Aluminiul este un metal de tranziție. Companie regională

Lecția video 1: Chimie anorganică. Metale: alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu

Lecția video 2: metale de tranziție

Lectura: Proprietăți chimice caracteristice și producție de substanțe simple - metale: alcaline, alcalino-pământoase, aluminiu; elemente de tranziție (cupru, zinc, crom, fier)

Proprietățile chimice ale metalelor

Toate metalele din reacțiile chimice se manifestă ca agenți reducători. Se despart cu ușurință de electronii de valență, fiind oxidați în același timp. Amintiți-vă că, cu cât un metal este situat mai la stânga în seria electrochimică de tensiune, cu atât agentul reducător este mai puternic. Prin urmare, cel mai puternic este litiul, cel mai slab este aurul și invers, aurul este cel mai puternic agent de oxidare, iar litiul este cel mai slab.

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

Toate metalele înlocuiesc alte metale din soluția de sare, de ex. restaurați-le. Toate, cu excepția alcaline și alcalino-pământoase, deoarece interacționează cu apa. Metalele situate înainte de H îl înlocuiesc din soluții de acizi diluați și ele însele se dizolvă în ele.

Luați în considerare câteva proprietăți chimice generale ale metalelor:

Interacţiunea metalelor cu oxigenul formează oxizi bazici (CaO, Na 2 O , 2Li 2 O etc.) sau amfoteri (ZnO, Cr 2 O 3, Fe 2 O 3 etc.).
Interacțiunea metalelor cu halogenii (subgrupul principal al grupei VII) formează acizi hidrohalici (HF - acid fluorhidric, HCl - acid clorhidric etc.).
Interacțiunea metalelor cu nemetale formează săruri (cloruri, sulfuri, nitruri etc.).
Interacțiunea metalelor cu metalele formează compuși intermetalici (MgB 2 , NaSn, Fe 3 Ni etc.).
Interacțiunea metalelor active cu hidrogenul formează hidruri (NaH, CaH 2, KH etc.).
Interacțiunea metalelor alcaline și alcalino-pământoase cu apa formează alcalii (NaOH, Ca (OH) 2, Cu (OH) 2 etc.).
Interacțiunea metalelor (doar cele aflate în seria electrochimică până la H) cu acizi formează săruri (sulfați, nitriți, fosfați etc.). Trebuie avut în vedere faptul că metalele reacționează cu acizii destul de fără tragere de inimă, în timp ce aproape întotdeauna interacționează cu bazele și sărurile. Pentru ca reacția metalului cu acidul să aibă loc, metalul trebuie să fie activ și acidul puternic.

Proprietățile chimice ale metalelor alcaline

Grupul metalelor alcaline include următoarele elemente chimice: litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), rubidiu (Rb), cesiu (Cs), franciu (Fr). Pe măsură ce se deplasează de sus în jos în Grupa I a Tabelului Periodic, razele lor atomice cresc, ceea ce înseamnă că proprietățile lor metalice și reducătoare cresc.

Luați în considerare proprietățile chimice ale metalelor alcaline:

Nu prezintă semne de amfoteritate, deoarece au valori negative ale potențialelor electrodului.
Cei mai puternici agenți reducători dintre toate metalele.
În compuși, ei prezintă doar starea de oxidare +1.
Oferind un singur electron de valență, atomii acestor elemente chimice sunt transformați în cationi.
Ele formează numeroși compuși ionici.
Aproape toate sunt solubile în apă.

Interacțiunea metalelor alcaline cu alte elemente:

1. Cu oxigenul, formând compuși individuali, deci oxidul formează doar litiu (Li 2 O), sodiul formează peroxid (Na 2 O 2), iar potasiul, rubidiul și cesiul formează superoxizi (KO 2, RbO 2, CsO 2).

2. Cu apă, formând alcalii și hidrogen. Amintiți-vă, aceste reacții sunt explozive. Fără o explozie, doar litiul reacționează cu apa:

2Li + 2H2O → 2LiO H + H2.

3. Cu halogeni, formând halogenuri (NaCl - clorură de sodiu, NaBr - bromură de sodiu, NaI - iodură de sodiu etc.).

4. Cu hidrogen atunci când este încălzit, formând hidruri (LiH, NaH etc.)

5. Cu sulf la încălzire, formând sulfuri (Na 2 S, K 2 S etc.). Sunt incolore și foarte solubile în apă.

6. Cu fosfor atunci când sunt încălzite, formând fosfuri (Na 3 P, Li 3 P etc.), ele sunt foarte sensibile la umiditate și aer.

7. Cu carbon, atunci când sunt încălzite, carburile formează doar litiu și sodiu (Li 2 CO 3, Na 2 CO 3), în timp ce potasiul, rubidiul și cesiul nu formează carburi, ele formează compuși binari cu grafit (C 8 Rb, C 8 Cs, etc.) .

8. În condiții normale, doar litiul reacționează cu azotul, formând nitrură de Li 3 N, cu alte metale alcaline, reacția este posibilă doar la încălzire.

9. Ele reacționează exploziv cu acizii, așa că efectuarea unor astfel de reacții este foarte periculoasă. Aceste reacții sunt ambigue, deoarece metalul alcalin reacționează activ cu apa, formând un alcali, care este apoi neutralizat de un acid. Acest lucru creează competiție între alcali și acid.

10. Cu amoniac, formând amide - analogi ai hidroxizilor, dar baze mai puternice (NaNH 2 - amida de sodiu, KNH 2 - amida de potasiu etc.).

11. Cu alcooli, formând alcoolați.

Franciul este un metal alcalin radioactiv, unul dintre cele mai rare și mai puțin stabile dintre toate elementele radioactive. Proprietățile sale chimice nu sunt bine înțelese.

Obținerea metalelor alcaline:

Pentru a obține metale alcaline, folosesc în principal electroliza topiturii halogenurilor lor, cel mai adesea cloruri, care formează minerale naturale:

NaCl → 2Na + CI2.

Există și alte moduri de a obține metale alcaline:
Sodiul poate fi obținut și prin calcinarea sodei cu cărbune în creuzete închise:

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO.

O metodă cunoscută pentru producerea litiului din oxidul său în vid la 300°C:

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

Potasiul se obține prin trecerea vaporilor de sodiu printr-o topitură de clorură de potasiu la 800 ° C, emițând vapori de potasiu condens:

KCl + Na → K + NaCl.

Proprietățile chimice ale metalelor alcalino-pământoase

Metalele alcalino-pământoase includ elemente din subgrupa principală a grupei II: calciu (Ca), stronțiu (Sr), bariu (Ba), radiu (Ra). Activitatea chimică a acestor elemente crește în același mod ca cea a metalelor alcaline, adică. crescând în jos subgrup.

