O alumínio é um metal de transição. Empresa regional

Vídeo aula 1: Química Inorgânica. Metais: alcalino, alcalino terroso, alumínio

Vídeo aula 2: metais de transição

Palestra: Propriedades químicas características e produção de substâncias simples - metais: álcalis, alcalino-terrosos, alumínio; elementos de transição (cobre, zinco, cromo, ferro)

Propriedades químicas dos metais

Todos os metais em reações químicas se manifestam como agentes redutores. Eles facilmente se separam dos elétrons de valência, sendo oxidados ao mesmo tempo. Lembre-se de que quanto mais à esquerda um metal estiver localizado na série eletroquímica de tensão, mais forte será o agente redutor. Portanto, o mais forte é o lítio, o mais fraco é o ouro e vice-versa, o ouro é o oxidante mais forte e o lítio é o mais fraco.

Li→Rb→K→Ba→Sr→Ca→Na→Mg→Al→Mn→Cr→Zn→Fe→Cd→Co→Ni→Sn→Pb→H→Sb→Bi→Cu→Hg→Ag→Pd→ Pt→Au

Todos os metais deslocam outros metais da solução salina, ou seja, restaurá-los. Todos, exceto alcalinos e alcalinos terrosos, pois interagem com a água. Metais localizados antes de H o deslocam de soluções de ácidos diluídos e eles próprios se dissolvem nelas.

Considere algumas propriedades químicas gerais dos metais:

A interação dos metais com o oxigênio forma óxidos básicos (CaO, Na 2 O, 2Li 2 O, etc.) ou anfotéricos (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3, etc.).
A interação de metais com halogênios (o principal subgrupo do grupo VII) forma ácidos hidro-hálicos (HF - fluoreto de hidrogênio, HCl - cloreto de hidrogênio, etc.).
A interação de metais com não metais forma sais (cloretos, sulfetos, nitretos, etc.).
A interação de metais com metais forma compostos intermetálicos (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni, etc.).
A interação de metais ativos com hidrogênio forma hidretos (NaH, CaH 2, KH, etc.).
A interação de metais alcalinos e alcalino-terrosos com água forma álcalis (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2, etc.).
A interação de metais (somente aqueles que estão na série eletroquímica até H) com ácidos forma sais (sulfatos, nitritos, fosfatos, etc.). Deve-se ter em mente que os metais reagem com ácidos com bastante relutância, enquanto quase sempre interagem com bases e sais. Para que a reação do metal com o ácido ocorra, o metal deve estar ativo e o ácido forte.

Propriedades químicas dos metais alcalinos

O grupo dos metais alcalinos inclui os seguintes elementos químicos: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs), frâncio (Fr). À medida que se movem de cima para baixo no grupo I da Tabela Periódica, seus raios atômicos aumentam, o que significa que suas propriedades metálicas e redutoras aumentam.

Considere as propriedades químicas dos metais alcalinos:

Não apresentam sinais de anfotericidade, pois apresentam valores negativos de potenciais de eletrodos.
Os agentes redutores mais fortes entre todos os metais.
Nos compostos, eles exibem apenas o estado de oxidação +1.
Dando um único elétron de valência, os átomos desses elementos químicos são convertidos em cátions.
Eles formam numerosos compostos iônicos.
Quase todos são solúveis em água.

Interação de metais alcalinos com outros elementos:

1. Com o oxigênio, formando compostos individuais, o óxido forma apenas lítio (Li 2 O), o sódio forma peróxido (Na 2 O 2) e potássio, rubídio e césio formam superóxidos (KO 2, RbO 2 , CsO 2).

2. Com água, formando álcalis e hidrogênio. Lembre-se, essas reações são explosivas. Sem uma explosão, apenas o lítio reage com a água:

2Li + 2H 2 O → 2LiO H + H 2.

3. Com halogênios, formando haletos (NaCl - cloreto de sódio, NaBr - brometo de sódio, NaI - iodeto de sódio, etc.).

4. Com hidrogênio quando aquecido, formando hidretos (LiH, NaH, etc.)

5. Com enxofre quando aquecido, formando sulfetos (Na 2 S, K 2 S, etc.). São incolores e altamente solúveis em água.

6. Com fósforo quando aquecidos, formando fosfetos (Na 3 P, Li 3 P, etc.), são muito sensíveis à umidade e ao ar.

7. Com o carbono, quando aquecidos, os carbonetos formam apenas lítio e sódio (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), enquanto potássio, rubídio e césio não formam carbonetos, eles formam compostos binários com grafite (C 8 Rb, C 8 Cs, etc).

8. Em condições normais, apenas o lítio reage com o nitrogênio, formando nitreto de Li 3 N, com outros metais alcalinos, a reação só é possível quando aquecida.

9. Eles reagem explosivamente com ácidos, então realizar tais reações é muito perigoso. Essas reações são ambíguas, pois o metal alcalino reage ativamente com a água, formando um álcali, que é então neutralizado por um ácido. Isso cria competição entre álcalis e ácidos.

10. Com amônia, formando amidas - análogos de hidróxidos, mas bases mais fortes (NaNH 2 - amida de sódio, KNH 2 - amida de potássio, etc.).

11. Com álcoois, formando alcoolatos.

Frâncio é um metal alcalino radioativo, um dos mais raros e menos estáveis de todos os elementos radioativos. Suas propriedades químicas não são bem compreendidas.

Obtendo metais alcalinos:

Para obter metais alcalinos, eles usam principalmente a eletrólise de fundidos de seus haletos, na maioria das vezes cloretos, que formam minerais naturais:

NaCl → 2Na + Cl2.

Existem outras maneiras de obter metais alcalinos:
O sódio também pode ser obtido calcinando soda com carvão em cadinhos fechados:

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

Um método conhecido para produzir lítio a partir de seu óxido em vácuo a 300°C:

2Li 2 O + Si + 2CaO → 4Li + Ca 2 SiO 4 .

O potássio é obtido passando vapor de sódio através de um cloreto de potássio fundido a 800 ° C, emitindo vapor de potássio condensado:

KCl + Na → K + NaCl.

Propriedades químicas dos metais alcalino-terrosos

Os metais alcalino-terrosos incluem elementos do principal subgrupo do grupo II: cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba), rádio (Ra). A atividade química desses elementos cresce da mesma forma que a dos metais alcalinos, ou seja, aumentando para baixo no subgrupo.

Propriedades químicas dos metais alcalino-terrosos:

A estrutura das camadas de valência dos átomos desses elementos ns 2 .

Dando dois elétrons de valência, os átomos desses elementos químicos são convertidos em cátions.
Os compostos exibem um estado de oxidação de +2.
As cargas dos núcleos atômicos são maiores em um do que as dos elementos alcalinos dos mesmos períodos, o que leva a uma diminuição do raio dos átomos e um aumento nos potenciais de ionização.

Interação de metais alcalino-terrosos com outros elementos:

1. Com o oxigênio, todos os metais alcalino-terrosos, exceto o bário, formam óxidos, o bário forma peróxido BaO 2. Destes metais, o berílio e o magnésio, revestidos com uma fina película protetora de óxido, interagem com o oxigênio apenas em t muito alta. Os óxidos básicos de metais alcalino-terrosos reagem com a água, com exceção do óxido de berílio BeO, que possui propriedades anfotéricas. A reação de óxido de cálcio e água é chamada de reação de extinção de cal. Se o reagente for CaO, forma-se cal viva, se Ca(OH) 2, extinta. Além disso, os óxidos básicos reagem com óxidos e ácidos ácidos. Por exemplo:

3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Com a água, os metais alcalino-terrosos e seus óxidos formam hidróxidos - substâncias cristalinas brancas, que, em comparação com os hidróxidos de metais alcalinos, são menos solúveis em água. Hidróxidos de metais alcalino-terrosos são alcalinos, exceto o anfotérico Be(OH ) 2 e base fraca Mg(OH)2. Como o berílio não reage com a água, Be (OH ) 2 pode ser obtido de outras maneiras, por exemplo, por hidrólise de nitreto:

Seja 3 N 2+ 6H 2 O → 3 Ser (OH)2+ 2N N 3.

