Хімія. 
Алюміній

Курсова робота з химии.

Алюміній — самий распостраненный в земної корі метал. На його доводиться 5,5−6,6 мовляв. частки % чи 8 мас. %. Головна маса його зосереджена алюмосиликатах. Надзвичайно поширеним продуктом руйнації освічених ними гірських порід є глина, основному складі якої відповідає формулі Al2O3.2SiO2.2H2O. Серед інших природних форм перебування алюмінію найбільше значення мають боксит Al2O3. xH2O і мінерали корунд Al2O3 і криолит AlF3.3NaF.

Вперше алюміній було отримано Велером в 1827 року дією металевого калію на хлорид алюмінію. Проте, попри широку поширеність у природі, алюміній остаточно ХІХ століття належав до числу рідкісних металлов.

Нині у промисловості алюміній отримують електроліз розчину глинозему Al2O3 в расплавленнном криолите. Al2O3 може бути досить чистим, оскільки з выплавленного алюмінію домішки видаляються з великими труднощами. Температура плавлення Al2O3 близько 2050оС, а криолита — 1100оС. Електролізу піддають розплавлену суміш криолита і Al2O3, що містить близько 20 мас.% Al2O3, яка плавиться при 960оС й володіє електричної провідністю, щільністю і в’язкістю, найбільш благоприятствующими проведенню процесу. При додаванні AlF3, CaF2 і MgF2 проведення електролізу виявляється можливим при 950оС.

Електролізер для виплавки алюмінію є залізний кожух, викладений зсередини огнеупорным цеглою. Його дно (під), зібране з блоків спресованого вугілля, служить катодом. Аноди розташовуються згори: це — алюмінієві каркаси, заповнені вугільними брикетами.

Al2O3 = Al3+ + AlO33;

На катоді виділяється рідкий алюминий:

Al3+ + 3е- = Al.

Алюміній проводить дні печі, звідки періодично випускається. На аноді виділяється кислород:

4AlO33- - 12е- = 2Al2O3 + 3O2.

Кисень окисляє графіт до оксидів вуглецю. Принаймні згоряння вуглецю анод наращивают.

У періодичної системі алюміній перебуває у третьому періоді, в головною підгрупі третьої групи. Заряд ядра +13. Електронна будова атома 1s22s22p63s23p1. Металевий атомний радіус 0,143 нм, ковалентный — 0,126 нм, умовний радіус іона Al3+ - 0,057 нм. Енергія іонізації Al — Al+ 5,99 эВ.

Найбільш характерна ступінь окислення атома алюмінію +3.Отрицательная ступінь окислення проявляється рідко. У зовнішньому електронному шарі атома існують вільні d-подуровни. Завдяки цього координаційне число в з'єднаннях може рівнятися як 4 (AlCl4-, AlH4-, алюмосиликаты), а й 6 (Al2O3,[Al (OH2)6]3+).

Алюміній — типовий амфотерный елемент. Йому притаманна як анионные, а й катионные комплекси. Так було в кислої середовищі існує катионный аквакомплекс [Al (OH2)6]3+, а лужної - аніонний гидрокомплекс і [Al (OH)6]3-.

У нинішньому вигляді простого речовини алюміній — сріблисто-білий, досить твердий метал з щільністю 2,7 г/см3 (т.пл. 660оС, т. стосів. ~2500оС). Кристалізується в гранецентрированной кубічної решітці. Характеризується високої тягучестью, теплопроводностью і електропровідністю (складової 0,6 електропровідності міді). З цією пов’язане його використання у виробництві електричних дротів. При однаковою електричної провідності алюминмевый провід важить вдвічі нижча медного.

На повітрі алюміній покривається найтоншої (0,1 мм), але нам дуже щільною плівкою оксиду, яка захищає метал від подальшого окислення і придающей йому матовий вид. Після обробітку поверхні алюмінію сильними окислювачами (конц. HNO3, K2Cr2O7) чи анодним окисленням товщина захисної плівки зростає. Стійкість алюминмя дозволяє виготовляти потім із нього хімічну апаратуру і ємності для збереження і транспортування азотної кислоты.

Алюміній легко витягується в дріт і прокочується в тонкі листи. Алюмінієва фольга (завтовшки 0,005 мм) застосовується у харчової та фармацевтичної промисловості для упаковки продуктів і препаратов.

