Алюминий переходный. Алюминий – общая характеристика элемента, химические свойства

Общая характеристика.

Понятие переходный элемент обычно используется для обозначения любого элемента с валентными d- или f-электронами. Эти элементы занимают в периодической таблице переходное положение между электроположительными s-элементами и электроотрицательными p-элементами (см. § 2, 3).

d-Элементы принято называть главными переходными элементами. Их атомы характеризуются внутренней застройкой d-подоболочек. Дело в том, что s-орбиталь их внешней оболочки обычно заполнена уже до того, как начинается заполнение d-орбиталей в предшествующей электронной оболочке. Это означает, что каждый новый электрон, добавляемый в электронную оболочку очередного d-элемента, в соответствии с принципом заполнения (см. § 2), попадает не на внешнюю оболочку, а на предшествующую ей внутреннюю подоболочку. Химические свойства этих элементов определяются участием в реакциях электронов обеих указанных оболочек.

d-Элементы образуют три переходных ряда - в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов, от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой -орбиталей (табл. 15.1). Орбиталь заполняется раньше, чем орбиталь , потому что имеет меньшую энергию (см. правило Клечковского, § 2).

Следует, однако, отметить существование двух аномалий. Хром и медь имеют на своих -орбиталях всего по одному электрону. Дело в том, что полузаполненные или заполненные подоболочки обладают большей устойчивостью, чем частично заполненные подоболочки.

В атоме хрома на каждой из пяти -орбиталей, образующих -подоболочку, имеется по одному электрону. Такая подоболочка является полузаполненной. В атоме меди на каждой из пяти -орбиталей находится по паре электронов. Аналогичная аномалия наблюдается у серебра.

Переходные пластины для присоединения алюминиевых шин к медным выводам электротехнических устройств. Пластины бывают алюминиевыми и медно-алюминиевыми.

Пластины переходные МА (медно-алюминиевые)

Пластины предназначены для присоединения алюминиевых шин к медным выводам электротехнических устройств и медным шинам.

Пластины выполнены методом нанесения меди на алюминиевую заготовку.

Из-за отстутсвия сварного шва пластина меньше греется, в отличие от сварных пластин.

Соединение с алюминиевыми шинами сварное, соединение с медными выводами электротехнических устройств и медными шинами - разборное (болтовое).

Пластины переходные АП

(из алюминиевого сплава АД31Т ТУ 36-931-82

Пластины изготовлены из алюминиевого сплава АД31Т1 (АД31Т).

Служат для присоединения алюминиевых шин к медным выводам электротехнических устройств и медным шинам в атмосфере типов I и II по ГОСТ 15150-69.

Соединение с алюминиевыми шинами сварное, соединение с медными выводами электротехнических устройств и медными шинами - болтовое.

Медная полосовая шина марки М1 используется для изготовления шинопроводов, шинных сборок, токопроводов и распределительных устройств, а так же для подключения любого стационарного мощного оборудования. Медные шины достаточно просты в монтаже и обеспечивают высокую надежность.

Поставляемые нами медные шины изготовляются по ГОСТ 434-78 из меди марки не ниже M1 (химический состав по ГОСТ 859-78). Шина может быть мягкой (ШММ) и твердой (ШМТ)

Мы поставляем шину шириной от 16 до 120 мм, толщиной от 3 до 30 мм и длиной от 2 до 6 м (стандартное исполнение 4м), прямоугольного сечения и с радиусом.

Гибкая изолированная шина изготавливаются из нескольких слоев тонкого проводника электролитической меди и ПВХ-изоляции с высоким электрическим сопротивлением.

Медная изолированная шина применяется для распределения и передачи электроэнергии во всех типах низковольтных установок для всех типов присоединений в случаях, когда нужна повышенная гибкость, эстетика шкафа, а также при работе в коррозионных условий.

Особенно гибкая шина удобна для монтажа прямо на объекте без использования шиногибов и использования в качестве шинных компенсаторов для соединения шинопроводов и выводов трансформатора (шинные компенсаторы) .

Легко принимают требуемую форму. Ускоряют процессы сборки и демонтажа и позволяют улучшить внешний вид схем, собранных в распределительных шкафах. Повышают надежность системы и безопасность.

Гибкая изолированная медная шина

Гибкая изолированная шина изготавливается из нескольких слоев тонкого проводника электролитической меди и ПВХ-изоляции с высоким электрическим сопротивлением.

Пластины переходные МА, АП. Биметаллические пластины.

Переходные и биметаллические пластины предназначены для качественного соединения медных и алюминиевых проводников.

Медная шина М1Т, М1М

Шинодержатели ШППА, ШППБ, ШПРШ и др.

Предназначенные для крепления токопроводящих шин на изоляторы.

Медная шина ШМТ (твердая) и ШММ (мягкая)

Медные профили любого сечения.

Пластина переходная алюминиевая АП

Пластины АП 40х4, АП 50х6, АП 60х8, АП80х8, АП100х10, АП120х10

Пластины переходные алюминиевые АП служит для присоединения алюминиевых шин к выводам электротехнических устройств и шинам. Вид климатического исполнения пластины АП - УХЛ1 по ТУ 36-931-82. Материал пластин АП - алюминий АД31Т.

Пример условного обозначения переходной алюминиевой пластины исполнения УХЛ1:

Пластина переходная АП 40х4 УХЛ1 ТУ 36-931-82

Пластина переходная АП 50х6 УХЛ1 ТУ 36-931-82

Пластина переходная АП 60х8 УХЛ1 ТУ 36-931-82

Пластина переходная АП 80х8 УХЛ1 ТУ 36-931-82

Пластина переходная АП 100х10 УХЛ1 ТУ 36-931-82

Пластина переходная АП 120х10 УХЛ1 ТУ 36-931-82

Переходные пластины

Переходные пластины применяются для присоединения алюминиевых шин к медным выводам электротехнических устройств. Пластины бывают алюминиевыми и медно-алюминиевыми.

Наша компания изготовит переходные пластины в кратчайшие сроки, по чертежам, представленным заказчиком и размерам, необходимым именно ему. Эти детали являются незаменимыми, поэтому, к ним должны предъявляться самые высокие требования, и одно из этих требований - надежное качество.

Алюминиевые пластины производятся различных видов, они могут быть от 160 до 330мм длиной, 40-120мм шириной и 4-10мм толщиной. Вес таких пластин может составить от 70 до 1070 грамм.