3. Em condições normais, tudo reage com halogênios, exceto o berílio. Este último reage apenas em t alto. Haletos são formados (MgI 2 - iodeto de magnésio, CaI 2 - iodeto de cálcio, CaBr 2 - brometo de cálcio, etc.).

4. Todos os metais alcalino-terrosos, exceto o berílio, reagem com o hidrogênio quando aquecidos. Os hidretos são formados (BaH 2 , CaH 2 , etc.). Para a reação de magnésio com hidrogênio, além de alta t, também é necessária uma pressão de hidrogênio aumentada.

5. O enxofre forma sulfetos. Por exemplo:

Ca + S → CaS.

Sulfetos são usados para obter ácido sulfúrico e os metais correspondentes.

6. Eles formam nitretos com nitrogênio. Por exemplo:

3Ser + N 2 → Seja 3 N 2.

7. Com ácidos, formando sais do ácido correspondente e hidrogênio. Por exemplo:

Be + H 2 SO 4 (razb.) → BeSO 4 + H 2.

Essas reações ocorrem da mesma forma que no caso dos metais alcalinos.

Obtenção de metais alcalino-terrosos:

O berílio é obtido pela redução do flúor:

BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

O bário é obtido por redução de óxido:

3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

Os metais restantes são obtidos por eletrólise de cloretos fundidos:

CaCl 2 → Ca + Cl 2

Propriedades químicas do alumínio

O alumínio é um metal ativo e leve, número 13 na tabela. Na natureza, o mais comum de todos os metais. E dos elementos químicos, ocupa a terceira posição em termos de distribuição. Alto calor e condutor elétrico. Resistente à corrosão, pois é coberto com uma película de óxido. O ponto de fusão é 660 0 С.

Considere as propriedades químicas e a interação do alumínio com outros elementos:

1. Em todos os compostos, o alumínio está no estado de oxidação +3.

2. Apresenta propriedades redutoras em quase todas as reações.

3. O metal anfotérico exibe propriedades ácidas e básicas.

4. Restaura muitos metais de óxidos. Este método de obtenção de metais é chamado de aluminotermia. Exemplo de obtenção de cromo:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Cr.

5. Reage com todos os ácidos diluídos para formar sais e liberar hidrogênio. Por exemplo:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2;

2Al + 3H2SO4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Em HNO 3 e H 2 SO 4 concentrado, o alumínio é passivado. Graças a isso, é possível armazenar e transportar esses ácidos em recipientes de alumínio.

6. Interage com álcalis, pois dissolvem o filme de óxido.

7. Reage com todos os não metais, exceto hidrogênio. Para realizar a reação com o oxigênio, é necessário alumínio finamente dividido. A reação só é possível em t alto:

4Al + 3O2 → 2Al 2 O 3 .

De acordo com seu efeito térmico, esta reação é exotérmica. A interação com enxofre forma sulfeto de alumínio Al 2 S 3 , com fosforeto de fósforo AlP, com nitreto de nitrogênio AlN, com carbeto de carbono Al 4 C 3 .

8. Interage com outros metais, formando aluminídeos (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7, etc.).

Recebendo alumínio:

O alumínio metálico é obtido por eletrólise de uma solução de alumina Al 2 O 3 em criolita fundida Na 2 AlF 6 a 960–970°C.

2Al2O3 → 4Al + 3O 2 .

Propriedades químicas dos elementos de transição

Elementos de transição incluem elementos de subgrupos secundários da Tabela Periódica. Considere as propriedades químicas do cobre, zinco, cromo e ferro.

Propriedades químicas do cobre

1. Na série eletroquímica, está localizado à direita de H, portanto, esse metal é inativo.

2. Redutor fraco.

3. Em compostos, exibe estados de oxidação +1 e +2.

4. Reage com o oxigênio quando aquecido para formar:

óxido de cobre (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(em t 400 0 C)
ou óxido de cobre(II): 4Cu + O2 → 2Cu2O(em t 200 0 C).

Os óxidos têm propriedades básicas. Quando aquecido em uma atmosfera inerte, Cu 2 O desproporciona: Cu2O → CuO + Cu. Óxido de cobre (II) CuO forma cupratos em reações com álcalis, por exemplo: CuO + 2NaOH → Na 2 CuO 2 + H 2 O.

5. Hidróxido de cobre Cu (OH) 2 é anfotérico, as principais propriedades prevalecem nele. Dissolve-se facilmente em ácidos:

Cu (OH) 2 + 2HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O,

e em soluções concentradas de álcalis com dificuldade:

Сu(OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

6. A interação do cobre com o enxofre sob várias condições de temperatura também forma dois sulfetos. Quando aquecido a 300-400 0 C no vácuo, o sulfeto de cobre (I) é formado:

2Cu+S → Cu2S.

À temperatura ambiente, dissolvendo enxofre em sulfeto de hidrogênio, o sulfeto de cobre (II) pode ser obtido:

Cu+S → CuS.

7. Dos halogênios, interage com flúor, cloro e bromo, formando haletos (CuF 2 , CuCl 2 , CuBr 2), iodo, formando cobre (I) iodeto CuI; não interage com hidrogênio, nitrogênio, carbono, silício.

8. Não reage com ácidos - agentes não oxidantes, pois oxidam apenas metais localizados em hidrogênio na série eletroquímica. Este elemento químico reage com ácidos oxidantes: nítrico diluído e concentrado e sulfúrico concentrado:

3Cu + 8HNO 3 (dif) → 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O;

Cu + 4HNO3 (conc) → Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O;

Cu + 2H 2 SO 4 (conc) → CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

9. Interagindo com os sais, o cobre desloca de sua composição os metais localizados à sua direita na série eletroquímica. Por exemplo,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Aqui vemos que o cobre entrou em solução e o ferro (III) foi reduzido a ferro (II). Esta reação é de grande importância prática e é utilizada para remover o cobre depositado no plástico.

Propriedades químicas do zinco

1. O mais ativo depois dos metais alcalino-terrosos.

2. Tem propriedades redutoras pronunciadas e propriedades anfotéricas.

3. Em compostos, exibe um estado de oxidação de +2.

4. No ar, é coberto com um filme de óxido de ZnO.

5. A interação com a água é possível a uma temperatura de calor vermelho. Como resultado, óxido de zinco e hidrogênio são formados:

Zn + H 2 O → ZnO + H 2.

6. Interage com halogênios, formando haletos (ZnF 2 - fluoreto de zinco, ZnBr 2 - brometo de zinco, ZnI 2 - iodeto de zinco, ZnCl 2 - cloreto de zinco).

7. Com fósforo forma os fosfetos Zn 3 P 2 e ZnP 2 .

8. Com calcogeneto de enxofre ZnS.

9. Não reage diretamente com hidrogênio, nitrogênio, carbono, silício e boro.

10. Interage com ácidos não oxidantes, formando sais e deslocando hidrogênio. Por exemplo:

H 2 SO 4 + Zn → ZnSO 4 + H 2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2.

