Химия. Алюминий
о. В
избытке NH4OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм
дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве
адсорбента.
При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие
алюминаты:
NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]
Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо
растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при
наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более
слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому
могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al2O3 с оксидами
соответствующих металлов). Образуются метаалюминаты, по своему составу
производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO2. Большинство из них в воде
нерастворимо.
С кислотами Al(OH)3 образует соли. Производные большинства сильных
кислот хорошо растворимы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и
поэтому растворы их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы
растворимые соли алюминия и слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид,
карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов
получить не удается.
В водной среде анион Al3+ непосредственно окружен шестью молекулами
воды. Такой гидратированный ион несколько диссоциирован по схеме:
[Al(OH2)6]3+ + H2O = [Al(OH)(OH2)5]2+ + OH3+
Константа его диссоциации равна 1.10-5,т.е. он является слабой
кислотой (близкой по силе к уксусной). Октаэдрическое окружение Al3+ шестью
молекулами воды сохраняется и в кристаллогидратах ряда солей алюминия.
Алюмосиликаты можно рассматривать как силикаты, в которых часть
кремниекислородных тетраэдров SiO44- заменена на алюмокислородные тетраэдры
AlO45-. Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты, на долю
которых приходится более половины массы земной коры. Главные их
представители - минералы
ортоклаз K2Al2Si6O16 или K2O.Al2O3.6SiO2
альбит Na2Al2Si6O16 или Na2O.Al2O3.6SiO2
анортит CaAl2Si2O8 или CaO.Al2O3.2SiO2
Очень распространены минералы группы слюд, например мусковит
Kal2(AlSi3O10)(OH)2. Большое практическое значение имеет минерал нефелин
(Na,K)2[Al2Si2O8], который используется для получения глинозема содовых
продуктов и цемента. Это производство складывается из следующих операций:
a) нефелин и известняк спекают в трубчатых печах при 1200оС:
(Na,K)2[Al2Si2O8] + 2CaCO3 = 2CaSiO3 + NaAlO2 + KAlO2 + 2CO2(
б) образовавшуюся массу выщелачивают водой - образуется раствор алюминатов
натрия и калия и шлам CaSiO3:
NaAlO2 + KAlO2 + 4H2O = Na[Al(OH)4] + K[Al(OH)4]
в) через раствор алюминатов пропускают образовавшийся при спекании CO2:
Na[Al(OH)4] + K[Al(OH)4] + 2CO2 = NaHCO3 + KHCO3 + 2Al(OH)3
г) нагреванием Al(OH)3 получают глинозем:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
д) выпариванием маточного раствора выделяют соду и потаж, а ранее
полученный шлам идет на производство цемента.
При производстве 1 т Al2O3 получают 1 т содопродуктов и 7.5 т цемента.
Некоторые алюмосиликаты обладают рыхлой структурой и способны к
ионному обмену. Такие силикаты - природные и особенно искусственные -
применяются для водоумягчения. Кроме того, благодаря своей сильно развитой
поверхности, они используются в качестве носителей катализаторов, т.е. как
материалы, пропитываемые катализатором.
Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические
вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам
от своих аналогов. Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически
неактивен. Основной способ получения AlF3 основан на действии безводного HF
на Al2O3 или Al:
Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O
Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма
реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих
органических растворителях. Взаимодействие галогенидов алюминия с водой
сопровождается значительным выделением теплоты. В водном растворе все они
сильно гидролизованы, но в отличие от типичных кислотных галогенидов
неметаллов их гидролиз неполный и обратимый. Будучи заметно летучими уже
при обычных условиях, AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе
(вследствие гидролиза). Они могут быть получены прямым взаимодействием
простых веществ.
Плотности паров AlCl3, AlBr3 и AlI3 при сравнительно невысоких
температурах более или менее точно соответствуют удвоенным формулам -
Al2Hal6. Пространственная структура этих молекул отвечает двум тетраэдрам с
общим ребром. Каждый атом алюминия связан с четырьмя атомами галогена, а
каждый из центральных атомов галогена - с обоими атомами алюминия. Из двух
связей центрального атома галогена одна является донорно-акцепторной,
причем алюминий функционирует в качестве акцептора.