Изготавливаются они из самого высококачественного материала. Это алюминий ад31т в климатическом исполнении УХЛ1. Благодаря мастерству специалистов нашей компании, заказчик получит переходные пластины безупречного качества по самым низким ценам.

Медно-алюминиевые пластины, которые также изготавливаются нашей компанией, позволяют состыковать алюминиевые, медные шины с медными выводами электротехнических устройств. Данные пластины производятся методом холодной сварки давлением. Эти пластины можно соединять с алюминиевыми шинами сваркой, а с медными шинами и выводами с помощью болтов, которое называется разборным соединением.

Наша компания гарантирует, что медно-алюминиевые переходные пластины будут изготовлены со строгим соблюдением всех технических требований. Данные пластины производятся из медной полосы (шины), алюминиевого профиля по стандартам ГОСТа 19357-81 и строго по чертежам. На пластинах имеется плакировка двухсторонней медной полосой, которая присоединяется холодной сваркой. Медно-алюминиевая пластина в нашей компании производится без всяких шероховатостей, свищей, трещин и наползаний меди на алюминий. Медная часть пластины защищена металлическим покрытием.

Переходные пластины, как алюминиевые, так и медно-алюминиевые, испытываются специалистами нашей компании по следующим методам:

испытание на изгиб;

проверка размеров соответствия ГОСТу и представленным чертежам;

проверка на массу и правильность маркировки;

проверка на соответствие типа металла и нанесенного металлопокрытия;

Переходные пластины имеют тот же срок эксплуатации, что и электротехническое устройство, в котором они применяются.

Пластина медно-алюминиевая переходная МА

Пластины переходные медно-алюминиевые ГОСТ 19357-81 служат для присоединения алюминиевых шин к медным выводам электротехнических устройств и медным шинам. Соединение с алюминиевыми шинами сварное, соединение с медными выводами электротехнических устройств и медными шинами - либо разборное (болтовое), либо сварное.

Вид климатического исполнения пластины МА - УХЛ1и Т1 по ГОСТ 19357-81 . Соединение алюминиевой части пластины МА с медной выполняется методом холодной сварки давлением.

Пример условного обозначения переходной медно-алюминиевой пластины исполнения УХЛ1:

Пластина переходная МА 40х4 УХЛ1 ГОСТ 19357-81

Пластина переходная МА 50х6 УХЛ1 ГОСТ 19357-81

Пластина переходная МА 60х8 УХЛ1 ГОСТ 19357-81

Пластина переходная МА 80х8 УХЛ1 ГОСТ 19357-81

Пластина переходная МА 100х10 УХЛ1 ГОСТ 19357-81

Пластина переходная МА 120х10 УХЛ1 ГОСТ 19357-81

Пластины изготавливаются в соответствии с требованиями настоящего стандарта по рабочим чертежам, утвержденным в установленном порядке. Поверхность платин МА не имеет заусенцев, трещин, задиров, отслаивания металла и других механических повреждений. Проверка качества сварного шва, поверхности пластины МА осуществляется визуальным способом.

Технические характеристики - пластина переходная медно алюминиевые МА

пластины МА 40х4, МА 50х6, М 60х8, М 80х8, МА100х10, МА120х10

Пластины переходные медно-алюминиевые предназначены для присоединения шин из алюминия к медным выводам различных электротехнических устройств, а также к шинам из меди.

Пластины переходные медно-алюминиевые имеют сварные соединения с алюминиевой шиной, а также разборное (болтовое) с медными выводами. Сами пластины изготавливаются по методу так называемой контактной сварки или холодной сварки под давлением.

Нормируются пластины переходные медно-алюминиевые полностью соответствуя государственному стандарту, а именно стандарту 19357-81. Согласно ему подобные пластины подразделяются на следующие типы:

с равновеликим сечением со сварным соединением для безразборных шин;

плакированные и равновеликие по степени своей электрической проводимости для разборных шин.

Что касается соединительного шва переходной пластины, который имеет место быть при соединении медной пластины с алюминиевой, то он обязательно должен очищаться от шлама и грата. Более того, он должен быть выполнен без каких-либо трещин и свищей. Пластины переходные медно-алюминиевые не должны иметь на своей поверхности какие-либо механические повреждения, например, заусенцы, задиры, отслаивания, трещины.

Соответствуя государственному стандарту, а именно стандарту 10434-82, на медной области пластины обязаны находиться предохраняющие металлические покрытия. Хотя, если пластины переходные произведены в соответствии с определенными климатическими условиями по государственному стандарту 15150-69 исполнения «Т», то они как раз подобных покрытий не имеют.

Согласно специальным техническим требованиям пластины переходные медно-алюминиевые при изгибе в восемнадцать градусов должны выравниваться в исходное положение. Что касается сварного соединения переходной пластины, то оно должно полностью соответствовать госстандарту 10434-82. Срок эксплуатации такого изделия, как пластины переходные медно-алюминиевые, ни в коем случае не может быть меньше, чем аналогичные показатели для всего электротехнического устройства, где они используются.

Проверка таких пластин на предмет соответствия с государственным стандартом 19357-81 осуществляется при приеме предприятием-изготовителем, сдаче, а также согласно типовым и периодическим испытаниям. Подобные испытания осуществляются по случайной выборке. Если результаты проведенных испытаний окажутся неудовлетворительными, берут из той же партии удвоенное количество пластин и проводят испытания снова. Если результат повториться, то вся партия, как правило, признается негодной.

