Глава IV. Металлы и их соединения. § 33. Алюминий и его соединения — с. 171
§ 33. Проверьте свои знания.
1. Запишите схему распределения электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия.
1. Запишите схему распределения электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия.
Алюминий — элемент №13, III периода, IIIA-группы. Заряд ядра +13, в атоме 13 протонов, 14 нейтронов (A = 27) и 13 электронов.
Схема распределения электронов по энергетическим уровням: ₁₃Al 2ē, 8ē, 3ē.
Электронная формула: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹. На внешнем уровне 3 электрона (валентные), поэтому в соединениях алюминий проявляет степень окисления +3.
Схема распределения электронов по энергетическим уровням: ₁₃Al 2ē, 8ē, 3ē.
Электронная формула: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹. На внешнем уровне 3 электрона (валентные), поэтому в соединениях алюминий проявляет степень окисления +3.
§ 33. Проверьте свои знания.
2. Охарактеризуйте физические свойства алюминия и области применения этого металла.
Физические свойства: алюминий — серебристо-белый лёгкий металл (плотность 2,7 г/см³, примерно в три раза легче железа и меди), очень пластичный (прокатывается в тонкую фольгу), имеет блеск, высокую электро- и теплопроводность; плавится при 660 °C. Чистый алюминий невелик по прочности, но его сплавы заметно прочнее.
Применение: сплавы — в авиации, космонавтике, транспорте и строительстве; провода линий электропередачи; посуда, фольга, банки, упаковка пищевых продуктов (нетоксичен); производство зеркал, прожекторов, отражателей; трубы для нефтяной промышленности; порошок алюминия — в пиротехнике (бенгальские огни, салюты).
Применение: сплавы — в авиации, космонавтике, транспорте и строительстве; провода линий электропередачи; посуда, фольга, банки, упаковка пищевых продуктов (нетоксичен); производство зеркал, прожекторов, отражателей; трубы для нефтяной промышленности; порошок алюминия — в пиротехнике (бенгальские огни, салюты).
§ 33. Проверьте свои знания.
3. Перечислите химические свойства алюминия. Подчеркните особенности его взаимодействия с серной и азотной кислотами. Запишите соответствующие уравнения реакций.
Алюминий — активный металл, сильный восстановитель (степень окисления в соединениях +3). Его поверхность покрыта прочной оксидной плёнкой Al₂O₃, поэтому на воздухе он устойчив.
1) С неметаллами: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃; 2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃; 2Al + 3S =(t) Al₂S₃; 4Al + 3C =(t) Al₄C₃.
2) С водой (после удаления оксидной плёнки): 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑.
3) С кислотами-неокислителями: 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑.
4) С солями менее активных металлов и оксидами (алюминотермия): 2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu; 2Al + Fe₂O₃ =(t) Al₂O₃ + 2Fe.
5) Со щелочами: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑.
Особенности с серной и азотной кислотами: с разбавленной серной кислотой алюминий реагирует с выделением водорода: 2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑. Концентрированные серная и азотная кислоты при комнатной температуре с алюминием не взаимодействуют (пассивация: на поверхности образуется плотная оксидная плёнка), поэтому их перевозят в алюминиевых цистернах. С разбавленной азотной кислотой реакция идёт (водород не выделяется, образуются продукты восстановления азота), например: Al + 4HNO₃(разб.) = Al(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O; при нагревании реагирует и с концентрированными кислотами.
1) С неметаллами: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃; 2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃; 2Al + 3S =(t) Al₂S₃; 4Al + 3C =(t) Al₄C₃.
2) С водой (после удаления оксидной плёнки): 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂↑.
3) С кислотами-неокислителями: 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑.
4) С солями менее активных металлов и оксидами (алюминотермия): 2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu; 2Al + Fe₂O₃ =(t) Al₂O₃ + 2Fe.
5) Со щелочами: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑.
Особенности с серной и азотной кислотами: с разбавленной серной кислотой алюминий реагирует с выделением водорода: 2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑. Концентрированные серная и азотная кислоты при комнатной температуре с алюминием не взаимодействуют (пассивация: на поверхности образуется плотная оксидная плёнка), поэтому их перевозят в алюминиевых цистернах. С разбавленной азотной кислотой реакция идёт (водород не выделяется, образуются продукты восстановления азота), например: Al + 4HNO₃(разб.) = Al(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O; при нагревании реагирует и с концентрированными кислотами.
§ 33. Примените свои знания.