Também reage com ácidos - agentes oxidantes: com conc. ácido sulfúrico forma sulfato de zinco e dióxido de enxofre:

Zn + 2H 2 SO 4 → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.

11. Reage ativamente com álcalis, pois o zinco é um metal anfotérico. Com soluções alcalinas, forma tetrahidroxozincados e libera hidrogênio:

Zn + 2NaOH + 2H 2 O → Na 2 + H 2 .

Bolhas de gás aparecem nos grânulos de zinco após a reação. Com álcalis anidros, quando fundidos, forma zincatos e libera hidrogênio:

Zn+ 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.

Propriedades químicas do cromo

1. Em condições normais, é inerte, mas ativo quando aquecido.

3. Forma compostos coloridos.

4. Em compostos, apresenta estados de oxidação +2 (óxido básico CrO preto), +3 (óxido anfotérico Cr 2 O 3 e hidróxido Cr (OH) 3 verde) e +6 (óxido de cromo ácido (VI) CrO 3 e ácidos: crômico H 2 CrO 4 e H 2 Cr 2 O 7 de dois cromos, etc.).

5. Ele interage com o flúor em t 350-400 0 C, formando fluoreto de cromo (IV):

Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. Com oxigênio, nitrogênio, boro, silício, enxofre, fósforo e halogênios a t 600 0 C:

conexão com o oxigênio forma óxido de cromo (VI) CrO 3 (cristais vermelhos escuros),
composto de nitrogênio - nitreto de cromo CrN (cristais pretos),
composto com boro-boreto de cromo CrB (cristais amarelos),
composto com silício - silicato de cromo CrSi,
conexão com carboneto de carbono-cromo Cr 3 C 2 .

7. Reage com o vapor de água, estando em estado quente, formando óxido de crómio (III) e hidrogénio:

2Cr + 3H 2 O → Cr 2 O 3 + 3H 2 .

8. Não reage com soluções alcalinas, mas reage lentamente com seus derretimentos, formando cromatos:

2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

9. Dissolve-se em ácidos fortes diluídos para formar sais. Se a reação ocorre no ar, sais de Cr 3+ são formados, por exemplo:

2Cr + 6HCl + O 2 → 2CrCl 3 + 2H 2 O + H 2 .

Cr + 2HCl → CrCl 2 + H 2 .

10. Com ácidos sulfúrico e nítrico concentrados, bem como com água régia, reage apenas quando aquecido, porque. em baixas temperaturas, esses ácidos passivam o cromo. As reações com ácidos quando aquecidos são assim:

2Cr + 6H 2 SO 4 (conc) → Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O

Cr + 6HNO 3 (conc) → Cr(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O

Óxido de cromo (II) CrO- sólido preto ou vermelho, insolúvel em água.

Propriedades quimicas:

Tem propriedades básicas e restauradoras.
Quando aquecido a 100 0 C no ar, oxida a Cr 2 O 3 - óxido de cromo (III).
É possível restaurar o cromo com hidrogênio a partir deste óxido: CrO + H 2 → Cr + H 2 O ou coque: CrO + C → Cr + CO.
Reage com ácido clorídrico, enquanto libera hidrogênio: 2CrO + 6HCl → 2CrCl 3 + H 2 + 2H 2 O.
Não reage com álcalis, ácidos sulfúrico e nítrico diluídos.

Óxido de cromo (III) Cr 2 O 3- uma substância refratária, de cor verde escura, insolúvel em água.

Propriedades quimicas:

Tem propriedades anfotéricas.
Como o óxido básico interage com os ácidos: Cr 2 O 3 + 6HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
Como o óxido ácido interage com álcalis: Cr 2 O 3 + 2KOH → 2KCrO 3 + H 2 O.
Agentes oxidantes fortes oxidam Cr 2 O 3 para cromato H 2 CrO 4 .
Agentes redutores fortes restauramCr out Cr2O3.

Hidróxido de cromo(II) Cr(OH) 2 - cor sólida amarela ou marrom, pouco solúvel em água.

Propriedades quimicas:

Base fraca, exibe propriedades básicas.
Na presença de umidade no ar, oxida a Cr(OH) 3 - hidróxido de cromo (III).
Reage com ácidos concentrados para formar sais azuis de cromo (II): Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrSO 4 + 2H 2 O.
Não reage com álcalis e ácidos diluídos.

Hidróxido de cromo (III) Cr(OH) 3 - uma substância cinza-esverdeada, insolúvel em água.

Propriedades quimicas:

Tem propriedades anfotéricas.
Como o hidróxido básico interage com os ácidos: Cr(OH) 3 + 3HCl → CrCl 3 + 3H 2 O.
Como o hidróxido ácido interage com os álcalis: Cr(OH) 3 + 3NaOH → Na 3 [Cr(OH)6].

Propriedades químicas do ferro

1. Metal ativo com alta reatividade.

2. Tem propriedades restauradoras, bem como propriedades magnéticas pronunciadas.

3. Nos compostos, apresenta os principais estados de oxidação +2 (com agentes oxidantes fracos: S, I, HCl, soluções salinas), +3 (com agentes oxidantes fortes: Br e Cl) e menos característico +6 (com O e H 2 O). Nos agentes oxidantes fracos, o ferro assume o estado de oxidação +2, nos mais fortes +3. Os estados de oxidação +2 correspondem ao óxido preto FeO e ao hidróxido verde Fe (OH) 2, que possuem propriedades básicas. Os estados de oxidação +3 correspondem ao óxido vermelho-acastanhado Fe 2 O 3 e ao hidróxido castanho Fe (OH) 3, que têm propriedades anfotéricas fracamente pronunciadas. Fe (+2) é um agente redutor fraco, e Fe (+3) é frequentemente um agente oxidante fraco. Quando as condições redox mudam, os estados de oxidação do ferro podem mudar uns com os outros.

4. No ar a t 200 0 C, ele é coberto com um filme de óxido. Sob condições atmosféricas normais, é facilmente corroído. P Quando o oxigênio é passado através de um ferro fundido, o óxido de FeO é formado. Quando o ferro é queimado ao ar, o óxido Fe 2 O 3 é formado. Quando queimado em oxigênio puro, um óxido é formado - escama de ferro:

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reage com halogênios quando aquecido:

conexão com cloro forma cloreto de ferro (III) FeCl 3,
composto com bromo - brometo de ferro (III) FeBr 3,
composto com iodo - ferro (II,III) iodeto Fe 3 I 8,
composto com flúor - fluoreto de ferro (II) FeF 2, fluoreto de ferro (III) FeF 3.

6. Também reage com enxofre, nitrogênio, fósforo, silício e carbono quando aquecido:

conexão com enxofre forma sulfeto de ferro (II) FeS,
conexão com nitrogênio - nitreto de ferro Fe 3 N,
composto com fósforo - fosfetos FeP, Fe 2 P e Fe 3 P,
composto com silício - silício de ferro FeSi,
composto com carboneto de carbono-ferro Fe 3 C.

2Fe + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O

9. Não reage com soluções alcalinas, mas reage lentamente com derretimentos alcalinos, que são fortes agentes oxidantes:

Fe + KClO 3 + 2KOH → K 2 FeO 4 + KCl + H 2 O.

10. Restaura metais localizados na linha eletroquímica à direita:

Fe + SnCl2 → FeCl2 + Sn.

Obtendo ferro: Na indústria, o ferro é obtido a partir do minério de ferro, principalmente da hematita (Fe 2 O 3) e magnetita (FeO·Fe 2 O 3).

3Fe2O3 + CO → CO 2 + 2Fe 3 O 4,
Fe 3 O 4 + CO → CO 2 + 3FeO,
FeO + CO → CO 2 + Fe.

