Kemija aluminija. Najvažniji spojevi aluminija Kemijska formula aluminijevog hidroksida

Anorganska tvar, aluminijska lužina, formula Al(OH) 3 . Javlja se u prirodi, dio je boksita.

Svojstva

Postoji u četiri kristalne modifikacije iu obliku koloidne otopine, tvari slične gelu. Reagens je gotovo netopljiv u vodi. Ne gori, ne eksplodira, nije otrovno.

U krutom obliku, to je fino kristalni rastresiti prah, bijel ili proziran, ponekad s blagom sivom ili ružičastom nijansom. Hidroksid nalik na gel također je bijele boje.

Kemijska svojstva čvrstih i gelastih modifikacija su različita. Kruta tvar je prilično inertna, ne reagira s kiselinama, alkalijama, drugim elementima, ali može formirati metaaluminate kao rezultat fuzije s krutim alkalijama ili karbonatima.

Tvar slična gelu pokazuje amfoterna svojstva, odnosno reagira s kiselinama i alkalijama. U reakciji s kiselinama nastaju aluminijeve soli odgovarajuće kiseline, s alkalijama - soli drugog tipa, aluminati. Ne reagira s otopinom amonijaka.

Zagrijavanjem se hidroksid raspada na oksid i vodu.

Mjere opreza

Reagens pripada četvrtoj klasi opasnosti, smatra se vatrostalnim i praktički sigurnim za ljude i okoliš. Oprez treba biti samo s česticama aerosola u zraku: prašina djeluje nadražujuće na dišni sustav, kožu i sluznicu.

Stoga, na radnim mjestima gdje se mogu stvoriti velike količine prašine aluminijevog hidroksida, zaposlenici trebaju nositi zaštitu za disanje, oči i kožu. Potrebno je uspostaviti kontrolu nad sadržajem štetnih tvari u zraku radnog prostora prema metodologiji koju je odobrio GOST.

Prostorija mora biti opremljena dovodnom i ispušnom ventilacijom, a po potrebi i lokalnim aspiracijskim usisavanjem.

Čuvajte čvrsti aluminijev hidroksid u višeslojnim papirnatim vrećicama ili drugim spremnicima za rasute proizvode.

Primjena

U industriji se reagens koristi za dobivanje čistog aluminija i derivati ​​aluminija, na primjer, aluminijev oksid, sulfat i aluminijev fluorid.
- Aluminijev oksid dobiven iz hidroksida koristi se za dobivanje umjetnih rubina za potrebe laserske tehnologije, korunda - za sušenje zraka, pročišćavanje mineralnih ulja, za proizvodnju šmirgla.
- U medicini se koristi kao omotač i dugodjelujući antacid za normalizaciju acidobazne ravnoteže ljudskog gastrointestinalnog trakta, za liječenje čira na želucu i dvanaesniku, gastroezofagealnog refluksa i nekih drugih bolesti.
- U farmakologiji je dio cjepiva za jačanje imunološkog odgovora organizma na djelovanje unesene infekcije.
- U obradi vode - kao adsorbent koji pomaže u uklanjanju raznih kontaminanata iz vode. Hidroksid aktivno reagira s tvarima koje treba ukloniti, stvarajući netopljive spojeve.
- U kemijskoj industriji koristi se kao ekološki usporivač požara za polimere, silikone, gume, boje i lakove - za pogoršanje njihove zapaljivosti, zapaljivosti, suzbijanje ispuštanja dima i otrovnih plinova.
- U proizvodnji pasta za zube, mineralnih gnojiva, papira, boja, kriolita.

Jedna od najčešće korištenih tvari u industriji je aluminijev hidroksid. Ovaj članak će govoriti o njemu.

Što je hidroksid?

Ovo je kemijski spoj koji nastaje kada oksid reagira s vodom. Postoje tri varijante: kisela, bazična i amfoterna. Prvi i drugi podijeljeni su u skupine ovisno o kemijskoj aktivnosti, svojstvima i formuli.

Što su amfoterne tvari?

Oksidi i hidroksidi mogu biti amfoterni. To su tvari koje pokazuju i kisela i bazična svojstva, ovisno o uvjetima reakcije, korištenim reagensima itd. Amfoterni oksidi uključuju dvije vrste željeznog oksida, oksid mangana, olova, berilija, cinka i aluminija. Potonji se, inače, najčešće dobiva iz njegovog hidroksida. Amfoterni hidroksidi uključuju berilijev hidroksid, željezni hidroksid i aluminijev hidroksid, koje ćemo danas razmotriti u našem članku.

Fizikalna svojstva aluminijevog hidroksida

Ovaj kemijski spoj je bijela krutina. Ne otapa se u vodi.

Aluminijev hidroksid - kemijska svojstva

Kao što je gore spomenuto, ovo je najsvjetliji predstavnik skupine amfoternih hidroksida. Ovisno o uvjetima reakcije, može pokazivati ​​i bazična i kisela svojstva. Ova tvar se može otopiti u kiselinama, pri čemu nastaje sol i voda.

