Химические свойства алюминия

1. Взаимодействие с простыми веществами.

На воздухе алюминий покрывается очень прочной оксидной пленкой оксида алюминия, которая защищает металл от дальнейшего окисления. Изделия из алюминия устойчивы даже при достаточно высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия легко реагирует со многими неметаллами: кислородом, галогенами, серой, углеродом и даже азотом:

 

4Аl + 3О₂ = 2Аl₂О₃

 

2Аl + 3I₂ = 2АlI₃

 

2Аl + 3S = Аl₂S₃

 

2Аl + N₂ = 2АlN

 

4Аl + 3C = Аl₄C₃

 

Три последние соединения при обработке водой подвергаются необратимому гидролизу, разлагаются:

 

Аl₂S₃ + 6H₂O = 2Аl(OH)₃¯ + 3H₂S­

 

АlN + 4H₂O = Аl(OH)₃¯ + NH₃×H₂O

 

Аl₄C₃ + 12H₂O = 4Аl(OH)₃¯ + 3CH₄­

 

2. Взаимодействие со сложными веществами.

С водой. Защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки (например, при обработке водным раствором щелочи), алюминий энергично реагирует с водой:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂­

 

С оксидами металлов. Будучи очень активным металлом и имея большое сродство к кислороду, алюминий при нагревании восстанавливает менее активные металлы из оксидов (такой метод получения металлов называется алюмотермия). Так, в случае поджигания смеси порошков оксида железа(III) и алюминия (т.н. термитная смесь), развивается температура 2500–3000°С. В результате этой реакции образуется расплавленное железо:

 

2Al + Fe₂O₃ = 2Fe + Аl₂О₃

 

С кислотами. Алюминий вытесняет водород из кислотами-неокислителями. Следует помнить, что в обычных условиях, без нагревания, алюминий не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотой из-за эффекта пассивации. При нагревании же алюминий окисляется кислотами-окислителями (см. раздел ОВР).

Со щелочами. Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, поэтому алюминий взаимодействует со щелочами с выделением водорода, как в расплаве:

 

2Al + 6NaOH = 2Na₃AlO₃ + 3H₂­

так и в растворе:

 

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂­

Аналитическое определение ионов алюминия

В рамках школьной программы нужно знать, что ионы алюминия можно осадить из раствора в виде белого осадка Al(OH)₃, создавая щелочную среду:

добавляя по каплям раствор щелочи, например:

 

Al(NO₃)₃ + 3NaOH = 3NaNO₃ + Al(OH)₃¯

 

или раствор аммиака:

 

Al(NO₃)₃ + 3NH₃×H₂O = 3NH₄NO₃ + Al(OH)₃¯

 

или раствор соли сильного основания и слабой кислоты (карбонат натрия, сульфид калия и т.п., см. совместный гидролиз):

 

2Al(NO₃)₃ + 3K₂S + 6H₂O = 6KNO₃ + 2Al(OH)₃¯ + 3H₂S­

 

В отличие от многих гидроксидов неамфотерных элементов, в избытке раствора сильного основания (гидроксида натрия или калия) Al(OH)₃ растворяется с образованием гидроксокомплекса:

 

Al(OH)₃¯ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

 

Следует помнить, что даже в избытке раствора аммиака (слабого основания), Al(OH)₃ не растворяется, так как алюминий не образует аммиачных комплексов. Это свойство позволяет различить амфотерные Al(OH)₃ и Zn(OH)₂: последний растворяется в избытке раствора аммиака с образованием иона [Zn(NH₃)₄]²⁺ (подробнее см. в свойствах элемента цинка).

 

Применение алюминия и его соединений

Алюминий легкий и пластичный металл, отлично проводит ток, мало подвержен коррозии. Наибольшее применение металлический алюминий находит в авиастроении, судостроении, изготовлении электрических проводов, посуды, фольги.

Мелкодисперсный алюминиевый порошок (алюминиевая пудра) используется в алюмотермии, пиротехнике, в качестве пигмента в красках.

Оксид алюминия (минерал корунд) обладает высокой твердостью и температурой плавления. Он применяется как тугоплавкий материал, в качестве абразива, прозрачные монокристаллы Al₂O₃ применяются в качестве активных элементов рубиновых лазеров.

 

Переходные металлы

В соответствии с кодификатором, рассмотрим свойства важнейших d -металлов – железа, меди, цинка и хрома.

 

Железо

 

Железо – самый распространенный тяжелый металл (обычно тяжелыми металлами называют металлы с плотностью более 5 г/см³): его содержание в земной коре составляет около 4,2 % мас., ядро Земли, предположительно, состоит из железо-никелевого сплава.

Самородное железо встречается крайне редко, этот металл входит в состав многих минералов и пород, но основными рудами железа являются:

Fe₃O₄ или FeO×Fe₂O₃ а наиболее правильная запись Fe⁺²Fe⁺³₂O₄ – двойной оксид железа(II,III), минерал магнетит, магнитный железняк, эту же формулу имеет т.н. железная окалина. Это соединение бурого цвета, обладает ферромагнитными свойствами.