Основний масив алюмінію використовують із отримання різноманітних сплавів, поруч із хорошими механічними якостями що характеризуються своєї легкістю. Найважливіші їх — дуралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe і Si), силумін (85 — 90% Al, 10 — 14% Sk, 0,1% Na) та інших. Алюмінієві сплави застосовують у ракетній техніці, в авіа-, авто-, судноі приладобудуванні, у виробництві посуду та у багатьох інших галузях промисловості. За шириною застосування сплави алюмінію займають друге місце після сталі та чугуна.

Алюміній, ще, застосовується як легирующая добавка до багатьох сплавів щоб надати їм жаростойкости.

При накаливании дрібно роздрібненого алюмінію він енергійно згоряє на повітрі. Аналогічно протікає і їхню взаємодію його із сірою. З хлором і бромом з'єднання відбувається вже за часів звичайній температурі, з иодом — при нагріванні. При дуже високих температур алюміній безпосередньо з'єднується і з азотом і вуглецем. Навпаки, з воднем не взаимодействует.

Стосовно воді алюміній цілком стійкий. Але якщо механічним шляхом, або амальгамированием зняти предохраняющее дію оксидной плівки, це відбувається енергійна реакция:

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

Дуже розбавлені, і навіть дуже концентровані HNO3 і H2SO4 на алюміній майже діють (на холоду), тоді як із середніх концентраціях цих кислот поволі розчиняється. Чистий алюміній досить стійкий і ворожість до соляної кислоті, але звичайний технічний метал у ній растворяется.

При дії на алюміній водних розчинів лугів шар оксиду розчиняється, причому утворюються алюминаты — солі, містять алюміній в складі аниона:

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

Алюміній, позбавлений захисної плівки, взаємодіє зі водою, витісняючи з її водород:

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

Утворений гидроксид алюмінію реагує з головою луги, створюючи гидроксоалюминат:

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

Сумарна рівняння розчинення алюмінію водному розчині щелочи:

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

Алюміній помітно розчиняється в розчинах солей, мають унаслідок їх гідролізу кислу чи лужну реакцію, наприклад, в розчині Na2CO3.

Серед напруг він розташовується між Mg і Zn. У своїх стійких з'єднаннях алюміній трехвалентен.

Поєднання алюмінію з киснем супроводжується величезним виділенням тепла (1676 кДж/моль Al2O3), значно більшою, ніж в багатьох інших металів. У виду цього за накаливании суміші оксиду відповідного металу з порошком алюмінію відбувається кікбек, яка веде до виділенню з взятого оксиду вільного металу. Метод відновлення з допомогою Al (алюмотермия) часто застосовують щоб одержати низки елементів (Cr, Mn, V, W і ін.) у вільному состоянии.

Алюмотермией іноді користуються для зварювання окремих сталевих частин, в часности стиків трамвайних рейок. Застосовувана суміш («терміт») полягає зазвичай з тонких порошків алюмінію і Fe3O4. Поджигается вона з допомогою запалу з суміші Al і BaO2. Основна реакція йде з уравнению:

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe + 3350 кДж.

Причому розвивається температура близько 3000оС.

Оксид алюмінію є білу, дуже тугоплавкую (т. пл. 2050оС) і нерастворимую у питній воді масу. Природний Al2O3 (мінерал корунд), а також отриманий штучно і далі сильно прожарений відрізняється великий твердістю і нерастворимостью в кислотах. У розчинне стан Al2O3 (т. зв. глинозем) можна перевести сплавлением зі щелочами.

Зазвичай забруднений оксидом заліза природний корунд внаслідок своєї надзвичайної твердості застосовується виготовлення шліфувальних кіл, брусків тощо. У дрібно роздробленому вигляді він під назвою наждаку служить очищення металевих поверхонь і виготовлення наждачним папери. Для тієї ж цілей часто користуються Al2O3, одержуваним сплавлением боксита (технічне назва — алунд).

Прозорі окрашеннные кристали корунду — червоний рубін — домішка хрому — і синій сапфір — домішка титану, а заліза — коштовним камінням. Їх отримують як і штучно й використовують для технічних цілей, наприклад, виготовлення деталей точних приладів, каміння на годиннику тощо. Кристали рубінів, містять малу домішка Cr2O3, застосовують у ролі квантових генераторів — лазерів, створюють спрямований пучок монохроматического излучения.