С галогенидными солями ряда одновалентных металлов галогениды алюминия
образуют комплексные соединения, главным образом типов M3[AlF6] и M[AlHal4]
(где Hal - хлор, бром или иод). Склонность к реакциям присоединения вообще
сильно выражена у рассматриваемых галогенидов. Именно с этим связано
важнейшее техническое применение AlCl3 в качестве катализатора (при
переработке нефти и при органических синтезах).
Из фторалюминатов наибольшее применение (для получения Al, F2, эмалей,
стекла и пр.) имеет криолит Na3[AlF6]. Промышленное производство
искусственного криолита основано на обработке гидроксида алюминия
плавиковой кислотой и содой:
2Al(OH)3 + 12HF + 3Na2CO3 = 2Na3[AlF6] + 3CO2 + 9H2O
Хлоро-, бромо- и иодоалюминаты получаются при сплавлении
тригалогенидов алюминия с галогенидами соответствующих металлов.
Хотя с водородом алюминий химически не взаимодействует, гидрид
алюминия можно получить косвенным путем. Он представляет собой белую
аморфную массу состава (AlH3)n. Разлагается при нагревании выше 105оС с
выделением водорода.
При взаимодействии AlH3 с основными гидридами в эфирном растворе
образуются гидроалюминаты:
LiH + AlH3 = Li[AlH4]
Гидридоалюминаты - белые твердые вещества. Бурно разлагаются водой.
Они - сильные восстановители. Применяются (в особенности Li[AlH4]) в
органическом синтезе.
Сульфат алюминия Al2(SO4)3.18H2O получается при действии горячей
серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. Применяется для очистки
воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги.
Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12H2O применяются в больших количествах
для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для
хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на
том, что образующиеся вследствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается
в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя краситель,
прочно удерживает его на волокне.
Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат (иначе
- уксуснокислую соль) Al(CH3COO)3, используемый при крашении тканей (в
качестве протравы) и в медицине (примочки и компрессы). Нитрат алюминия
легко растворим в воде. Фосфат алюминия нерастворим в воде и уксусной
кислоте, но растворим в сильных кислотах и щелочах.
Несмотря на наличие громадных количеств алюминия в почках, растениях,
как правило, содержат мало этого элемента. Еще значительно меньше его
содержание в животных организмах. У человека оно составляет лишь
десятитысячные доли процента по массе. Биологическая роль алюминия не
выяснена. Токсичностью соединения его не обладают.
Реакции, проведенные на практикуме
1. 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2(
На пластинке алюминия начал выделяться водород, постепенно пластинка
растаяла.
2. 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2(
Алюминий постепенно растворяется в разбавленной кислоте. При кипячении
скорость растворения увеличивается.
3. 2Al + 6CH3COOH = 2Al(CH3COO)3 + 3H2(
Алюминий постепенно растворяется в разбавленной кислоте при кипячении.
4. 4Al + 3O2 = 2Al2O3
При сгорании алюминий превращается в белый порошок.
5. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4]
Полученный оксид алюминия растворяется в щелочи.
6. 2Al + 3I2 = 2AlI3
В ступку со смесью алюминия и иода добавили каплю воды в качестве
катализатора. Реакция прошла быстро, выделились пары иода фиолетового
цвета.
7. 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3
Раствор постепенно стал прозрачным, на дно пробирки выпал осадок меди в
виде бурых камешков.
8. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al(OH)3( + 3(NH4)2SO4
Образовался осадок, похожий на белый жидкий кисель.
9. Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4]
Осадок растворился в щелочи.
10. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O
Осадок растворился в кислоте.
Термодинамический расчет
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2(
(Hобро,кДж/моль 0 -285,83.6 -1315.2 0
Sо,Дж/К 28,35.2 70,08.6 70,1.2 130,52.3
(H = -915,02 ; (S = 54,58
(G = (H - T(S = -915020 - 54,58 . 298,15 = -931293,027 Дж/моль
СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННОЙ ЛИТЕРАТУРЫ:
1. В.А.Рабинович, З.Я.Хавин “Краткий химический справочник”
2. Л.С.Гузей “Лекции по общей химии”
3. Н.С.Ахметов “Общая и неорганическая химия”
4. Б.В.Некрасов “Учебник общей химии”
5. Н.Л.Глинка “Общая химия”
| |  скачать работу |
Химия. Алюминий |
