Ионная связь металла алюминия

Алюминий является самым распространенным металлом в земной коре. Свойства алюминия позволяют активно применять в составе металлоконструкций: он легкий, мягкий, поддается штамповке, обладает высокой антикоррозийной устойчивостью.

• Для алюминия характерна высокая химическая активность, отличается также высокой электро- и теплопроводностью.
• При переходе атома алюминия в возбужденное состояние 2 электрона s-подуровня распариваются, и один электрон переходит на p-подуровень.
• В природе алюминий встречается в виде минералов:

• Al2O3 — корунд
• 3BeO*Al2O3*6SiO2 — берилл (аквамарин — примесь Fe и изумруд — примесь Cr2O3)
• Al2O3*Cr2O3 — красный рубин
• Al2O3 с примесью Fe+2/Fe+3/Ti
• Al2O3*H2O — боксит

Алюминий получают путем электролиза расплава Al2O3 в криолите (Na3[AlF6]). Галлий, индий и таллий получают схожим образом — методом электролиза их оксидов и солей.

Al2O3 → (t) Al + O2 (в расплаве криолита — Na3[AlF6])

• Реакции с неметаллами
1. При комнатной температуре реагирует с галогенами (кроме фтора) и кислородом, покрываясь при этом оксидной пленкой.
2. Al + O2 → Al2O3 (снаружи Al покрыт оксидной пленкой — Al2O3)
3. Al + Br2 → AlBr3 (бромид алюминия)
4. При нагревании алюминий вступает в реакции с фтором, серой, азотом и углеродом.
5. Al + F2 → (t) AlF3 (фторид алюминия)
6. Al + S → (t) Al2S3 (сульфид алюминия)
7. Al + N2 → (t) AlN (нитрид алюминия)
8. Al + C → (t) Al4C3 (карбид алюминия)



• Реакции с кислотами и щелочами

Алюминий проявляет амфотерные свойства (греч. ἀμφότεροι — двойственный), вступает в реакции как с кислотами, так и с основаниями.

• Al + HCl → AlCl3 + H2
• Al + H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + H2↑
• Al + H2SO4(конц.) → (t) Al2(SO4)3 + SO2↑ + H2O
• Al + HNO3(разб.) → (t) Al(NO3)3 + N2O + H2O
• Al + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] + H2↑ (тетрагидроксоалюминат натрия; поскольку алюминий дан в чистом виде — выделяется водород)
• При прокаливании комплексные соли не образуются, так вода испаряется — вместо них образуются (в рамках ЕГЭ) средние соли — алюминаты (академически — сложные окиселы):
• Na[Al(OH)4] → (t) NaAlO2 + H2O
• Реакция с водой

При комнатной температуре не идет из-за образования оксидной пленки — Al2O3 — на воздухе. Если разрушить оксидную пленку нагреванием раствора щелочи или амальгамированием (покрытием металла слоем ртути) — реакция идет.

Al + H2O → (t) Al(OH)3 + H2↑



• Алюминотермия

Алюминотермия (лат. Aluminium + греч. therme — тепло) — способ получения металлов и неметаллов, заключающийся в восстановлении их оксидов алюминием. Температуры при этом процессе могут достигать 2400°C.

1. С помощью алюминотермии получают Fe, Cr, Mn, Ca, Ti, V, W.
2. Fe2O3 + Al → (t) Al2O3 + Fe
3. Cr2O3 + Al → (t) Al2O3 + Cr
4. MnO2 + Al → (t) Al2O3 + Mn



Оксид алюминия

Оксид алюминия получают в ходе взаимодействия с кислородом — на воздухе алюминий покрывается оксидной пленкой. При нагревании гидроксид алюминия, как нерастворимое основание, легко разлагается на оксид и воду.

