Алюміній

Алюміній - Самий розповсюджений в земній корі метал. На його долю приходиться 5,5-6,6 мол. доли% або 8 мас. %. Гголовна маса його сконцентрована в алюмосілікатах. 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 і мінерали корунд Al2O3 і 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 час в промисловості алюміній отримують електролізом розчину глинозему Al2O3 в ростопленому кріоліті. Al2O3 повинен бути достатньо чистим, тому що із віплавленого алюмінія домішки видаляються дуже тяжко. Температура плавлення Al2O3 близько 2050оС, а кріоліта - 1100оС. Електролізу піддають розтоплене суміш кріоліта і Al2O3, що вміщує близько 10 мас.% Al2O3, та плавиться при 960оС і 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 (під), складене з 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 окіслює 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, ковалентного - 0,126 нм, умовний радіус іона Al3 + - 0,057 нм. Енергія іонізації Al - Al + 5,99 еВ.

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

Алюміній - Типовий амфотерний елемент. Для ньго характерні не тільки аніонні, а й катіонні комплекси. Так, в кислому середовищі існує катіонній аквакомплекс [Al (OH2) 6] 3 +, а в Лужному - аніонній гидрокомплекс та [Al (OH) 6] 3 -.

У вигляді простї речовини алюміній - сріблясто-білий, досить твердий метал з густиною 2,7 г/см3 (т.пл. 660оС, т. кип. ~ 2500оС). Кристалізується в гранецентрічній 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 алюміневій Дрот важить вдвічі менше мідного.

На повітрі алюміній покривається надтонка (0,00001 мм), але дуже щільною плівкою оксиду, що запобігає подальшому окиснення метану та надає йому матовий вигляд. При обробці поверхні алюмінія сильними окіснікамі (конц. HNO3, K2Cr2O7) чи навіть анодним окисленням товщина захистної плівки збільшується. Стійкість алюмінія дозволяє виготовляти з нього хімічну апаратуру та ємкості для зберігання і транспортування азотної кислоти.

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

Основну масу алюмінія використовують для отримання різноманітних сплавів, поряд з чудовими механічними якостями, що характеризуються легкістью металу. Найважливіший з 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-, судно-та приладобудуванні, у виробництві посуду та багатьох інших галузях промисловості. За широті застосування сплави алюмінія займають друге місце після сталі та чавуну.

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

При прожарюванні мілко роздробленого алюмінія він енергійно згорає на повітрі. Аналогічно проходить його взаємодія з сіркою. З хлором та бромом сполучається вже при звичайній температурі, з йодом - при нагріванні. При дуже високих температурах алюмінй безпосіредньо реагує також з азотом та вуглецем. Проте з воднем взаємодіє дуже пасивно.

За відношенню до води алюміній досить стійкий. Але якщо механічним шляхом чи амальгамуванням зняти запобіжну дію оксідної 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 звичайний технічний метал в ній розчиняється.

При дії на алюміній водних розчинів лугів шар оксиду розіняється, при цьому утворюються алюмінаті - солі, що містять алюміній в складі аніона:

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

Алюміній, позбавлений захистної плівки, взаємодіє з водою, вітісняючі з неї водень:

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

Утворений гідроксід алюмінія реагує з надлишком лугу, утворюючи гідроксоалюмінат:

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

Сумарне рівняння розчинення алюмінія в водному розчині лугу:

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

Алюміній помітно розчину в розчинах солей, що мають через їх гідроліз кисло або лужну реакцію, наприклад в розчині Na2CO3.

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

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

Алюмотермією інколи користуються для зварки окремих стальних частин, наприклад трамвайних рейок. Застосовувала суміш ( "терміт") складається з дрібних порошків алюмінія та Fe3O4. Підпалюється за допомогою запала з 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 нерозчинними у воді масу. Природний Al2O3 (мінерал корунд), а також отриманий штучним шляхом а потім дуже просмажений має високу стійкість та не розчиняється в кислотах. У розчинних стан Al2O3 (т. з. глинозем) можна перевести сплавлюваням з лугами.

Звичайно забруднений домішками оксида заліза природний корунд в міру своєї надзвичайної твердості застосовують для виготовлення шліфувальних кругів, брусків і т.п. В мілко роздробленою вигляді він під назвою наждаку використовується для очистки металічних поверхонь та виробництва наждачного паперу. Для тих же потреб часто використовують Al2O3, отриманий сплавлення (технічна назва - алунд).

Прозорі та забарвлені кристали корунду - червоний рубін - домішка хрома - синій сапфір - Домішка титана та заліза - дорагоціні каміння. Їх отримують також штучно та використовують також для технічних потреб, наприклад, для виготовлення деталей точних приладів, камінь у годинник і т.п. Кристали рубінів, що мають незначну домішку Cr2O3, використовують в якості квантових генераторів -- лазерів, що створюють напрямленим пучок монохроматичного випромінювання.

З огляду на нерозчінність Al2O3 у воді відповідаючий цому оксиду гідроксід Al (OH) 3 може бути отриманим лише не прямим шляхом із солей. Отримання гідроксіда можа представити у вигляді наступної схеми. При дії лугів іонами OH-поступово 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 желеподібній осад білого кольору, практично нерозчинними у воді, але легко розчинних в кислотах та сильних лугах.Відповідно він має амфотерні властивості. Проте основні та особливо кислотні його властивості виражені досить слабо. У надлишку NH4OH гідроксид алюмінія нерозчинними.

При взаємодії з сильними лугами утворюються відповідні алюмінаті:

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

Алюмінаті найбільш активних одновалентних металів у воді добре розчинні, але через сильний гідроліз їх розчини стійкі лише при надлишку лугів.