Заказать продукцию на сайте.
Интернет магазин электротехнической продукции.
ООО "ЭлТекс" Контакты: +79184692483 +79184822755 [email protected]
Представим Ваши интересы в Краснодарском крае и ЮФО. Поставки любой электротехнической продукции по вашим реквизитам.
Всё для проведения электромонтажных и кабельных работ. Всё для электромонтажных организаций.
Поставки электротехнической продукции для электромонтажных, строительны и торговых организаций и др.
Кабельные термоусаживаемые муфты POLT,POLJ,GUST,GUSJ, SMOE,EPKT,TRAJ и другие системы Raychem для любого кабеля. Адаптеры RICS и др. Ремонтные манжеты для кабеля.
Кабельные термоусаживаемые муфты КВТп КНТп СТп для любого кабеля
Кабельные муфты "Cellpack Electrical Product"
Кабельные муфты,адапторы, инструмент для разделки кабеля EUROMOLD а Nexans Company. Кабельная арматура, адаптеры, инструмент Euromold , GPH , Tyco Electronics Raychem
Кабельные муфты фирмы 3М и др заводов.Натяжные муфты. Муфты для подводного кабеля и саморегулируемого нагревательного кабеля.
Термоусаживаемые ремонтные манжеты для кабеля. Уплотнители кабельных проходов термоусаживаемые УКПТ.
Инструмент для кабельных и электромонтажных работ в т.ч. снятиe изоляции с любого кабеля. Ножи для проведения кабельных и электромонтажных работ
Инструмент для снятия изоляции с любого кабеля в т. ч. с кабеля из сшитого полиэтилена
Наборы инструментов для кабельных и электромонтажных работ в т.ч снятие изоляции с любого кабеля. Наборы инструментов для электромонтажника, электрика, кабельщика, кабельщика-спайщика, релейщика, сварщика, аккумуляторщика и др.
Инструмент для электромонтажных организаций.
Всё для перемотки, размотки, смотки, протяжки кабеля, провода, троса, каната. Оборудование, станки, стелажи, стойки, ролики, вертлюги, домкраты, ролики и др. Измерители длины кабеля.
Оборудование для перемотки и протяжки кабеля. Кабельные домкраты.
Смазки (УВС) Суперконт, Примаконт и Экстраконт для защиты электрических контактных соединений от перегрева и окисления.
Станки для перемотки, размотки, намотки кабеля. Кабелеукладчики. Гидравлические натяжные машины. Толкатели кабельные.
Электромонтажный пороховой инструмент.Устройства дистанционного и механического прокола кабеля.Пороховой пресс.

Цели урока: рассмотреть распространение алюминия в природе, его физические и химические свойства, а также свойства образуемых им соединений.

Ход работы

2. Изучение нового материала. Алюминий

Главную подгруппу III группы периодической системы составляют бор (В),алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl).

Как видно из приведенных данных, все эти элементы были открыты в XIXстолетии.

Открытие металлов главной подгруппы III группы


1806 г.	1825 г.	1875 г.	1863 г.	1861 г.
Г.Люссак,	Г.Х.Эрстед	Л. де Буабодран	Ф.Рейх,	У.Крукс
Л. Тенар	(Дания)	(Франция)	И.Рихтер	(Англия)
(Франция)			(Германия)

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.

В данной лекции мы подробнее рассмотрим свойства алюминия.

Скачать:

Предварительный просмотр:

МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ

ОБЩАЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА № 81

Алюминий. Положение алюминия в периодической системе и строение его атома. Нахождение в природе. Физические и химические свойства алюминия.

учитель химии

МБОУ ООШ №81

2013г

Тема урока: Алюминий. Положение алюминия в периодической системе и строение его атома. Нахождение в природе. Физические и химические свойства алюминия.

Цели урока: рассмотреть распространение алюминия в природе, его физические и химические свойства, а также свойства образуемых им соединений.

Ход работы

1. Организационный момент урока.

2. Изучение нового материала. Алюминий

Главную подгруппу III группы периодической системы составляют бор (В), алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl).

Как видно из приведенных данных, все эти элементы были открыты в XIXстолетии.

Открытие металлов главной подгруппы III группы


1806 г.	1825 г.	1875 г.	1863 г.	1861 г.
Г.Люссак,	Г.Х.Эрстед	Л. де Буабодран	Ф.Рейх,	У.Крукс
Л. Тенар	(Дания)	(Франция)	И.Рихтер	(Англия)
(Франция)			(Германия)

В данной лекции мы подробнее рассмотрим 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 массаAr(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 , p – элемент,

Основное состояние

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Возбуждённое состояние

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3:

Al 0 – 3 e - → Al +3

2. Физические свойства

Алюминий в свободном виде - серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 650 о С. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см 3 ) - 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.

В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).

Некоторые из них:

Бокситы - Al 2 O 3 H 2 O (с примесями SiO 2 , Fe 2 O 3 , CaCO 3 )

Нефелины - KNa 3 4

Алуниты - KAl(SO 4 ) 2 2Al(OH) 3

Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO 2 , известняком CaCO 3 , магнезитом MgCO 3 )

Корунд - Al 2 O 3

Полевой шпат (ортоклаз) - K 2 O×Al 2 O 3 ×6SiO 2

Каолинит - Al 2 O 3 ×2SiO 2 × 2H 2 O

Алунит - (Na,K) 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4 ) 3 ×4Al(OH) 3

Берилл - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

Боксит
Al 2 O 3	Корунд
	Рубин
	Сапфир

4. Химические свойства алюминия и его соединений

Алюминий легко взаимодействует с кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый вид).

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 с ртутью – амальгамы).

I. Взаимодействие с простыми веществами

Алюминий уже при комнатной температуре активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора - воды:

2Аl + 3S = Аl 2 S 3 (сульфид алюминия),

2Аl + N 2 = 2АlN (нитрид алюминия),

Аl + Р = АlР (фосфид алюминия),

4Аl + 3С = Аl 4 С 3 (карбид алюминия).

2 Аl + 3 I 2 = 2 AlI 3 (йодид алюминия)

Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно, сероводорода, аммиака, фосфина и метана:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

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

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты:

4Аl + 3O 2 = 2Аl 2 О 3 + 1676 кДж.

II. Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой :

2 Al + 6 H 2 O = 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

без оксидной пленки

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.

3 Fe 3 O 4 + 8 Al = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe +Q

Термитная смесь Fe 3 O 4 и Al (порошок) –используется ещё и в термитной сварке.

Сr 2 О 3 + 2Аl = 2Сr + Аl 2 О 3

Взаимодействие с кислотами :

С раствором серной кислоты: 2 Al + 3 H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 H 2

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 + 6Н 2 SО 4(конц) = Аl 2 (SО 4 ) 3 + 3SО 2 + 6Н 2 О,

Аl + 6НNO 3(конц) = Аl(NO 3 ) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О.

Взаимодействие со щелочами .

2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O = 2 NaAl(OH) 4 + 3 H 2

Na[Аl(ОН) 4 ] – тетрагидроксоалюминат натрия

По предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали для получения водорода для аэростатов.

С растворами солей:

2Al + 3CuSO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3Cu

Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2Al + 3HgCl 2 = 2AlCl 3 + 3Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуя амальгаму.

5. Применение алюминия и его соединений

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 сок.

