Алюміній

Алюміній

Алюміній — самий розповсюджений в земній корі метав. Перед припадати 5,5−6,6 мовляв. частки % чи 8 мас. %. Гголовна маса його сконцентрована в алюмосилікатах. Надзвичайно розповсюдженим продуктом розкладу утворених ним сполук є глина, основний склад якої відповідає формулі Al2O3.2SiO2.2H2O.Проміж інших форм знаходження алюмінія найбільше значення має боксит Al2O3. xH2O й мінерали корунд Al2O3 й кріоліт AlF3.3NaF.

Вперше алюміній був отриманий Велером в 1827 році дією металічного калія на хлорид алюмінія. Проте, Незважаючи на широку розповсюдженість в природі, алюміній до кінця XIX століття належав до числа рідкісних металів.

На даний година за промисловості алюміній отримують електролізом розчину глинозему Al2O3 в ростопленому криоліті. Al2O3 винен бути достатньо чистимо, бо з виплавленого алюмінія домішки видаляються дуже тяжко. Температура плавлення Al2O3 близько 2050оС, а криоліта — 1100оС. Електролізу піддають розтоплену суміш криоліта й Al2O3, що вміщує близько 10 мас.% Al2O3, та плавитися при 960оС й має електричну провідність, густину та в’язкістю, найбільш придатними для проведення процесу. При додаванні AlF3, CaF2 та MgF2 проведення електролізу виявляється можливим при 950оС.

Електролізер для виплавки алюмінія являє собою залізний кожух, викладений зсередини вогнестійкою цеглою. Його дно (под), складене із блоків спресованого вугілля, що є катодом. Аноди розташовані зверху: це — алюмінієві каркаси, заповнені вугільними брикетами.

Al2O3 = Al3+ + AlO33;

На катоді виділяється рідкий алюміній:

Al3+ + 3е- = Al.

Алюміній збирається на дні печі, звідки періодично випускається. На аноді виділяється кисень:

4AlO33- - 12е- = 2Al2O3 + 3O2.

Кисень окислює графіт до оксидів вуглецю. По мірі згорання вуглецю анод нарощують.

В періодичній системі алюміній знаходиться в третьому періоді, в головній підгрупі третьої групи. Заряд ядра +13. Електронна будова атома 1s22s22p63s23p1. Металічний атомний радіус 0,143 нм, ковалентний — 0,126 нм, умовний радіус іона Al3+ - 0,057 нм. Енергія іонізації Al — Al+ 5,99 эВ.

Найбільш характерна ступінь окислення атома алюмінія +3.Негативна ступінь окислення проявляється рідко. На зовнішньому електронному шарі атома інують вільні d-підрівні. Завдяки цьому його координаційне число в сполуках може бути рівним не лише 4 (AlCl4-, AlH4-, алюмосилікати), але і 6 (Al2O3,[Al (OH2)6]3+).

Алюміній — типовий амфотерний елемент. Для ньго характерні не лише аніонні, а і катіонні комплекси. Так було в кислого середовищі існує катіонний аквакомплекс [Al (OH2)6]3+, а лужному — аніонний гидрокомплекс та [Al (OH)6]3-.

У вигляді простї речовини алюміній — сріблясто-білий, досить твердий метав із густиною 2,7 г/см3 (т.пл. 660оС, т. стосів. ~2500оС). Кристалізується в гранецентричній кубічній решітці. Характеризується високою в’язкістю, теплопровідністю та електропровідністю (що складає 0,6 електропровідності міді). З цим пов’язано його використання при виробництві електричних проводів. При однаковій електричній провідноті алюміневий дрот важить вдвічі менше мідного.

На повітрі алюміній покривається надтонкою (0,1 мм), але й дуже щільною плівкою оксиду, що запобігає подальшому окисленню метала та надає йому матовий вигляд. При обробці поверхні алюмінія сильними окисниками (конц. HNO3, K2Cr2O7) чи навіть анодним окисленням товщина захистної плівки збільшується. Стійкість алюмінія дозволяє виготовляти із нього хімічну апаратуру та ємкості для зберігання й транспортування азотної кислоти.

Алюміній легко витягується в дріт та прокатується в тонкі листи. Алюмінієва фольга (товщиною 0,005 мм) застосовується в харчовій та фармацептичній промисловості для упаковки продуктів та препаратів.