• Al + O2 → Al2O3
• Al(OH)3 → (t) Al2O3 + H2O↑
• Проявляет амфотерные свойства: реагирует и с кислотами, и с основаниями.
• Al2O3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O
• Al2O3 + NaOH + H2O → Na[Al(OH)4] (тетрагидроксоалюминат натрия)
• Al2O3 + NaOH → (t) NaAlO2 + H2O (алюминат натрия)
• Al2O3 + Na2O → (t) NaAlO2



Гидроксид алюминия

Гидроксид алюминия получают в ходе реакций обмена между растворимыми солями алюминия и щелочами. В результате гидролиза солей алюминия часто выпадает белый осадок — гидроксид алюминия.

1. AlBr3 + LiOH → Al(OH)3↓ + LiBr
2. Al(NO3)3 + K2CO3 → KNO3 + Al(OH)3↓ + CO2 (двойной гидролиз: Al(NO3)3 гидролизуется по катиону, K2CO3 — по аниону)
3. Al2S3 + H2O → Al(OH)3↓ + H2S↑

Проявляет амфотерные свойства. Реагирует и с кислотами, и с основаниями. Вследствие нерастворимости гидроксид алюминия не реагирует с солями.

Al(OH)3 + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2O

Al(OH)3 + LiOH → Li[Al(OH)4] (при избытке щелочи будет верным написание — Li3[Al(OH)6] — гексагидроксоалюминат лития)

Алюминий, свойства атома, химические и физические свойства

Al 13  Алюминий

26,9815386(8)      1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Алюминий — элемент периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева с атомным номером 13. Расположен в 13-й группе (по старой классификации — главной подгруппе третьей группы), третьем периоде периодической системы.

• Общие сведения
• Свойства атома алюминия
• Химические свойства алюминия
• Физические свойства алюминия
• Кристаллическая решётка алюминия
• Дополнительные сведения

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Общие сведения:

Свойства атома алюминия:

200	Свойства атома
201	Атомная масса (молярная масса)	26,9815386(8) а.е.м. (г/моль)
202	Электронная конфигурация	1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
203	Электронная оболочка	K2 L8 M3 N0 O0 P0 Q0 R0
204	Радиус атома (вычисленный)	118 пм
205	Эмпирический радиус атома*	125 пм
206	Ковалентный радиус*	121 пм
207	Радиус иона (кристаллический)	Al3+ 53 (4) пм, 67,5 (6) пм (в скобках указано координационное число – характеристика, которая определяет число ближайших частиц (ионов или атомов) в молекуле или кристалле)
208	Радиус Ван-дер-Ваальса	184 пм
209	Электроны, Протоны, Нейтроны	13 электронов, 13 протонов, 14 нейтронов
210	Семейство (блок)	элемент p-семейства
211	Период в периодической таблице	3
212	Группа в периодической таблице	13-ая группа (по старой классификации – главная подгруппа 3-ей группы)
213	Эмиссионный спектр излучения

Химические свойства алюминия:

Физические свойства алюминия:

Кристаллическая решётка алюминия:

500	Кристаллическая решётка
511	Кристаллическая решётка #1
512	Структура решётки	Кубическая гранецентрированная
513	Параметры решётки	4,050 Å
514	Отношение c/a
515	Температура Дебая	394 К
516	Название пространственной группы симметрии	Fm_ 3m
517	Номер пространственной группы симметрии	225

Дополнительные сведения:

Примечание:

* — доступно в платной версии.

Источники:

[know]

Таблица химических элементов Д.И. Менделеева

Алюминий Al

Алюминий в таблице менделеева занимает 13 место, в 3 периоде.