Óxido de ferro (II) FeO - uma substância cristalina preta (wustita) que não se dissolve em água.

Propriedades quimicas:

Tem propriedades básicas.
Reage com ácido clorídrico diluído: FeO + 2HCl → FeCl 2 + H 2 O.
Reage com ácido nítrico concentrado:FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
Não reage com água e sais.
Com hidrogênio em t 350 0 C, ele é reduzido a metal puro: FeO + H 2 → Fe + H 2 O.
Também é reduzido a metal puro quando combinado com coque: FeO + C → Fe + CO.
Este óxido pode ser obtido de várias maneiras, uma delas é o aquecimento do Fe a baixa pressão O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Óxido de ferro(III)Fe2O3- pó castanho (hematite), uma substância insolúvel em água. Outros nomes: óxido de ferro, ferro minium, corante alimentar E172, etc.

Propriedades quimicas:

Fe 2 O 3 + 6HCl → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
Não reage com soluções alcalinas, reage com seus derretimentos, formando ferritas: Fe 2 O 3 + 2NaOH → 2NaFeO 2 + H 2 O.
Quando aquecido com hidrogênio, exibe propriedades oxidantes:Fe 2 O 3 + H 2 → 2FeO + H 2 O.
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Óxido de ferro (II, III) Fe 3 O 4 ou FeO Fe 2 O 3 - um sólido preto acinzentado (magnetita, minério de ferro magnético), uma substância insolúvel em água.

Propriedades quimicas:

Decompõe-se quando aquecido acima de 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
Reage com ácidos diluídos: Fe 3 O 4 + 8HCl → FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.
Não reage com soluções alcalinas, reage com seus derretimentos: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
Ao reagir com o oxigênio, oxida: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
Com hidrogênio, quando aquecido, é restaurado:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
Também é reduzido quando combinado com monóxido de carbono: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Hidróxido de Ferro(II) Fe(OH) 2 - substância cristalina branca, raramente esverdeada, Insolúvel em água.

Propriedades quimicas:

Possui propriedades anfotéricas com predominância das básicas.
Entra na reação de neutralização do ácido não oxidante, apresentando as principais propriedades: Fe(OH)2 + 2HCl → FeCl2 + 2H2O.
Ao interagir com ácidos nítrico ou sulfúrico concentrado, apresenta propriedades redutoras, formando sais de ferro (III): 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
Quando aquecido, reage com soluções alcalinas concentradas: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

hidróxido de ferro (I EU e) Fe (OH) 3- substância cristalina ou amorfa castanha, Insolúvel em água.

Propriedades quimicas:

Possui propriedades anfotéricas suaves com predominância das básicas.
Interage facilmente com ácidos: Fe(OH) 3 + 3HCl → FeCl 3 + 3H 2 O.
Com soluções alcalinas concentradas forma hexahidroxoferratos (III): Fe(OH)3 + 3NaOH → Na3.
Forma ferratos com derretimentos alcalinos:2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
Em um ambiente alcalino com agentes oxidantes fortes, apresenta propriedades redutoras: 2Fe(OH) 3 + 3Br 2 + 10KOH → 2K 2 FeO 4 + 6NaBr + 8H 2 O.

Tem alguma pergunta sobre o tema? Pergunte ao seu professor de química 👉

Lições objetivas: considerar a distribuição do alumínio na natureza, suas propriedades físicas e químicas, bem como as propriedades dos compostos que forma.

Progresso

2. Aprendendo novos materiais. Alumínio

O principal subgrupo do grupo III do sistema periódico é o boro (B), alumínio (Al), gálio (Ga), índio (In) e tálio (Tl).

Como pode ser visto pelos dados acima, todos esses elementos foram descobertos no século XIX.

Descoberta de metais do subgrupo principal III grupos


1806	1825	1875	1863	1861
G. Lussac,	G. H. Oersted	L. de Boisbaudran	F. Reich,	W. Crooks
L. Tenard	(Dinamarca)	(França)	I. Richter	(Inglaterra)
(França)			(Alemanha)

O boro é um não metal. O alumínio é um metal de transição, enquanto o gálio, o índio e o tálio são metais completos. Assim, com o aumento dos raios atômicos dos elementos de cada grupo do sistema periódico, as propriedades metálicas das substâncias simples aumentam.

Nesta palestra, vamos dar uma olhada nas propriedades do alumínio.

Download:

Visualização:

INSTITUIÇÃO EDUCACIONAL DE ORÇAMENTO MUNICIPAL

ESCOLA GERAL DE EDUCAÇÃO № 81

Alumínio. A posição do alumínio no sistema periódico e a estrutura do seu átomo. Encontrando na natureza. Propriedades físicas e químicas do alumínio.

professor de quimica

Escola secundária MBOU №81

2013

Tópico da lição: Alumínio. A posição do alumínio no sistema periódico e a estrutura do seu átomo. Encontrando na natureza. Propriedades físicas e químicas do alumínio.

Lições objetivas: considerar a distribuição do alumínio na natureza, suas propriedades físicas e químicas, bem como as propriedades dos compostos que forma.

Progresso

1. Momento organizacional da aula.

2. Aprendendo novos materiais. Alumínio

O principal subgrupo do grupo III do sistema periódico é o boro (B),alumínio (Al), gálio (Ga), índio (In) e tálio (Tl).

Como pode ser visto pelos dados acima, todos esses elementos foram descobertos no século XIX.

Descoberta de metais do subgrupo principal do grupo III


1806	1825	1875	1863	1861
G. Lussac,	G. H. Oersted	L. de Boisbaudran	F. Reich,	W. Crooks
L. Tenard	(Dinamarca)	(França)	I. Richter	(Inglaterra)
(França)			(Alemanha)

Nesta palestra, vamos dar uma olhada nas propriedades do alumínio.

1. A posição do alumínio na mesa de D. I. Mendeleev. A estrutura do átomo, os estados de oxidação mostrados.

O elemento alumínio está localizado no grupo III, subgrupo principal “A”, 3º período do sistema periódico, número de série nº 13, massa atômica relativa Ar (Al) \u003d 27. Seu vizinho à esquerda na tabela é o magnésio - um metal típico, e à direita - silício - já um não metal. Portanto, o alumínio deve apresentar propriedades de alguma natureza intermediária e seus compostos são anfotéricos.

Al +13) 2 ) 8 ) 3 , p é um elemento,

Estado básico

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Estado de excitação

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

O alumínio exibe um estado de oxidação de +3 em compostos:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Propriedades físicas

O alumínio de forma livre é um metal branco prateado com alta condutividade térmica e elétrica. Ponto de fusão 650 cerca de C. O alumínio tem uma baixa densidade (2,7 g/cm 3 ) - cerca de três vezes menor que o de ferro ou cobre e, ao mesmo tempo, é um metal durável.

3. Estar na natureza

Em termos de prevalência na natureza, ocupa1º entre os metais e 3º entre os elementosperdendo apenas para oxigênio e silício. A porcentagem de teor de alumínio na crosta terrestre, segundo vários pesquisadores, varia de 7,45 a 8,14% da massa da crosta terrestre.

Na natureza, o alumínio ocorre apenas em compostos(minerais).