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 Na 3 AlF 6 растворяет Al 2 O 3, как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только растворителем, а оксид алюминия - электролитом.

2Al 2 O 3 эл.ток → 4Al + 3O 2

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) 2Al 2 O 3 + 3 C = 4 Al + 3 CO 2

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.

3. Закрепление изученного материала

№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?

№2. Закончите уравнения химических реакций:
Al + H 2 SO 4 (раствор) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (конц) - t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

№3. Решите задачу:
На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?

4. Домашнее задание Слайд 2

AL Элемент III (A) группы таблицы Д.И. Менделеева Элемент с порядковым № 13, его Элемент 3 -его периода Третий по распространенности в земной коре название образовано от лат. « Aluminis » – квасцы

Датский физик Ганс Эрстед (1777-1851) Впервые алюминий был получен им в 1825 году действием амальгамы калия на хлорид алюминия с последующей отгонкой ртути.

Современное получение алюминия Современные метод получения был разработан независимо друг от друга: американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия в расплаве криолита с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов.

Будучи студентом Оберлинского колледжа, он узнал, что можно разбогатеть и получить благодарность человечества, если изобрести способ получения алюминия в промышленных масштабах. Как одержимый, Чарльз проводил эксперименты по выработке алюминия путем электролиза криолитно-глиноземного расплава. 23 февраля 1886 года спустя год после окончания колледжа Чарльз получил с помощью электролиза первый алюминий. Холл Чарльз (1863 – 1914) американский инженер-химик

Поль Эру (1863-1914) – французский инженер - химик В 1889 году открыл алюминиевый завод во Фроне (Франция), став его директором, он сконструировал электродуговую печь для выплавки стали, названную его именем; он разработал также электролитический способ получения алюминиевых сплавов

8 Алюминий 1. Из истории открытия Главная Далее В период открытия алюминия - металл был дороже золота. Англичане хотели почтить богатым подарком великого русского химика Д.И Менделеева, подарили ему химические весы, в которых одна чашка была изготовлена из золота, другая - из алюминия. Чашка из алюминия стала дороже золотой. Полученное «серебро из глины» заинтересовало не только учёных, но и промышленников и даже императора Франции. Далее

9 Алюминий 7. Содержание в земной коре главная Далее

Нахождение в природе Важнейшим на сегодня минералом алюминия является боксит Основной химический компонент боксита - глинозем (Al 2 O 3) (28 - 80%).

11 Алюминий 4. Физические свойства Цвет – серебристо-белый t пл. = 660 °C . t кип. ≈ 2450 °C . Электропроводный, теплопроводный Легкий, плотность ρ = 2,6989 г/см 3 Мягкий, пластичный. главная Далее

12 Алюминий 7. Нахождение в природе Бокситы – Al 2 O 3 Глинозем – Al 2 O 3 главная Далее

13 Алюминий главная Вставьте пропущенные слова Алюминий - элемент III группы, главной подгруппы. Заряд ядра атома алюминия равен +13. В ядре атома алюминия 13 протонов. В ядре атома алюминия 14 нейтронов. В атоме алюминия 13 электронов. Атом алюминия имеет 3 энергетических уровня. Электронная оболочка имеет строение 2 е, 8е, 3е. На внешнем уровне в атоме 3 электронов. Степень окисления атома в соединениях равна +3 . Простое вещество алюминий является металлом. Оксид и гидроксид алюминия имеют амфотерный характер. Далее

14 Алюминий 3 . Строение простого вещества Металл Связь - металлическая Кристаллическая решетка - металлическая, кубическая гранецентрированная главная Далее

15 Алюминий 2. Электронное строение 27 А l +13 0 2e 8e 3e P + = 13 n 0 = 14 e - = 13 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Краткая электронная запись 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Порядок заполнения главная Далее

16 Алюминий 6. Химические свойства 4А l + 3O 2 = 2Al 2 O 3 t 2Al + 3S = Al 2 S 3 C н е м е т а л л а м и (c кислородом, с серой) 2 А l + 3Cl 2 = 2AlCl 3 4Al + 3C = Al 4 C 3 C неметаллами (c галогенами, с углеродом) (Снять оксидную пленку) 2 Al + 6 H 2 O = 2Al(OH) 2 + H 2 C в о д о й 2 Al + 6 HCl = 2AlCl 3 + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + H 2 C к и с л о т а м и 2 Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 [ Al(OH) 6 ] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 2H 2 O =2NaAlO 2 +3H 2 C о щ е л о ч а м и 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe 2Al + WO 3 = Al 2 O 3 + W C о к с и д а м и м е т а л л о в главная Далее

17 Алюминий 8. Получение 1825 год Х. Эрстед: AlCl 3 + 3K = 3KCl + Al: Электролиз (t пл. = 2050 ° С) : 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 Электролиз (в распл. криолите Na 3 AlF 6 , t пл. ≈ 1000 ° С) : 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 гл а вная Далее

(А l ), галлий (Ga ), индий (In ) и таллий (Т l ).

Как видно из приведенных данных, все эти элементы были открыты в XIX столетии.

Открытие металлов главной подгруппы III группы

В	Al	Ga	In	Tl
1806 г.	1825 г.	1875 г.	1863 г.	1861 г.
Г.Люссак,	Г.Х.Эрстед	Л. де Буабодран	Ф.Рейх,	У.Крукс
Л. Тенар	(Дания)	(Франция)	И.Рихтер	(Англия)
(Франция)			(Германия)

В данной лекции мы подробнее рассмотрим 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 , p – элемент,

Основное состояние

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Возбуждённое состояние

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

Алюминий проявляет в соединениях степень окисления +3:

Al 0 – 3 e - → Al +3

2. Физические свойства

Алюминий в свободном виде - серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления650 о С. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см 3) - 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.

В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).

Некоторые из них:

· Бокситы - Al 2 O 3 H 2 O (с примесями SiO 2 , Fe 2 O 3 , CaCO 3)

· Нефелины - KNa 3 4

· Алуниты - KAl(SO 4) 2 2Al(OH) 3

· Глинозёмы (смеси каолинов с песком SiO 2 , известняком CaCO 3 , магнезитом MgCO 3)

· Корунд - Al 2 O 3

· Полевой шпат (ортоклаз) - K 2 O×Al 2 O 3 ×6SiO 2

· Каолинит - Al 2 O 3 ×2SiO 2 × 2H 2 O

· Алунит - (Na,K) 2 SO 4 ×Al 2 (SO 4) 3 ×4Al(OH) 3

· Берилл - 3ВеО Al 2 О 3 6SiO 2

Боксит
Al 2 O 3	Корунд
	Рубин
	Сапфир

4. Химические свойства алюминия и его соединений

ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ

Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изученияхимических 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

2А l + 3 S = А l 2 S 3 (сульфид алюминия),

2А l + N 2 = 2А lN (нитрид алюминия),

А l + Р = А l Р (фосфид алюминия),

4А l + 3С = А l 4 С 3 (карбид алюминия).