Proprietățile chimice ale metalelor alcalino-pământoase:

Structura învelișurilor de valență ale atomilor acestor elemente ns 2 .

Oferind doi electroni de valență, atomii acestor elemente chimice sunt transformați în cationi.
Compușii prezintă o stare de oxidare de +2.
Sarcinile nucleelor atomice sunt mai mari cu unu decat cele ale elementelor alcaline din aceleasi perioade, ceea ce duce la scaderea razei atomilor si la cresterea potentialelor de ionizare.

Interacțiunea metalelor alcalino-pământoase cu alte elemente:

1. Cu oxigen, toate metalele alcalino-pământoase, cu excepția bariului, formează oxizi, bariul formează peroxid BaO2. Dintre aceste metale, beriliul și magneziul, acoperite cu o peliculă subțire de oxid de protecție, interacționează cu oxigenul doar la t foarte mare. Oxizii bazici ai metalelor alcalino-pământoase reacţionează cu apa, cu excepţia oxidului de beriliu BeO, care are proprietăţi amfotere. Reacția oxidului de calciu și a apei se numește reacție de stingere a varului. Dacă reactivul este CaO, se formează var nestins, dacă Ca(OH) 2 este stins. De asemenea, oxizii bazici reacţionează cu oxizii şi acizii acizi. De exemplu:

3CaO + P 2 O 5 → Ca 3 (PO 4) 2 .

2. Cu apă, metalele alcalino-pământoase și oxizii lor formează hidroxizi - substanțe cristaline albe, care, în comparație cu hidroxizii de metale alcaline, sunt mai puțin solubile în apă. Hidroxizii metalelor alcalino-pământoase sunt alcaline, cu excepția Be(OH) amfoter ) 2 și bază slabă Mg(OH)2. Deoarece beriliul nu reacționează cu apa, Be (OH ) 2 poate fi obținut în alte moduri, de exemplu, prin hidroliza nitrurii:

Fii 3 N 2+ 6H2O → 3 Fi (OH)2+ 2N N 3.

3. În condiții normale, totul reacționează cu halogenii, cu excepția beriliului. Acesta din urmă reacţionează numai la t mare. Se formează halogenuri (MgI 2 - iodură de magneziu, CaI 2 - iodură de calciu, CaBr 2 - bromură de calciu etc.).

4. Toate metalele alcalino-pământoase, cu excepția beriliului, reacționează cu hidrogenul când sunt încălzite. Se formează hidruri (BaH2, CaH2, etc.). Pentru reacția magneziului cu hidrogenul, pe lângă t mare, este necesară și o presiune crescută a hidrogenului.

5. Sulful formează sulfuri. De exemplu:

Ca + S → CaS.

Sulfurile sunt folosite pentru a obține acid sulfuric și metalele corespunzătoare.

6. Ele formează nitruri cu azotul. De exemplu:

3Fi + N 2 → Fii 3 N 2.

7. Cu acizi, formând săruri ale acidului corespunzător și hidrogenului. De exemplu:

Be + H 2 SO 4 (razb.) → BeSO 4 + H 2.

Aceste reacții se desfășoară în același mod ca și în cazul metalelor alcaline.

Obținerea metalelor alcalino-pământoase:

Beriliul se obține prin reducerea fluorului:

BeF 2 + Mg –t o → Be + MgF 2

Bariul este obținut prin oxid-reducere:

3BaO + 2Al –t o → 3Ba + Al 2 O 3

Metalele rămase sunt obținute prin electroliza topiturii de clorură:

CaCl2 → Ca + Cl2

Proprietățile chimice ale aluminiului

Aluminiul este un metal activ, ușor, numărul 13 în tabel. În natură, cel mai comun dintre toate metalele. Iar dintre elementele chimice ocupă poziţia a treia ca distribuţie. Caldura ridicata si conductor electric. Rezistent la coroziune, deoarece este acoperit cu o peliculă de oxid. Punctul de topire este 660 0 С.

Luați în considerare proprietățile chimice și interacțiunea aluminiului cu alte elemente:

1. În toți compușii, aluminiul se află în starea de oxidare +3.

2. Prezintă proprietăți reducătoare în aproape toate reacțiile.

3. Metalul amfoter prezintă atât proprietăți acide, cât și bazice.

4. Reface multe metale din oxizi. Această metodă de obținere a metalelor se numește aluminotermie. Exemplu de obținere a cromului:

2Al + Cr2O3 → Al 2 O 3 + 2Cr.

5. Reacționează cu toți acizii diluați pentru a forma săruri și eliberează hidrogen. De exemplu:

2Al + 6HCI → 2AICI3 + 3H2;

2Al + 3H2S04 → Al2(S04)3 + 3H2.

În HNO3 și H2SO4 concentrat, aluminiul este pasivizat. Datorită acestui fapt, este posibilă depozitarea și transportul acestor acizi în recipiente din aluminiu.

6. Interacționează cu alcalii, deoarece acestea dizolvă pelicula de oxid.

7. Reacționează cu toate nemetalele, cu excepția hidrogenului. Pentru a efectua reacția cu oxigen, este nevoie de aluminiu fin divizat. Reacția este posibilă numai la t mare:

4Al + 3O 2 → 2Al2O 3 .

După efectul său termic, această reacție este exotermă. Interacţiunea cu sulful formează sulfura de aluminiu Al 2 S 3 , cu fosfura de fosfor AlP, cu nitrură de azot AlN, cu carbura de carbon Al 4 C 3 .

8. Interacționează cu alte metale, formând aluminuri (FeAl 3 CuAl 2, CrAl 7 etc.).

Primirea aluminiului:

Aluminiul metalic se obține prin electroliza unei soluții de alumină Al 2 O 3 în criolit topit Na 2 AlF 6 la 960–970°C.

2Al2O3 → 4Al + 3O 2 .

Proprietățile chimice ale elementelor de tranziție

Elementele de tranziție includ elemente ale subgrupurilor secundare ale Tabelului Periodic. Luați în considerare proprietățile chimice ale cuprului, zincului, cromului și fierului.

Proprietățile chimice ale cuprului

1. În seria electrochimică, este situat în dreapta lui H, deci acest metal este inactiv.

2. Reductor slab.

3. În compuși, prezintă stări de oxidare +1 și +2.

4. Reacționează cu oxigenul când este încălzit pentru a forma:

oxid de cupru (I) 2Cu + O 2 → 2CuO(la t 400 0 C)
sau oxid de cupru (II): 4Cu + O2 → 2Cu2O(la t 200 0 C).