4. Рассчитайте площадь алюминиевой фольги толщиной 0,01 мм, которую можно изготовить из 1 моль этого металла, если плотность алюминия равна 2,7 г/см³.
Дано: n(Al) = 1 моль; h = 0,01 мм = 0,001 см; ρ = 2,7 г/см³; M(Al) = 27 г/моль.
Найти: S — ?
Решение:
1) m(Al) = n · M = 1 моль · 27 г/моль = 27 г.
2) V = m / ρ = 27 г / 2,7 г/см³ = 10 см³.
3) V = S · h, поэтому S = V / h = 10 см³ / 0,001 см = 10 000 см² = 1 м².
Ответ: S = 10 000 см² = 1 м².
Найти: S — ?
Решение:
1) m(Al) = n · M = 1 моль · 27 г/моль = 27 г.
2) V = m / ρ = 27 г / 2,7 г/см³ = 10 см³.
3) V = S · h, поэтому S = V / h = 10 см³ / 0,001 см = 10 000 см² = 1 м².
Ответ: S = 10 000 см² = 1 м².
§ 33. Примените свои знания.
5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:
а) Al → Al₂(SO₄)₃ → Al(OH)₃ → Al₂O₃ → Al(NO₃)₃
б) Al → AlCl₃ → Na[Al(OH)₄] → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃
Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
а) Al → Al₂(SO₄)₃ → Al(OH)₃ → Al₂O₃ → Al(NO₃)₃
б) Al → AlCl₃ → Na[Al(OH)₄] → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃
Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.
а)
1) 2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑ — ОВР.
Al⁰ − 3ē → Al³⁺ | 2 (восстановитель, окисляется)
2H⁺ + 2ē → H₂⁰ | 3 (окислитель H⁺ из кислоты, восстанавливается)
Ионное: 2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂↑.
2) Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄
Ионное: 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻ + 6Na⁺ + 6OH⁻ = 2Al(OH)₃↓ + 6Na⁺ + 3SO₄²⁻; сокращённое: Al³⁺ + 3OH⁻ = Al(OH)₃↓.
3) 2Al(OH)₃ =(t) Al₂O₃ + 3H₂O (разложение нерастворимого основания).
4) Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O
Ионное: Al₂O₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂O.
б)
1) 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑ — ОВР.
Al⁰ − 3ē → Al³⁺ | 2 (восстановитель)
2H⁺ + 2ē → H₂⁰ | 3 (окислитель)
Ионное: 2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂↑.
2) AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl (избыток щёлочи)
Ионное: Al³⁺ + 3Cl⁻ + 4Na⁺ + 4OH⁻ = Na⁺ + [Al(OH)₄]⁻ + 3Na⁺ + 3Cl⁻; сокращённое: Al³⁺ + 4OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻.
3) Na[Al(OH)₄] + HCl = Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂O (осторожно, без избытка кислоты)
Ионное: Na⁺ + [Al(OH)₄]⁻ + H⁺ + Cl⁻ = Al(OH)₃↓ + Na⁺ + Cl⁻ + H₂O; сокращённое: [Al(OH)₄]⁻ + H⁺ = Al(OH)₃↓ + H₂O.
4) 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O
Ионное (гидроксид нерастворим): 2Al(OH)₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 6H₂O.
1) 2Al + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑ — ОВР.
Al⁰ − 3ē → Al³⁺ | 2 (восстановитель, окисляется)
2H⁺ + 2ē → H₂⁰ | 3 (окислитель H⁺ из кислоты, восстанавливается)
Ионное: 2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂↑.
2) Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄
Ионное: 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻ + 6Na⁺ + 6OH⁻ = 2Al(OH)₃↓ + 6Na⁺ + 3SO₄²⁻; сокращённое: Al³⁺ + 3OH⁻ = Al(OH)₃↓.
3) 2Al(OH)₃ =(t) Al₂O₃ + 3H₂O (разложение нерастворимого основания).
4) Al₂O₃ + 6HNO₃ = 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O
Ионное: Al₂O₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂O.
б)
1) 2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑ — ОВР.
Al⁰ − 3ē → Al³⁺ | 2 (восстановитель)
2H⁺ + 2ē → H₂⁰ | 3 (окислитель)
Ионное: 2Al + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 3H₂↑.
2) AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl (избыток щёлочи)
Ионное: Al³⁺ + 3Cl⁻ + 4Na⁺ + 4OH⁻ = Na⁺ + [Al(OH)₄]⁻ + 3Na⁺ + 3Cl⁻; сокращённое: Al³⁺ + 4OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻.