Как самостоятельно построить электронную конфигурацию? Ответ здесь Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Короткая запись:

Al: [Ne]3s2 3p1

• Одинаковую электронную конфигурацию имеют атом алюминия и Si+1, P+2, S+3, Cl+4
• Порядок заполнения оболочек атома алюминия (Al) электронами: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p.
• На подуровне ‘s’ может находиться до 2 электронов, на ‘s’ — до 6, на ‘d’ — до 10 и на ‘f’ до 14
• Алюминий имеет 13 электронов, заполним электронные оболочки в описанном выше порядке:
• 2 электрона на 1s-подуровне
• 2 электрона на 2s-подуровне
• 6 электронов на 2p-подуровне
• 2 электрона на 3s-подуровне
• 1 электрон на 3p-подуровне

Степень окисления алюминия

Атомы алюминия в соединениях имеют степени окисления 3, 1.

Степень окисления — это условный заряд атома в соединении: связь в молекуле между атомами основана на разделении электронов, таким образом, если у атома виртуально увеличивается заряд, то степень окисления отрицательная (электроны несут отрицательный заряд), если заряд уменьшается, то степень окисления положительная.

Ионы алюминия

Валентность Al

Атомы алюминия в соединениях проявляют валентность III, I.

Валентность алюминия характеризует способность атома Al к образованию хмических связей. Валентность следует из строения электронной оболочки атома, электроны, участвующие в образовании химических соединений называются валентными электронами. Более обширное определение валентности это:

Число химических связей, которыми данный атом соединён с другими атомами

Валентность не имеет знака.

Квантовые числа Al

Квантовые числа определяются последним электроном в конфигурации, для атома Al эти числа имеют значение N = 3, L = 1, Ml = -1, Ms = ½

Видео заполнения электронной конфигурации (gif):

1.3.1. Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Крайне редко химические вещества состоят из отдельных, не связанных между собой атомов химических элементов. Таким строением в обычных условиях обладает лишь небольшой ряд газов называемых благородными: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон.

Чаще же всего химические вещества состоят не из разрозненных атомов, а из их объединений в различные группировки. Такие объединения атомов могут насчитывать несколько единиц, сотен, тысяч или даже больше атомов.

Сила, которая удерживает эти атомы в составе таких группировок, называется химическая связь.

Другими словами, можно сказать, что химической связью называют взаимодействие, которое обеспечивает связь отдельных атомов в более сложные структуры (молекулы, ионы, радикалы, кристаллы и др.).

• Причиной образования химической связи является то, что энергия более сложных структур меньше суммарной энергии отдельных, образующих ее атомов.
• Так, в частности, если при взаимодействии атомов X и Y образуется молекула XY, это означает, что внутренняя энергия молекул этого вещества ниже, чем внутренняя энергия отдельных атомов, из которых оно образовалось:
• E(XY) < E(X) + E(Y)
• По этой причине при образовании химических связей между отдельными атомами выделятся энергия.
• Упрощенно можно считать, что в основе химических связей лежат электростатические силы, обусловленные взаимодействиями положительно заряженных ядер и отрицательно заряженных электронов.
• В образовании химических связей элементов главных подгрупп принимают участие электроны внешнего электронного слоя с наименьшей энергией связи с ядром, называемые валентными. Например, у бора таковыми являются электроны 2 энергетического уровня – 2 электрона на 2s-орбитали и 1 на 2p-орбитали:

При образовании химической связи каждый атом стремится получить электронную конфигурацию атомов благородных газов, т.е. чтобы в его внешнем электронном слое было 8 электронов (2 для элементов первого периода). Это явление получило название правила октета.

Достижение атомами электронной конфигурации благородного газа возможно, если изначально одиночные атомы сделают часть своих валентных электронов общими для других атомов. При этом образуются общие электронные пары.

В зависимости от степени обобществления электронов можно выделить ковалентную, ионную и металлическую связи.

Ковалентная связь

Ковалентная связь возникает чаще всего между атомами элементов неметаллов. Если атомы неметаллов, образующие ковалентную связь, относятся к разным химическим элементам, такую связь называют ковалентной полярной.

Причина такого названия кроется в том, что атомы разных элементов имеют и различную способность притягивать к себе общую электронную пару. Очевидно, что это приводит к смещению общей электронной пары в сторону одного из атомов, в результате чего на нем формируется частичный отрицательный заряд.

