§ 16. Алюминий

Определения и обозначения

Алюминий — химический элемент 13-й группы периодической системы с обозначением Al и относительной атомной массой около 27. В его атоме 13 протонов и три электрона на внешнем энергетическом уровне. Это положение помогает объяснить, почему алюминий относится к металлам и обычно образует соединения со степенью окисления +3.

Пассивирование — образование на поверхности металла плотной защитной плёнки оксида. У алюминия такая плёнка состоит главным образом из Al₂O₃ и появляется при контакте с кислородом воздуха. Понятие помогает понять, почему активный металл не разрушается быстро и обычно не реагирует с холодной водой.

Амфотерность — способность вещества реагировать и с кислотами, и со щелочами. У алюминия это свойство характерно для оксида Al₂O₃ и гидроксида Al(OH)₃, а не означает, что сам металл является кислотой или щёлочью. По амфотерности можно предсказать два типа реакций этих соединений.

Алюминаты — соли, образующиеся при взаимодействии алюминия или его соединений со щелочами. Например, при реакции оксида алюминия с гидроксидом натрия в растворе образуется алюминат натрия. Этот термин нужен, чтобы распознавать продукты реакций алюминия со щелочной средой.

Как это устроено

Атом алюминия имеет 13 электронов, из которых три находятся на внешнем уровне. Отдавая их, он получает устойчивую электронную оболочку, поэтому в соединениях обычно имеет степень окисления +3 и проявляет свойства металла. Способность отдавать электроны объясняет его восстановительные свойства: алюминий сам окисляется, а другое вещество восстанавливает.

Плотность алюминия невелика, поэтому изделия из него легче стальных того же размера. Свободные электроны обеспечивают хорошую электро- и теплопроводность, а подвижность слоёв атомов позволяет металлу деформироваться без разрушения. При смешивании алюминия с другими элементами получают сплавы, свойства которых можно приспособить к нуждам транспорта, строительства и техники.

При контакте с кислородом алюминий окисляется: 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃. Образующаяся плёнка прочно держится на поверхности и изолирует металл от окружающей среды, поэтому окисление быстро замедляется. Если нагреть алюминий или измельчить его до порошка, большая площадь контакта помогает реакции идти заметнее.

С холодной водой алюминий обычно не реагирует, потому что воду от металла отделяет защитный слой оксида. Если плёнку удалить или разрушить, становится возможной реакция 2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂. Значит, наблюдаемое поведение определяется не только активностью металла, но и состоянием его поверхности.

В кислотах алюминий может вытеснять водород, если оксидная плёнка разрушена и условия реакции этому не мешают: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂. Здесь алюминий отдаёт электроны, а ионы водорода принимают их и превращаются в молекулы H₂. С некоторыми кислотами и при определённых условиях реакция может идти иначе, поэтому важно учитывать и состав вещества, и концентрацию.

Со щелочами алюминий тоже реагирует с выделением водорода, поскольку его оксидная плёнка растворяется в щелочной среде. В растворе реакцию можно записать так: 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂. Получение алюмината показывает, что щёлочь взаимодействует с алюминием, а не только с его оксидом или гидроксидом.

Оксид и гидроксид алюминия амфотерны, потому что могут проявлять свойства и оснований, и кислот. С соляной кислотой оксид образует соль и воду: Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O. Со щёлочью он даёт алюминат, например Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O при нагревании; в растворе возможна запись с комплексной солью. Разные уравнения отражают взаимодействие одного вещества с двумя типами реагентов.

Состав, свойства и применение алюминия

В таблице собраны основные характеристики алюминия: от устройства атома до получения металла. Сначала сопоставляй свойство с условием реакции, особенно наличие или разрушение оксидной плёнки. Уравнения помогают проверить, какие вещества образуются и соблюдён ли закон сохранения атомов.

Разбор задач

Задача 1. Составьте уравнение реакции алюминия с соляной кислотой и определите объём водорода при взаимодействии 5,4 г Al с избытком кислоты. Сначала уравниваем реакцию: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂. Затем связываем массу алюминия с количеством водорода через коэффициенты уравнения.

1. Записываем молярную массу алюминия: M(Al) = 27 г/моль. Количество вещества алюминия: n(Al) = 5,4 / 27 = 0,2 моль.
2. По уравнению из 2 моль Al получается 3 моль H₂. Значит, n(H₂) = 0,2 × 3 / 2 = 0,3 моль.
3. При нормальных условиях молярный объём газа равен 22,4 л/моль. Тогда V(H₂) = 0,3 × 22,4 = 6,72 л.