Alguns deles:

Bauxites - Al 2 O 3 H 2 O (com impurezas SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

Nefelinas - KNa 3 4

Alunitas - KAl(SO 4 ) 2 2Al(OH) 3

Alumina (misturas de caulins com areia SiO 2 , calcário CaCO 3 , magnesita MgCO 3 )

Corindo - Al 2 O 3

Feldspato (ortoclásio) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6 SiO 2

Caulinita - Al 2 O 3 ×2SiO 2 × 2H 2 O

Alunite - (Na,K) 2 SO 4 × Al 2 (SO 4 ) 3 × 4Al (OH) 3

Berilo - 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Bauxita
Al2O3	Corindo
	Rubi
	Safira

4. Propriedades químicas do alumínio e seus compostos

O alumínio interage facilmente com o oxigênio em condições normais e é coberto com uma película de óxido (dá uma aparência fosca).

Sua espessura é de 0,00001 mm, mas graças a ela, o alumínio não corrói. Para estudar as propriedades químicas do alumínio, o filme de óxido é removido. (Usando uma lixa, ou quimicamente: primeiro mergulhando em uma solução alcalina para remover o filme de óxido e depois em uma solução de sais de mercúrio para formar uma liga de alumínio-mercúrio - um amálgama).

I. Interação com substâncias simples

O alumínio já em temperatura ambiente reage ativamente com todos os halogênios, formando haletos. Quando aquecido, interage com enxofre (200 °C), nitrogênio (800 °C), fósforo (500 °C) e carbono (2000 °C), com iodo na presença de um catalisador - água:

2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 (sulfeto de alumínio),

2Al + N2 = 2AlN (nitreto de alumínio),

Al + P = AlP (fosforeto de alumínio),

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 (carboneto de alumínio).

2 Al + 3 I 2 = 2 AlI 3 (iodeto de alumínio)

Todos esses compostos são completamente hidrolisados com a formação de hidróxido de alumínio e, consequentemente, sulfeto de hidrogênio, amônia, fosfina e metano:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 + 3CH 4

Na forma de aparas ou pó, queima brilhantemente no ar, liberando uma grande quantidade de calor:

4Al + 3O2 = 2Al2O3 + 1676 kJ.

II. Interação com substâncias complexas

Interação com a água:

2 Al + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H 2

sem filme de óxido

Interação com óxidos metálicos:

O alumínio é um bom agente redutor, pois é um dos metais ativos. Está na série de atividades logo após os metais alcalino-terrosos. É por issorestaura os metais de seus óxidos. Tal reação - aluminotermia - é usada para obter metais raros puros, como tungstênio, vanádio, etc.

3 Fe 3 O 4 + 8 Al \u003d 4 Al 2 O 3 + 9 Fe + Q

Mistura de termita Fe 3O4 e Al (pó) - também utilizado na soldagem por termite.

Cr 2 O 3 + 2Al \u003d 2Cr + Al 2 O 3

Interação com ácidos:

Com solução de ácido sulfúrico: 2 Al + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Não reage com sulfúricos concentrados a frio e nitrogenados (passivados). Portanto, o ácido nítrico é transportado em tanques de alumínio. Quando aquecido, o alumínio é capaz de reduzir esses ácidos sem liberar hidrogênio:

2Al + 6H 2 SO 4 (conc) \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O,

Al + 6HNO 3 (conc) \u003d Al (NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Interação com álcalis.

2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O \u003d 2 NaAl (OH) 4 + 3 H 2

Na [Al (OH) 4] - tetrahidroxoaluminato de sódio

Por sugestão do químico Gorbov, durante a Guerra Russo-Japonesa, essa reação foi usada para produzir hidrogênio para balões.

Com soluções salinas:

2Al + 3CuSO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3Cu

Se a superfície do alumínio é esfregada com sal de mercúrio, ocorre a seguinte reação:

2Al + 3HgCl 2 = 2AlCl 3 + 3Hg

O mercúrio liberado dissolve o alumínio, formando um amálgama.

5. Aplicação de alumínio e seus compostos

As propriedades físicas e químicas do alumínio levaram ao seu amplo uso na tecnologia.A indústria aeronáutica é uma grande consumidora de alumínio.: 2/3 aeronaves são feitas de alumínio e suas ligas. Uma aeronave feita de aço seria muito pesada e poderia transportar muito menos passageiros.Portanto, o alumínio é chamado de metal alado.Cabos e fios são feitos de alumínio: com a mesma condutividade elétrica, sua massa é 2 vezes menor que os produtos de cobre correspondentes.

Considerando a resistência à corrosão do alumínio,fabricar peças de aparelhos e recipientes para ácido nítrico. O pó de alumínio é a base para a fabricação de tinta prateada para proteger os produtos de ferro da corrosão, bem como para refletir os raios de calor, essa tinta é usada para cobrir instalações de armazenamento de óleo e roupas de bombeiros.

O óxido de alumínio é usado para produzir alumínio e também como material refratário.

O hidróxido de alumínio é o principal componente dos medicamentos conhecidos Maalox, Almagel, que diminuem a acidez do suco gástrico.

Os sais de alumínio são altamente hidrolisados. Esta propriedade é utilizada no processo de purificação da água. Sulfato de alumínio e uma pequena quantidade de cal apagada são adicionados à água a ser purificada para neutralizar o ácido resultante. Como resultado, é liberado um precipitado volumétrico de hidróxido de alumínio que, sedimentando, leva consigo partículas suspensas de turbidez e bactérias.

Assim, o sulfato de alumínio é um coagulante.

6. Obtenção de alumínio

1) O método moderno e econômico de produção de alumínio foi inventado pelo American Hall e pelo francês Héroux em 1886. Consiste na eletrólise de uma solução de óxido de alumínio em criolita fundida. Na criolita fundida 3 AlF 6 dissolve Al 2 O 3, como a água dissolve o açúcar. A eletrólise de uma "solução" de óxido de alumínio em criolita fundida ocorre como se a criolita fosse apenas um solvente e o óxido de alumínio fosse um eletrólito.

2Al 2 O 3 corrente elétrica → 4Al + 3O 2

Na Enciclopédia Inglesa para Meninos e Meninas, um artigo sobre o alumínio começa com as seguintes palavras: “Em 23 de fevereiro de 1886, uma nova era do metal começou na história da civilização - a era do alumínio. Nesse dia, Charles Hall, um químico de 22 anos, apareceu no laboratório de seu primeiro professor com uma dúzia de bolinhas de alumínio branco prateado na mão, e com a notícia de que havia encontrado uma maneira de fabricar esse metal barato e em grandes quantidades. Assim, Hall se tornou o fundador da indústria americana de alumínio e um herói nacional anglo-saxão, como um homem que fez um grande negócio com a ciência.

2) 2Al 2 O 3 + 3 C \u003d 4 Al + 3 CO 2

É INTERESSANTE:

O alumínio metálico foi isolado pela primeira vez em 1825 pelo físico dinamarquês Hans Christian Oersted. Ao passar cloro gasoso através de uma camada de alumina quente misturada com carvão, Oersted isolou o cloreto de alumínio sem o menor vestígio de umidade. Para restaurar o alumínio metálico, Oersted precisava tratar o cloreto de alumínio com amálgama de potássio. Após 2 anos, o químico alemão Friedrich Wöller. Ele melhorou o método substituindo o amálgama de potássio por potássio puro.
Nos séculos XVIII e XIX, o alumínio era o principal metal de joalheria. Em 1889, em Londres, D.I. Mendeleev recebeu um presente valioso por seus serviços no desenvolvimento da química - balanças feitas de ouro e alumínio.
Em 1855, o cientista francês Saint-Clair Deville desenvolveu um processo para produzir metal de alumínio em escala industrial. Mas o método era muito caro. Deville desfrutou do patrocínio especial de Napoleão III, imperador da França. Como sinal de sua devoção e gratidão, Deville fez para o filho de Napoleão, o príncipe recém-nascido, um chocalho elegantemente gravado - o primeiro "produto de consumo" feito de alumínio. Napoleão até pretendia equipar seus guardas com couraças de alumínio, mas o preço era proibitivo. Naquela época, 1 kg de alumínio custava 1000 marcos, ou seja, 5 vezes mais caro que a prata. Não foi até a invenção do processo eletrolítico que o alumínio se tornou tão valioso quanto os metais convencionais.
Você sabia que o alumínio, ao entrar no corpo humano, causa um distúrbio no sistema nervoso. Com seu excesso, o metabolismo é perturbado. E os agentes protetores são compostos de vitamina C, cálcio, zinco.
Quando o alumínio queima em oxigênio e flúor, muito calor é liberado. Portanto, é usado como um aditivo para combustível de foguete. O foguete Saturno queima 36 toneladas de pó de alumínio durante seu vôo. A ideia de usar metais como componente do combustível de foguete foi proposta pela primeira vez por F.A. Zander.