2 Аl +3 I 2 =2 A l I 3 (йодид алюминия) ОПЫТ

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 S

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

В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты:

4А l + 3 O 2 = 2А l 2 О 3 + 1676 кДж.

ГОРЕНИЕ АЛЮМИНИЯ НА ВОЗДУХЕ

ОПЫТ

II . Взаимодействие со сложными веществами

Взаимодействие с водой :

2 Al + 6 H 2 O=2 Al (OH) 3 +3 H 2

без оксидной пленки

ОПЫТ

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.

3 Fe 3 O 4 +8 Al =4 Al 2 O 3 +9 Fe + Q

Термитная смесь Fe 3 O 4 иAl (порошок) –используется ещё и в термитной сварке.

С r 2 О 3 + 2А l = 2С r + А l 2 О 3

Взаимодействие с кислотами :

С раствором серной кислоты:2 Al+ 3 H 2 SO 4 =Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

2А l + 6Н 2 S О 4(конц) = А l 2 (S О 4) 3 + 3 S О 2 + 6Н 2 О,

А l + 6Н NO 3(конц) = А l (NO 3 ) 3 + 3 NO 2 + 3Н 2 О.

Взаимодействие со щелочами .

2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O =2 Na [ Al (OH ) 4 ] +3 H 2

ОПЫТ

Na [А l (ОН) 4 ] – тетрагидроксоалюминат натрия

С растворами солей:

2 Al + 3 CuSO 4 = Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 Cu

Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:

2 Al + 3 HgCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 Hg

Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуяамальгаму .

Обнаружение ионов алюминия в растворах : ОПЫТ

5. Применение алюминия и его соединений

Физические и химические свойства алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминияявляется 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 отражениятепловых лучей такой краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.

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

Соли алюминия сильногидролизуются. 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

2Al 2 O 3 эл.ток →4Al + 3O 2

2) 2Al 2 O 3 +3 C=4 Al+3 CO 2

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 ученыйСен- Клер Девиль разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством НаполеонаIII, императораФранции. В знаксвоей 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?

№2. Закончите уравнения химических реакций :
Al + H 2 SO 4 (раствор ) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (конц ) - t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

№3. Осуществите превращения:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al(OH) 3 - t ->Al 2 O 3 -> Al

№4. Решите задачу:
На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?

Видеоурок 1: Неорганическая химия. Металлы: щелочные, щелочноземельные, алюминий

Видеоурок 2: Переходные металлы

Лекция: Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)

Химические свойства металлов

Все металлы в химических реакциях проявляют себя, как восстановители. Они легко расстаются с валентными электронами, окисляясь при этом. Вспомним, что, чем левее располагается металл в электрохимическом ряду напряженности, тем более сильным восстановителем он является. Следовательно, самый сильный - это литий, самый слабый - золото и наоборот, золото - самый сильный окислитель, а литий - самый слабый.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→Pt→Au

Все металлы вытесняют из раствора солей другие металлы, т.е. восстанавливают их. Все, кроме щелочных и щелочноземельных, так как они взаимодействуют с водой. Металлы, расположенные до Н, вытесняют его из растворов разбавленных кислот, а сами растворяются в них.

Рассмотрим некоторые общие химические свойства металлов:

Взаимодействие металлов с кислородом образует основные (СаО, Na 2 O, 2Li 2 O и др.) или амфотерные (ZnO, Cr 2 O 3 , Fe 2 O 3 и др.) оксиды.
Взаимодействие металлов с галогенами (главная подгруппа VII группы) образует галогеноводородные кислоты (HF - фтороводород, HCl - хлороводород и др.).
Взаимодействие металлов с неметаллами образует соли (хлориды, сульфиды, нитриды и др.).
Взаимодействие металлов с металлами образует интерметаллиды (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni и др.).
Взаимодействие активных металлов с водородом образует гидриды (NaH, CaH 2, KH и др.).
Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой образует щелочи (NaOH, Ca(OH) 2 , Cu(OH) 2 и др.).
Взаимодействие металлов (только, стоящих в электрохимическом ряду до Н) с кислотами образует соли (сульфаты, нитриты, фосфаты и др.). Следует иметь ввиду, что металлы реагируют с кислотами достаточно неохотно, тогда как с основаниями и солями взаимодействуют практически всегда. Для того, чтобы реакция металла с кислотой прошла нужно, чтобы металл был активным, а кислота сильной.

Химические свойства щелочных металлов

К группе щелочных металлов относятся следующие химические элементы: литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). С перемещением сверху вниз по группе I Периодической таблицы их атомные радиусы увеличиваются, а значит возрастают металлические и восстановительные свойства.

Рассмотрим химические свойства щелочных металлов:

Не имеют признаков амфотерности, так как обладают отрицательными значениями электродных потенциалов.
Самые сильные восстановители среди всех металлов.
В соединениях проявляют только степень окисления +1.
Отдавая единственный валентный электрон, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
Образуют многочисленные ионные соединения.
Практически все растворяются в воде.

Взаимодействие щелочных металлов с другими элементами:

1. С кислородом, образуя индивидуальные соединения, так оксид образует только литий (Li 2 O), натрий образует пероксид (Na 2 O 2), а калий, рубидий и цезий - надпероксиды (KO 2 , RbO 2 , CsO 2).

2. С водой, образуя щелочи и водород. Помните, эти реакции взрывоопасны. Без взрыва с водой реагирует только литий:

2Li + 2Н 2 О → 2LiO Н + Н 2 .

3. С галогенами, образуя галогениды (NaCl - хлорид натрия, NaBr - бромид натрия, NaI - йодид натрия и др.).

4. С водородом при нагревании, образуя гидриды (LiH, NaH и др.)

5. С серой при нагревании, образуя сульфиды (Na 2 S, K 2 S и др.). Они бесцветны и хорошо растворимы в воде.