Na primjer, ako ga pomiješate s perklornom kiselinom u jednakim količinama, tada ćemo dobiti aluminijev klorid s vodom u istim omjerima. Također, još jedna tvar s kojom reagira aluminijev hidroksid je natrijev hidroksid. Ovo je tipičan bazični hidroksid. Pomiješamo li u jednakim količinama predmetnu tvar i otopinu natrijevog hidroksida, dobit ćemo spoj koji se zove natrijev tetrahidroksoaluminat. Njegova kemijska struktura sadrži atom natrija, atom aluminija, četiri atoma kisika i četiri atoma vodika. Međutim, kada se te tvari spoje, reakcija se odvija nešto drugačije i ovaj spoj više ne nastaje. Kao rezultat ovog procesa može se dobiti natrijev metaaluminat (njegova formula uključuje po jedan atom natrija i aluminija i dva atoma kisika) s vodom u jednakim omjerima, pod uvjetom da pomiješate istu količinu suhih natrijevih i aluminijevih hidroksida i djelujete na njima s visokom temperaturom. Ako ga pomiješate s natrijevim hidroksidom u drugim omjerima, možete dobiti natrijev heksahidroksoaluminat, koji sadrži tri atoma natrija, jedan atom aluminija i šest kisika i vodika. Da bi se dobila ova tvar, potrebno je pomiješati dotičnu tvar i otopinu natrijevog hidroksida u omjeru 1:3. Prema gore opisanom principu mogu se dobiti spojevi koji se nazivaju kalijev tetrahidroksoaluminat i kalijev heksahidroksoaluminat. Također, tvar o kojoj je riječ podložna je raspadu kada je izložena vrlo visokim temperaturama. Zbog ovakve kemijske reakcije nastaje aluminijev oksid koji je također amfoteran i voda. Ako uzmemo 200 g hidroksida i zagrijemo ga, dobit ćemo 50 g oksida i 150 g vode. Osim osebujnih kemijskih svojstava, ova tvar također pokazuje svojstva zajednička svim hidroksidima. U interakciji je s metalnim solima, koje imaju nižu kemijsku aktivnost od aluminija. Na primjer, razmotrite reakciju između njega i bakrenog klorida, za što ih trebate uzeti u omjeru 2:3. U tom slučaju oslobađa se u vodi topljivi aluminijev klorid i talog u obliku bakrovog hidroksida u omjeru 2:3. Tvar koja se razmatra također reagira s oksidima sličnih metala, na primjer, možemo uzeti spoj istog bakra. Reakcija će zahtijevati aluminijev hidroksid i bakrov oksid u omjeru 2:3, što rezultira aluminijevim oksidom i bakrenim hidroksidom. Drugi amfoterni hidroksidi, poput željeznog ili berilijevog hidroksida, također imaju gore opisana svojstva.

Što je natrijev hidroksid?

Kao što se gore vidi, postoje mnoge varijante kemijskih reakcija aluminijevog hidroksida s natrijevim hidroksidom. Što je ovo tvar? To je tipični bazični hidroksid, odnosno reaktivna baza topiva u vodi. Ima sva kemijska svojstva koja su karakteristična za bazične hidrokside.

Odnosno, može se otopiti u kiselinama, na primjer, miješanjem natrijevog hidroksida s perklornom kiselinom u jednakim količinama, možete dobiti jestivu sol (natrijev klorid) i vodu u omjeru 1:1. Također, ovaj hidroksid reagira s metalnim solima, koje imaju nižu kemijsku aktivnost od natrija, i njihovim oksidima. U prvom slučaju dolazi do standardne reakcije izmjene. Kada mu se npr. doda srebrov klorid, nastaju natrijev klorid i srebrov hidroksid koji se taloži (reakcija izmjene je izvediva samo ako je jedna od tvari dobivenih njome talog, plin ili voda). Kada se doda natrijev hidroksid, na primjer, cinkov oksid, dobivamo hidroksid potonjeg i vodu. Međutim, mnogo specifičnije su reakcije ovog AlOH hidroksida, koje su gore opisane.

Dobivanje AlOH

Kad smo već razmotrili njegova glavna kemijska svojstva, možemo razgovarati o tome kako se rudari. Glavni način dobivanja ove tvari je provođenje kemijske reakcije između aluminijeve soli i natrijevog hidroksida (može se koristiti i kalijev hidroksid).

U ovakvoj reakciji nastaje sam AlOH, koji se taloži u bijeli talog, kao i nova sol. Na primjer, ako uzmete aluminijev klorid i dodate mu tri puta više kalijevog hidroksida, tada će dobivene tvari biti kemijski spoj razmatran u članku i tri puta više kalijevog klorida. Postoji i metoda za dobivanje AlOH, koja uključuje kemijsku reakciju između otopine aluminijeve soli i karbonata baznog metala, uzmimo za primjer natrij. Za dobivanje aluminijevog hidroksida, kuhinjske soli i ugljičnog dioksida u omjeru 2:6:3 potrebno je pomiješati aluminijev klorid, natrijev karbonat (soda) i vodu u omjeru 2:3:3.

Gdje se koristi aluminijev hidroksid?

Aluminijev hidroksid nalazi svoju primjenu u medicini.

Zbog sposobnosti neutralizacije kiselina pripravci koji ga sadrže preporučuju se kod žgaravice. Također se propisuje za čireve, akutne i kronične upalne procese crijeva. Osim toga, aluminijev hidroksid se koristi u proizvodnji elastomera. Također se naširoko koristi u kemijskoj industriji za sintezu aluminijevog oksida, natrijevih aluminata - ti su procesi razmatrani gore. Osim toga, često se koristi tijekom pročišćavanja vode od onečišćenja. Također, ova tvar se naširoko koristi u proizvodnji kozmetike.