3. Consolidação do material estudado

Nº 1. Para obter alumínio a partir de cloreto de alumínio, o cálcio metálico pode ser usado como agente redutor. Faça uma equação para esta reação química, caracterize este processo usando balança eletrônica.
Acho! Por que essa reação não pode ser realizada em solução aquosa?

Nº 2. Complete as equações das reações químicas:
Al+H 2 SO 4 (solução) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO 3 (conc) - t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

Número 3. Resolva o problema:
Uma liga de alumínio-cobre foi exposta a um excesso de solução concentrada de hidróxido de sódio enquanto era aquecida. 2,24 litros de gás (n.o.s.) foram liberados. Calcule a composição percentual da liga se sua massa total for 10 g?

4. Lição de casa slide 2

AL Elemento III (A) do grupo de tabelas D.I. Elemento de Mendeleev com número de série 13, seu Elemento do 3º período O terceiro mais comum na crosta terrestre, o nome é derivado de lat. "Aluminis" - alúmen

O físico dinamarquês Hans Oersted (1777-1851) Pela primeira vez, o alumínio foi obtido por ele em 1825 pela ação do amálgama de potássio sobre o cloreto de alumínio, seguido da destilação do mercúrio.

Produção moderna de alumínio O método de produção moderno foi desenvolvido de forma independente pelo americano Charles Hall e pelo francês Paul Héroux em 1886. Consiste na dissolução de óxido de alumínio em um banho de criolita seguido de eletrólise usando coque consumível ou eletrodos de grafite.

Como aluno do Oberlin College, ele aprendeu que você pode ficar rico e obter a gratidão da humanidade se inventar uma maneira de produzir alumínio em escala industrial. Como um homem possuído, Charles conduziu experimentos sobre a produção de alumínio por eletrólise de uma fusão de criolita-alumina. Em 23 de fevereiro de 1886, um ano depois de se formar na faculdade, Charles produziu o primeiro alumínio por eletrólise. Hall Charles (1863 - 1914) engenheiro químico americano

Paul Héroux (1863-1914) - engenheiro químico francês Em 1889 abriu uma fábrica de alumínio em Fron (França), tornando-se seu diretor, projetou um forno elétrico a arco para fundição de aço, em homenagem a ele; ele também desenvolveu um método eletrolítico para a produção de ligas de alumínio

8 Alumínio 1. Da história da descoberta Main Next Durante a descoberta do alumínio, o metal era mais caro que o ouro. Os britânicos queriam homenagear o grande químico russo D.I. Mendeleev com um rico presente, eles lhe deram uma balança química, na qual um copo era feito de ouro e o outro - de alumínio. Um copo feito de alumínio tornou-se mais caro que o ouro. A "prata do barro" resultante interessou não apenas cientistas, mas também industriais e até o imperador da França. Mais longe

9 Alumínio 7. Conteúdo na crosta terrestre principal Próximo

Encontrado na natureza O mineral de alumínio mais importante atualmente é a bauxita, cujo principal componente químico é a alumina (Al 2 O 3) (28 - 80%).

11 Alumínio 4. Propriedades físicas Cor - branco prateado t pl. = 660°C. t b.p. ≈ 2450 °C. Condutor elétrico, condutor térmico Leve, densidade ρ = 2,6989 g/cm 3 Macio, dúctil. casa ao lado

12 Alumínio 7. Encontrado na natureza Bauxita – Al 2 O 3 Alumina – Al 2 O 3 principal Próximo

13 Alumínio principal Inserir as palavras que faltam Alumínio é um elemento do grupo III, o subgrupo principal. A carga do núcleo de um átomo de alumínio é +13. Existem 13 prótons no núcleo de um átomo de alumínio. Existem 14 nêutrons no núcleo de um átomo de alumínio. Existem 13 elétrons em um átomo de alumínio. O átomo de alumínio tem 3 níveis de energia. A camada eletrônica tem uma estrutura de 2e, 8e, 3e. No nível externo, existem 3 elétrons em um átomo. O estado de oxidação de um átomo em compostos é +3. A substância simples alumínio é um metal. O óxido e o hidróxido de alumínio são anfotéricos por natureza. Mais longe

14 Alumínio 3 . A estrutura de uma substância simples Metal Bond - metálico Cristal treliça - metálico, principal cúbico centrado na face Mais

15 Alumínio 2. Estrutura eletrônica 27 A l +13 0 2e 8e 3e P + = 13 n 0 = 14 e - = 13 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Registro eletrônico curto 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Enchimento do pedido principal Próximo

Alumínio \u003d 2AlCl 3 4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 C não-metais (com halogênios, com carbono) (Remova o filme de óxido) 2 Al + 6 H 2 O \u003d 2Al (OH) 2 + H 2 C com água 2 Al + 6 HCl \u003d 2AlCl 3 + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + H 2 C ácidos e 2 Al + 6NaOH + 6H 2 O \u003d 2Na 3 [Al (OH ) 6] + 3H 2 2Al + 2NaOH + 2H 2 O \u003d 2NaAlO 2 + 3H 2 C com álcalis e 8Al + 3Fe 3 O 4 \u003d 4Al 2 O 3 + 9Fe 2Al + WO 3 \u003d Al 2 O 3 + W C oxi d a m e t a l l

17 Alumínio 8. Obtenção de 1825 H. Oersted: AlCl 3 + 3K = 3KCl + Al: Eletrólise (t pl. = 2050 ° C): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 Eletrólise (na fusão da criolita Na 3 AlF 6, t pl ≈ 1000 ° С): 2Al 2 O 3 \u003d 4 Al + 3O 2 principal Próximo

No final dos anos 90, as Regras de Instalação Elétrica (PUE) da 7ª edição foram postas em vigor na Rússia, segundo as quais a instalação elétrica de redes internas de edifícios a partir de cabos e fios de alumínio com seção transversal inferior a 16 mm2 é proibido, e é prescrito para realizá-los a partir de fio de cobre. O motivo da mudança nos requisitos regulatórios foram algumas das propriedades do alumínio.

alumínio como condutor elétrico

Os cabos e fios de alumínio são amplamente utilizados há muito tempo para fiação de redes de energia internas em edifícios para vários fins e para a instalação de linhas de energia externas. Isso se deve às seguintes propriedades do alumínio:

baixa gravidade específica, três vezes mais leve que a do cobre;
facilidade de processamento;
baixo custo de materiais;
boa condutividade elétrica, por unidade de massa;
alta resistência à corrosão.

No entanto, outras características do alumínio são: alta fluidez, que não proporciona qualidade suficiente de contatos por muito tempo; baixa resistência ao impacto mecânico na fratura; baixa resistência ao calor, levando a um aumento da fragilidade durante o superaquecimento - levou à introdução da proibição da instalação elétrica de fios de alumínio de pequena seção para redes internas de alimentação.