6. С фосфором при нагревании, образуя фосфиды (Na 3 P, Li 3 P и др.), очень чувствительны к влаге и воздуху.

7. С углеродом при нагревании карбиды образуют только литий и натрий (Li 2 CO 3 , Na 2 CO 3), тогда как калий, рубидий и цезий не образуют карбидов, они образуют бинарные соединения с графитом (C 8 Rb, C 8 Cs и др).

8. С азотом при обычных условиях реагирует только литий, образуя нитрид Li 3 N, с остальными щелочными металлами реакция возможна только при нагревании.

9. С кислотами реагируют со взрывом, поэтому проведение таких реакций очень опасно. Данные реакции проходят неоднозначно, потому что щелочной металл активно реагирует с водой, образуя щелочь, которая потом нейтрализуются кислотой. Таким образом создается конкуренция между щелочью и кислотой.

10. С аммиаком, образуя амиды - аналоги гидроксидов, но более сильные основания (NaNH 2 - амид натрия, KNH 2 - амид калия и др.).

11. Со спиртами, образуя алкоголяты.

Франций - радиоактивный щелочной металл, один из редчайших и наименее устойчивых среди всех радиоактивных элементов. Его химические свойства изучены недостаточно.

Получение щелочных металлов:

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего - хлоридов, образующих природные минералы:

NaCl → 2Na + Cl 2 .

Есть и другие способы получения щелочных металлов:
Натрий также можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях:

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

Известен способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:

2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4 .

Калий получают, пропуская пары натрия через расплав хлорида калия при 800°С, выделяющие пары калия конденсируют:

KCl + Na → K + NaCl.

Химические свойства щелочноземельных металлов

К щелочноземельным металлам относятся элементы главной подгруппы II группы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Химическая активность данных элементов растет также, как и у щелочных металлов, т.е. с увеличением вниз по подгруппе.

Химические свойства щелочноземельных металлов:

Строение валентных оболочек атомов этих элементов ns 2 .

Отдавая два валентных электрона, атомы данных химических элементов преобразуются в катионы.
В соединения проявляют степень окисления +2.
Заряды ядер атомов на единицу больше, чем у щелочных элементов тех же периодов, что приводит к уменьшению радиуса атомов и увеличению ионизационных потенциалов.

Взаимодействие щелочноземельных металлов с другими элементами:

1. С кислородом все щелочноземельные металлы, кроме бария образуют оксиды, барий образует пероксид BaO 2 . Из данных металлов берилий и магний, покрытые тонкой защитной оксидной пленкой взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t. Основные оксиды щелочноземельных металлов реагируют с водой, за исключением оксида берилия BeO, обладающего амфотерными свойствами. Реакция оксида кальция и воды называется реакцией гашения извести. Если реагентом является CaO образуется негашенная известь, если Ca(OH) 2 , гашенная. Также основные оксиды реагируют с кислотными оксидами и кислотами. К примеру:

3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. С водой щелочноземельные металлы и их оксиды образуют гидроксиды - белые кристаллические вещества, которые в сравнении с гидроксидами щелочных металлов хуже растворяются в воде. Гидроксиды щелочноземельных металлов являются щелочами, кроме амфотерного Be(OH) 2 и слабого основания Mg(OH) 2 . Поскольку берилий не реагирует с водой, Be(OH) 2 может быть получен другими способами, например гидролизом нитрида:

Be 3 N 2 + 6Н 2 О → 3Be(OH) 2 + 2NН 3.

3. С галогенами при обычных условиях реагирую все, кроме бериллия. Последний вступает в реакцию только при высоких t. Образуются галогениды (MgI 2 – иодид магния, CaI 2 – иодид кальция, СаBr 2 – бромид кальция и др.).

4. С водородом реагируют при нагревании все щелочноземельные металлы, кроме берилия. Образуются гидриды (BaH 2 , CaH 2 и др.). Для реагирования магния с водородом помимо высокой t требуется еще и повышенное давление водорода.

5. С серой образуют сульфиды. К примеру:

Сa + S → СaS .

Сульфиды служат для получения серной кислоты и соответствующих металлов.

6. С азотом образуют нитриды. К примеру:

3Be + N 2 → Be 3 N 2 .

7. С кислотами образуя соли соответствующей кислоты и водород. К примеру:

Ве + Н 2 SO 4(разб.) → BeSO 4 + H 2 .

Эти реакции протекают также, как и в случае щелочных металлов.

Получение щелочно-земельных металлов:

Бериллий получают восстановлением фторида:

BeF 2 + Mg –t о → Be + MgF 2

Барий получают восстановлением оксида:

3BaO + 2Al –t о → 3Ba + Al 2 O 3

Остальные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

CaCl 2 → Ca + Cl 2

Химические свойства алюминия

Алюминий – активный, легкий металл, под порядковым номером 13 в таблице. В природе самый распространенный из всех металлов. А из химических элементов занимает третью позицию по распространению. Высокий тепло- и электропроводник. Устойчив к коррозии, поскольку покрывается оксидной пленкой. Температура плавления равна 660 0 С.

Рассмотрим химические свойства и взаимодействие алюминия с другими элементами:

1. Во всех соединениях алюминий находится в степени окисления +3.

2. Практически во всех реакциях проявляет восстановительные свойства.

3. Амфотерный металл, проявляет как кислотные, так и основные свойства.

4. Восстанавливает многие металлы из оксидов. Этот метод получения металлов получил название алюмотермии. Пример получения хрома:

2Al + Cr 2 О 3 → Al 2 О 3 + 2Cr .

5. Взаимодействует со всеми разбавленными кислотами, образуя соли и выделяя водород. К примеру:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 ;

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

В концентрированных HNO 3 и H 2 SO 4 алюминий пассивируется. Благодаря этому, возможно хранить и транспортировать данные кислоты в емкостях, изготовленных из алюминия.

6. Взаимодействует со щелочами, так как они растворяют оксидную пленку.

7. Взаимодействует со всеми неметаллами, кроме водорода. Для проведения реакции с кислородом нужен мелкораздробленный алюминий. Реакция возможна только при высокой t:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

По своему тепловому эффекту данная реакция относится к экзотермическим. Взаимодействие с серой образует сульфид алюминия Al 2 S 3 , с фосфором фосфид AlP, с азотом нитрид AlN, с углеродом карбид Al 4 C 3 .

8. Взаимодействует с другими металлами, образуя алюминиды (FeAl 3 CuAl 2 , CrAl 7 и др.).