Gdje se koriste tvari koje se njime mogu dobiti?

Aluminijev oksid, koji se može dobiti kao rezultat toplinske razgradnje hidroksida, koristi se u proizvodnji keramike, a koristi se i kao katalizator za razne kemijske reakcije. Natrijev tetrahidroksoaluminat nalazi svoju primjenu u tehnologiji bojanja tekstila.

Izgled tvari aluminijev hidroksid je sljedeći. U pravilu, ova tvar je bijela, želatinastog izgleda, iako postoje varijante prisutnosti u kristalnom ili amorfnom stanju. Na primjer, kad se osuši, kristalizira u bijele kristale koji se ne otapaju ni u kiselinama ni u lužinama.

Aluminijev hidroksid također se može predstaviti kao fino kristalni bijeli prah. Prisutnost ružičastih i sivih nijansi je prihvatljiva.

Kemijska formula spoja je Al(OH)3. Spoj i voda tvore hidroksid čiji je također u mnogočemu određen elementima koji čine njegov sastav. Ovaj spoj se dobiva izvođenjem reakcije interakcije aluminijeve soli i razrijeđene lužine, dok se njihov višak ne smije dopustiti. Talog aluminijevog hidroksida dobiven tijekom ove reakcije može tada reagirati s kiselinama.

Aluminijev hidroksid stupa u interakciju s vodenom otopinom rubidijevog hidroksida, legure ove tvari, cezijevog hidroksida, cezijevog karbonata. U svim slučajevima ispušta se voda.

Aluminijev hidroksid ima jednaku vrijednost 78,00 i praktički je netopljiv u vodi. Gustoća tvari je 3,97 grama/cm3. Budući da je amfoterna tvar, aluminijev hidroksid stupa u interakciju s kiselinama, a kao rezultat reakcija nastaju srednje soli i oslobađa se voda. Ulaskom u reakcije s alkalijama pojavljuju se složene soli - hidroksoaluminati, na primjer, K. Metaaluminati nastaju ako se aluminijev hidroksid stopi s bezvodnim alkalijama.

Kao i sve amfoterne tvari, aluminijev hidroksid istovremeno pokazuje kisela i bazična svojstva u interakciji s alkalijama i također s njima. U tim reakcijama, kada se hidroksid otopi u kiselinama, hidroksidni ioni se odvajaju, a u interakciji s alkalijama, vodikov ion se odvaja. Da biste to vidjeli, možete, na primjer, provesti reakciju u kojoj je uključen aluminijev hidroksid. Da biste je izveli, morate u epruvetu uliti malo aluminijskih strugotina i uliti malu količinu natrijevog hidroksida, ne više od 3 mililitara. Epruvetu treba dobro zatvoriti čepom i započeti polagano zagrijavanje. Nakon toga, pričvršćivanjem epruvete na tronožac, potrebno je sakupiti oslobođeni vodik u drugu epruvetu, nakon što je stavite na kapilarni uređaj. Nakon otprilike jedne minute, epruvetu treba izvaditi iz kapilare i staviti na plamen. Ako se čisti vodik skupi u epruveti, izgaranje će se odvijati tiho, u istom slučaju, ako u njega uđe zrak, doći će do pamuka.

Aluminijev hidroksid se u laboratorijima dobiva na nekoliko načina:

Reakcijom međudjelovanja aluminijevih soli i alkalnih otopina;

Metoda razgradnje aluminijevog nitrida pod utjecajem vode;

Prolaskom ugljika kroz poseban hidrokompleks koji sadrži Al(OH)4;

Djelovanje amonijak hidrata na aluminijeve soli.

Industrijska proizvodnja povezana je s preradom boksita. Koriste se i tehnologije utjecaja na aluminatne otopine s karbonatima.

Aluminijev hidroksid koristi se u proizvodnji mineralnih gnojiva, kriolita, raznih medicinskih i farmakoloških pripravaka. U kemijskoj proizvodnji tvar se koristi za proizvodnju aluminijevog fluorida i sulfida. Veza je neizostavna u proizvodnji papira, plastike, boja i još mnogo toga.

Medicinska upotreba je zbog pozitivnog učinka lijekova koji sadrže ovaj element u liječenju želučanih poremećaja, visoke kiselosti tijela, peptičkih ulkusa.

Pri rukovanju tvari treba paziti da se ne udišu njezine pare jer uzrokuju teška oštećenja pluća. Budući da je slab laksativ, opasan je u velikim dozama. Korozija uzrokuje aluminozu.

Sama tvar je prilično sigurna, jer ne reagira s oksidacijskim sredstvima.

2s 2p 3s 3p

Elektronička konfiguracija aluminij u uzbuđeno stanje :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Aluminij pokazuje paramagnetska svojstva. Aluminij se na zraku brzo stvara jaki oksidni filmovi, štiteći površinu od daljnje interakcije, dakle otporan na koroziju.

Fizička svojstva

Aluminij- laki metal srebrno-bijele boje, lako se oblikuje, lijeva, strojno obrađuje. Ima visoku toplinsku i električnu vodljivost.

Talište 660 o C, vrelište 1450 o C, gustoća aluminija 2,7 g/cm 3 .

Biti u prirodi

Aluminij- najčešći metal u prirodi, a 3. po učestalosti među svim elementima (iza kisika i silicija). Sadržaj u zemljinoj kori je oko 8%.