Oxizii au proprietăți de bază. Când este încălzit într-o atmosferă inertă, Cu 2 O disproporționează: Cu2O → CuO + Cu. Oxidul de cupru (II) CuO formează cuprați în reacțiile cu alcalii, de exemplu: CuO + 2NaOH → Na2CuO2 + H2O.

5. Hidroxidul de cupru Cu (OH) 2 este amfoter, principalele proprietăți predomină în el. Se dizolvă ușor în acizi:

Cu (OH)2 + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + 2H2O,

și în soluții concentrate de alcaline cu dificultate:

U(OH)2 + 2NaOH → Na 2.

6. Interacțiunea cuprului cu sulful în diferite condiții de temperatură formează și două sulfuri. Când este încălzită la 300-400 0 C în vid, se formează sulfură de cupru (I):

2Cu+S → Cu2S.

La temperatura camerei, prin dizolvarea sulfului în hidrogen sulfurat, se poate obține sulfură de cupru (II):

Cu+S → CuS.

7. Dintre halogeni, interacționează cu fluorul, clorul și bromul, formând halogenuri (CuF 2 , CuCl 2 , CuBr 2 ), iod, formând iodură de cupru (I) CuI; nu interacționează cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul.

8. Nu reacționează cu acizii - agenți neoxidanți, deoarece aceștia oxidează doar metalele aflate la hidrogen din seria electrochimică. Acest element chimic reacționează cu acizii oxidanți: nitric diluat și concentrat și sulfuric concentrat:

3Cu + 8HNO3 (difer) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

Cu + 4HNO3 (conc) → Cu(N03)2 + 2NO2 + 2H20;

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

9. Interacționând cu sărurile, cuprul deplasează din compoziția lor metalele situate în dreapta acestuia în seria electrochimică. De exemplu,

2FeCl 3 + Cu → CuCl 2 + 2FeCl 2 .

Aici vedem că cuprul a intrat în soluție, iar fierul (III) a fost redus la fier (II). Această reacție este de mare importanță practică și este folosită pentru îndepărtarea cuprului depus pe plastic.

Proprietățile chimice ale zincului

1. Cel mai activ după metalele alcalino-pământoase.

2. Are proprietăți reducătoare pronunțate și proprietăți amfotere.

3. În compuși, prezintă o stare de oxidare de +2.

4. În aer, este acoperit cu o peliculă de oxid de ZnO.

5. Interacțiunea cu apa este posibilă la o temperatură de căldură roșie. Ca rezultat, se formează oxid de zinc și hidrogen:

Zn + H2O → ZnO + H2.

6. Interacționează cu halogenii, formând halogenuri (ZnF 2 - fluorură de zinc, ZnBr 2 - bromură de zinc, ZnI 2 - iodură de zinc, ZnCl 2 - clorură de zinc).

7. Cu fosfor formează fosfurile Zn 3 P 2 şi ZnP 2 .

8. Cu calcogenura de sulf ZnS.

9. Nu reacționează direct cu hidrogenul, azotul, carbonul, siliciul și borul.

10. Interacționează cu acizii neoxidanți, formând săruri și înlocuind hidrogenul. De exemplu:

H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2
Zn + 2HCI → ZnCl2 + H2.

Reactioneaza si cu acizi - agenti oxidanti: cu conc. acidul sulfuric formează sulfat de zinc și dioxid de sulf:

Zn + 2H2SO4 → ZnSO4 + SO2 + 2H2O.

11. Reacționează activ cu alcalii, deoarece zincul este un metal amfoter. Cu soluții alcaline, formează tetrahidroxozincați și eliberează hidrogen:

Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H 2 .

Pe granulele de zinc apar bule de gaz după reacție. Cu alcaline anhidre, atunci când este topită, formează zincați și eliberează hidrogen:

Zn+ 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2.

Proprietățile chimice ale cromului

1. În condiții normale, este inert, dar activ atunci când este încălzit.

3. Formează compuși colorați.

4. În compuși, prezintă stări de oxidare +2 (oxid bazic CrO negru), +3 (oxid amfoter Cr 2 O 3 și hidroxid Cr (OH) 3 verde) și +6 (oxid acid de crom (VI) CrO 3 și acizi: cromic H2CrO4 şi H2Cr2O7 bicrom etc.).

5. Interacționează cu fluorul la t 350-400 0 C, formând fluorură de crom (IV):

Cr+2F 2 → CrF 4 .

6. Cu oxigen, azot, bor, siliciu, sulf, fosfor și halogeni la t 600 0 C:

legătura cu oxigenul formează oxid de crom (VI) CrO 3 (cristale roșu închis),
compus de azot - nitrură de crom CrN (cristale negre),
compus cu bor - borură de crom CrB (cristale galbene),
compus cu siliciu - siliciu de crom CrSi,
legatura cu carbura de carbon-crom Cr 3 C 2 .

7. Reacționează cu vaporii de apă, fiind în stare fierbinte, formând oxid de crom (III) și hidrogen:

2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H 2 .

8. Nu reacționează cu soluțiile alcaline, ci reacționează lent cu topiturile lor, formând cromați:

2Cr + 6KOH → 2KCrO2 + 2K2O + 3H2.

9. Se dizolvă în acizi puternici diluați pentru a forma săruri. Dacă reacția are loc în aer, se formează săruri de Cr 3+, de exemplu:

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

Cr + 2HCI → CrCI2 + H2.

10. Cu acizi sulfuric și azotic concentrați, precum și cu aqua regia, reacționează doar la încălzire, deoarece. la temperaturi scăzute, acești acizi pasivează cromul. Reacțiile cu acizii la încălzire arată astfel:

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

Oxid de crom(II) CrO- solid negru sau roșu, insolubil în apă.

Proprietăți chimice:

Are proprietăți de bază și reparatoare.
Când este încălzit la 100 0 C în aer, se oxidează la Cr 2 O 3 - oxid de crom (III).
Este posibilă refacerea cromului cu hidrogen din acest oxid: CrO + H 2 → Cr + H 2 O sau cocs: CrO + C → Cr + CO.
Reacționează cu acidul clorhidric, în timp ce eliberează hidrogen: 2CrO + 6HCl → 2CrCl3 + H2 + 2H2O.
Nu reacționează cu alcalii, acizii sulfuric și azotic diluați.

Oxid de crom (III) Cr 2 O 3- o substanta refractara, de culoare verde inchis, insolubila in apa.

