumīnija trauki ir uzticams trauks slāpekļskābes uzglabāšanai un transportēšanai.

Alumīnija fizikālās īpašības:

  • sudraba balts metāls;
  • ciets;
  • ilgstoša;
  • viegli;
  • plastmasa (izstiepta plānā stieplē un folijā);
  • ir augsta elektriskā un siltuma vadītspēja;
  • kušanas temperatūra 660°C
  • dabīgais alumīnijs sastāv no viena izotopa 27 13 Al

Alumīnija ķīmiskās īpašības:

  • noņemot oksīda plēvi, alumīnijs reaģē ar ūdeni:
    2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2;
  • istabas temperatūrā tas reaģē ar bromu un hloru, veidojot sāļus:
    2Al + 3Br2 = 2AlCl3;
  • augstā temperatūrā alumīnijs reaģē ar skābekli un sēru (reakciju pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās):
    4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 + Q;
    2Al + 3S = Al2S3 + Q;
  • pie t=800°C reaģē ar slāpekli:
    2Al + N2 = 2AlN;
  • pie t=2000°C reaģē ar oglekli:
    2Al + 3C = Al 4 C 3;
  • reducē daudzus metālus no to oksīdiem - aluminotermija(pie temperatūras līdz 3000°C) rūpnieciski ražo volframu, vanādiju, titānu, kalciju, hromu, dzelzi, mangānu:
    8Al + 3Fe3O4 = 4Al 2O3 + 9Fe;
  • reaģē ar sālsskābi un atšķaidītu sērskābi, izdalot ūdeņradi:
    2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;
    2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2;
  • augstā temperatūrā reaģē ar koncentrētu sērskābi:
    2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;
  • reaģē ar sārmiem ar ūdeņraža izdalīšanos un sarežģītu sāļu veidošanos - reakcija notiek vairākos posmos: kad alumīnijs tiek iegremdēts sārma šķīdumā, izšķīst izturīgā aizsargājošā oksīda plēve, kas atrodas uz metāla virsmas; pēc plēves izšķīšanas alumīnijs kā aktīvs metāls reaģē ar ūdeni, veidojot alumīnija hidroksīdu, kas reaģē ar sārmu kā amfoterisks hidroksīds:
    • Al 2 O 3 +2NaOH = 2NaAlO 2 +H 2 O - oksīda plēves izšķīšana;
    • 2Al+6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 - alumīnija mijiedarbība ar ūdeni, veidojot alumīnija hidroksīdu;
    • NaOH+Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O - alumīnija hidroksīda mijiedarbība ar sārmu
    • 2Al+2NaOH+2H 2 O = 2NaAlO 2 +3H 2 - kopējais vienādojums alumīnija reakcijai ar sārmu.

Alumīnija savienojumi

Al 2 O 3 (alumīnija oksīds)

Alumīnija oksīds Al 2 O 3 ir balta, ļoti ugunsizturīga un cieta viela (dabā cietāks ir tikai dimants, karborunds un borazons).

Alumīnija oksīda īpašības:

  • nešķīst ūdenī un reaģē ar to;
  • ir amfotēriska viela, kas reaģē ar skābēm un sārmiem:
    Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O;
    Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3;
  • kā amfoteriskais oksīds reaģē, kad to sakausē ar metālu oksīdiem un sāļiem, veidojot aluminātus:
    Al 2 O 3 + K 2 O = 2 KAlO 2.

Rūpniecībā alumīnija oksīdu iegūst no boksīta. Laboratorijas apstākļos alumīnija oksīdu var iegūt, sadedzinot alumīniju skābeklī:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

Alumīnija oksīda pielietojumi:

  • alumīnija un elektriskās keramikas ražošanai;
  • kā abrazīvs un ugunsizturīgs materiāls;
  • kā katalizators organiskās sintēzes reakcijās.

Al(OH)3

Alumīnija hidroksīds Al(OH)3 ir balta kristāliska cieta viela, kas iegūta apmaiņas reakcijas rezultātā no alumīnija hidroksīda šķīduma – izgulsnējas kā baltas želatīna nogulsnes, kas laika gaitā kristalizējas. Šis amfoteriskais savienojums gandrīz nešķīst ūdenī:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3;
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

  • Al(OH)3 mijiedarbība ar skābēm:
    Al(OH)3 +3H + Cl = Al 3+ Cl 3 + 3H 2O
  • Al(OH)3 mijiedarbība ar sārmiem:
    Al(OH)3 +NaOH - = NaAlO 2 - +2H2O

Alumīnija hidroksīdu iegūst, sārmiem iedarbojoties uz alumīnija sāļu šķīdumiem:
AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 + 3NaCl.

Alumīnija ražošana un izmantošana

Alumīniju ir diezgan grūti izolēt no dabīgiem savienojumiem ar ķīmiskiem līdzekļiem, kas izskaidrojams ar lielo saišu stiprību alumīnija oksīdā, tāpēc alumīnija rūpnieciskai ražošanai tiek veikta alumīnija oksīda Al 2 O 3 šķīduma elektrolīze izkausētā kriolītā Na 3; Tiek izmantots AlF 6. Procesa rezultātā pie katoda izdalās alumīnijs, bet pie anoda - skābeklis:

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

Izejmateriāls ir boksīts. Elektrolīze notiek 1000°C temperatūrā: alumīnija oksīda kušanas temperatūra ir 2500°C - šādā temperatūrā elektrolīzi veikt nav iespējams, tāpēc alumīnija oksīds tiek izšķīdināts kausētā kriolītā, un tikai tad tiek izmantots iegūtais elektrolīts. elektrolīzē, lai iegūtu alumīniju.