Um dos principais motivos que influenciaram a mudança nos requisitos do PUE é que durante a operação é formado um fino filme de óxido na superfície dos fios de alumínio, que possui uma condutividade elétrica muito pior que o metal base. Como resultado, uma maior resistência de contato é formada na junção dos fios, o que aumenta significativamente a possibilidade de aquecimento dos contatos, o risco de destruição e incêndio.

O cobre utilizado como material para cabos e fios elétricos, apesar do custo mais elevado, não apresenta as desvantagens listadas do alumínio e apresenta uma série de vantagens: maior condutividade; não forma um filme de óxido na superfície; maior flexibilidade, isso permite a produção de arames com seção transversal muito pequena de até 0,3 mm2, que não podem ser feitos de alumínio.

Conexão de fios de alumínio e cobre

Como muitos edifícios da construção antiga mantêm redes elétricas feitas de fios de alumínio, durante os reparos, muitas vezes é necessário conectar fiação de diferentes materiais - cobre e alumínio. De acordo com as mesmas Regras de Instalação Elétrica, a conexão de fios de alumínio e cobre pode ser feita de várias maneiras:

com a ajuda de conexões do tipo “porcas”, compostas por três placas, entre as quais os fios são presos com parafusos;
por meio de grampos WAGO. As extremidades dos fios a serem conectados são descascadas em 10-15 mm, inseridas em diferentes orifícios do bloco de terminais e depois fixadas com blocos de abaixamento;
usando blocos de terminais, que são uma barra com dois furos. As extremidades dos fios conectados são inseridas nos orifícios de diferentes extremidades e presas com um parafuso
usando uma simples conexão aparafusada, quando os fios são presos com uma porca com uma arruela de metal colocada entre eles. Este método é considerado temporário, pois não é adequado para ambientes com alta umidade e não é usado para conexões externas.

O artigo foi preparado com base em materiais do site http://energy-systems.ru/

Características gerais.

O conceito de elemento de transição é geralmente usado para se referir a qualquer elemento com elétrons de valência d ou f. Esses elementos ocupam uma posição de transição na tabela periódica entre os elementos s eletropositivos e os elementos p eletronegativos (ver § 2, 3).

Os elementos d são chamados de elementos de transição principais. Seus átomos são caracterizados pela construção interna de d-subcamadas. O fato é que o orbital s de sua camada externa geralmente é preenchido antes do início do preenchimento dos orbitais d na camada eletrônica anterior. Isso significa que cada novo elétron adicionado à camada eletrônica do próximo elemento d, de acordo com o princípio de preenchimento (ver § 2), não cai na camada externa, mas na subcamada interna que a precede. As propriedades químicas desses elementos são determinadas pela participação dos elétrons nas reações de ambas as camadas.

Os elementos d formam três séries de transição - no 4º, 5º e 6º períodos, respectivamente. A primeira série de transição inclui 10 elementos, do escândio ao zinco. É caracterizada por orbitais internos de desenvolvimento (Tabela 15.1). O orbital se enche mais cedo do que o orbital porque tem menos energia (veja a regra de Klechkovsky, § 2).

No entanto, duas anomalias devem ser observadas. O cromo e o cobre têm apenas um elétron cada em seus orbitais -. Isso ocorre porque os subníveis meio preenchidos ou preenchidos são mais estáveis do que os subníveis parcialmente preenchidos.

No átomo de cromo, cada um dos cinco orbitais - que formam a - subcamada tem um elétron. Essa subcamada é preenchida pela metade. Em um átomo de cobre, cada um dos cinco orbitais tem um par de elétrons. Uma anomalia semelhante é observada na prata.

(A l ), gálio (Ga ), índio (In ) e tálio (T l ).

Como pode ser visto a partir dos dados fornecidos, todos esses elementos foram abertos em século XIX.

Descoberta de metais do subgrupo principal III grupos

NO	Al	Ga	Dentro	Tl
1806	1825	1875	1863	1861
G. Lussac,	G. H. Oersted	L. de Boisbaudran	F. Reich,	W. Crooks
L. Tenard	(Dinamarca)	(França)	I. Richter	(Inglaterra)
(França)			(Alemanha)

Nesta palestra, vamos dar uma olhada nas propriedades do alumínio.

1. A posição do alumínio na mesa de D. I. Mendeleev. A estrutura do átomo, os estados de oxidação mostrados.

O elemento de alumínio está localizado em III grupo, subgrupo principal "A", 3º período do sistema periódico, número de série nº 13, massa atômica relativa Ar (Al ) = 27. Seu vizinho à esquerda na tabela é o magnésio, um metal típico, e à direita, o silício, que não é mais um metal. Portanto, o alumínio deve apresentar propriedades de alguma natureza intermediária e seus compostos são anfotéricos.

Al +13) 2) 8) 3 , p é um elemento,

Estado básico

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Estado de excitação

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2

O alumínio exibe um estado de oxidação de +3 em compostos:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Propriedades físicas

O alumínio de forma livre é um metal branco prateado com alta condutividade térmica e elétrica.A temperatura de fusão é de 650 ° C. O alumínio tem uma baixa densidade (2,7 g / cm 3) - cerca de três vezes menos que o ferro ou o cobre e, ao mesmo tempo, é um metal durável.

3. Estar na natureza

Em termos de prevalência na natureza, ocupa 1º entre os metais e 3º entre os elementos perdendo apenas para oxigênio e silício. A porcentagem de teor de alumínio na crosta terrestre, segundo vários pesquisadores, varia de 7,45 a 8,14% da massa da crosta terrestre.

Na natureza, o alumínio ocorre apenas em compostos (minerais).

Alguns deles:

· Bauxites - Al 2 O 3 H 2 O (com impurezas SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nefelinas - KNa 3 4

· Alunitas - KAl(SO 4) 2 2Al(OH) 3

· Alumina (misturas de caulins com areia SiO 2, calcário CaCO 3, magnesita MgCO 3)

· Corindo - Al 2 O 3

· Feldspato (ortoclásio) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6SiO 2

· Caulinita - Al 2 O 3 ×2SiO 2 × 2H 2 O

· Alunite - (Na,K) 2 SO 4 × Al 2 (SO 4) 3 × 4Al (OH) 3

· Berilo - 3BeO Al 2 O 3 6SiO 2

Bauxita
Al2O3	Corindo
	Rubi
	Safira

4. Propriedades químicas do alumínio e seus compostos

O alumínio interage facilmente com o oxigênio em condições normais e é coberto com uma película de óxido (dá uma aparência fosca).

DEMONSTRAÇÃO DE FILME DE ÓXIDO

EU. Interação com substâncias simples

2A l + 3 S \u003d A l 2 S 3 (sulfeto de alumínio),

2A l + N 2 \u003d 2A lN (nitreto de alumínio),

Al + P = Al P (fosforeto de alumínio),

4A l + 3C \u003d A l 4 C3 (carboneto de alumínio).

2 Al +3 I 2 \u003d 2 Al I 3 (iodeto de alumínio) UMA EXPERIÊNCIA

Todos esses compostos são completamente hidrolisados com a formação de hidróxido de alumínio e, consequentemente, sulfeto de hidrogênio, amônia, fosfina e metano:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H 2 S

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 + 3CH 4

Na forma de aparas ou pó, queima brilhantemente no ar, liberando uma grande quantidade de calor:

4A l + 3 O 2 \u003d 2A l 2 O 3 + 1676 kJ.