Proprietăți chimice:

Are proprietăți amfotere.
Cum interacționează oxidul bazic cu acizii: Cr2O3 + 6HCI → CrCl3 + 3H2O.
Cum interacționează oxidul acid cu alcalii: Cr2O3 + 2KOH → 2KCrO3 + H2O.
Agenții oxidanți puternici oxidează Cr203 pentru a cromat H2Cr04.
Agenții reducători puternici restaureazăCr out Cr2O3.

Hidroxid de crom (II) Cr (OH) 2 - culoare galbenă sau maro solidă, slab solubilă în apă.

Proprietăți chimice:

Bază slabă, prezintă proprietăți de bază.
În prezența umidității în aer, acesta se oxidează la Cr(OH) 3 - hidroxid de crom (III).
Reacționează cu acizi concentrați pentru a forma săruri de crom albastru (II): Cr(OH) 2 + H 2 SO 4 → CrS04 + 2H2O.
Nu reacționează cu alcalii și acizii diluați.

Hidroxid de crom (III) Cr(OH) 3 - o substanta gri-verzuie, insolubila in apa.

Proprietăți chimice:

Are proprietăți amfotere.
Cum interacționează hidroxidul bazic cu acizii: Cr(OH)3 + 3HCI → CrCI3 + 3H2O.
Cum interacționează hidroxidul acid cu alcalii: Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3 [Cr(OH)6].

Proprietățile chimice ale fierului

1. Metal activ cu reactivitate ridicată.

2. Are proprietăți de restaurare, precum și proprietăți magnetice pronunțate.

3. În compuși, prezintă principalele stări de oxidare +2 (cu agenți oxidanți slabi: S, I, HCl, soluții sărate), +3 (cu agenți oxidanți puternici: Br și Cl) și mai puțin caracteristic +6 (cu O și H 2 ). O). În agenții oxidanți slabi, fierul ia starea de oxidare +2, în cei mai puternici +3. +2 stări de oxidare corespund oxidului negru FeO și hidroxidului verde Fe (OH) 2, care au proprietăți de bază. +3 stări de oxidare corespund oxidului roșu-maroniu Fe 2 O 3 și hidroxidului brun Fe (OH) 3, care au proprietăți amfoterice slab pronunțate. Fe (+2) este un agent reducător slab, iar Fe (+3) este adesea un agent oxidant slab. Când condițiile redox se schimbă, stările de oxidare ale fierului se pot schimba între ele.

4. În aer la t 200 0 C, se acoperă cu o peliculă de oxid. În condiții atmosferice normale, se corodează ușor. P Când oxigenul este trecut printr-o topitură de fier, se formează oxidul de FeO. Când fierul este ars în aer, se formează oxid Fe 2 O 3. Când este ars în oxigen pur, se formează un oxid - sol de fier:

3Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4.

5. Reacționează cu halogenii când este încălzit:

legătura cu clorul formează clorură de fier (III) FeCl 3,
compus cu brom - bromură de fier (III) FeBr 3,
compus cu iod - iodură de fier (II,III) Fe 3 I 8,
compus cu fluor - fluorură de fier (II) FeF 2, fluorură de fier (III) FeF 3.

6. De asemenea, reacționează cu sulful, azotul, fosforul, siliciul și carbonul atunci când este încălzit:

legătura cu sulful formează sulfură de fier (II) FeS,
conexiune cu azot - nitrură de fier Fe 3 N,
compus cu fosfor - fosfuri FeP, Fe 2 P și Fe 3 P,
compus cu siliciu - siliciu de fier FeSi,
compus cu carbon - carbură de fier Fe 3 C.

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

9. Nu reacționează cu soluțiile alcaline, dar reacționează lent cu topiturile alcaline, care sunt agenți oxidanți puternici:

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

10. Restabilește metalele situate în rândul electrochimic din dreapta:

Fe + SnCl 2 → FeCl 2 + Sn.

Obținerea fierului: În industrie, fierul se obține din minereu de fier, în principal din hematită (Fe 2 O 3) și magnetită (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.

Oxid de fier (II) FeO - o substanta neagra cristalina (wustita) care nu se dizolva in apa.

Proprietăți chimice:

Are proprietăți de bază.
Reacţionează cu acidul clorhidric diluat: FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O.
Reacţionează cu acidul azotic concentrat:FeO + 4HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + NO 2 + 2H 2 O.
Nu reactioneaza cu apa si sarurile.
Cu hidrogen la t 350 0 C se reduce la metal pur: FeO + H2 → Fe + H2O.
De asemenea, este redus la metal pur atunci când este combinat cu cocs: FeO + C → Fe + CO.
Acest oxid poate fi obținut în diverse moduri, unul dintre ele fiind încălzirea Fe la presiune joasă O: 2Fe + O 2 → 2FeO.

Oxid de fier (III).Fe2O3- pulbere maro (hematit), o substanta insolubila in apa. Alte denumiri: oxid de fier, fier minium, colorant alimentar E172 etc.

Proprietăți chimice:

Fe 2 O 3 + 6HCI → 2 FeCl 3 + 3H 2 O.
Nu reacționează cu soluțiile alcaline, reacționează cu topiturile lor, formând ferite: Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O.
Când este încălzit cu hidrogen, prezintă proprietăți oxidante:Fe2O3 + H2 → 2FeO + H2O.
Fe 2 O 3 + 3KNO 3 + 4KOH → 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O.

Oxid de fier (II, III) Fe 3 O 4 sau FeO Fe 2 O 3 - un solid de culoare gri-negru (magnetita, minereu de fier magnetic), o substanta insolubila in apa.

Proprietăți chimice:

Se descompune la încălzire peste 1500 0 С: 2Fe 3 O 4 → 6FeO + O 2.
Reacţionează cu acizii diluaţi: Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O.
Nu reacționează cu soluțiile alcaline, reacționează cu topiturile lor: Fe 3 O 4 + 14NaOH → Na 3 FeO 3 + 2Na 5 FeO 4 + 7H 2 O.
Când reacţionează cu oxigenul, se oxidează: 4Fe 3 O 4 + O 2 → 6Fe 2 O 3.
Cu hidrogen, atunci când este încălzit, este restaurat:Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O.
De asemenea, se reduce atunci când este combinat cu monoxid de carbon: Fe 3 O 4 + 4CO → 3Fe + 4CO 2.

Hidroxid de fier (II) Fe (OH) 2 - substanță cristalină albă, rar verzuie, insolubil în apă.

Proprietăți chimice:

Are proprietăți amfotere cu predominanța celor de bază.
Intră în reacția de neutralizare a acidului neoxidant, prezentând principalele proprietăți: Fe(OH)2 + 2HCI → FeCl2 + 2H2O.
Când interacționează cu acizii azotic sau sulfuric concentrat, prezintă proprietăți reducătoare, formând săruri de fier (III): 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 6H 2 O.
Când este încălzit, reacţionează cu soluţii alcaline concentrate: Fe (OH) 2 + 2NaOH → Na 2.