Ответ: уравнение 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂; объём водорода — 6,72 л при нормальных условиях. Если условия задачи не задают температуру и давление, объём газа обычно рассчитывают именно для нормальных условий. Избыток кислоты означает, что ограничивающим реагентом является алюминий.

Задача 2. Составьте уравнения реакций оксида алюминия с соляной кислотой и раствором гидроксида натрия. В реакции с кислотой оксид ведёт себя как основный, а в реакции со щёлочью — как кислотный. Балансируем атомы по обе стороны уравнения и проверяем, что число атомов каждого элемента совпадает.

1. С кислотой: Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O. Коэффициент 6 перед HCl нужен для образования двух формульных единиц AlCl₃ и трёх молекул воды.
2. Со щёлочью при нагревании: Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O. В растворе продукт можно записать как комплексный алюминат, например Na[Al(OH)₄].

Ответ: Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O; Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O при нагревании. Две реакции подтверждают амфотерность оксида. В уравнении со щёлочью обязательно указывают подходящие условия и согласованную форму продукта.

Задача 3. Из смеси оксида железа(III) и алюминия получили 11,2 г железа алюмотермией. Определите массу алюминия, вступившего в реакцию. Составляем уравнение Fe₂O₃ + 2Al → 2Fe + Al₂O₃ и используем соотношение веществ по коэффициентам. Сначала находим количество железа, а затем — алюминия.

1. Молярная масса железа: M(Fe) = 56 г/моль. n(Fe) = 11,2 / 56 = 0,2 моль.
2. По уравнению 2 моль Fe образуются из 2 моль Al, поэтому n(Al) = 0,2 моль.
3. Молярная масса алюминия равна 27 г/моль. m(Al) = 0,2 × 27 = 5,4 г.

Ответ: в реакцию вступило 5,4 г алюминия. Проверка по коэффициентам показывает, что количества Fe и Al в этой реакции равны. Избыток оксида или алюминия не меняет расчёт, если известна масса полученного железа и реакция прошла полностью.

Типичные ошибки

Ошибка — считать, что алюминий всегда быстро реагирует с водой. Так думают, опираясь на активность металла, но забывают о защитной плёнке на поверхности. Проверяй, сказано ли в условии о её удалении или разрушении: без этого для холодной воды обычно указывают отсутствие заметной реакции.

Ошибка — приписывать алюминию степень окисления +2. Её могут выбрать по аналогии с некоторыми другими металлами, но у алюминия в школьных задачах характерна степень окисления +3. Проверяй заряд иона Al³⁺ и электронный баланс: атом отдаёт три электрона.

Ошибка — утверждать, что алюминий не взаимодействует со щелочами, или называть амфотерным сам металл. Это происходит из-за смешения свойств металла и его соединений: амфотерны прежде всего Al₂O₃ и Al(OH)₃, а металлический Al тоже реагирует со щёлочью при подходящих условиях. Проверяй, какое именно вещество указано в реагентах, и учитывай образование алюмината и водорода.

Ошибка — неверно расставлять коэффициенты в уравнениях с алюминием. Часто забывают, что в Al₂O₃ два атома алюминия и три атома кислорода, а ион алюминия имеет заряд +3. Сосчитай атомы каждого элемента и проверь суммарный заряд и число электронов; коэффициенты нельзя менять внутри формулы вещества.

Связь с другими темами

Для изучения алюминия нужны знания о строении атома, периодическом законе и степенях окисления. Умение определять, кто отдаёт и принимает электроны, помогает разбирать реакции металла и алюмотермию. Амфотерность пригодится при изучении цинка, его соединений и качественных реакций на ионы.

Свойства алюминия связаны с электрохимией, коррозией и получением металлов в промышленности. Пассивирование показывает, как поверхность влияет на скорость реакции, а сплавы помогают понять связь состава и свойств материала. Электролиз алюминия — пример применения химических знаний в производстве.

Что запомнить

• Алюминий — активный металл 13-й группы, образующий соединения преимущественно со степенью окисления +3.
• На воздухе алюминий покрывается плотной защитной плёнкой оксида.
• Алюминий — хороший проводник, лёгкий и пластичный металл.
• При разрушении оксидной плёнки алюминий реагирует с кислотами и щелочами с выделением водорода.
• Оксид и гидроксид алюминия амфотерны.
• В алюмотермии алюминий восстанавливает металлы из их оксидов.
• В промышленности алюминий получают электролизом расплава оксида алюминия, растворённого в криолите.