3) Na[Al(OH)₄] + HCl = Al(OH)₃↓ + NaCl + H₂O (осторожно, без избытка кислоты)
Ионное: Na⁺ + [Al(OH)₄]⁻ + H⁺ + Cl⁻ = Al(OH)₃↓ + Na⁺ + Cl⁻ + H₂O; сокращённое: [Al(OH)₄]⁻ + H⁺ = Al(OH)₃↓ + H₂O.
4) 2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O
Ионное (гидроксид нерастворим): 2Al(OH)₃ + 6H⁺ = 2Al³⁺ + 6H₂O.
§ 33. Примените свои знания.
6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, соответствующее следующей схеме:
Al + HNO₃ → Al(NO₃)₃ + N₂O + H₂O
Укажите окислитель и восстановитель.
Al + HNO₃ → Al(NO₃)₃ + N₂O + H₂O
Укажите окислитель и восстановитель.
Степени окисления меняют Al (0 → +3) и N (+5 → +1).
Al⁰ − 3ē → Al³⁺ | 8 (окисление)
2N⁺⁵ + 8ē → 2N⁺¹ | 3 (восстановление)
Наименьшее общее кратное электронов — 24: перед Al и Al(NO₃)₃ ставим 8, перед N₂O — 3.
Уравнение: 8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O↑ + 15H₂O.
Проверка: Al — 8 и 8; N — 30 и 24 + 6 = 30; H — 30 и 30; O — 90 и 72 + 3 + 15 = 90.
Восстановитель — Al⁰ (алюминий), окислитель — HNO₃ за счёт N⁺⁵. Часть азотной кислоты (24 молекулы) расходуется на образование соли и степень окисления азота не меняет.
Al⁰ − 3ē → Al³⁺ | 8 (окисление)
2N⁺⁵ + 8ē → 2N⁺¹ | 3 (восстановление)
Наименьшее общее кратное электронов — 24: перед Al и Al(NO₃)₃ ставим 8, перед N₂O — 3.
Уравнение: 8Al + 30HNO₃ = 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O↑ + 15H₂O.
Проверка: Al — 8 и 8; N — 30 и 24 + 6 = 30; H — 30 и 30; O — 90 и 72 + 3 + 15 = 90.
Восстановитель — Al⁰ (алюминий), окислитель — HNO₃ за счёт N⁺⁵. Часть азотной кислоты (24 молекулы) расходуется на образование соли и степень окисления азота не меняет.
§ 33. Примените свои знания.
7. Почему при добавлении к концентрированному раствору щёлочи небольшого количества раствора сульфата алюминия не выпадает осадок гидроксида алюминия?
Каким должен быть порядок приливания реагентов для получения осадка гидроксида?
Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций раствора сульфата алюминия с избытком раствора гидроксида натрия.
Гидроксид алюминия амфотерен: он растворяется не только в кислотах, но и в избытке щёлочи с образованием растворимого комплексного тетрагидроксоалюмината. При добавлении небольшого количества Al₂(SO₄)₃ к концентрированной щёлочи гидроксид-ионы находятся в избытке, поэтому образующийся Al(OH)₃ сразу растворяется, и осадка не видно.
Чтобы получить осадок, щёлочь нужно приливать по каплям к раствору соли алюминия: тогда соли в избытке и выпадает студенистый осадок Al(OH)₃ (при дальнейшем добавлении щёлочи он растворится).
Уравнения при избытке NaOH:
1) Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄
Al³⁺ + 3OH⁻ = Al(OH)₃↓
2) Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]
Al(OH)₃ + OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻
Суммарно: Al₂(SO₄)₃ + 8NaOH = 2Na[Al(OH)₄] + 3Na₂SO₄
2Al³⁺ + 3SO₄²⁻ + 8Na⁺ + 8OH⁻ = 2Na⁺ + 2[Al(OH)₄]⁻ + 6Na⁺ + 3SO₄²⁻; сокращённое: Al³⁺ + 4OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻.
Чтобы получить осадок, щёлочь нужно приливать по каплям к раствору соли алюминия: тогда соли в избытке и выпадает студенистый осадок Al(OH)₃ (при дальнейшем добавлении щёлочи он растворится).