Hidroxid de fier (I eu I) Fe (OH) 3- substanță maro cristalină sau amorfă, insolubil în apă.

Proprietăți chimice:

Are proprietăți amfotere ușoare cu predominanța celor de bază.
Interacționează ușor cu acizii: Fe(OH)3 + 3HCI → FeCl3 + 3H2O.
Cu soluții alcaline concentrate formează hexahidroxoferrați (III): Fe (OH)3 + 3NaOH → Na3.
Formează ferați cu topituri alcaline:2Fe(OH) 3 + Na 2 CO 3 → 2NaFeO 2 + CO 2 + 3H 2 O.
Într-un mediu alcalin cu agenți oxidanți puternici, prezintă proprietăți reducătoare: 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH → 2K2 FeO4 + 6NaBr + 8H2O.

Ai o întrebare pe subiect? Întrebați-vă profesorul de chimie 👉

Obiectivele lecției: luați în considerare distribuția aluminiului în natură, proprietățile sale fizice și chimice, precum și proprietățile compușilor pe care îi formează.

Proces de lucru

2. Învățarea de noi materiale. Aluminiu

Subgrupul principal al grupei III a sistemului periodic este borul (B), aluminiul (Al), galiul (Ga), indiul (In) și taliul (Tl).

După cum se poate observa din datele de mai sus, toate aceste elemente au fost descoperite în secolul al XIX-lea.

Descoperirea metalelor subgrupului principal III grupuri


1806	1825	1875	1863	1861
G. Lussac,	G.H. Oersted	L. de Boisbaudran	F. Reich,	W. Escrocii
L. Tenard	(Danemarca)	(Franţa)	I. Richter	(Anglia)
(Franţa)			(Germania)

Borul este un nemetal. Aluminiul este un metal de tranziție, în timp ce galiul, indiul și taliul sunt metale pline. Astfel, odată cu creșterea razelor atomice ale elementelor fiecărei grupe a sistemului periodic cresc proprietățile metalice ale substanțelor simple.

În această prelegere, vom arunca o privire mai atentă asupra proprietăților aluminiului.

Descarca:

Previzualizare:

INSTITUȚIE DE ÎNVĂȚĂMÂNT BUGET MUNICIPAL

SCOALA GENERALA № 81

Aluminiu. Poziția aluminiului în sistemul periodic și structura atomului său. Găsirea în natură. Proprietățile fizice și chimice ale aluminiului.

profesor de chimie

MBOU gimnaziu №81

2013

Tema lecției: Aluminiu. Poziția aluminiului în sistemul periodic și structura atomului său. Găsirea în natură. Proprietățile fizice și chimice ale aluminiului.

Obiectivele lecției: luați în considerare distribuția aluminiului în natură, proprietățile sale fizice și chimice, precum și proprietățile compușilor pe care îi formează.

Proces de lucru

1. Momentul organizatoric al lecției.

2. Învățarea de noi materiale. Aluminiu

Subgrupul principal al grupei III a sistemului periodic este borul (B),aluminiu (Al), galiu (Ga), indiu (In) și taliu (Tl).

După cum se poate observa din datele de mai sus, toate aceste elemente au fost descoperite în secolul al XIX-lea.

Descoperirea metalelor din subgrupul principal al grupului III


1806	1825	1875	1863	1861
G. Lussac,	G.H. Oersted	L. de Boisbaudran	F. Reich,	W. Escrocii
L. Tenard	(Danemarca)	(Franţa)	I. Richter	(Anglia)
(Franţa)			(Germania)

În această prelegere, vom arunca o privire mai atentă asupra proprietăților aluminiului.

1. Poziția aluminiului în tabelul lui D. I. Mendeleev. Structura atomului, stările de oxidare prezentate.

Elementul aluminiu este situat în grupa III, subgrupa principală „A”, a treia perioadă a sistemului periodic, numărul de serie nr. 13, masa atomică relativă Ar (Al) \u003d 27. Vecinul său din stânga în tabel este magneziu - un metal tipic, iar în dreapta - siliciu - deja un nemetal . Prin urmare, aluminiul trebuie să prezinte proprietăți de natură intermediară, iar compușii săi sunt amfoteri.

Al +13) 2 ) 8 ) 3 , p este un element,

Stare de bază

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

stare de excitat

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

Aluminiul prezintă o stare de oxidare de +3 în compuși:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Proprietăți fizice

Aluminiul sub formă liberă este un metal alb-argintiu cu conductivitate termică și electrică ridicată. Punct de topire 650 despre C. Aluminiul are o densitate redusă (2,7 g/cm 3 ) - de aproximativ trei ori mai puțin decât cel al fierului sau al cuprului și, în același timp, este un metal durabil.

3. A fi în natură

În ceea ce privește prevalența în natură, ocupăPrimul între metale și al treilea între elementeal doilea numai după oxigen și siliciu. Procentul de conținut de aluminiu din scoarța terestră, conform diverșilor cercetători, variază între 7,45 și 8,14% din masa scoarței terestre.

În natură, aluminiul apare numai în compuși(minerale).

Unii dintre ei:

Bauxite - Al 2 O 3 H 2 O (cu impurități SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

Nefeline - KNa 3 4

Alunite - KAl(S04)22Al(OH)3

Alumină (amestecuri de caolini cu nisip SiO 2 , calcar CaCO 3 , magnezit MgCO 3 )

Corindon - Al 2 O 3

Feldspat (ortoclază) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6 SiO 2

Caolinit - Al 2 O 3 × 2 SiO 2 × 2H 2 O

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

Beril - 3BeO Al2O36SiO2

Bauxită
Al2O3	Corindon
	Rubin
	Safir

4. Proprietățile chimice ale aluminiului și ale compușilor săi

Aluminiul interacționează ușor cu oxigenul în condiții normale și este acoperit cu o peliculă de oxid (oferă un aspect mat).

Grosimea sa este de 0,00001 mm, dar datorită lui, aluminiul nu se corodează. Pentru a studia proprietățile chimice ale aluminiului, pelicula de oxid este îndepărtată. (Folosind șmirghel sau chimic: mai întâi prin scufundarea într-o soluție alcalină pentru a îndepărta pelicula de oxid și apoi într-o soluție de săruri de mercur pentru a forma un aliaj de aluminiu-mercur - un amalgam).