Получение алюминия:

Металлический алюминий получают электролизом раствора глинозема Al 2 O 3 в расплавленном криолите Na 2 AlF 6 при 960–970°С.

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2 .

Химические свойства переходных элементов

К переходным относятся элементы побочных подгрупп Периодической таблицы. Рассмотрим химические свойства меди, цинка, хрома и железа.

Химические свойства меди

1. В электрохимическом ряду находится правее Н, поэтому данный металл малоактивен.

2. Слабый восстановитель.

3. В соединениях проявляет степени окисления +1 и +2.

4. Взаимодействует с кислородом при нагревании, образуя:

оксид меди (I) 2Cu + O 2 → 2CuO (при t 400 0 C)
или оксид меди (II): 4Cu + O 2 → 2Cu 2 O (при t 200 0 C).

Оксиды обладают основными свойствами. При нагревании в инертной атмосфере Cu 2 O диспропорционируется: Cu 2 O → CuO + Cu . Оксид меди (II) CuO в реакциях со щелочами образует купраты, к примеру: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Гидроксид меди Си(ОН) 2 амфотерен, основные свойства в нем преобладают. В кислотах он растворяется легко:

Сu(OH) 2 + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O ,

а в концентрированных растворах щелочей с трудом:

Сu(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 .

6. Взаимодействие меди с серой при различных температурных условиях, также образует два сульфида. При нагревании до 300-400 0 С в вакууме образуется сульфид меди (I):

2Cu + S → Cu 2 S.

При комнатной t, растворив серу в сероводороде, можно получить сульфид меди (II):

Cu + S → CuS.

7. Из галогенов взаимодействует со фтором, хлором и бромом, образуя галогениды (CuF 2 , CuCl 2 , CuBr 2), йодом, образуя йодид меди (I) CuI; не взаимодействует с водородом, азотом, углеродом, кремнием.

8. С кислотами - неокислителями не реагирует, потому как они окисляют только металлы, расположенные до водорода в электрохимическом ряду. Данный химический элемент реагирует с кислотами - окислителями: разбавленной и концентрированной азотной и концентрированной серной:

3Cu + 8HNO 3 (разб) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Cu + 4HNO 3(конц) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

Cu + 2H 2 SO 4(конц) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

9. Взаимодействуя с солями, медь вытесняет из их состава металлы, расположенные правее неё в электрохимическом ряду. К примеру,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Здесь мы видим, что медь перешла в раствор, а железо (III) восстановилось до железа (II). Данная реакция имеет важное практическое значение и применяется для удаления меди, напыленной на пластмассу.

Химические свойства цинка

1. Самый активный после щелочноземельных металлов.

2. Обладает выраженными восстановительными свойствами и амфотерными свойствами.

3. В соединениях проявляет степень окисления +2.

4. На воздухе покрывается оксидной пленкой ZnO.

5. Взаимодействие с водой возможно при температуре красного каления. В результате образуется оксид цинка и водород:

Zn + H 2 O → ZnO + H 2 .

6. Взаимодействует с галогенами, образуя галогениды (ZnF 2 - фторид цинка, ZnBr 2 - бромид цинка, ZnI 2 - йодид цинка, ZnCl 2 - хлорид цинка).

7. С фосфором образует фосфиды Zn 3 P 2 и ZnP 2 .

8. С серой халькогенид ZnS.

9. Непосредственно не реагирует с водородом, азотом, углеродом, кремнием и бором.

10. Взаимодействует с кислотами - неокислителями, образуя соли и вытесняя водород. К примеру:

H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 .

С кислотами - окислителями тоже реагирует: с конц. серной кислотой образует сульфат цинка и сернистый газ:

Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

11. Активно реагирует со щелочами, так как цинк - амфотерный металл. С растворами щелочей образует тетрагидроксоцинкаты и выделяя водород:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

На гранулах цинка, впоследствии реакции, появляются пузырьки газа. С безводными щелочами при сплавлении образует цинкаты и выделяет водород:

Zn + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 +H 2 .

Химические свойства хрома

1. В обычных условиях инертен, при нагревании активен.

3. Образует окрашенные соединения.

4. В соединениях проявляет степени окисления +2 (основный оксид CrO черного цвета), +3 (амфотерный оксид Cr 2 O 3 и гидроксид Cr(OH) 3 зеленого цвета) и +6 (кислотный оксид хрома (VI) CrO 3 и кислоты: хромовая H 2 CrO 4 и двухромовая H 2 Cr 2 O 7 и др.).

5. Со фтором взаимодействует при t 350-400 0 C, образуя фторид хрома (IV):

Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. C кислородом, азотом, бором, кремнием, серой, фосфором и галогенами при t 600 0 C:

соединение с кислородом образует оксид хрома(VI) CrO 3 (тёмно-красные кристаллы),
соединение с азотом - нитрид хрома CrN (черные кристаллы),
соединение с бором - борид хрома CrB (желтые кристаллы),
соединение с кремнием - силицид хрома CrSi,
соединение с углеродом - карбид хрома Cr 3 C 2 .

7. С водяным паром реагирует, находясь в раскалённом состоянии, образуя оксид хрома (III) и водород:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .

8. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с их расплавами, образуя хроматы:

2Cr + 6KOH → 2KCrO 2 + 2K 2 O + 3H 2 .

9. В разбавленных сильных кислотах растворяется, образуя соли. Если реакция проходит на воздухе образуются соли Cr 3+ , например:

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 .

10. С концентрированными серной и азотной кислотами, а также с царской водкой, реагирует только при нагревании, т.к. при низких t эти кислоты пассивируют хром. Реакции с кислотами при нагревании выглядят так:

2Сr + 6Н 2 SО 4 (конц) → Сr 2 (SО 4) 3 + 3SО 2 + 6Н 2 О

Сr + 6НNО 3 (конц) → Сr(NО 3) 3 + 3NO 2 + 3Н 2 О

Оксид хрома(II) CrO - твердое вещество черного или красного цвета, не растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает основными и восстанавливающими свойствами.
При нагревании до 100 0 С на воздухе окисляется до Cr 2 O 3 - оксида хрома (III).
Возможно восстановление хрома водородом из данного оксида: CrO + Н 2 → Cr + H 2 O или коксом: CrO + С → Cr + СO.
Реагирует с соляной кислотой, при этом выделяя водород: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
Не реагирует со щелочами, разбавленными серной и азотной кислотами.