В свою очередь, на другом атоме формируется частичный положительный заряд. Например, в молекуле хлороводорода электронная пара смещена от  атома водорода к атому хлора:

Примеры веществ с ковалентной полярной связью:

СCl4, H2S, CO2, NH3, SiO2 и т.д.

Ковалентная неполярная связь образуется между атомами неметаллов одного химического элемента. Поскольку атомы идентичны, одинакова и их способность оттягивать на себя общие электроны. В связи с этим смещения электронной пары не наблюдается:

Вышеописанный механизм образования ковалентной связи, когда оба атома предоставляют электроны для образования общих электронных пар, называется обменным.

Также существует и донорно-акцепторный механизм.

При образовании ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму общая электронная пара образуется за счет заполненной орбитали одного атома (с двумя электронами) и пустой орбитали другого атома.

Атом, предоставляющий неподеленную электронную пару, называют донором, а атом со свободной орбиталью – акцептором.

В качестве доноров электронных пар выступают атомы, имеющие спаренные электроны, например N, O, P, S.

Например, по донорно-акцепторному механизму происходит образование четвертой ковалентной связи N-H в катионе аммония NH4+:

Помимо полярности ковалентные связи также характеризуются энергией. Энергией связи называют минимальную энергию, необходимую для разрыва связи между атомами.

Энергия связи уменьшается с ростом радиусов связываемых атомов. Так, как мы знаем, атомные радиусы увеличиваются вниз по подгруппам, можно, например, сделать вывод о том, что прочность связи галоген-водород увеличивается в ряду:

HI < HBr < HCl < HF

Также энергия связи зависит от ее кратности – чем больше кратность связи, тем больше ее энергия. Под кратностью связи понимается количество общих электронных пар между двумя атомами.

Ионная связь

Ионную связь можно рассматривать как предельный случай ковалентной полярной связи.

Если в ковалентной-полярной связи общая электронная пара смещена частично к одному из пары атомов, то в ионной она практически полностью «отдана» одному из атомов.

Атом, отдавший электрон(ы), приобретает положительный заряд и становится катионом, а атом, забравший у него электроны, приобретает отрицательный заряд и становится анионом.

1. Таким образом, ионная связь — это связь, образованная за счет электростатического притяжения катионов к анионам.
2. Образование такого типа связи характерно при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
3. Например, фторид калия. Катион калия получается в результате отрыва от нейтрального атома одного электрона, а ион фтора образуется при присоединении к атому фтора одного электрона:

• Между получившимися ионами возникает сила электростатического притяжения, в результате чего образуется ионное соединение.
• При образовании химической связи электроны от атома натрия перешли к атому хлора и образовались противоположно заряженные ионы, которые имеют завершенный внешний энергетический уровень.
• Установлено, что электроны от атома металла не отрываются полностью, а лишь смещаются в сторону атома хлора, как в ковалентной связи.

Большинство бинарных соединений, которые содержат атомы металлов, являются ионными. Например, оксиды, галогениды, сульфиды, нитриды.

Ионная связь возникает также между простыми катионами и простыми анионами (F−, Cl−, S2-), а также между простыми катионами и сложными анионами (NO3−, SO42-, PO43-, OH−). Поэтому к ионным соединениям относят соли и основания (Na2SO4, Cu(NO3)2, (NH4)2SO4), Ca(OH)2, NaOH).

Металлическая связь

Данный тип связи образуется в металлах.

У атомов всех металлов на внешнем электронном слое присутствуют электроны, имеющие низкую энергию связи с ядром атома. Для большинства металлов, энергетически выгодным является процесс потери внешних электронов.

Ввиду такого слабого взаимодействия с ядром эти электроны в металлах весьма подвижны и в каждом кристалле металла непрерывно происходит следующий процесс:

М0 — ne− = Mn+ , где М0 – нейтральный атом металла, а Mn+ катион этого же металла. На рисунке ниже представлена иллюстрация происходящих процессов.

