Нахождение в природе

Алюминий – это металл, обладающий амфотерными свойствами. Он принадлежит к семейству р-элементов.

Среди всех элементов на Земле алюминий занимает четвертое место по распространенности атомов (уступая только О, Н и Si) и первое место среди металлов. Мольная доля Аl в земной коре составляет ≈ 5,5%.

В природе Аl представлен только одним устойчивым нуклидом Аl и встречается лишь в связанном виде. Основная масса алюминия сосредоточена в алюмосиликатах, которые составляют основу большинства осадочных и горных пород. Из других соединений алюминия наибольшее промышленное значение имеют минералы боксит Al₂O₃ ∙ nH₂O и криолит Na₃АlF₆. Встречается в небольших количествах кристаллическая модификация Al₂O₃ в виде минерала корунда. Окрашенные различными примесями кристаллы Al₂O₃ образуют некоторые драгоценные камни: рубины, сапфиры.

Физические свойства простого вещества

Простое вещество алюминий – это легкоплавкий серебристо-белый металл (t_{плавления} = 660^оС), легкий (ρ = 2,7 г/см³), мягкий, но механически прочный. Хорошо проводит электрический ток и теплоту (занимает четвертое место среди металлов по электропроводности). Алюминий пластичен, легко поддаётся механической обработке: прокатывается в фольгу, вытягивается в тонкую проволоку. Образует сплавы с другими металлами.

Химические свойства

В таблице Менделеева элемент Аl имеет порядковый номер 13 и расположен в третьем периоде, IIIA группе. Заряд ядра +13, вокруг ядра вращается 13 электронов. Графическая электронная формула выглядит так:

Al

На внешнем слое у атома Al находится 3 электрона (2 спаренных и 1 неспаренный). Валентность 1 для Аl – нехарактер­на, т.к. его электронная пара легко распаривается, поэтому во всех соединениях (кроме комплексных), Al трехвалентен.

В комплексных соединениях алюминий может проявлять валентность 6 или 4 (значительно реже). При этом дополнительные связи образуются по донорно-акцепторному механизму. Причем алюминий выступает в роли акцептора электронной пары.

Как и все металлы, Аl в соединениях с неметаллами проявляет только положительную степень окисле­ния, величина которой равна +3. Таким образом, в реакциях он выступает в роли восстановителя и отдает другим атомам с внешнего слоя свои электроны.

При взаимодействии с кислородом Al образует амфотерный оксид Аl₂O₃:

3O₂ + 4Al = 2Al₂O₃

Эта реакция очень легко протекает уже при обычных условиях. В результате чего поверхность Аl всегда покрыта тонкой и плотной оксидной плёнкой, предохраняющей металл от коррозии и придающей ему химическую инертность.

При нагревании Аl горит в О₂ с образованием пламени, выделением большого количества теплоты. Температура реакционной среды может повышаться до 3000-3500^оС.

При нагревании с галогенами и серой Аl образует соли соот­ветствующих бескислородных кислот:

3Cl₂ + 2Al = 2 ₃ – алюминий-хлорид

2Al + 3F₂ = 2 ₃ – алюминий-фторид

2Al + 3S = _{2 3} – алюминий-сульфид.

Взаимодействуя с N₂, C, P, Si, алюминий при нагревании образует, соответственно: нитрид, карбид, фосфид, силицид:

2Al + N₂ 2 → алюминий-нитрид

4Al + 3C _{4 3} → алюминий-карбид

4Al + 3Si _{4 3} → алюминий-силицид

P + Al → алюминий-фосфид

Аналогичное соединение с водородом ₃ (алюминий-гидрид) получают обычно косвенным путем.

Эти соединения легко разлагаются Н₂О и раствора­ми кислот:

AlN + 3H₂O = Al(OH)₃ + NH₃↑ аммиак

AlN + 3HCl = AlCl₃ + NH₃↑

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃ + 3CH₄↑ метан

Al₄C₃ + 12HCl = 4AlCl₃ + 3CH₄↑

Из-за прочной оксидной пленки, которая всегда покрывает его поверхность, Al не реагирует с H₂O не только при обычных условиях, но и при нагревании. Но если оксидную пленку удалить и не дать образовываться новой, то Al начнет медленно реагировать с H₂О уже при обычных условиях. Сделать это можно, например, опустив образец алюминия в раствор щелочи. При этом будут протекать следующие реакции:

1. Вначале растворится оксидная пленка с поверхности металла:

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

2. Затем металл начнет взаимодействовать с H₂O:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃↓ + 3H₂↑

3. В избытке щелочи гидроксид алюминия будет превращаться в растворимое комплексное соединение:

2Al(OH)₃ + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄]

Сложив 2 последних уравнения (первое можно не учитывать, т.к. оно протекает только в начальный момент времени), получим суммарное уравнение:

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

В большом избытке щелочи может образоваться другое комплексное соединение алюминия

2Al + 6NaOH + 6H₂O = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂↑

Алюминий может реагировать с кислотами, которые растворяют его оксидную пленку.

2Al +6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2Al + 3H₂SO_{4 разб.} = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

По этой причине со слабыми кислотами и H₃PO₄ Аl не реагирует.

Концентрированная H₂SO₄ и HNO₃ при обычных условиях и на холоде на Al не действуют из-за эффекта пассивации, но при нагревании реакция становится возможной:

2Al + 6H₂SO_{4 конц.} Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

8Al + 30HNO_{3 конц.} 8Al(NO₃)₃ + 3N₂О + 15H₂O

При нагревании Al может восстанавливать многие металлы из оксидов. Данные реакции используются в металлургии для получения некоторых металлов.

2Al + Fe₂O₃ 2Fe + Al₂O₃

2Al + Cr₂O₃ 2Cr + Al₂O₃

Алюминий может вытеснять из водных растворов солей менее активные металлы, но для этого необходимо избавиться от оксидной пленки, покрывающей его поверхность.

2Al + 3Hg(NO₃)₂ = 3Hg + 2Al(NO₃)₃

Получают Al в промышленности электролизом расплава алюминий-оксида в криолите (криолит добавляют для уменьшения температуры плавления Al₂O₃ и увеличения электропроводности расплава):

2Al₂O₃ 4Al + 3O₂↑

Это очень энергоёмкий процесс, он требует больших затрат тепла и электричества, поэтому заводы по производству алюминия строят обычно вблизи крупных электростанций.