Основну масу алюмінія використовують для отримання різноманітних сплавів, поряд із чудовими механічними якостями, що характеризуються легкістью метала. Найважливіший із них — дуралюміній (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe та Si), силумін (85 — 90% Al, 10 — 14% Sk, 0,1% Na) та інші. Алюмінієві сплави застосовуються в ракетній техніці, в авіа-, авто-, суднота приладобудуванні, у виробництві посуд та багатьох інших галузях промисловості. По широті застосування сплави алюмінія займають одному місце после сталі та чавуну.

Алюміній, крім того, застосовується як легіруюча добавка до багатьох сплавів для надання їм жаростійкості.

При прожарюванні мілко раздробленого алюмінія він енергійно згорає на повітрі. Аналогічно проходити його взаємодія із сіркою. З хлором та бромом сполучається уже при звичайній температурі, із йодом — при нагріванні. При дуже високих температурах алюмінй безпосиредньо реагує також із азотом та вуглецем. Проте із воднем взаємодіє дуже пасивно.

По відношенню до води алюміній досить стійкий. Алі якщо механічним шляхом чи амальгамуванням зняти запобіжну дію оксидної плівки, то проходити енергічна реакція:

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

Сильно розбавлені, а також дуже концентровані HNO3 та Н2SO4 на алюміній майже не діють (на холоді), тоді як при середніх концентраціях в цих кислотах він поступово розчиняється. Чистий алюміній досить стійкий по відношенню до соляної кислоти, але й звичайний технічний метав в ній розчиняється.

При дії на алюміній водних розчинів лугів кулю оксиду розиняється, при цьому утворюються алюмінати — солі, що містять алюміній в складі аніона:

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al (OH)4].

Алюміній, позбавлений захистної плівки, взаємодіє із водою, витісняючи із неї водень:

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

Утворений гідроксид алюмінія реагує із надлишком луці, утворюючи гідроксоалюмінат:

Al (OH)3 + NaOH = Na[Al (OH)4].

Сумарне рівняння розчинення алюмінія в водного розчині лугу:

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

Алюміній помітно розчинний в розчинах солей, що мають через їхнього гідроліз кислу чи лужну реакцію, наприклад в розчині Na2CO3.

В ряді напруг він розташований між Mg та Zn. У всіх своїх сполуках алюміній трьохвалентний.

Сполучення алюмінія із киснем відбувається із великим выділеням тепла (1676 кДж/моль Al2O3), значно більшим, ніж у багатьох інших металів. З огляду на це при рожарюванні суміші оксиду відповідного метала із порошком алюмінія проходити бурхлива реакція, із виділенням метала з взятого оксиду. Метод відновлення за допомогою Al (алюмотермія) часто використовується для отримання ряду елементів (Cr, Mn, V, W та інших.) у вільному виглді.

Алюмотермією інколи користуються для зварки окремих стальних частин, наприклад трамвайних рейок. Застосовувана суміш («терміт») складається із дрібних порошків алюмінія та Fe3O4. Підпалюється за допомогою запалу із суміші Al та BaO2. Основна реакція йде по наступному рівнянню:

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe + 3350 кДж Причому досягається температура близько 3000оС.

Оксид алюмінія являє собою білу, дуже тугоплавку (т. пл. 2050оС) та нерозчинну у воді масу. Природний Al2O3 (мінерал корунд), а також отриманий штучним шляхом, а потім дуже прожарений має високу стійкість та не розчиняється в кислотах. У розчинний стан Al2O3 (т. із. глинозем) можна перевести сплавлюваням із лугами.

Звичайно забруднений домішками оксиду заліза природний корунд в міру своєї надзвичайної твердості застосовують для виготовлення шліфувальних кругів, брусків й т.п. У мілко роздробленому вигляді він под назвою наждаку використовується очищення металічних поверхонь та виробництва наждакового паперу. Для тихий ж потреб часто використовують Al2O3, отриманий сплавленням (технічна назва — алунд).

Прозорі та забарвлені кристали корунду — червоний рубін — домішка хрому — синій сапфір — домішка титану та заліза — дорагоціні каміння. Їх отримують також по одній та використовують також для технічних потреб, наприклад, для виготовлення деталей точних приладів, кам’яній в годинниках й т.п. Кристали рубінів, що мають незначну домішку Cr2O3, використовують в якості квантових генераторів — лазерів, що створюють напрямлений пучок монохроматичного випромінювання.

З огляду на нерозчинність Al2O3 у воді відповідаючий цому оксиду гідроксид Al (OH)3 може бути отриманим лише не прямим шляхом з солей. Отримання гідроксида можа представити у вигляді наступної схеми. При дії лугів іонами OHпоступово заміщають в аквокомплексах [Al (OH2)6]3+ молекули води:

[Al (OH2)6]3+ + OH- = [Al (OH)(OH2)5]2+ + H2O.