Через нерастворимости Al2O3 у питній воді відповідальний цьому оксиду гидроксид Al (OH)3 можна отримати лише непрямим шляхом з солей. Одержання гидроксида можна як наступній схеми. При дії лугів іонами OHпоступово заміщуються в аквокомплексах [Al (OH2)6]3+ молекули воды:

[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 є об'ємистий драглистий осад білого кольору, практично нерозчинний у питній воді, але легко растворяющийся в кислотах і сильних лугах. Вона має, отже, амфотерный характер. Але й основні особливо кислотні його властивості виражені досить слабко. У надлишку NH4OH гидроксид алюмінію нерозчинимо. Один із форм дегидратированного гидроксида — алюмогель використовують у техніці як адсорбента.

При взаємодії з сильними лугами утворюються відповідні алюминаты:

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

Алюминаты найактивніших одновалентных металів у питній воді добре розчиняються, але в силу сильного гідролізу розчини їх стійкі лише за наявності достатнього надлишку луги. Алюминаты, вироблені з більш слабких підстав, гидролизованы в розчині практично нацело і тому можна отримати лише сухим шляхом (сплавлением Al2O3 з оксидами відповідних металів). Утворюються метаалюминаты, за складом вироблені від метаалюминиевой кислоти HAlO2. Більшість їх у питній воді нерастворимо.

З кислотами Al (OH)3 утворює солі. Похідні більшості сильних кислот добре розчиняються у воді, але досить значно гидролизованы, і тому розчини їх показують кислу реакцію. Ще сильніше гидролизованы розчинні солі алюмінію і слабких кислот. У результаті гідролізу сульфід, карбонат, ціанід та інших солі алюмінію з водних розчинів отримати не удается.

У водній середовищі аніон Al3+ безпосередньо оточений шістьма молекулами води. Такий гідратований іон кілька диссоциирован по схеме:

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

Константа його дисоціації дорівнює 1.10−5,т.е. якого є слабкої кислотою (близькій за силою до оцтової). Октаэдрическое оточення Al3+ шістьма молекулами води зберігається у кристаллогидратах низки солей алюминия.

Алюмосиликаты можна як силікати, у яких частина кремниекислородных тетраедрів SiO44- замінено алюмокислородные тетраэдры AlO45-. З алюмосиликатов найпоширеніші польові шпаты, частку якої припадає понад половина маси земної кори. Головні їх представники — минералы.

ортоклаз K2Al2Si6O16 чи K2O. Al2O3.6SiO2 альбит Na2Al2Si6O16 чи Na2O. Al2O3.6SiO2 анортит CaAl2Si2O8 чи CaO. Al2O3.2SiO2.

Дуже поширені мінерали групи слюд, наприклад мусковит Kal2(AlSi3O10)(OH)2. Велике практичного значення має мінерал нефелин (Na, K)2[Al2Si2O8], що використовується щоб одержати глинозему содовых продуктів і цементу. Це виготовлення складається з таких операцій: a) нефелин і вапняк спекают в трубчастих печах при 1200оС:

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

б) утворену масу выщелачивают водою — утворюється розчин алюминатов натрію і калію і шлам CaSiO3:

NaAlO2 + KAlO2 + 4H2O = Na[Al (OH)4] + K[Al (OH)4].

в) через розчин алюминатов пропускають зчинений при спекании 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) випарюванням маткового розчину виділяють соду і потаж, а раніше отриманий шлам йде виробництво цемента.

За виробництва 1 т Al2O3 отримують 1 т содопродуктов і 7.5 т цемента.

Деякі алюмосиликаты мають дірчастим структурою і здатні до ионному обміну. Такі силікати — природні і особливо штучні - застосовуються для водоумягчения. З іншого боку, завдяки їхній сильно розвиненою поверхні, їх використовують як носіїв каталізаторів, тобто. як матеріали, пропитываемые катализатором.

Галогениды алюмінію на умовах — безколірні кристалічні речовини. Серед галогенидов алюмінію AlF3 дуже відрізняється як від своїх аналогів. Він тугоплавок, мало розчиняється у питній воді, хімічно неактивен. Основний спосіб отримання AlF3 грунтується на дії безводного HF на Al2O3 чи Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O.

Сполуки алюмінію з хлором, бромом і иодом легкоплавки, дуже реакционноспособны і добре розчиняються у воді, а й у багатьох органічних розчинниках. Взаємодія галогенидов алюмінію із жовтою водою супроводжується значним виділенням теплоти. У водному розчині усі вони сильно гидролизованы, та на відміну від типових кислотних галогенидов неметаллов їх гідроліз неповний і зворотній. Будучи помітно летючими вже при умовах, AlCl3, AlBr3 і AlI3 димлять у вологому повітрі (внаслідок гідролізу). Вони можна отримати прямим взаємодією простих веществ.