Alumīnija pielietojums:

  • alumīnija sakausējumi tiek plaši izmantoti kā strukturālie materiāli automobiļu, lidmašīnu un kuģu būvē: duralumīns, silumīns, alumīnija bronza;
  • ķīmiskajā rūpniecībā kā reducētājs;
  • pārtikas rūpniecībā folijas, trauku, iepakojuma materiālu ražošanai;
  • vadu izgatavošanai utt.

DEFINĪCIJA

Alumīnijs– IIIA grupas 3. perioda ķīmiskais elements. Sērijas numurs – 13. Metāls. Alumīnijs pieder pie p-ģimenes elementiem. Simbols – Al.

Atomu masa – 27 amu. Ārējā enerģijas līmeņa elektroniskā konfigurācija ir 3s 2 3p 1. Savos savienojumos alumīnija oksidācijas pakāpe ir “+3”.

Alumīnija ķīmiskās īpašības

Alumīnijam ir reakcijās reducējošas īpašības. Tā kā gaisa iedarbībā uz tās virsmas veidojas oksīda plēve, tā ir izturīga pret mijiedarbību ar citām vielām. Piemēram, alumīnijs tiek pasivēts ūdenī, koncentrētā slāpekļskābē un kālija dihromāta šķīdumā. Tomēr pēc oksīda plēves noņemšanas no tās virsmas tā spēj mijiedarboties ar vienkāršām vielām. Lielākā daļa reakciju notiek karsējot:

2Al pulveris +3/2O 2 = Al 2 O 3;

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (t);

2Al pulveris + 3Hal2 = 2AlHal 3 (t = 25C);

2Al + N2 = 2AlN (t);

2Al +3S = Al2S3 (t);

4Al + 3C grafīts = Al 4 C 3 (t);

4Al + P 4 = 4AlP (t, H 2 atmosfērā).

Arī alumīnijs pēc oksīda plēves noņemšanas no virsmas spēj mijiedarboties ar ūdeni, veidojot hidroksīdu:

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

Alumīnijam piemīt amfoteriskas īpašības, tāpēc tas spēj šķīst atšķaidītos skābju un sārmu šķīdumos:

2Al + 3H2SO4 (atšķaidīts) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2;

2Al + 6HCl atšķaidīts = 2AlCl3 + 3 H2;

8Al + 30HNO 3 (atšķaidīts) = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O;

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

2Al + 2 (NaOH × H 2 O) = 2 NaAlO 2 + 3 H 2.

Aluminotermija ir metode metālu iegūšanai no to oksīdiem, kuras pamatā ir šo metālu reducēšana ar alumīniju:

8Al + 3Fe3O4 = 4Al 2O3 + 9Fe;

2Al + Cr 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Cr.

Alumīnija fizikālās īpašības

Alumīnijs ir sudrabaini baltā krāsā. Galvenās alumīnija fizikālās īpašības ir vieglums, augsta siltuma un elektriskā vadītspēja. Brīvā stāvoklī, saskaroties ar gaisu, alumīnijs ir pārklāts ar izturīgu Al 2 O 3 oksīda plēvi, kas padara to izturīgu pret koncentrētu skābju iedarbību. Kušanas temperatūra – 660,37C, viršanas temperatūra – 2500C.

Alumīnija ražošana un izmantošana

Alumīniju iegūst šī elementa izkausētā oksīda elektrolīzē:

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

Tomēr, ņemot vērā produkta zemo iznākumu, biežāk tiek izmantota alumīnija iegūšanas metode, izmantojot elektrolīzi no Na 3 un Al 2 O 3 maisījuma. Reakcija notiek karsējot līdz 960C un katalizatoru - fluorīdu (AlF 3, CaF 2 u.c.) klātbūtnē, savukārt pie katoda notiek alumīnija izdalīšanās, bet pie anoda izdalās skābeklis.

Alumīnijs ir atradis plašu pielietojumu rūpniecībā uz alumīnija bāzes izgatavoti sakausējumi ir galvenie konstrukciju materiāli lidmašīnu un kuģu būvē.

Problēmu risināšanas piemēri

1. PIEMĒRS

Vingrinājums Alumīnijam reaģējot ar sērskābi, izveidojās alumīnija sulfāts, kas sver 3,42 g. Nosakiet reaģējušās alumīnija vielas masu un daudzumu.
Risinājums Uzrakstīsim reakcijas vienādojumu:

2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.

Alumīnija un alumīnija sulfāta molārās masas, kas aprēķinātas, izmantojot D.I. ķīmisko elementu tabulu. Mendeļejevs – attiecīgi 27 un 342 g/mol. Tad izveidotā alumīnija sulfāta vielas daudzums būs vienāds ar:

n(Al2(SO4)3) = m(Al2(SO4)3)/M(Al2(SO4)3);

n(Al 2(SO 4) 3) = 3,42 / 342 = 0,01 mol.

Saskaņā ar reakcijas vienādojumu n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, tātad n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 mol. Tad alumīnija masa būs vienāda ar:

m(Al) = n(Al) × M(Al);

m(Al) = 0,02 × 27 = 0,54 g.
Atbilde Alumīnija vielas daudzums ir 0,02 mol; alumīnija masa – 0,54 g.