[Al (OH)(OH2)5]2+ + OH- = [Al (OH)2(OH2)4]+ + H2O.

[Al (OH)2(OH2)4]+ + OH- = [Al (OH)3(OH2)3]0 + H2O.

Al (OH)3 являє собою желеподібний облог білого кольору, практично нерозчинний у воді, але й легко розчинний в кислотах та сильних лугах. Відповідно він має амфотерні властивості. Проте основні та особливо кислотні його властивості виражені досить слабко. У надлишку NH4OH гидроксид алюмінія нерозчинний.

При взаємодії із сильними луками утворюються відповідні алюмінати:

NaOH + Al (OH)3 = Na[Al (OH)4].

Алюмінати найбільш активних одновалентних металів у воді добро розчинні, але й через сильний гідроліз їхні розчини стійкі лише при надлишку лугів.

З кислотами Al (OH)3 утворює солі. Похідні більшості сильних кислот добро розчинні у воді, але й досить гідролізовані, й тому їхнього розчини мають кислу реакцію.

У водного середовищі аніон Al3+ безпосередньо оточений шістьма молекулами води. Такий гидратованний іон дещо дисоційований по схемі:

[Al (OH2)6]3+ + H2O = [Al (OH)(OH2)5]2+ + OH3+.

Константа його дисоціації рівна 1.10−5,тобто він являється слабою кислотою (близькою по силі до оцтової).

Алюмосилікати можа розглядати як силікати, в які частина кремнієкисневих тетраєдрів SiO44- замінена на алюмокисневі тетраєдри AlO45-. З алюмосилікатів найбільш розповсюдженішими є польові шпати, частку які припадати более ніж половина маси земної кору. Головні їхнього представники — минерали ортоклаз K2Al2Si6O16 чи K2O. Al2O3.6SiO2.

альбіт Na2Al2Si6O16 чи Na2O. Al2O3.6SiO2.

анортіт CaAl2Si2O8 чи CaO. Al2O3.2SiO2.

Дуже розповсюджені мінерали групи слюд, наприклад мусковіт Kal2(AlSi3O10)(OH)2.Найбільше практичне значення має мінерал нефелін (Na, K)2[Al2Si2O8], який використовується для отримання глинозему содовых продуктів та цементу. Це виробництво складається із наступних операцій: a) нефелін та вапняк спекают в трубчатих печах при 1200оС:

(Na, K)2[Al2Si2O8] + 2CaCO3 = 2CaSiO3 + NaAlO2 + KAlO2 + 2CO2.

б) утворену масу витравлюють водою — утворюється розчин алюмінатів натрія й калія та шлам CaSiO3:

NaAlO2 + KAlO2 + 4H2O = Na[Al (OH)4] + K[Al (OH)4].

в) через розчин алюмінатів пропускають утворений при спіканні CO2:

Na[Al (OH)4] + K[Al (OH)4] + 2CO2 = NaHCO3 + KHCO3 + 2Al (OH)3.

г) нагріванням Al (OH)3 отримують глинозем:

2Al (OH)3 = Al2O3 + 3H2O.

д) випаровуваням розчину виділяють соду і поташ, а раніше отриманий шлам йде на виробництво цемента.

При виробнойтві 1 т Al2O3 отримують 1 т співпродуктів та 7.5 т цемента.

Деякі алюмосилікати володіють крихкою структурою та здатні до іонного обміну. Такі силікати — природні та особливо штучні - застосовуються для пом’ягчення води.

Галогеніди алюмінія в звичайних умовах — безбарвні кристалічні речовини. У ряді галогенідів алюмінія AlF3 дуже відрізняється за властивостями від своїх аналогів. Він тугоплавкий, мало розчинний у воді, хімічно неактивний.

Основний шлях отримання AlF3 підстав на дії безводного HF на Al2O3 чи Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O.

Сполуки алюмінія із хлором, бромом та йодом легкоплавкі, досить реакційноздатні та добро розчинні в воді, а багабтьох органічних розчинниках. Взаємодія галогенідів алюмінія із водою супровожджується значним виділенням теплоти.

Будучи помітно летючими уже при звичайних умовах, AlCl3, AlBr3 й AlI3 димлять на вологому повітрі (внаслідок гідроліза). Вони можуть бути отримані при взаємодії простих речовин.

С галогенидными солями низки одновалентных металів галогениды алюмінію утворюють комплексні сполуки, переважно типів M3[AlF6] і M[AlHal4] (де Hal — хлор, бром чи йод). Прихильність до реакцій приєднання взагалі сильно виражена у аналізованих галогенидов. Саме з цим пов’язано найважливіше технічне застосування AlCl3 як каталізатор (при переробці нафти і за органічних синтезах).