U prirodi se aluminij javlja u obliku spojeva:

Boksiti Al 2 O 3 H 2 O(sa nečistoćama SiO2, Fe 2 O 3 , CaCO 3)- hidrat aluminijevog oksida

Korund Al 2 O 3 . Crveni korund naziva se rubin, a plavi safir.

Kako doći

Aluminij stvara jaku kemijsku vezu s kisikom. Stoga tradicionalne metode za proizvodnju aluminija redukcijom iz oksida zahtijevaju velike količine energije. Za industrijski aluminij se proizvodi Hall-Héroultovim postupkom. Za snižavanje tališta glinice otopljen u rastaljenom kriolitu(na temperaturi od 960-970 o C) Na 3 AlF 6 i zatim podvrgnut elektroliza s ugljenim elektrodama. Kada se otopi u talini kriolita, aluminijev oksid se raspada na ione:

Al 2 O 3 → Al 3+ + AlO 3 3-

Na katoda ići na smanjenje iona aluminija:

K: Al 3+ + 3e → Al 0

Na anoda dolazi do oksidacije aluminatni ioni:

A: 4AlO 3 3- - 12e → 2Al 2 O 3 + 3O 2

Ukupna jednadžba za elektrolizu taline glinice:

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

laboratorijska metodaproizvodnja aluminija sastoji se od redukcije aluminija iz bezvodnog aluminijevog klorida metalnim kalijem:

AlCl 3 + 3K → 4Al + 3KCl

Kvalitativne reakcije

Kvalitativna reakcija na ione aluminija - interakcija višakaluminijeve soli s alkalijama . Ovo stvara bijeli amorf sediment aluminijev hidroksid.

Na primjer , aluminijev klorid komunicira sa natrijev hidroksid:

Daljnjim dodavanjem lužine, otapa se amfoterni aluminijev hidroksid tetrahidroksoaluminat:

Al(OH) 3 + NaOH = Na

Bilješka , ako stavimo aluminijevu sol višak otopine lužine, tada se ne stvara bijeli talog aluminijevog hidroksida, jer u suvišku lužine spojevi aluminija odmah prelaze u kompleks:

AlCl3 + 4NaOH = Na

Aluminijeve soli mogu se detektirati pomoću vodene otopine amonijaka. U interakciji topljivih aluminijevih soli s vodenom otopinom amonijaka, također u taloži se proziran želatinozni talog aluminijevog hidroksida.

AlCl 3 + 3NH3H20 \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 Cl

Al 3+ + 3NH3H20\u003d Al (OH) 3 ↓ + 3 NH 4 +

video iskustvo mogu se vidjeti interakcije otopine aluminijevog klorida s otopinom amonijaka

Kemijska svojstva

1. Aluminij - jako redukcijsko sredstvo . Tako reagira s mnogima nemetali .

1.1. Aluminij reagira s halogeni s obrazovanjem halogenidi:

1.2. aluminij reagira sa sumporom s obrazovanjem sulfidi:

2Al + 3S → Al 2 S 3

1.3. aluminij reagiratiS fosfor. U ovom slučaju nastaju binarni spojevi - fosfidi:

Al + P → AlP

Aluminij ne reagira s vodikom .

1.4. S dušikom aluminij reagira kada se zagrije na 1000 ° C s formacijom nitrid:

2Al +N 2 → 2AlN

1.5. aluminij reagira s ugljikom s obrazovanjem aluminijev karbid:

4Al + 3C → Al 4 C 3

1.6. Aluminij je u interakciji sa kisik s obrazovanjem oksid:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

video iskustvo interakcije aluminija s kisika u zraku(izgaranje aluminija u zraku) mogu se vidjeti.

2. Aluminij je u interakciji sa složene tvari:

2.1. Da li aluminij S voda? Odgovor na ovo pitanje možete lako pronaći ako malo kopate po sjećanju. Sigurno ste se barem jednom u životu susreli s aluminijskim tavama ili aluminijskim priborom za jelo. Ovo je pitanje koje volim postaviti studentima na ispitima. Što je najiznenađujuće, dobio sam različite odgovore - za nekoga je aluminij reagirao s vodom. I jako, jako mnogi su odustali nakon pitanja: "Možda aluminij reagira s vodom kada se zagrije?" Kada se zagrije, aluminij je reagirao s vodom već kod polovice ispitanika))

Međutim, lako je razumjeti da je aluminij još uvijek sa vodom u normalnim uvjetima (pa čak i kada se zagrije) ne stupa u interakciju. A već smo rekli zašto: zbog obrazovanja oksidni film . Ali ako se aluminij očisti od oksidnog filma (npr. amalgamirati), tada će komunicirati s voda vrlo aktivan s obrazovanjem aluminijev hidroksid i vodik:

2Al 0 + 6H 2 + O → 2Al +3 ( OH) 3 + 3H 2 0

Aluminijev amalgam može se dobiti držanjem komadića aluminija u otopini živinog (II) klorida:

video iskustvo mogu se vidjeti interakcije aluminijeva amalgama s vodom.

2.2. Aluminij u interakciji s mineralne kiseline (s klorovodičnom, fosfornom i razrijeđenom sumpornom kiselinom) s eksplozijom. Ovo proizvodi sol i vodik.

