§ 53. Алюминий

Определения и обозначения

Алюминий — химический элемент 13-й группы и простое вещество-металл. В периодической системе он находится в третьем периоде, его символ — Al, порядковый номер — 13. У атома алюминия 13 электронов, на внешнем уровне расположены три; это помогает объяснить его типичные реакции и степень окисления +3.

Пассивирование — снижение химической активности металла из-за появления на его поверхности защитной оксидной плёнки. У алюминия такую плёнку образует оксид Al₂O₃. Термин нужен, чтобы различать собственную активность металла и его поведение, когда поверхность закрыта защитным слоем.

Амфотерность — способность оксида или гидроксида проявлять свойства и кислот, и оснований, реагируя как с кислотами, так и со щелочами. Например, оксид алюминия взаимодействует с соляной кислотой и с раствором гидроксида натрия. Это понятие помогает предсказывать реакции соединений алюминия.

Алюминотермия — восстановление металлов из их оксидов алюминием. Восстановитель отдаёт электроны, а алюминий при этом соединяется с кислородом и превращается в оксид. Понятие связывает свойства алюминия с получением металлов и металлургией.

Как это устроено

Алюминий расположен в 13-й группе, а на его внешнем энергетическом уровне находятся три электрона. В химических реакциях атом может отдавать их, образуя ионы Al³⁺, поэтому для элемента характерна степень окисления +3. Отдача электронов объясняет металлические свойства и высокую химическую активность алюминия.

На воздухе алюминий быстро соединяется с кислородом, но реакция затрагивает прежде всего поверхность. Там образуется плотный слой Al₂O₃, который прочно прилегает к металлу и мешает новым порциям кислорода и воды проникать внутрь. Поэтому сохранность алюминиевого предмета не означает, что сам металл малоактивен: это результат пассивирования.

Защитная плёнка обычно замедляет взаимодействие алюминия с кислородом и водой. В растворах кислот и щелочей она может растворяться, открывая доступ к металлу; тогда алюминий реагирует, а в водной среде может выделяться водород. При нагревании алюминий горит в кислороде с образованием оксида Al₂O₃.

Оксид алюминия способен вести себя и как основный, и как кислотный оксид: с кислотой он образует соль и воду, а со щёлочью — соединение алюминия в растворе. Поэтому его называют амфотерным. Гидроксид алюминия проявляет сходные свойства: может реагировать и с кислотами, и со щелочами.

При алюминотермии смесь алюминия с оксидом другого металла нагревают. Алюминий связывает кислород, потому что образует устойчивый Al₂O₃, а металл из оксида освобождается; алюминий при этом выступает восстановителем. Реакция сопровождается сильным выделением тепла, поэтому её используют для получения некоторых металлов, например железа, и для термитной сварки.

Физические свойства и химические реакции алюминия

В таблице собраны наблюдения и примеры уравнений, показывающие, как свойства алюминия зависят от условий и реагентов. Коэффициенты в уравнениях уравнивают так, чтобы число атомов каждого элемента слева и справа совпадало. Используйте таблицу, чтобы сопоставить наблюдение с химическим превращением.

Разбор задач

1. Масса оксида алюминия

Условие. Рассчитать массу Al₂O₃, образовавшегося при сгорании 5,4 г алюминия в кислороде. Сначала выясним, сколько вещества алюминия вступило в реакцию, а затем используем соотношение коэффициентов. Кислород считаем взятым в избытке.

1. Запишем уравнение: 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃.
2. Найдём количество алюминия: n(Al) = m/M = 5,4/27 = 0,2 моль.
3. По коэффициентам 4 моль Al дают 2 моль Al₂O₃, значит n(Al₂O₃) = 0,2 · 2/4 = 0,1 моль.
4. Молярная масса Al₂O₃ равна 2 · 27 + 3 · 16 = 102 г/моль. Тогда m = nM = 0,1 · 102 = 10,2 г.

Ответ: образуется 10,2 г оксида алюминия. Проверка по уравнению подтверждает, что на четыре части алюминия приходится две части оксида.