Щільності парів AlCl3, AlBr3 і AlI3 при порівняно невисоких температурах більш-менш точно відповідають подвоєним формулам — Al2Hal6. Просторова структура цих молекул відповідає двом тетраэдрам з загальним руба. Кожен атом алюмінію пов’язані з чотирма атомами галогена, а кожен із центральних атомів галогена — з обома атомами алюмінію. Із двох зв’язків центрального атома галогена одна є донорно-акцепторной, причому алюміній функціонує як акцептора.

З галогенидными солями низки одновалентных металів галогениды алюмінію утворюють комплексні сполуки, переважно типів M3[AlF6] і M[AlHal4] (де Hal — хлор, бром чи йод). Прихильність до реакцій приєднання взагалі сильно виражена у аналізованих галогенидов. Саме з цим пов’язано найважливіше технічне застосування AlCl3 як каталізатор (при переробці нафти і за органічних синтезах).

З фторалюминатов найбільше застосування (щоб одержати Al, F2, емалей, скла тощо.) має криолит Na3[AlF6]. Промислового виробництва штучного криолита грунтується на обробці гидроксида алюмінію плавикової кислотою і содой:

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

Хлоро-, бромоі иодоалюминаты виходять при сплавці тригалогенидов алюмінію з галогенидами відповідних металлов.

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

При взаємодії AlH3 з основними гидридами в ефірному розчині утворюються гидроалюминаты:

LiH + AlH3 = Li[AlH4].

Гидридоалюминаты — білі тверді речовини. Бурхливо розкладаються водою. Вони — сильні відновники. Застосовуються (особливо Li[AlH4]) в органічному синтезе.

Сульфат алюмінію Al2(SO4)3.18H2O виходить при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид алюмінію чи каолін. Застосовується очищення води, і навіть при приготуванні деяких сортів бумаги.

Алюмокалиевые галун KAl (SO4)2.12H2O застосовують у у великих кількостях для дубления шкір, соціальній та красильном справі як протравлення для бавовняних тканин. У разі дію квасцов грунтується на тому, що утворені унаслідок їх гідролізу гидроксид алюмінію відкладається в волокнах тканини в мелкодисперсном стані перебуває й, адсордбируя барвник, міцно тримає його за волокне.

З інших похідних алюмінію слід сказати його ацетат (інакше — уксуснокислую сіль) Al (CH3COO)3, використовуваний при фарбуванні тканин (в ролі протравлення) й у медицині (примочки і компреси). Нітрат алюмінію легко розчинний у питній воді. Фосфат алюмінію нерозчинимо у воді й оцтової кислоті, але розчинний в сильних кислотах і щелочах.

Попри наявність величезних кількостей алюмінію на нирках, рослинах, зазвичай, містять мало цього елемента. Ще значно менший за нього вміст у тварин організмах. Людина вона становить лише десятитисячні частки відсотки за масі. Біологічна роль алюмінію не вияснена. Токсичністю сполуки їх обладают.

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 в розведеною кислоті. При кип’ятінні швидкість розчинення збільшується. 3. 2Al + 6CH3COOH = 2Al (CH3COO)3 + 3H2(Алюміній поступово розчиняється в розведеною кислоті під час кипіння. 4. 4Al + 3O2 = 2Al2O3 Під час згоряння алюміній перетворюється на білий порошок. 5. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al (OH)4] Отриманий оксид алюмінію розчиняється в луги. 6. 2Al + 3I2 = 2AlI3 У ступку зі сумішшю алюмінію і йоду додали краплю води як каталізатора. Реакція пройшла швидко, виділилися пари йоду фіолетового кольору. 7. 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3 Розчин поступово став прозорим, на дно пробірки випав осад міді в вигляді бурих камінчиків. 8. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al (OH)3(+ 3(NH4)2SO4 Утворився осад, схожий на білий рідкий кисіль. 9. Al (OH)3 + NaOH = Na[Al (OH)4] Осад розчинився у луги. 10. 2Al (OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O Осад розчинився у кислоте.

Термодинамічний 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; (P.S = 54,58 (G = (H — T (S = -915 020 — 54,58. 298,15 = -931 293,027 Дж/моль СПИСОК ВИКОРИСТАНОЇ ЛИТЕРАТУРЫ:

1. В. А. Рабинович, З. Я. Хавин «Короткий хімічний довідник» 2. Л. С. Гузей «Лекції із загальної хімії» 3. Н. С. Ахметов «Спільна й неорганічна хімія» 4. Б. В. Некрасов «Підручник загальної хімії» 5. Н. Л. Глинка «Загальна химия».