Na primjer, aluminij burno reagira s klorovodična kiselina :

2.3. U normalnim uvjetima, aluminij ne reagira S koncentrirana sumporna kiselina zbog pasivizacija– stvaranje gustog oksidnog filma. Kada se zagrije, reakcija se nastavlja, formirajući sumporov(IV) oksid, aluminijev sulfat i voda:

2Al + 6H 2 SO 4 (konc.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

2.4. Aluminij ne reagira sa koncentrirana dušična kiselina također zbog pasivizacije.

IZ razrijeđena dušična kiselina aluminij reagira stvarajući molekularnu dušik:

10Al + 36HNO 3 (razl.) → 3N 2 + 10Al(NO 3) 3 + 18H 2 O

U interakciji aluminija u prahu s vrlo razrijeđena dušična kiselina može formirati amonijev nitrat:

8Al + 30HNO 3 (jako razrijeđen.) → 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

2.5. Aluminij - amfoteran metal, pa dolazi do interakcije s alkalijama. Kada aluminij stupa u interakciju s riješenje nastaje lužina tetrahidroksoaluminat i vodik:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2

video iskustvo mogu se vidjeti interakcije aluminija s alkalijama i vodom.

Aluminij reagira sa topiti lužina s tvorbom aluminat i vodik:

2Al + 6NaOH → 2Na 3 AlO 3 + 3H 2

Ista reakcija se može napisati u drugom obliku (na ispitu preporučam napisati reakciju u ovom obliku):

2Al + 6NaOH → NaAlO 2 + 3H 2 + Na 2 O

2.6. obnavlja aluminij manje aktivnih metala oksidi . Proces dobivanja metala iz oksida naziva se aluminotermija .

Na primjer, aluminij istiskuje bakar iz bakrov(II) oksid. Reakcija je vrlo egzotermna:

Više primjer: obnavlja aluminij željezo iz željezni oksid, željezni oksid (II, III):

8Al + 3Fe 3 O 4 → 4Al 2 O 3 + 9Fe

Restorativna svojstva aluminij se također očituje u interakciji s jakim oksidacijskim sredstvima: natrijev peroksid, nitrati i nitriti u alkalnoj sredini permanganata, spojevi kroma(VI):

2Al + 3Na 2 O 2 → 2NaAlO 2 + 2Na 2 O

8Al + 3KNO 3 + 5KOH + 18H 2 O → 8K + 3NH 3

10Al + 6KMnO 4 + 24H 2 SO 4 → 5Al 2 (SO 4) 3 + 6MnSO 4 + 3K 2 SO 4 + 24H 2 O

2Al + NaNO 2 + NaOH + 5H 2 O → 2Na + NH 3

Al + 3KMnO 4 + 4KOH → 3K 2 MnO 4 + K

4Al + K 2 Cr 2 O 7 → 2Cr + 2KAlO 2 + Al 2 O 3

Aluminij je vrijedan industrijski metal koji se može reciklirati. Možete saznati više o prijemu aluminija na preradu, kao i trenutnim cijenama ove vrste metala. .

Aluminijev oksid

Kako doći

Aluminijev oksidmogu se dobiti raznim metodama:

1. gori aluminij u zraku:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

2. raspad aluminijev hidroksidkada se zagrije:

3. Može se dobiti aluminijev oksid razgradnja aluminijevog nitrata :

Kemijska svojstva

Aluminijev oksid - tipično amfoterni oksid . Interakcija s kiselim i bazičnim oksidima, kiselinama, alkalijama.

1. Kada aluminijev oksid reagira sa bazični oksidi nastaju soli aluminati.

Na primjer, aluminijev oksid stupa u interakciju s oksid natrij:

Na 2 O + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2

2. Aluminijev oksid međusobno djeluje pri čemu u talini formirana sol—aluminati, i u otopina - kompleksne soli . Istodobno, aluminijev oksid eksponata svojstva kiselina.

Na primjer, aluminijev oksid stupa u interakciju s natrijev hidroksid u talini formirati natrijev aluminat i voda:

2NaOH + Al 2 O 3 → 2NaAlO 2 + H 2 O

Aluminijev oksid otapa se u visku lužine s obrazovanjem tetrahidroksoaluminat:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na

3. Aluminijev oksid ne stupa u interakciju sa vodom.

4. Aluminijev oksid međusobno djeluje kiseli oksidi (jake kiseline). Istovremeno se formiraju sol aluminij. Istodobno, aluminijev oksid eksponata osnovna svojstva.

Na primjer, aluminijev oksid stupa u interakciju s sumporni oksid (VI) s obrazovanjem aluminijev sulfat:

Al 2 O 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3

5. Aluminijev oksid stupa u interakciju sa topljive kiseline s obrazovanjem srednje i kisele soli.

Na primjer sumporne kiseline:

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

6. Aluminijev oksid pokazuje slab oksidirajuća svojstva .

Na primjer, aluminijev oksid reagira s kalcijev hidrid s obrazovanjem aluminij, vodik i kalcijev oksid:

Al 2 O 3 + 3CaH 2 → 3CaO + 2Al + 3H 2

Struja obnavlja aluminij iz oksida (proizvodnja aluminija):

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

7. Aluminijev oksid je kruta, nehlapljiva tvar. I stoga on istiskuje hlapljivije okside (obično ugljični dioksid) od soli tijekom fuzije.