Уравнения при избытке NaOH:
1) Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH = 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄
Al³⁺ + 3OH⁻ = Al(OH)₃↓
2) Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]
Al(OH)₃ + OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻
Суммарно: Al₂(SO₄)₃ + 8NaOH = 2Na[Al(OH)₄] + 3Na₂SO₄
2Al³⁺ + 3SO₄²⁻ + 8Na⁺ + 8OH⁻ = 2Na⁺ + 2[Al(OH)₄]⁻ + 6Na⁺ + 3SO₄²⁻; сокращённое: Al³⁺ + 4OH⁻ = [Al(OH)₄]⁻.
§ 33. Используйте дополнительную информацию.
8. Подготовьте сообщение об истории открытия алюминия, его свойствах и применении.
Алюминий: история, свойства, применение.
Название происходит от латинского alumen — квасцы, которые с древности применяли для протравливания тканей. Оксид алюминия («глинозём») выделил из квасцов в XVIII веке немецкий химик А. Маргграф. Металл впервые получил в 1825 г. датский физик Х. Эрстед, а в 1827 г. Ф. Вёлер усовершенствовал способ. Во времена Наполеона III алюминий был дороже золота: из него делали украшения, а самым почётным гостям подавали на приборах из алюминия. В 1886 г. американец Ч. Холл и француз П. Эру независимо разработали электролиз расплава глинозёма в криолите, после чего металл стал дешёвым. Сейчас в мире получают около 60 млн т алюминия в год.
Свойства: серебристо-белый, лёгкий (2,7 г/см³), пластичный, хорошо проводит ток и тепло, на воздухе покрывается защитной оксидной плёнкой; активный металл, амфотерен (оксид и гидроксид реагируют и с кислотами, и со щелочами).
Применение: сплавы для самолётов и ракет (дюралюминий), провода, посуда, фольга, упаковка, строительные конструкции, зеркала, алюминотермия (получение металлов), пиротехника.
Название происходит от латинского alumen — квасцы, которые с древности применяли для протравливания тканей. Оксид алюминия («глинозём») выделил из квасцов в XVIII веке немецкий химик А. Маргграф. Металл впервые получил в 1825 г. датский физик Х. Эрстед, а в 1827 г. Ф. Вёлер усовершенствовал способ. Во времена Наполеона III алюминий был дороже золота: из него делали украшения, а самым почётным гостям подавали на приборах из алюминия. В 1886 г. американец Ч. Холл и француз П. Эру независимо разработали электролиз расплава глинозёма в криолите, после чего металл стал дешёвым. Сейчас в мире получают около 60 млн т алюминия в год.
Свойства: серебристо-белый, лёгкий (2,7 г/см³), пластичный, хорошо проводит ток и тепло, на воздухе покрывается защитной оксидной плёнкой; активный металл, амфотерен (оксид и гидроксид реагируют и с кислотами, и со щелочами).
Применение: сплавы для самолётов и ракет (дюралюминий), провода, посуда, фольга, упаковка, строительные конструкции, зеркала, алюминотермия (получение металлов), пиротехника.
§ 33. Используйте дополнительную информацию.
9. Какую роль играет сульфат алюминия в процессе очистки воды на водоочистных станциях?
Сульфат алюминия Al₂(SO₄)₃ служит коагулянтом. При добавлении к воде он гидролизуется и образует хлопья студенистого гидроксида алюминия:
Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O ⇄ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂SO₄ (на практике кислоту нейтрализуют гидрокарбонатами, присутствующими в воде: Al₂(SO₄)₃ + 3Ca(HCO₃)₂ = 2Al(OH)₃↓ + 3CaSO₄ + 6CO₂↑).
Хлопья Al(OH)₃ имеют большую поверхность, захватывают взвешенные частицы глины, ила, бактерии и коллоидные примеси (в том числе окрашенные), укрупняются и оседают на дно отстойников. Затем воду фильтруют и обеззараживают (например, хлорированием). Так вода становится прозрачной и пригодной для питья.
Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O ⇄ 2Al(OH)₃↓ + 3H₂SO₄ (на практике кислоту нейтрализуют гидрокарбонатами, присутствующими в воде: Al₂(SO₄)₃ + 3Ca(HCO₃)₂ = 2Al(OH)₃↓ + 3CaSO₄ + 6CO₂↑).
Хлопья Al(OH)₃ имеют большую поверхность, захватывают взвешенные частицы глины, ила, бактерии и коллоидные примеси (в том числе окрашенные), укрупняются и оседают на дно отстойников. Затем воду фильтруют и обеззараживают (например, хлорированием). Так вода становится прозрачной и пригодной для питья.