I. Interacţiunea cu substanţe simple

Aluminiul aflat deja la temperatura camerei reacționează activ cu toți halogenii, formând halogenuri. Când este încălzit, interacționează cu sulful (200 °C), azot (800 °C), fosfor (500 °C) și carbon (2000 °C), cu iod în prezența unui catalizator - apă:

2Al + 3S \u003d Al 2 S 3 (sulfură de aluminiu),

2Al + N2 = 2AlN (nitrură de aluminiu),

Al + P = AlP (fosfură de aluminiu),

4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 (carbură de aluminiu).

2 Al + 3 I 2 = 2 AlI 3 (iodură de aluminiu)

Toți acești compuși sunt complet hidrolizați cu formarea de hidroxid de aluminiu și, în consecință, hidrogen sulfurat, amoniac, fosfină și metan:

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

Sub formă de ras sau pulbere, arde puternic în aer, eliberând o cantitate mare de căldură:

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 + 1676 kJ.

II. Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu apa:

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

fără peliculă de oxid

Interacțiunea cu oxizii metalici:

Aluminiul este un agent reducător bun, deoarece este unul dintre metalele active. Este în seria de activitate imediat după metalele alcalino-pământoase. Asa dereface metalele din oxizii lor. O astfel de reacție - aluminotermia - este folosită pentru a obține metale rare pure, precum wolfram, vanadiul etc.

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

Amestec de termită Fe 3 O 4 și Al (pulbere) - folosit și în sudarea termică.

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

Interacțiunea cu acizii:

Cu soluție de acid sulfuric: 2 Al + 3 H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + 3 H 2

Nu reacționează cu sulfurii și azotații concentrați la rece (pasivați). Prin urmare, acidul azotic este transportat în rezervoare de aluminiu. Când este încălzit, aluminiul este capabil să reducă acești acizi fără a elibera hidrogen:

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.

Interacțiunea cu alcalii.

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

Na [Al (OH) 4] - tetrahidroxoaluminat de sodiu

La sugestia chimistului Gorbov, în timpul războiului ruso-japonez, această reacție a fost folosită pentru a produce hidrogen pentru baloane.

Cu soluții sărate:

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

Dacă suprafața aluminiului este frecată cu sare de mercur, atunci are loc următoarea reacție:

2Al + 3HgCl2 = 2AlCI3 + 3Hg

Mercurul eliberat dizolvă aluminiul, formând un amalgam.

5. Aplicarea aluminiului și a compușilor săi

Proprietățile fizice și chimice ale aluminiului au dus la utilizarea sa pe scară largă în tehnologie.Industria aviației este un mare consumator de aluminiu.: 2/3 aeronava este fabricata din aluminiu si aliajele acestuia. O aeronavă din oțel ar fi prea grea și ar putea transporta mult mai puțini pasageri.Prin urmare, aluminiul este numit metal înaripat.Cablurile și firele sunt fabricate din aluminiu: cu aceeași conductivitate electrică, masa lor este de 2 ori mai mică decât produsele corespunzătoare din cupru.

Având în vedere rezistența la coroziune a aluminiului, acestafabricarea de piese de aparate si recipiente pentru acid azotic. Pulberea de aluminiu este baza pentru fabricarea vopselei argintii pentru a proteja produsele din fier de coroziune, precum și pentru a reflecta razele de căldură, o astfel de vopsea este folosită pentru a acoperi depozitele de ulei și costumele pompierilor.

Oxidul de aluminiu este folosit pentru a produce aluminiu și, de asemenea, ca material refractar.

Hidroxidul de aluminiu este componenta principală a cunoscutelor medicamente Maalox, Almagel, care scad aciditatea sucului gastric.

Sărurile de aluminiu sunt puternic hidrolizate. Această proprietate este utilizată în procesul de purificare a apei. În apa care urmează să fie purificată se adaugă sulfat de aluminiu și o cantitate mică de var stins pentru a neutraliza acidul rezultat. Ca urmare, se eliberează un precipitat volumetric de hidroxid de aluminiu, care, depunându-se, ia cu el particule în suspensie de turbiditate și bacterii.

Astfel, sulfatul de aluminiu este un coagulant.

6. Obținerea aluminiului

1) Metoda modernă și rentabilă pentru producerea aluminiului a fost inventată de American Hall și francezul Héroux în 1886. Constă în electroliza unei soluții de oxid de aluminiu în criolit topit. Criolitul topit Na 3 AlF 6 dizolvă Al 2 O 3, cum dizolva apa zaharul. Electroliza unei „soluții” de oxid de aluminiu în criolitul topit are loc ca și cum criolitul ar fi doar un solvent, iar oxidul de aluminiu ar fi un electrolit.

2Al 2 O 3 curent electric → 4Al + 3O 2

În Enciclopedia engleză pentru băieți și fete, un articol despre aluminiu începe cu următoarele cuvinte: „La 23 februarie 1886, a început o nouă epocă a metalelor în istoria civilizației - epoca aluminiului. În această zi, Charles Hall, un chimist de 22 de ani, a apărut în laboratorul primului său profesor cu o duzină de bile mici de aluminiu alb-argintiu în mână și cu vestea că a găsit o modalitate de a fabrica acest metal. ieftin și în cantități mari. Așa că Hall a devenit fondatorul industriei americane de aluminiu și un erou național anglo-saxon, ca un om care a făcut o mare afacere din știință.

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

ESTE INTERESANT:

Aluminiul metalic a fost izolat pentru prima dată în 1825 de către fizicianul danez Hans Christian Oersted. Prin trecerea clorului gazos printr-un strat de alumină fierbinte amestecat cu cărbune, Oersted a izolat clorură de aluminiu fără cea mai mică urmă de umiditate. Pentru a restabili aluminiul metalic, Oersted trebuia să trateze clorura de aluminiu cu amalgam de potasiu. După 2 ani, chimistul german Friedrich Wöller. El a îmbunătățit metoda prin înlocuirea amalgamului de potasiu cu potasiu pur.
În secolele al XVIII-lea și al XIX-lea, aluminiul a fost principalul metal de bijuterii. În 1889, la Londra, D.I. Mendeleev a primit un cadou valoros pentru serviciile sale pentru dezvoltarea chimiei - cântare din aur și aluminiu.
Până în 1855, omul de știință francez Saint-Clair Deville a dezvoltat un proces de producere a aluminiului metal la scară industrială. Dar metoda era foarte costisitoare. Deville s-a bucurat de patronajul special al lui Napoleon al III-lea, împăratul Franței. În semn al devotamentului și al recunoștinței sale, Deville a făcut pentru fiul lui Napoleon, prințul nou-născut, un zdrăngăresc rafinat gravat - primul „produs de consum” din aluminiu. Napoleon chiar intenționa să-și echipeze paznicii cu cuirase de aluminiu, dar prețul era prohibitiv. La acel moment, 1 kg de aluminiu costa 1000 de mărci, adică. De 5 ori mai scump decât argintul. Abia după inventarea procedeului electrolitic, aluminiul a devenit la fel de valoros ca metalele convenționale.
Știați că aluminiul, pătrunzând în corpul uman, provoacă o tulburare a sistemului nervos. Cu excesul său, metabolismul este perturbat. Iar agenții de protecție sunt vitamina C, calciul, compușii de zinc.
Când aluminiul arde în oxigen și fluor, se eliberează multă căldură. Prin urmare, este folosit ca aditiv pentru combustibilul pentru rachete. Racheta Saturn arde 36 de tone de pulbere de aluminiu în timpul zborului. Ideea utilizării metalelor ca componentă a combustibilului pentru rachete a fost propusă pentru prima dată de F.A. Zander.