Na primjer, od natrijev karbonat:

Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

aluminijev hidroksid

Kako doći

1. Aluminijev hidroksid može se dobiti djelovanjem otopine amonijak na soli aluminija.

Na primjer, aluminijev klorid reagira s vodena otopina amonijaka s obrazovanjem aluminijev hidroksid i amonijev klorid:

AlCl 3 + 3NH 3 + 3H 2 O \u003d Al (OH) 3 + 3NH 4 Cl

2. Prolaskom ugljični dioksid, kiseli plin ili sumporovodik kroz otopinu natrijeva tetrahidroksoaluminata:

Na + CO 2 \u003d Al (OH) 3 + NaNCO 3

Da biste razumjeli kako se ova reakcija odvija, možete upotrijebiti jednostavan trik: mentalno razbiti složenu tvar Na na sastavne dijelove: NaOH i Al (OH) 3. Zatim utvrđujemo kako ugljikov dioksid reagira sa svakom od tih tvari i bilježimo produkte njihove interakcije. Jer Al (OH) 3 ne reagira s CO 2, tada pišemo Al (OH) 3 desno bez promjene.

3. Aluminijev hidroksid može se dobiti djelovanjem nedostatak lužine na višak soli aluminija.

Na primjer, aluminijev klorid reagira sa nedostatak kalijevog hidroksida s obrazovanjem aluminijev hidroksid i kalijev klorid:

AlCl 3 + 3KOH (manjak) \u003d Al (OH) 3 ↓ + 3KCl

4. Aluminijev hidroksid također nastaje međudjelovanjem topljivih soli aluminija s topivim karbonati, sulfiti i sulfidi . Sulfidi, karbonati i sulfiti aluminija u vodenoj otopini.

Na primjer: aluminijev bromid reagira sa natrijev karbonat. U ovom slučaju taloži se talog aluminijevog hidroksida, oslobađa se ugljični dioksid i nastaje natrijev bromid:

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

aluminijev klorid reagira sa natrijev sulfid uz stvaranje aluminijevog hidroksida, sumporovodika i natrijevog klorida:

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Kemijska svojstva

1. Aluminijev hidroksid reagira sa topljiv kiseline. Istovremeno se formiraju srednje ili kisele soli, ovisno o omjeru reagensa i vrsti soli.

Na primjer dušična kiselina s obrazovanjem aluminijev nitrat:

Al(OH) 3 + 3HNO 3 → Al(NO 3) 3 + 3H 2 O

Al(OH) 3 + 3HCl → AlCl 3 + 3H 2 O

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O

Al(OH) 3 + 3HBr → AlBr 3 + 3H 2 O

2. Aluminijev hidroksid stupa u interakciju sa kiseli oksidi jakih kiselina .

Na primjer, aluminijev hidroksid stupa u interakciju s sumporni oksid (VI) s obrazovanjem aluminijev sulfat:

2Al(OH) 3 + 3SO 3 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

3. Aluminijev hidroksid međusobno djeluje s topivim bazama (lužinama).pri čemu u talini formirana sol—aluminati, i u otopina - kompleksne soli . U isto vrijeme, aluminijev hidroksid izlaže svojstva kiselina.

Na primjer, aluminijev hidroksid reagira s kalij hidroksid u talini formirati kalijev aluminat i voda:

2KOH + Al(OH) 3 → 2KAlO 2 + 2H 2 O

aluminijev hidroksid otapa se u visku lužine s obrazovanjem tetrahidroksoaluminat:

Al(OH) 3 + KOH → K

4. G aluminijev hidroksid razlažući se kada se zagrije:

2Al(OH) 3 → Al 2 O 3 + 3H 2 O

video iskustvo interakcije aluminijevog hidroksida sa klorovodična kiselina i lužine(amfoterna svojstva aluminijevog hidroksida) mogu se vidjeti.

soli aluminija

Aluminijev nitrat i sulfat

aluminijev nitrat zagrijavanjem se raspada na aluminijev oksid, dušikov oksid (IV) i kisik:

4Al(NO 3) 3 → 2Al 2 O 3 + 12NO 2 + 3O 2

aluminijev sulfat pri jakom zagrijavanju slično se raspada – na aluminijev oksid, sumporov dioksid i kisik:

2Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 2 O 3 + 6SO 2 + 3O 2

Kompleksne aluminijeve soli

Za opisivanje svojstava kompleksnih aluminijevih soli - hidroksoaluminati, prikladno je koristiti sljedeću tehniku: mentalno razbiti tetrahidroksoaluminat u dvije odvojene molekule - aluminijev hidroksid i hidroksid alkalijskog metala.

Na primjer, natrijev tetrahidroksoaluminat se dijeli na aluminijev hidroksid i natrijev hidroksid:

Na podijeliti na NaOH i Al(OH) 3

Svojstva cijelog kompleksa mogu se definirati kao svojstva ovih pojedinačnih spojeva.

Tako hidroksokompleksi aluminija reagiraju sa kiseli oksidi .

Na primjer, hidroksokompleks se uništava pod djelovanjem viška ugljični dioksid. Istodobno, NaOH reagira s CO 2 da nastane kisela sol (s viškom CO 2), a amfoterni aluminijev hidroksid ne reagira s ugljičnim dioksidom, stoga se jednostavno taloži:

Na + CO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHCO 3

Slično, kalijev tetrahidroksoaluminat reagira s ugljikovim dioksidom:

K + CO 2 → Al(OH) 3 + KHCO 3

Po istom principu tetrahidroksoaluminati reagiraju sa kiseli plin SO2:

Na + SO 2 → Al(OH) 3 ↓ + NaHSO 3

K + SO 2 → Al(OH) 3 + KHSO 3

Ali pod akcijom previše jake kiseline talog ne ispada, jer amfoterni aluminijev hidroksid reagira s jakim kiselinama.

