Химия Инфо

Поиск по сайту

Введите название, понятие или химическую формулу.

Популярные темы
Содержание

Алюминий и его соединения

Алюминий лёгок, хорошо проводит электрический ток и способен восстанавливать другие металлы из соединений. При этом алюминиевая деталь долго сохраняется на воздухе. Противоречие исчезает, если различать свойства самого металла и защитной плёнки на его поверхности.

Положение элемента и свойства металла

Алюминий Al — элемент группы 13, третьего периода. В нейтральном атоме 13 электронов; распределение по оболочкам в школьной модели — 2, 8, 3. В большинстве рассматриваемых соединений степень окисления алюминия +III. Формулы оксида и гидроксида — Al2O3 и Al(OH)3.

Простое вещество имеет металлическую связь, серебристый цвет, небольшую по сравнению с железом плотность и хорошую пластичность. Чистый алюминий сравнительно мягок. В конструкциях используют также его сплавы, свойства которых зависят от добавок и обработки. Нельзя считать алюминиевый сплав веществом с единственной формулой Al.

Активность и пассивирование

Пассивирование — торможение взаимодействия металла со средой вследствие защитного состояния поверхности. Для алюминия важна тонкая плотная оксидная плёнка; её наличие не отменяет восстановительных свойств металла.

Алюминий расположен в ряду активности до водорода. Однако с водой при обычных условиях массивный металл не демонстрирует той бурной реакции, которую можно ожидать по одной строке ряда. Поверхность препятствует доступу реагентов. Скорость также зависит от температуры и состава среды.

В холодных концентрированных азотной и серной кислотах алюминий может пассивироваться. Поэтому общую схему «металл до водорода плюс кислота даёт водород» нельзя применять без проверки кислоты и условий.

Реакции металла

При окислении в кислороде образуется оксид:

4Al + 3O2 → 2Al2O3.

Соответствующая реакция с раствором соляной кислоты, когда поверхность допускает её протекание:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑.

Алюминий окисляется до +III, а водород кислоты восстанавливается до простого вещества. Другой важный случай — взаимодействие алюминия с водным раствором щёлочи с образованием гидроксокомплекса:

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

Вода входит в уравнение как реагент. Продукт содержит тетрагидроксоалюминат-ион [Al(OH)4]−. Здесь выделяется водород, поскольку участвует металл. Это отличает реакцию от растворения уже окисленного гидроксида алюминия в избытке щёлочи.

Амфотерность оксида и гидроксида

Амфотерные Al2O3 и Al(OH)3 проявляют и основные, и кислотные свойства: взаимодействуют с подходящими кислотами и со щелочами при соответствующих условиях.

Реакция гидроксида с кислотой:

Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O.

В избытке водной щёлочи гидроксид растворяется с образованием гидроксокомплекса:

Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4].

В этой реакции алюминий сохраняет степень окисления +III, газ не образуется. Амфотерность не означает, что одно вещество одновременно является смесью кислоты и щёлочи.

Для оксида при сплавлении с NaOH школьная запись другая:

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O.

Указание среды определяет запись продуктов: в водной щёлочи используют гидроксокомплекс, а для выбранной схемы сплавления — алюминат NaAlO2. Нельзя подменять одно уравнение другим без изменения условий.

Осаждение из раствора соли

Гидроксид алюминия можно получить из раствора соли действием ограниченного количества щёлочи. Для хлорида алюминия:

AlCl3 + 3NaOH → Al(OH)3↓ + 3NaCl.

Однако избыток NaOH способен растворить образующийся осадок по приведённому выше уравнению. Следовательно, схема «раствор соли плюс щёлочь всегда оставляет осадок» неверна. В школьной идеализированной модели три моля OH− на один моль Al3+ соответствуют осаждению, ещё один моль — переходу в гидроксокомплекс.

Растворы солей алюминия обычно имеют кислую среду вследствие гидролиза гидратированных катионов. Наличие трёх атомов хлора в AlCl3 не делает сам хлорид кислотой по школьной классификации: это соль.

Получение и применение

Алюминий производят электролизом глинозёма, растворённого в расплаве на основе криолита. Это не электролиз водного раствора AlCl3. Прочность связи алюминия с кислородом делает обычное восстановление глинозёма углём неподходящей школьной схемой получения чистого металла.

Металл и сплавы используют в электротехнике, транспорте и строительстве. Al2O3 входит в состав корунда; материал ценят за твёрдость и термическую устойчивость. Свойства металлического алюминия, оксида и растворённых ионов различны: общее название элемента не делает эти вещества взаимозаменяемыми.