3. Consolidarea materialului studiat

Numarul 1. Pentru a obține aluminiu din clorură de aluminiu, calciul metalic poate fi folosit ca agent reducător. Faceți o ecuație pentru această reacție chimică, caracterizați acest proces folosind balanța electronică.
Gândi! De ce nu poate fi efectuată această reacție într-o soluție apoasă?

nr 2. Completați ecuațiile reacțiilor chimice:
Al+H 2 SO 4 (soluție) ->
Al + CuCl 2 ->
Al + HNO3 (conc) - t ->
Al + NaOH + H20 ->

Numarul 3. Rezolva problema:
Un aliaj de aluminiu-cupru a fost expus la un exces de soluție concentrată de hidroxid de sodiu în timp ce era încălzit. Au fost eliberați 2,24 litri de gaz (n.a.s.). Calculați compoziția procentuală a aliajului dacă masa lui totală a fost de 10 g?

4. Tema pentru acasă slide 2

AL Elementul III (A) al grupului de tabel D.I. Mendeleev Element cu numărul de serie 13, elementul său din perioada a 3-a Al treilea cel mai frecvent în scoarța terestră, numele este derivat din lat. "Aluminis" - alaun

Fizicianul danez Hans Oersted (1777-1851) Pentru prima dată, aluminiul a fost obținut de el în 1825 prin acțiunea amalgamului de potasiu asupra clorurii de aluminiu, urmată de distilarea mercurului.

Producția modernă de aluminiu Metoda modernă de producție a fost dezvoltată independent de americanul Charles Hall și francezul Paul Héroux în 1886. Constă în dizolvarea oxidului de aluminiu într-o topitură de criolit urmată de electroliză folosind cocs consumabil sau electrozi de grafit.

Ca student la Colegiul Oberlin, a învățat că poți să te îmbogățești și să obții recunoștința omenirii dacă inventezi o modalitate de a produce aluminiu la scară industrială. Ca un om posedat, Charles a efectuat experimente privind producerea de aluminiu prin electroliza unei topituri de criolit-alumină. La 23 februarie 1886, la un an după absolvirea facultății, Charles a produs primul aluminiu prin electroliză. Hall Charles (1863 - 1914) inginer chimist american

Paul Héroux (1863-1914) - inginer chimist francez În 1889 a deschis o fabrică de aluminiu la Fron (Franța), devenind directorul acesteia, a proiectat un cuptor cu arc electric pentru topirea oțelului, numit după el; a dezvoltat, de asemenea, o metodă electrolitică pentru producerea aliajelor de aluminiu

8 Aluminiu 1. Din istoria descoperirii Principala Următoarea În timpul descoperirii aluminiului, metalul era mai scump decât aurul. Britanicii au vrut să-l onoreze pe marele chimist rus D.I. Mendeleev cu un dar bogat, i-au oferit o balanță chimică, în care o ceașcă era din aur, cealaltă - din aluminiu. O ceașcă din aluminiu a devenit mai scumpă decât aurul. „Argintul din lut” rezultat i-a interesat nu numai pe oameni de știință, ci și pe industriași și chiar pe împăratul Franței. Mai departe

9 Aluminiu 7. Conținutul din scoarța terestră principală În continuare

Găsirea în natură Cel mai important mineral de aluminiu astăzi este bauxita.Principalul component chimic al bauxitei este alumina (Al 2 O 3) (28 - 80%).

11 Aluminiu 4. Proprietăți fizice Culoare - argintiu-alb t pl. = 660 °C. t b.p. ≈ 2450 °C. Conductiv electric, conductiv termic Ușor, densitate ρ = 2,6989 g/cm 3 Moale, ductil. acasă În continuare

12 Aluminiu 7. Găsit în natură Bauxită – Al 2 O 3 Alumină – Al 2 O 3 principal Următorul

13 Principalul aluminiu Introduceți cuvintele care lipsesc Aluminiul este un element din grupa III, subgrupul principal. Sarcina nucleului unui atom de aluminiu este +13. Există 13 protoni în nucleul unui atom de aluminiu. Există 14 neutroni în nucleul unui atom de aluminiu. Există 13 electroni într-un atom de aluminiu. Atomul de aluminiu are 3 niveluri de energie. Învelișul de electroni are o structură de 2e, 8e, 3e. La nivelul exterior, într-un atom există 3 electroni. Starea de oxidare a unui atom din compuși este +3. Substanța simplă aluminiul este un metal. Oxidul și hidroxidul de aluminiu sunt de natură amfoteră. Mai departe

14 Aluminiu 3 . Structura unei substanțe simple Metal Bond - metal Rețea cristalină - metal, cubic centrat pe față Mai mult

15 Aluminiu 2. Structură electronică 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 Înregistrare electronică scurtă 1 s 2 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Ordinea de completare principală În continuare

Aluminiu \u003d 2AlCl 3 4Al + 3C \u003d Al 4 C 3 C nemetale (cu halogeni, cu carbon) (Înlăturați filmul de oxid) 2 Al + 6 H 2 O \u003d 2Al (OH) 2 + H 2 C cu apă 2 Al + 6 HCl \u003d 2AlCl 3 + H 2 2Al + 3H 2 SO 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 + H 2 C acizi și 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 cu alcalii și 8Al + 3Fe 3 O 4 \u003d 4Al 2 O 3 + 9Fe 2Al + WO 3 + W C 3 \u003d oxi d a m e t a l l

17 Aluminiu 8. Obținerea 1825 H. Oersted: AlCl 3 + 3K = 3KCl + Al: Electroliză (t pl. = 2050 ° C): 2Al 2 O 3 = 4 Al + 3O 2 Electroliza (în criolitul de topire Na 3 AlF 6, t pl ≈ 1000 ° С): 2Al 2 O 3 \u003d 4 Al + 3O 2 principal Următorul