2. Объём водорода

Условие. Определить объём водорода при взаимодействии 5,4 г алюминия с избытком раствора соляной кислоты. Уравнение покажет, сколько водорода образуется из заданного количества алюминия. Принимаем молярный объём газа при нормальных условиях равным 22,4 л/моль.

1. Запишем реакцию: 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂.
2. Количество алюминия: n(Al) = 5,4/27 = 0,2 моль.
3. Из соотношения коэффициентов 2 моль Al дают 3 моль H₂. Поэтому n(H₂) = 0,2 · 3/2 = 0,3 моль.
4. Рассчитаем объём: V(H₂) = n · 22,4 = 0,3 · 22,4 = 6,72 л.

Ответ: выделится 6,72 л водорода при нормальных условиях. Избыток кислоты означает, что ограничивающим реагентом в расчёте является алюминий.

3. Масса железа

Условие. Найти массу железа, которое можно получить из 16 г оксида железа(III) восстановлением алюминием. Сначала определим количество оксида, а затем по уравнению найдём количество железа. Считаем, что алюминий взят в достаточном количестве.

1. Уравнение реакции: Fe₂O₃ + 2Al → 2Fe + Al₂O₃.
2. Молярная масса Fe₂O₃ равна 2 · 56 + 3 · 16 = 160 г/моль. Количество оксида: n(Fe₂O₃) = 16/160 = 0,1 моль.
3. Из 1 моль Fe₂O₃ образуются 2 моль Fe, значит n(Fe) = 0,1 · 2 = 0,2 моль.
4. Масса железа: m(Fe) = nM = 0,2 · 56 = 11,2 г.

Ответ: теоретически можно получить 11,2 г железа. В реальном процессе выход продукта может быть меньше из-за потерь, но в расчёте по уравнению их не учитывают.

Типичные ошибки

Ошибочно считать алюминий малоактивным, потому что он долго сохраняется на воздухе. Такую устойчивость создаёт оксидная плёнка, а не низкая активность металла; путаница возникает, если судить о веществе только по внешним наблюдениям. Проверьте себя: объясните защитный эффект плёнки и вспомните реакции алюминия с кислотами или кислородом.

При записи горения иногда забывают уравнять реакцию или получают неверную формулу продукта. Это происходит, когда формулу выводят по внешнему виду, а не по валентности и составу оксида: продуктом является Al₂O₃. Проверьте число атомов: верная запись 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ содержит четыре атома алюминия и шесть атомов кислорода с обеих сторон.

Неверно утверждать, что алюминий совсем не реагирует со щёлочами. Защитная плёнка может сначала замедлить реакцию, поэтому её не всегда заметно сразу; в водном растворе щёлочи алюминий растворяется с выделением водорода. Проверка — уравнение реакции должно включать водород среди продуктов и учитывать участие воды.

Оксид алюминия нельзя называть только основным или только кислотным. Такая ошибка появляется, если учитывать лишь одну знакомую реакцию; амфотерность подтверждается взаимодействием и с кислотой, и со щёлочью. Для проверки приведите по одному уравнению каждого типа: Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O и Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄].

Связь с другими темами

Чтобы понять реакции алюминия, нужно знать строение атома, положение элемента в периодической системе, степени окисления и общие свойства металлов. Для задач понадобятся уравнивание реакций, расчёты по количеству вещества и массовые соотношения, а также свойства кислот, оснований и оксидов. Эти знания пригодятся при изучении амфотерных соединений и окислительно-восстановительных реакций, где один участник отдаёт электроны, а другой принимает их. Тема также связана с металлургией и практическим применением металлов.

Что запомнить

• Алюминий — активный металл, расположенный в 13-й группе.
• На воздухе алюминий защищён плотной плёнкой оксида.
• При взаимодействии алюминия с кислотами и щелочами может выделяться водород.
• Оксид и гидроксид алюминия амфотерны.
• В алюминотермии алюминий восстанавливает металлы из их оксидов.
• Алюминий лёгкий, пластичный и хорошо проводит тепло и электрический ток.