Три разобранных примера

1. Найти количество водорода

Пусть 0,20 моль Al полностью прореагировали с избытком HCl. По уравнению из двух молей металла получают три моля водорода:

n(H2) = 0,20 · 3 / 2 = 0,30 моль.

Отношение 1 : 1 здесь не подходит: атом алюминия отдаёт три электрона, а молекула H2 образуется при принятии двух электронов.

2. Учесть избыток щёлочи

В идеализированной задаче имеется 0,10 моль Al3+. На полное образование осадка требуется 0,30 моль OH−. Для дальнейшего полного перехода этого осадка в [Al(OH)4]− понадобится ещё 0,10 моль:

n(OH−)сумм = 0,30 + 0,10 = 0,40 моль.

Реальные границы существования форм зависят от равновесий; здесь используется заданная школьная стехиометрическая модель.

3. Масса оксида при разложении гидроксида

При нагревании гидроксид теряет воду:

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O.

Для 15,6 г чистого Al(OH)3 примем M = 78 г/моль, для Al2O3 — 102 г/моль; превращение полное:

n(Al(OH)3) = 15,6 / 78 = 0,20 моль.

m(Al2O3) = (0,20 / 2) · 102 = 10,2 г.

Типичные ошибки

  • Считать медленную реакцию доказательством малой восстановительной способности алюминия.
  • Смешивать продукты водной щёлочи и сплавления.
  • Ожидать водород при растворении Al(OH)3 в NaOH.
  • Не учитывать дальнейшее растворение осадка в избытке щёлочи.

Проверьте себя

  1. Сколько электронов у Al3+?
  2. Как классифицируют Al2O3?
  3. Что происходит с Al(OH)3 в избытке водного NaOH?
  4. Сколько HCl требуется для 0,10 моль Al(OH)3?
  5. Какую массу Al2O3 даст 7,8 г Al(OH)3 при полном разложении?

Ответы и объяснения

  1. 10 электронов: нейтральный атом имеет 13 и отдаёт три.
  2. Это амфотерный оксид; в подходящих условиях реагирует и с кислотами, и со щелочами.
  3. Осадок растворяется с образованием [Al(OH)4]−; алюминий остаётся в +III, водород не выделяется.
  4. 0,30 моль: на один моль гидроксида по уравнению приходится три моля HCl.

  5. m(Al2O3) = (7,8 / 78) · 102 / 2 = 5,1 г.

    Два моля гидроксида дают один моль оксида.

Квасцы: двойная соль и кристаллогидрат

Основной курс 8–9: состав соли и вода кристаллизации. Дополнительно для 10–11: гидратированные ионы и комплексы. Нужны заряды ионов, формулы солей и расчёты кристаллогидратов. Алюмокалиевые квасцы обычно записывают KAl(SO4)2·12H2O. Это один кристаллический материал определённого состава, а не название любой смеси калиевого и алюминиевого порошков.

Двойная соль объединяет в одной кристаллической фазе ионные компоненты двух солей. Кристаллогидрат содержит воду в составе кристаллической структуры. Эти характеристики могут относиться к одному веществу: алюмокалиевые квасцы — двойная соль и одновременно кристаллогидрат.

В формульном составе на один K приходится один Al, два сульфатных фрагмента и двенадцать H2O. Проверка нейтральности безводной части:

(+1) + (+3) + 2 · (−2) = 0.

Запись K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O передаёт удвоенный общий состав. Она не требует существования в кристалле отдельных молекул K2SO4 и Al2(SO4)3. При расчёте можно выбрать любую из двух нормировок, но молярная масса и количество вещества должны соответствовать одной и той же формуле.

Что происходит с частицами в воде

При растворении разрушается исходная кристаллическая структура, и компоненты переходят в раствор. В простейшем ионном учёте получают соотношение K : Al : сульфат = 1 : 1 : 2. При этом символ Al3+(aq) сокращает описание: ион взаимодействует с водой, и для исходного объяснения используют аквакомплекс [Al(H2O)6]3+. Формальный баланс с явно показанной гидратацией Al:

KAl(SO4)2·12H2O(тв.) ⇌ K+(aq) + [Al(H2O)6]3+(aq) + 2SO42−(aq) + 6H2O.

Здесь шесть из двенадцати H2O включены в выбранную запись аквакомплекса, остальные отнесены к воде раствора. Это способ баланса, а не возможность после растворения пометить каждую молекулу как «навсегда бывшую кристаллизационную». Гидратация K+ и сульфата в сокращённой записи не показана. В зависимости от условий в растворе происходят гидролиз, протонирование сульфата и комплексообразование; формальное 1 : 1 : 2 относится к общему составу, а не гарантирует такие же отношения концентраций всех свободных ионов.