Из фторалюминатов найбільше застосування (щоб одержати Al, F2, емалей, скла і ін.) має криолит Na3[AlF6]. Промислового виробництва штучного криолита грунтується на обробці гидроксида алюмінію плавикової кислотою і содой:

2Al (OH)3 + 12HF + 3Na2CO3 = 2Na3[AlF6] + 3CO2 + 9H2O.

Хлоро-, бромоі иодоалюминаты виходять при сплавці тригалогенидов алюмінію з галогенидами відповідних металлов.

Хотя з воднем алюміній хімічно не взаємодіє, гідрид алюмінію можна отримати непрямим шляхом. Він є білу аморфну масу складу (AlH3)n. Розкладається при нагріванні вище 105оС із водорода.

При взаємодії AlH3 з основними гидридами в ефірному розчині утворюються гидроалюминаты:

LiH + AlH3 = Li[AlH4].

Гидридоалюминаты — білі тверді речовини. Бурхливо розкладаються водою. Вони — сильні відновники. Застосовуються (особливо Li[AlH4]) в органічному синтезе.

Сульфат алюмінію Al2(SO4)3.18H2O виходить при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид алюмінію чи каолін. Застосовується очищення води, і навіть при приготуванні деяких сортів бумаги.

Алюмокалиевые галун KAl (SO4)2.12H2O застосовують у у великих кількостях для дубления шкір, а й у красильном справі як протравлення для бавовняних тканин. У цьому разі дію квасцов грунтується у тому, що утворені внаслідок їх гідролізу гидроксид алюмінію відкладається в волокнах тканини в мелкодисперсном стані людини і, адсордбируя барвник, міцно тримає його за волокне.

Из інших похідних алюмінію слід сказати його ацетат (інакше — уксуснокислую сіль) Al (CH3COO)3, використовуваний при фарбуванні тканин (як протравлення) й у медицині (примочки і компреси). Нітрат алюмінію легко розчинний у питній воді. Фосфат алюмінію нерозчинимо у воді й оцтової кислоті, але розчинний в сильних кислотах і щелочах.

Несмотря на наявність величезних кількостей алюмінію нирках, рослинах, зазвичай, містять мало цього елемента. Ще значно менший за нього вміст у тварин організмах. Людина вона становить лише десятитисячні частки відсотки за масі. Біологічна роль алюмінію не вияснена. Токсичністю сполуки їх обладают.

Реакции, проведені на практикуме.

1. 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al (OH)4] + 3H2.

На платівці алюмінію почав виділятися водень, поступово платівка растаяла.

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

Алюминий поступово розчиняється в розведеною кислоті. При кип’ятінні швидкість розчинення увеличивается.

3. 2Al + 6CH3COOH = 2Al (CH3COO)3 + 3H2.

Алюминий поступово розчиняється в розведеною кислоті при кипячении.

4. 4Al + 3O2 = 2Al2O3.

При згорянні алюміній перетворюється на білий порошок.

5. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al (OH)4].

Полученный оксид алюмінію розчиняється в щелочи.

6. 2Al + 3I2 = 2AlI3.

В ступку зі сумішшю алюмінію і йоду додали краплю води як каталізатор. Реакція пройшла швидко, виділилися пари йоду фіолетового цвета.

7. 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3.

Раствор поступово став прозорим, на дно пробірки випав осад міді як бурих камешков.

8. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al (OH)3¯ + 3(NH4)2SO4.

Образовался осад, схожий на білий рідкий кисель.

9. Al (OH)3 + NaOH = Na[Al (OH)4].

Осадок розчинився у щелочи.

10. 2Al (OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O.

Осадок розчинився у кислоте.

Термодинамический расчет.

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

DHобро, кДж/моль 0 -285,83.6 -1315.2 0.

Sо, Дж/К 28,35.2 70,08.6 70,1.2 130,52.3.

DH = -915,02; DS = 54,58.

DG = DH — TDS = -915 020 — 54,58. 298,15 = -931 293,027 Дж/моль.

Список литературы

1. В. А. Рабинович, З. Я. Хавин «Короткий хімічний справочник».

2. Л. С. Гузей «Лекції із загальної химии».

3. Н. С. Ахметов «Спільна й неорганічна химия».

4. Б. В. Некрасов «Підручник загальної химии».

5. Н. Л. Глинка «Загальна химия».

Для підготовки даної праці були використані матеріали із російського сайту internet.