Na primjer, sa klorovodična kiselina:

Na + 4HCl (višak) → NaCl + AlCl 3 + 4H 2 O

Istina, pod utjecajem male količine ( nedostatak ) jaka kiselina talog će i dalje ispadati, neće biti dovoljno kiseline za otapanje aluminijevog hidroksida:

Na + HCl (nedostatak) → Al(OH) 3 ↓ + NaCl + H 2 O

Isto s nedostatkom dušična kiselina taloži se aluminijev hidroksid:

Na + HNO 3 (nedostatak) → Al(OH) 3 ↓ + NaNO 3 + H 2 O

Kompleks se uništava nakon interakcije s klorirana voda (vodena otopina klora) Cl 2:

2Na + Cl 2 → 2Al(OH) 3 ↓ + NaCl + NaClO

U isto vrijeme, klor neproporcionalan.

Također, kompleks može reagirati s viškom aluminijev klorid. U ovom slučaju taloži se talog aluminijevog hidroksida:

AlCl 3 + 3Na → 4Al(OH) 3 ↓ + 3NaCl

Ako isparite vodu iz otopine složene soli i zagrijete dobivenu tvar, tada će ostati uobičajena aluminatna sol:

Na → NaAlO 2 + 2H 2 O

K → KAlO 2 + 2H 2 O

Hidroliza aluminijevih soli

Topljive soli aluminija i jake kiseline hidroliziraju se kationom. Hidroliza se nastavlja stepenasto i reverzibilno, tj. malo:

Faza I: Al 3+ + H 2 O \u003d AlOH 2+ + H +

Faza II: AlOH 2+ + H 2 O \u003d Al (OH) 2 + + H +

Faza III: Al (OH) 2 + + H 2 O \u003d Al (OH) 3 + H +

Međutim sulfidi, sulfiti, karbonati aluminij i oni kiselo sol hidrolizirani nepovratno, potpuno, tj. ne postoje u vodenoj otopini, ali razgraditi vodom:

Al 2 (SO 4) 3 + 6NaHSO 3 → 2Al (OH) 3 + 6SO 2 + 3Na 2 SO 4

2AlBr 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + CO 2 + 6NaBr

2Al(NO 3) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaNO 3 + 3CO 2

2AlCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 6NaCl + 3CO 2

Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 3K 2 SO 4

2AlCl 3 + 3Na 2 S + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 + 3H 2 S + 6NaCl

Aluminati

Soli u kojima je aluminij kiselinski ostatak (aluminati) nastaju iz aluminijev oksid na fuzija s alkalijama i bazični oksidi:

Al 2 O 3 + Na 2 O → 2NaAlO 2

Da bismo razumjeli svojstva aluminata, također je vrlo zgodno rastaviti ih na dvije odvojene tvari.

Na primjer, mentalno dijelimo natrijev aluminat u dvije tvari: aluminijev oksid i natrijev oksid.

NaAlO 2 podijeliti na Na 2 O i Al 2 O 3

Tada će nam postati očito da aluminati reagiraju sa kiseline stvarajući aluminijeve soli :

KAlO 2 + 4HCl → KCl + AlCl 3 + 2H 2 O

NaAlO 2 + 4HCl → AlCl 3 + NaCl + 2H 2 O

NaAlO 2 + 4HNO 3 → Al(NO 3) 3 + NaNO 3 + 2H 2 O

2NaAlO 2 + 4H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 4H 2 O

Pod djelovanjem viška vode aluminati se pretvaraju u kompleksne soli:

KAlO 2 + H 2 O = K

NaAlO 2 + 2H 2 O \u003d Na

Binarne veze

aluminijev sulfid oksidira u sulfat djelovanjem dušične kiseline:

Al 2 S 3 + 8HNO 3 → Al 2 (SO 4) 3 + 8NO 2 + 4H 2 O

ili na sumpornu kiselinu (pod djelovanjem vruća koncentrirana kiselina):

Al 2 S 3 + 30HNO 3 (konc. horizont) → 2Al(NO 3) 3 + 24NO 2 + 3H 2 SO 4 + 12H 2 O

aluminijev sulfid se raspada voda:

Al 2 S 3 + 6H 2 O → 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

aluminijev karbid također se raspada s vodom zagrijavanjem na aluminijev hidroksid i metan:

Al 4 C 3 + 12H 2 O → 4Al (OH) 3 + 3CH 4

aluminijev nitrid razgrađuje se pod djelovanjem mineralne kiseline na aluminijevim i amonijevim solima:

AlN + 4HCl → AlCl 3 + NH 4 Cl

Aluminijev nitrid također se raspada pod djelovanjem voda:

AlN + 3H 2 O → Al(OH) 3 ↓ + NH 3

Aluminijev oksid - Al2O3. Fizička svojstva: aluminijev oksid je bijeli amorfni prah ili vrlo tvrdi bijeli kristali. Molekulska težina = 101,96, gustoća - 3,97 g / cm3, talište - 2053 ° C, vrelište - 3000 ° C.