З кислотами Al (OH) 3 утворює солі. Похідні більшості сильних кислот добре розчинні у воді, але досить гідролізовані, і тому їх розчини мають кисло реакцію.

У водному середовищі аніон Al3 + безпосередньо оточений шістьма молекулами води. Такий гідратованній іон дещо дісоційованій по схемі:

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

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

Алюмосілікаті можа розглядати як сілікаті, в яких частина кремнієкісневіх тетраєдрів SiO44 - замінена на алюмокісневі тетраєдрі AlO45-. З алюмосілікатів найбільш розповсюдженішімі є польові шпат, на долю яких приходиться більш ніж половина маси земної кори. Головні їх представники - мінерал

ортоклаз K2Al2Si6O16 або K2O.Al2O3.6SiO2

альбіт Na2Al2Si6O16 або Na2O.Al2O3.6SiO2

анортіт CaAl2Si2O8 або 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 содових продуктів та цементу. Це виробництво складається з наступних операцій: a) нефелін та вапняк спекают в трубчатих печах при 1200оС:

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

б) утворення масу вітравлюють водою - утворюється розчин алюмінатів натрія і 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) випаровування розчину виділяють соду і поташ, а раніше отриманий шлам йде на виробництво цементу.

При віробнойтві 1 т Al2O3 отримують 1 т співпродуктів та 7.5 т цементу.

Деякі алюмосілікаті володіють крихкою структурою та здатні до іонного обміну. Такі сілікаті - природні та особливо штучні - застосовуються для пом'ягчення води.

Галогеніді алюмінія в звичайних умовах - безбарвні кристалічні речовини. У ряді галогенідів алюмінія AlF3 дуже відрізняється за властивостями від своїх аналогів. Він тугоплавкий, мало розчинна у воді, хімічно неактивних.

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

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O

Сполуки алюмінія з хлором, бромом та йодом легкоплавкі, досить реакційноздатні та добре розчинні не лише у воді, а й в багабтьох органічних розчинниках. Взаємодія галогенідів алюмінія з водою супровожджується значним виділенням теплоти.

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

З галогенідними солями ряду одновалентних металів нітрати алюмінію утворюють комплексні сполуки, головним образом типов M3 [AlF6] і M [AlHal4] (где Hal -- хлор, бром или иод). Схильність до реакцій приєднання взагалі сильно виражена у розглянутих галогенідів. Саме з цим пов'язане найважливіше технічне застосування AlCl3 як каталізатор (при переробці нафти і при органічного синтезу).

З фторалюмінатов найбільше застосування (для отримання Al, F2, емалей, скла і пр.) має кріоліт Na3 [AlF6]. Промислове виробництво штучного кріоліту засноване на обробці гідроксиду алюмінію плавикової кислотою і содою:

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

Хлор-, бромо-і іодоалюмінати виходять при трігалогенідов сплаву алюмінію з галогенидами відповідних металів.

Хоча з воднем алюміній хімічно не взаємодіє, гідрид алюмінію можна отримати непрямим шляхом. Він являє собою білу аморфну масу складу (AlH3) n. Розкладається при нагріванні вище 105оС з виділенням водню.

При взаємодії AlH3 з основними гідридах в ефірному розчині утворюються гідроалюмінати:

LiH + AlH3 = Li [AlH4]

Гідрідоалюмінати - Білі тверді речовини. Бурхливо розкладаються водою. Вони - сильні відновлювачі. Застосовуються (особливо Li [AlH4]) в органічному синтезі.

Сульфат алюмінію Al2 (SO4) 3.18H2O виходить при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид алюмінію або на каолін. Застосовується для очищення води, а також при приготуванні деяких сортів паперу.

алюмокалиевие галун KAl (SO4) 2.12H2O застосовуються у великих кількостях для дублення шкір, а також у фарбувальній справі як протрави для бавовняних тканин. У останньому випадку дію квасцов засноване на тому, що утворюються внаслідок їх гідролізу гідроксид алюмінію відкладається у волокнах тканини в мелкодісперсную стані і, адсордбіруя барвник, міцно утримує його на волокні.

З інших похідних алюмінію слід згадати його ацетат (інакше -- уксуснокислий сіль) Al (CH3COO) 3, який використовується при фарбуванні тканин (як протрави) і в медицині (примочки і компреси). Нітрат алюмінію легко розчинний у воді. Фосфат алюмінію не розчиняється у воді і оцтової кислоти, але розчинний у сильних кислотах і лугах.

Незважаючи на наявність величезних кількостей алюмінію в нирках, рослинах, як правило, містять мало цього елементу. Ще значно менше його вміст у тварин організмах. У людини вона складає лише десятитисячні частки відсотка в масі. Біологічна роль алюмінію не з'ясована. Токсичних сполук його не володіють.

Реакції, проведені на практикумі

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

На платівці алюмінію почав виділятися водень, поступово платівка розтанула.

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

Алюміній поступово розчиняється у розбавленій кислоті. При кип'ятінні швидкість розчинення збільшується.

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

Алюміній поступово розчиняється у розбавленій кислоті при кип'ятінні.

4. 4Al + 3O2 = 2Al2O3

При згорянні алюміній перетворюється в білий порошок.

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

Отриманий оксид алюмінію розчиняється в лугу.

6. 2Al + 3I2 = 2AlI3

В ступку з сумішшю алюмінію і йоду додали краплю води в якості каталізатора. Реакція пройшла швидко, виділилися пари йоду фіолетового кольору.

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

Розчин поступово став прозорим, на дно пробірки випав осад міді у вигляді бурих камінчиків.

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