Разрушение кристалла и взаимодействие частиц с растворителем удобно сопоставить с темой энергетики растворения и гидратации. Само наличие воды в формуле не позволяет по одному индексу определить тепловой эффект растворения.

Кислая среда алюминиевой соли объясняется, в частности, передачей протона от координированной воды. Первая ступень в принятой аквакомплексной модели:

[Al(H2O)6]3+ + H2O ⇌ [Al(OH)(H2O)5]2+ + H3O+.

Это не распад всей соли на H+ по индексу 12 и не превращение Al в другую степень окисления. Подробности связывает тема гидролиза и среды растворов.

Для сравнения, в Na[Al(OH)4] уже явно записан сложный анион [Al(OH)4]− и внешний катион Na+. Комплексное строение характеризует определённую частицу и её координационные связи. Термины «двойная соль», «кристаллогидрат» и «комплекс» отвечают на разные вопросы; правило «у двойной соли никогда не бывает координации воды» было бы неверным. Нельзя также считать, что комплексный анион обязательно распадается в воде на голый Al3+ и OH−: его устойчивость зависит от среды.

Разбор: три разных количества по одной навеске

Даны 23,7 г чистых KAl(SO4)2·12H2O. Примем Ar(K) = 39, Al = 27, S = 32, O = 16, H = 1. Тогда молярная масса равна 39 + 27 + 2 · 96 + 12 · 18 = 474 г/моль. Найдём количество Al, общее количество сульфатных фрагментов и воду в исходном составе.

n(квасцов) = 23,7 / 474 = 0,0500 моль; n(Al) = 0,0500 моль; n(сульфатных фрагментов) = 0,100 моль.

m(Al) = 0,0500 · 27 = 1,35 г; n(H2O в составе) = 12 · 0,0500 = 0,600 моль; m(H2O) = 10,8 г.

w(H2O) = 216 / 474 ≈ 45,6%.

Эти 10,8 г — состав исходного кристаллогидрата. Они не означают, что при любом нагревании обязательно потеряются ровно 10,8 г и останется чистая безводная соль: возможны разные стадии обезвоживания и последующее разложение. После растворения нельзя назвать 0,0500 моль количеством всех ионов вместе: одна формульная единица в простейшем учёте даёт один K, один Al и два сульфата. Для концентраций свободных частиц нужны объём и сведения о равновесиях.

Четыре вопроса о квасцах

  1. Почему смесь двух исходных солей в произвольной пропорции нельзя автоматически назвать чистыми алюмокалиевыми квасцами?
  2. Как изменятся молярная масса и количество вещества навески 23,7 г, если формулу записать в удвоенном виде K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O? Изменится ли вычисленная масса Al?
  3. Для 0,0200 моль квасцов в обычной нормировке найди общее количество K, Al, сульфатных фрагментов и H2O исходного кристалла. Чему равна масса этой воды?
  4. Какой заряд имеет [Al(OH)4] при Al(+III)? Почему образование такого иона и первая ступень гидролиза [Al(H2O)6]3+ не являются ОВР?

Ответы с объяснениями

  1. Двойная соль — определённая кристаллическая фаза с установленным составом и структурой. Механическое смешивание сохраняет отдельные фазы; для образования квасцов недостаточно только наличия нужных элементов.
  2. Молярная масса удвоенной формульной порции 948 г/моль, количество 23,7 / 948 = 0,0250 моль. В каждой такой порции два Al, поэтому n(Al) = 2 · 0,0250 = 0,0500 моль и масса снова 1,35 г. Изменился способ счёта порций, а не состав образца.
  3. n(K) = n(Al) = 0,0200 моль; n(сульфатных фрагментов) = 0,0400 моль; n(H2O) = 0,240 моль, масса 4,32 г. Это учёт всех соответствующих атомов и групп, а не готовое распределение свободных частиц в растворе.
  4. (+3) + 4 · (−1) = −1. В обеих указанных комплексных формах Al имеет +III; у O и H степени окисления также не меняются. Меняются лиганды, заряд частицы и протонное состояние, а не происходит перенос электронов между окислителем и восстановителем.

Сверка дополнения: RSC: состав алюмокалиевых квасцов, исследование кристаллической двойной соли и МГУ: гидратированный Al и кислотно-основные равновесия. Разбор и вопросы авторские.

Связанные темы и источники

Подробнее: амфотерные гидроксиды и оксиды, получение металлов и сплавы, ряд активности.

Источники: OpenStax: алюминий и реакция с водной щёлочью; OpenStax: амфотерные гидроксиды.

Выбрать другой маршрут курса