Kemijska svojstva: aluminijev oksid pokazuje amfoterna svojstva - svojstva kiselih oksida i bazičnih oksida, a reagira i s kiselinama i s bazama. Kristalni Al2O3 je kemijski pasivan, amorfni je aktivniji. Interakcija s kiselim otopinama daje prosječne aluminijeve soli, a s baznim otopinama - kompleksne soli - metalni hidroksoaluminati:

Kada se aluminijev oksid stopi s krutim metalnim alkalijama, nastaju dvostruke soli - metaaluminati(bezvodni aluminati):

Aluminijev oksid ne stupa u interakciju s vodom i ne otapa se u njoj.

Priznanica: aluminijev oksid dobiva se aluminijskom redukcijom metala iz njihovih oksida: kroma, molibdena, volframa, vanadija itd. - metalotermija, otvorena Beketov:

Primjena: aluminijev oksid koristi se za proizvodnju aluminija, u obliku praha - za vatrostalne, kemijski postojane i abrazivne materijale, u obliku kristala - za izradu lasera i sintetskog dragog kamenja (rubina, safira i dr.), obojen nečistoćama drugih metalnih oksida - Cr2O3 (crveno), Ti2O3 i Fe2O3 (plavo).

Aluminijev hidroksid - A1 (OH) 3. Fizička svojstva: aluminijev hidroksid - bijeli amorfni (gelasti) ili kristalni. Gotovo netopljiv u vodi; molekularna težina - 78,00, gustoća - 3,97 g / cm3.

Kemijska svojstva: tipični amfoterni hidroksid reagira:

1) s kiselinama, tvoreći srednje soli: Al(OH)3 + 3NNO3 = Al(NO3)3 + 3N2O;

2) s otopinama alkalija, tvoreći kompleksne soli - hidroksoaluminate: Al(OH)3 + KOH + 2H2O = K.

Pri spajanju Al(OH)3 sa suhim alkalijama nastaju metaaluminati: Al(OH)3 + KOH = KAlO2 + 2H2O.

Priznanica:

1) iz aluminijevih soli pod djelovanjem otopine lužine: AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3H2O;

2) razgradnja aluminijevog nitrida s vodom: AlN + 3H2O = Al(OH)3 + NH3?;

3) propuštanje CO2 kroz otopinu hidrokso kompleksa: [Al(OH)4]-+ CO2 = Al(OH)3 + HCO3-;

4) djelovanje na Al soli s amonijak hidratom; Al(OH)3 nastaje na sobnoj temperaturi.

62. Opće karakteristike podskupine kroma

Elementi podskupine kroma zauzimaju srednji položaj u nizu prijelaznih metala. Imaju visoka tališta i vrelišta, slobodna mjesta u elektronskim orbitalama. Elementi krom i molibden imaju atipičnu elektronsku strukturu – imaju jedan elektron u vanjskoj s-orbitali (kao u Nb iz VB podskupine). Ovi elementi imaju 6 elektrona u vanjskim d- i s-orbitalama, pa su sve orbitale polupopunjene, odnosno svaka ima po jedan elektron. S takvom elektroničkom konfiguracijom element je posebno stabilan i otporan na oksidaciju. Volfram ima jaču metalnu vezu od molibden. Oksidacijsko stanje elemenata podskupine kroma jako varira. Pod odgovarajućim uvjetima, svi elementi pokazuju pozitivno oksidacijsko stanje od 2 do 6, pri čemu maksimalno oksidacijsko stanje odgovara broju skupine. Nisu sva oksidacijska stanja elemenata stabilna, krom ima najstabilnije - +3.

Svi elementi tvore oksid MVIO3, a poznati su i oksidi s nižim oksidacijskim stupnjem. Svi elementi ove podskupine su amfoterni - tvore kompleksne spojeve i kiseline.

Krom, molibden i volfram traženi u metalurgiji i elektrotehnici. Svi metali koji se razmatraju prekriveni su pasivizirajućim oksidnim filmom kada se skladište na zraku ili u oksidirajućem kiselom mediju. Uklanjanjem filma kemijskim ili mehaničkim putem moguće je povećati kemijsku aktivnost metala.

Krom. Element se dobiva iz kromitne rude Fe(CrO2)2 redukcijom ugljenom: Fe(CrO2)2 + 4C = (Fe + 2Cr) + 4CO?.

Čisti krom dobiva se redukcijom Cr2O3 aluminijem ili elektrolizom otopine koja sadrži ione kroma. Oporabom kroma elektrolizom može se dobiti kromirana prevlaka koja se koristi kao dekorativni i zaštitni film.

Krom se koristi za proizvodnju ferokroma koji se koristi u proizvodnji čelika.

Molibden. Dobiva se iz sulfidne rude. Njegovi se spojevi koriste u proizvodnji čelika. Sam metal dobiva se redukcijom njegovog oksida. Kalciniranjem molibdenovog oksida sa željezom može se dobiti feromolibden. Koristi se za izradu navoja i cijevi za namatanje peći i električnih kontakata. Čelik s dodatkom molibdena koristi se u automobilskoj industriji.

Volfram. Dobiva se iz oksida ekstrahiranog iz obogaćene rude. Kao redukcijsko sredstvo koristi se aluminij ili vodik. Dobiveni volfram u ideji praha se zatim oblikuje pod visokim pritiskom i toplinskom obradom (metalurgija praha). U ovom obliku, volfram se koristi za izradu filamenata, dodaje se čeliku.