Оксид хрома (III) Cr 2 O 3 - тугоплавкое вещество, темно-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами.
Как основный оксид взаимодействует с кислотами: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .
Как кислотный оксид взаимодействует со щелочами: Cr 2 O 3 + 2КОН → 2КCrО 3 + H 2 O .
Сильные окислители окисляют Cr 2 O 3 до хромата H 2 CrO 4 .
Сильные восстановители восстанавливают Cr из Cr 2 O 3 .

Гидроксид хрома(II) Cr(OH) 2 - твердое вещество желтого или коричневого цвета, плохо растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Слабое основание, проявляет основные свойства.
В присутствии влаги на воздухе окисляется до Cr(OH) 3 - гидроксида хрома (III).
Реагирует с концентрированными кислотами, образуя соли хрома (II) синего цвета: Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O .
Не реагирует со щелочами и разбавленными кислотами.

Гидроксид хрома (III) Cr(OH) 3 - вещество серо-зеленого цвета, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами.
Как основный гидроксид взаимодействует с кислотами: Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O .
Как кислотный гидроксид взаимодействует со щелочами: Cr(OH) 3 + 3NaОН → Na 3 [Cr(OH) 6 ] .

Химические свойства железа

1. Активный металл, обладающий высокой реакционной способностью.

2. Обладает восстановительными свойствами, а также ярко выраженными магнитными свойствами.

3. В соединениях проявляет основные степени окисления +2 (со слабыми окислителями: S, I, HCl, растворами солей), +3 (с сильными окислителями: Br и Cl) и менее характерную +6 (с О и H 2 O ). У слабых окислителей железо принимает степень окисления +2, у более сильных +3. Степени окисления +2 соответствуют чёрный оксид FeO и зелёный гидроксид Fe(OH) 2 , обладающие основными свойствами. Степени окисления +3 соответствуют красно-коричневый оксид Fe 2 O 3 и коричневый гидроксид Fe(OH) 3 , обладающие слабо выраженными амфотерными свойствами. Fe (+2) - слабый восстановитель, а Fe (+3) - чаще слабый окислитель. При изменении окислительно - восстановительных условий, степени окисления железа могут меняться друг с другом.

4. На воздухе при t 200 0 C покрывается оксидной пленкой. В обычных атмосферных условиях легко подвергается коррозии. При пропускании кислорода через расплав железа образуется оксид FeО. При сгорании железа на воздухе образуется оксид Fe 2 О 3 . При сгорании в чистом кислороде образуется оксид - железная окалина:

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4 .

5. C галогенами реагирует при нагревании:

соединение с хлором образует хлорид железа(III) FeCl 3 ,
соединение с бромом - бромид железа (III) FeBr 3 ,
соединение с йодом - йодид железа (II,III) Fe 3 I 8 ,
соединение со фтором - фторид железа (II) FeF 2 , фторид железа(III) FeF 3 .

6. С серой, азотом, фосфором, кремнием и углеродом также реагирует при нагревании:

соединение с серой образует сульфид железа(II) FeS,
соединение с азотом - нитрид железа Fe 3 N,
соединение с фосфором - фосфиды FeP, Fe 2 P и Fe 3 P,
соединение с кремнием - силицид железа FeSi,
соединение с углеродом - карбид железа Fe 3 C.

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

9. С растворами щелочей не реагирует, однако медленно реагирует с расплавами щелочей, являющихся сильными окислителями:

Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.

10. Восстанавливает металлы, расположенные в электрохимическом ряду правее:

Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

Получение железа: В промышленности железо получают из железной руды, в основном из гематита (Fe 2 O 3) и магнетита (FeO·Fe 2 O 3).

3Fe 2 O 3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4 ,
Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
FeO + CO → CO 2 + Fe.

Оксид железа (II) FeO - кристаллическое вещество черного цвета (вюстит), не растворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает основными свойствами.
Реагирует с разбавленной соляной кислотой: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
Реагирует с концентрированной азотной кислотой: FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O .
Не реагирует с водой и солями.
С водородом при t 350 0 C восстанавливается до чистого металла: FeO +H 2 → Fe + H 2 O .
Также восстанавливается до чистого металла при соединении с коксом: FeO +C → Fe + CO.
Получить данный оксид можно различными способами, один из них нагревание Fe при низком давлении О: 2Fe + O 2 → 2FeO .

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - порошок бурового цвета (гематит), нерастворяющееся в воде вещество. Другие названия: окись железа, железный сурик, пищевой краситель E172 и пр.

Химические свойства:

Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами, образуя ферриты: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O .
При нагревании с водородом проявляет окислительные свойства: Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O .
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Оксид железа (II, III) Fe 3 O 4 или FeO Fe 2 O 3 - серовато-черное твердое вещество (магнетит, магнитный железняк), нерастворяющееся в воде вещество.

Химические свойства:

Разлагается при нагревании более 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2 .
Реагирует с разбавленными кислотами: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
С растворами щелочей не реагирует, реагирует с их расплавами: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O .
При реакции с кислородом окисляется: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3 .
С водородом при нагревании восстанавливается: Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O .
Также восстанавливается при соединении с оксидом углерода: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe +4CO 2 .

Гидроксид железа(II) Fe(OH) 2 - белое, редко зеленоватое кристаллическое вещество, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Вступает в реакции нейтрализации кислоты-неокислителя, проявляя основные свойства: Fe(OH) 2 + 2HCl → FeCl 2 + 2H 2 O .
При взаимодействии с азотной или концентрированной серной кислотами проявляет восстановительные свойства, образуя соли железа (III): 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O .
При нагревании вступает в реакции с концентрированными растворами щелочей: Fe(OH) 2 + 2NaOH → Na 2 .

Гидроксид железа (II I) Fe(OH) 3 - бурое кристаллическое или аморфное вещество, нерастворяющееся в воде.

Химические свойства:

Обладает слабовыраженными амфотерными свойствами с преобладанием основных.
Легко взаимодействует с кислотами: Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O .
С концентрированными растворами щелочей образует гексагидроксоферраты (III): Fe(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 .
С расплавами щелочей образует ферраты: 2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O .
В щелочной среде с сильными окислителями проявляет восстановительные свойства: 2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Возник вопрос по теме? Задавайте его репетитору по химии 👉

Алюминий переходный. Алюминий – общая характеристика элемента, химические свойства

Общая характеристика.

Скачать:

Предварительный просмотр:

Похожие публикации