То есть по кристаллу металла «носятся» электроны, отсоединяясь от одного атома металла, образуя из него катион, присоединяясь к другому катиону, образуя нейтральный атом.

Такое явление получило название “электронный ветер”, а совокупность свободных электронов в кристалле атома неметалла назвали “электронный газ”.

Подобный тип взаимодействия между атомами металлов назвали металлической связью.

Водородная связь

Если атом водорода в каком-либо веществе связан с элементом с высокой электроотрицательностью (азотом, кислородом или фтором),   для такого вещества характерно такое явление, как водородная связь.

Поскольку атом водорода связан с электроотрицательным атомом, на атоме водорода образуется частичный положительный заряд, а на атоме электроотрицательного элемента — частичный отрицательный.

В связи с этим становится возможным электростатическое притяжения между частично положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом другой.

Например водородная связь наблюдается для молекул воды:

Именно водородной связью объясняется аномально высокая температура плавления воды. Кроме воды, также прочные водородные связи образуются в таких веществах, как фтороводород, аммиак, кислородсодержащие кислоты, фенолы, спирты, амины.

Абросимова Елена Владимировна учитель химии и биологии — Алюминий. Строение атома алюминия. Физические и химические свойства простого вещества

Бор представляет собой неметалл. Алюминий — переход­ный металл, а галлий, индий и таллий — полноценные метал­лы. Таким образом, с ростом радиусов атомов элементов каждой группы периодической системы металлические свой­ства простых веществ усиливаются.

Рассмотрим подробнее свойства алюминия.

1. Положение алюминия в таблице Д. И. Менделеева. Строение атома, проявляемые степени окисления.

Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.

• Al +13 )2)8)3
• Al0 – 3 e- → Al+3 Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3:
• 2. Физические свойства алюминия

Алюминий в свободном виде — се­ребристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электро­проводностью. Температура плавления 650 оС. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см3) — при­мерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл.

3. Нахождение в природе

По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до 8,14 % от массы земной коры.

1. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).
2. Некоторые из них:
3. Бокситы Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3, CaCO3); Нефелины — Na3[AlSiO4]4; Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3; Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3, магнезитом MgCO3); Корунд — Al2O3; Полевой шпат (ортоклаз) — K2O•Al2O3•6SiO2; Каолинит — Al2O3•2SiO2 • 2H2O; Алунит — (Na,K)2SO4•Al2(SO4)3•4Al(OH)3; Берилл — 3ВеО • Al2О3 • 6SiO2
4. 4. Химические свойства алюминия и его соединений
5. Алюминий легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый вид).
6. ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изучения химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия со ртутью – амальгамы).

I. Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами

• Алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды.
• при нагревании он взаимодействует с серой (200 °С) 2Аl + 3S = Аl2S3 (сульфид алюминия),
• азотом (800 °С) 2Аl + N2 = 2АlN (нитрид алюминия),
• фосфором (500 °С) Аl + Р = АlР (фосфид алюминия)
• углеродом (2000 °С) 4Аl + 3С = Аl4С3 (карбид алюминия)
• с йодом в присутствии катализатора — воды (видео) 2Аl + 3I2 = 2 AlI3 (йодид алюминия)

• Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана:
• Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S­
• Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4­
• В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выде­ляя большое количество теплоты:
• 4Аl + 3O2 = 2Аl2О3 + 1676 кДж.
• горение алюминия на воздухе (видео)
• Взаимодействие алюминия с кислорродом (опыт)
• II. Взаимодействие алюминия со сложными веществами

2Al + 6H2O = 2 Al(OH)3 + 3H2 без оксидной пленки!!

Опыт (видео)

• Взаимодействие с оксидами металлов:

Алюминий – хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов. Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.