Fe₂O₃ – оксид железа(III), минерал гематит, соединение красно-коричневого цвета.

FeO – оксид железа(II), минерал вюстит, соединение черного цвета.

FeS – сульфид железа(II).

FeS₂ – дисульфид железа(II), минерал пирит.

 

Получение железа

Металлургия железа подробно представлена в школьных учебниках, приведем основные стадии процесса. Железные руды (оксиды железа) восстанавливают в доменных печах оксидом углерода(II):

 

Fe₂O₃ + 3CO ® Fe + 3CO₂

 

FeO + CO ® Fe + CO₂

 

Оксид углерода(II) образуется при сгорании каменноугольного кокса, загружаемого в доменную печь, обычно в две стадии:

C + O₂ ® CO₂

 

CO₂ + C ® 2CO

 

В доменных печах получают чугун – сплав железа с углеродом, кремнием и другими примесями. Большую часть получаемого чугуна перерабатывают на сталь. В специальных печах-конверторах через расплавленный чугун пропускают газ кислород, примеси окисляются и удаляются в виде шлака (подробнее см. в школьном учебнике). По химическому составу стали делятся на углеродистые (содержание углерода может меняться в широком диапазоне – от 0,02 до 2,14 %) и легированные – с добавками других металлов, придающих стали особые свойства: коррозионную стойкость, повышенную твердость и др.).

 

Химические свойства железа

Железо – металл средней активности. Сложность написания реакций связано с наличием у железа двух достаточно устойчивых степеней окисления +2 и +3. Рассмотрим на примерах.

1. Взаимодействие с неметаллами.

С кислородом. Раскаленная железная проволока горит в кислороде с образованием железной окалины:

 

3Fe + 2O₂ = Fe⁺²Fe⁺³₂O₄

 

C галогенами. Фтор, хлор и бром – сильные окислители, железо окисляется до степени окисления +3, например:

 

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

 

Отметим, что при растворении железа в соляной кислоте образуется хлорид железа(II) (в этой реакции железо окисляется менее сильным окислителем H⁺):

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂

 

С менее сильными окислителями – йодом и серой др., железо окисляется до степени окисления +2, например:

 

Fe + S  FeS

 

При высокой температуре железо реагирует с углеродом и фосфором, образуются соединения Fe₃C и Fe₃P.

2. Взаимодействие со сложными веществами.

С водой. С водяным паром при высоких температурах протекает реакция:

3Fe + 4H₂O = Fe⁺²Fe⁺³₂O₄+ 4H₂

 

Во влажном воздухе и в воде железо подвергается коррозии, ржавеет:

 

4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃

 

Следует отметить, что элементы триады железа – кобальт и никель – коррозии не подвержены, добавки этих металлов делают сталь «нержавеющей».

С кислотами-неокислителями, с растворами солей, реагирует как типичный металл средней активности. Без нагревания железо (как и алюминий) не реагирует с концентрированными азотной и серной кислотой из-за эффекта пассивации. При нагревании легко окисляется этими кислотами (см. раздел ОВР).

3. Железо при нагревании реагирует с угарным газом с образованием карбонила железа:

Fе + 5CO = [Fе(CO)₅]

 

4. При высоких температурах в реакциях с сильными окислителями (KClO₃, KNO₃) железо окисляется до степени окисления +6, образуются ферраты, например:

 

Fе + KClO₃ + 2KОН = K₂FeO₄ + KCl + Н₂O

 

Железо при нагревании реагирует с соединениями железа(III), надо знать реакции:

Fе + Fe₂O₃  3FeO

 

Fе + Fe₂(SO₄)₃  3FeSO₄

 

Соединения железа

Существуют два гидроксида железа: основание Fe(ОН)₂ бледно-зеленого цвета и проявляющий слабые амфотерные свойства гидроксид Fe(ОН)₃ бурого цвета. Свежеосажденный Fe(ОН)₂ достаточно быстро окисляется кислородом по реакции:

 

2Fe(ОН)₂ + 0,5 O₂ + Н₂O = 2Fe(ОН)₃

 

Fe(ОН)₃ проявляет амфотерность только в концентрированных растворах щелочей:

Fe(ОН)₃ + 3KОН = Na₃[Fe(ОН)₆]

 

При низких температурах более устойчивыми являются соединения железа(III), при высоких – железа(II), на переходе Fe⁺³ + ē «Fe⁺² основано множество ОВР. Здесь рассмотрим некоторые наиболее сложные:

 

6FeSO₄ + 4Н₂SO₄ + 2KNO₃ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO­ + K₂SO₄ + 4Н₂O

 

4Fe(NO₃)₂  2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂

 

2FeCl₃ + 3(NН₄)₂S = 2FeS¯ + 6NН₄Cl + S¯

 

2FeCl₃ + 2Hg = 2FeCl₂ + Hg₂Cl₂