COMBUSTÃO DE ALUMÍNIO NO AR

UMA EXPERIÊNCIA

II. Interação com substâncias complexas

Interação com a água :

2 Al + 6 H 2 O \u003d 2 Al (OH) 3 +3 H 2

sem filme de óxido

UMA EXPERIÊNCIA

Interação com óxidos metálicos:

O alumínio é um bom agente redutor, pois é um dos metais ativos. Está na série de atividades logo após os metais alcalino-terrosos. É por isso restaura os metais de seus óxidos . Tal reação - aluminotermia - é usada para obter metais raros puros, como tungstênio, vanádio, etc.

3 Fe 3 O 4 +8 Al \u003d 4 Al 2 O 3 +9 Fe + Q

A mistura termita de Fe 3 O 4 e Al (pó) também é usada na soldagem termita.

C r 2 O 3 + 2A l \u003d 2C r + A l 2 O 3

Interação com ácidos :

Com uma solução de ácido sulfúrico: 2 Al + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

2A l + 6H 2 S O 4 (conc) \u003d A l 2 (S O 4) 3 + 3 S O 2 + 6H 2 O,

A l + 6H NO 3 (conc) \u003d A l (NO 3) 3 + 3 NO 2 + 3H 2 O.

Interação com álcalis .

2 Al + 2 NaOH + 6 H 2 O \u003d 2 Na [ Al(OH)4 ] +3H2

UMA EXPERIÊNCIA

N / D[MASeu(OH) 4] – tetrahidroxoaluminato de sódio

Por sugestão do químico Gorbov, durante a Guerra Russo-Japonesa, essa reação foi usada para produzir hidrogênio para balões.

Com soluções salinas:

2 Al + 3 CuSO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 Cu

Se a superfície do alumínio é esfregada com sal de mercúrio, ocorre a seguinte reação:

2 Al + 3 HgCl 2 = 2 AlCl 3 + 3 hg

O mercúrio liberado dissolve o alumínio, formando um amálgama .

Detecção de íons de alumínio em soluções : UMA EXPERIÊNCIA

5. Aplicação de alumínio e seus compostos

As propriedades físicas e químicas do alumínio levaram ao seu amplo uso na tecnologia. A indústria da aviação é um grande consumidor de alumínio.: 2/3 aeronaves são feitas de alumínio e suas ligas. Uma aeronave feita de aço seria muito pesada e poderia transportar muito menos passageiros. Portanto, o alumínio é chamado de metal alado. Cabos e fios são feitos de alumínio: com a mesma condutividade elétrica, sua massa é 2 vezes menor que os produtos de cobre correspondentes.

Considerando a resistência à corrosão do alumínio, fabricar peças de aparelhos e recipientes para ácido nítrico. O pó de alumínio é a base para a fabricação da tinta prateada para proteger os produtos de ferro da corrosão, bem como para refletir os raios térmicos, essa tinta é usada para cobrir instalações de armazenamento de óleo e roupas de bombeiros.

O óxido de alumínio é usado para produzir alumínio e também como material refratário.

O hidróxido de alumínio é o principal componente dos medicamentos conhecidos Maalox, Almagel, que diminuem a acidez do suco gástrico.

Os sais de alumínio são fortemente hidrolisados. Esta propriedade é utilizada no processo de purificação da água. Sulfato de alumínio e uma pequena quantidade de cal apagada são adicionados à água a ser purificada para neutralizar o ácido resultante. Como resultado, é liberado um precipitado volumétrico de hidróxido de alumínio que, sedimentando, leva consigo partículas suspensas de turbidez e bactérias.

Assim, o sulfato de alumínio é um coagulante.

6. Obtenção de alumínio

1) O método moderno e econômico de produção de alumínio foi inventado pelo American Hall e pelo francês Héroux em 1886. Consiste na eletrólise de uma solução de óxido de alumínio em criolita fundida. A criolita fundida Na 3 AlF 6 dissolve Al 2 O 3 como a água dissolve o açúcar. A eletrólise de uma "solução" de óxido de alumínio em criolita fundida ocorre como se a criolita fosse apenas um solvente e o óxido de alumínio fosse um eletrólito.

2Al 2 O 3 corrente elétrica → 4Al + 3O 2

2) 2Al 2 O 3 +3 C \u003d 4 Al + 3 CO 2

É INTERESSANTE:

O alumínio metálico foi isolado pela primeira vez em 1825 pelo físico dinamarquês Hans Christian Oersted. Ao passar cloro gasoso através de uma camada de alumina quente misturada com carvão, Oersted isolou o cloreto de alumínio sem o menor vestígio de umidade. Para restaurar o alumínio metálico, Oersted precisava tratar o cloreto de alumínio com amálgama de potássio. Após 2 anos, o químico alemão Friedrich Wöller. Ele melhorou o método substituindo o amálgama de potássio por potássio puro.
Nos séculos XVIII e XIX, o alumínio era o principal metal de joalheria. Em 1889, em Londres, D.I. Mendeleev recebeu um presente valioso por seus serviços no desenvolvimento da química - balanças feitas de ouro e alumínio.
Em 1855, o cientista francês Saint-Clair Deville desenvolveu um processo para produzir metal de alumínio em escala industrial. Mas o método era muito caro. Deville desfrutou do patrocínio especial de Napoleão III, imperador da França. Como sinal de sua devoção e gratidão, Deville fez para o filho de Napoleão, o príncipe recém-nascido, um chocalho elegantemente gravado - o primeiro "produto de consumo" feito de alumínio. Napoleão até pretendia equipar seus guardas com couraças de alumínio, mas o preço era proibitivo. Naquela época, 1 kg de alumínio custava 1000 marcos, ou seja, 5 vezes mais caro que a prata. Não foi até a invenção do processo eletrolítico que o alumínio se tornou tão valioso quanto os metais convencionais.
Você sabia que o alumínio, ao entrar no corpo humano, causa uma desordem no sistema nervoso, quando em excesso, o metabolismo é perturbado. E os agentes protetores são compostos de vitamina C, cálcio, zinco.
Quando o alumínio queima em oxigênio e flúor, muito calor é liberado. Portanto, é usado como um aditivo para combustível de foguete. O foguete Saturno queima 36 toneladas de pó de alumínio durante seu vôo. A ideia de usar metais como componente do combustível de foguete foi proposta pela primeira vez por F.A. Zander.

SIMULADORES

Simulador nº 1 - Características do alumínio por posição no sistema periódico de elementos de D. I. Mendeleev

Simulador nº 2 - Equações para as reações do alumínio com substâncias simples e complexas

Simulador nº 3 - Propriedades químicas do alumínio

TAREFAS PARA REFORÇO

Nº 1. Para obter alumínio a partir de cloreto de alumínio, o cálcio metálico pode ser usado como agente redutor. Faça uma equação para esta reação química, caracterize este processo usando balança eletrônica.
Acho! Por que essa reação não pode ser realizada em solução aquosa?

Nº 2. Complete as equações das reações químicas:
Al + H 2 SO 4 (solução ) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO3 ( concentrado )-t ->
Al + NaOH + H 2 O ->

Número 3. Faça as transformações:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al(OH) 3 - t -> Al 2 O 3 -> Al

Nº 4. Resolva o problema:
Uma liga de alumínio-cobre foi exposta a um excesso de solução concentrada de hidróxido de sódio enquanto era aquecida. 2,24 litros de gás (n.o.s.) foram liberados. Calcule a composição percentual da liga se sua massa total for 10 g?

Portal para o aluno. Autotreinamento

Download:

Visualização:

alumínio como condutor elétrico

Conexão de fios de alumínio e cobre

Características gerais.

ARTIGOS RELACIONADOS