1. 3 Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe +Q
2. Термитная смесь Fe3O4 и Al (порошок) –используется ещё и в термитной сварке.
3. Сr2О3 + 2Аl = 2Сr + Аl2О3

• Взаимодействие с кислотами, например с раствором серной кислоты с образованием соли и водорода:

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

С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:

2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О,

Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О.

• Взаимодействие алюминия с щелочами (видео).

• 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2 Na[Al(OH)4] + 3H2
• Na[Аl(ОН)4] – тетрагидроксоалюминат натрия
• По предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали для получения водорода для аэростатов.

• Взаимодействие алюминия с растворами солей:

1. 2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu
2. Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:
3. 2Al + 3HgCl2 = 2AlCl3 + 3Hg
4. Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуя амальгаму.
5. Обнаружение ионов алюминия в растворах (видео):
6. 5. Применение алюминия и его соединений: РИСУНОК 1 и РИСУНОК 2

Физические и химические свойства алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминия является авиационная промышленность: самолет на 2/3 состоит из алюминия и его сплавов.

Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бы нести гораздо меньше пассажиров. Поэтому алюминий называют крылатым металлом.

Из алюминия изготовляют кабели и провода: при одинаковой электрической проводимости их масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.

Учитывая коррозионную устойчивость алюминия, из него изготовляют детали аппаратов и тару для азотной кислоты. Порошок алюминия является основой при изготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, а также для отражения тепловых лучей такой краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.

Оксид алюминия используется для получения алюминия, а также как огнеупорный материал.

Гидроксид алюминия – основной компонент всем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочного сока.

Соли алюминия сильно гидролизуются. Данное свойство применяют в процессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое количество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результате выделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собой взвешенные частицы мути и бактерии.

Таким образом, сульфат алюминия является коагулянтом.

6. Получение алюминия

1) Современный рентабельный способ получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886 году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном криолите.

Расплавленный криолит Na3AlF6 растворяет Al2O3, как вода растворяет сахар.

Электролиз “раствора” оксида алюминия в расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только растворителем, а оксид алюминия — электролитом.

2Al2O3 эл.ток→ 4Al + 3O2

В английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый металлический век — век алюминия.

В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик, явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять этот металл дешево и в больших количествах”.

Так Холл сделался основоположником американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем, как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.

2) 2Al2O3 + 3 C = 4 Al + 3 CO2

ЭТО ИНТЕРЕСНО:

• • Металлический алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед. Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанного с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобы восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлорид алюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер. Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием.
  • В 18-19 веках алюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне за заслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными из золота и алюминия.
  • К 1855 году французский ученый Сен- Клер Девиль разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством Наполеона III, императора Франции. В знак своей преданности и благодарности Девиль изготовил для сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку – первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядить своих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. В то время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Только после изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимости сравнялся с обычными металлами.
  • А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызывает расстройство нервной системы. При его избытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С, соединения кальция, цинка.
  • При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяется много тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета «Сатурн» сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идея использования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказал Ф. А. Цандер.

ТРЕНАЖЁРЫ

Тренажёр №1 — Характеристика алюминия по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева

• Тренажёр №2 — Уравнения реакций алюминия с простыми и сложными веществами
• Тренажёр №3 — Химические свойства алюминия
• ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Для получения алюминия из хлорида алюминия в качестве восстановителя можно использовать металлический кальций. Составьте уравнение данной химической реакции, охарактеризуйте этот процесс при помощи электронного баланса.

Подумайте! Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе?

1. №2. Закончите уравнения химических реакций:
2. Al + H2SO4 (раствор) →
3. Al + H2SO4 (раствор)→
4. Al + CuCl2→
5. Al + HNO3→
6. Al + CuCl2 →
7. Al + HNO3(конц) -t->
8. Al + NaOH + H2O→
9. Al + NaOH + H2O→
10. №3. Осуществите превращения:
11. Al → AlCl3→ Al → Al2S3 → Al(OH)3 -t->Al2O3 → Al