La sfârșitul anilor 90, în Rusia au fost puse în vigoare Regulile de instalare electrică (PUE) din a 7-a ediție, conform cărora instalarea electrică a rețelelor interne ale clădirilor din cabluri și fire de aluminiu cu o secțiune transversală mai mică de 16 mm2 este interzisă și este prescrisă efectuarea lor din sârmă de cupru. Motivul modificării cerințelor de reglementare au fost unele dintre proprietățile aluminiului.

aluminiul ca conductor electric

Cablurile și firele din aluminiu au fost mult timp utilizate pe scară largă atât pentru cablarea rețelelor de alimentare interioare în clădiri în diverse scopuri, cât și pentru așezarea liniilor electrice în aer liber. Acest lucru se datorează următoarelor proprietăți ale aluminiului:

greutate specifică scăzută, care este de trei ori mai ușoară decât cea a cuprului;
ușurința procesării;
cost redus al materialului;
conductivitate electrică bună, pe unitatea de masă;
rezistență ridicată la coroziune.

Cu toate acestea, alte caracteristici ale aluminiului sunt: fluiditate ridicată, care nu asigură o calitate suficientă a contactelor pentru o lungă perioadă de timp; rezistență scăzută la impact mecanic asupra ruperii; rezistență scăzută la căldură, ceea ce duce la o creștere a fragilității în timpul supraîncălzirii - a condus la introducerea unei interdicții privind instalarea electrică a firelor de aluminiu de secțiune mică pentru rețelele interne de alimentare cu energie.

Unul dintre principalele motive care a influențat modificarea cerințelor PUE este că în timpul funcționării se formează o peliculă subțire de oxid pe suprafața firelor de aluminiu, care are o conductivitate electrică mult mai proastă decât metalul de bază. Ca urmare, la joncțiunea firelor se formează o rezistență de contact mai mare, ceea ce crește semnificativ posibilitatea de încălzire a contactelor, riscul distrugerii și incendiului acestora.

Cuprul folosit ca material pentru cablurile și firele electrice, în ciuda costului mai mare, este lipsit de dezavantajele enumerate ale aluminiului și are o serie de avantaje: conductivitate mai mare; nu formează o peliculă de oxid la suprafață; flexibilitate mai mare, aceasta permite producerea de fire cu o secțiune transversală foarte mică de până la 0,3 mm2, care nu pot fi realizate din aluminiu.

Conexiune fire de aluminiu și cupru

Deoarece multe clădiri din construcția veche păstrează rețele electrice din fire de aluminiu, în timpul reparațiilor devine adesea necesară conectarea cablurilor din diferite materiale - cupru și aluminiu. Conform acelorași Reguli de Instalare Electrică, conectarea firelor de aluminiu și cupru se poate face în mai multe moduri:

cu ajutorul racordurilor tip „piuliță”, formate din trei plăci, între care firele sunt prinse cu șuruburi;
prin intermediul clemelor WAGO. Capetele firelor de conectat sunt decupate cu 10-15 mm, introduse în diferite orificii ale blocului terminal, apoi prinse cu blocuri de coborâre;
folosind blocuri terminale, care sunt o bară cu două găuri. Capetele firelor conectate sunt introduse în găuri de la capete diferite și prinse cu un șurub
folosind o conexiune simplă cu șuruburi, atunci când firele sunt prinse cu o piuliță cu o șaibă metalică așezată între ele. Această metodă este considerată temporară, deoarece nu este potrivită pentru încăperi cu umiditate ridicată și nu este utilizată pentru conexiuni în exterior.

Articolul a fost pregătit pe baza materialelor de pe site-ul http://energy-systems.ru/

Caracteristici generale.

Conceptul de element de tranziție este de obicei folosit pentru a se referi la orice element cu electroni d sau f de valență. Aceste elemente ocupă o poziție de tranziție în tabelul periodic între elementele s electropozitive și elementele p electronegative (vezi § 2, 3).

d-Elementele sunt numite elemente de tranziție principale. Atomii lor sunt caracterizați de formarea internă a sub-învelișurilor d. Faptul este că orbitalul s al învelișului lor exterior este de obicei umplut deja înainte de a începe umplerea orbitalilor d din învelișul electronic anterior. Aceasta înseamnă că fiecare electron nou adăugat în învelișul de electroni al următorului element d, în conformitate cu principiul de umplere (vezi § 2), nu cade pe învelișul exterior, ci pe subînvelișul interior care îl precede. Proprietățile chimice ale acestor elemente sunt determinate de participarea electronilor din ambele învelișuri la reacții.

d-Elementele formează trei serii de tranziție - în perioada a 4-a, a 5-a și, respectiv, a 6-a. Prima serie de tranziție include 10 elemente, de la scandiu la zinc. Se caracterizează prin dezvoltare internă -orbitali (Tabelul 15.1). Orbitul se umple mai devreme decât orbital, deoarece are mai puțină energie (vezi regula lui Klechkovsky, § 2).

Cu toate acestea, trebuie remarcate două anomalii. Cromul și cuprul au un singur electron fiecare în orbitalii lor. Acest lucru se datorează faptului că subshell-urile semi-umplute sau umplute sunt mai stabile decât subshell-urile parțial umplute.

În atomul de crom, fiecare dintre cei cinci orbitali care formează subînvelișul are câte un electron. O astfel de subshell este umplută pe jumătate. Într-un atom de cupru, fiecare dintre cei cinci orbitali are o pereche de electroni. O anomalie similară este observată în argint.

(Al), galiu (Ga), indiu (In) și taliu (T l).

După cum se poate observa din datele furnizate, toate aceste elemente au fost deschise în al XIX-lea.

Descoperirea metalelor subgrupului principal III grupuri

LA	Al	Ga	În	Tl
1806	1825	1875	1863	1861
G. Lussac,	G.H. Oersted	L. de Boisbaudran	F. Reich,	W. Escrocii
L. Tenard	(Danemarca)	(Franţa)	I. Richter	(Anglia)
(Franţa)			(Germania)

În această prelegere, vom arunca o privire mai atentă asupra proprietăților aluminiului.

1. Poziția aluminiului în tabelul lui D. I. Mendeleev. Structura atomului, stările de oxidare prezentate.

Elementul din aluminiu este situat în III grupa, subgrupa principală „A”, a treia perioadă a sistemului periodic, numărul de serie nr. 13, masa atomică relativă Ar (Al ) = 27. Vecinul său din stânga în tabel este magneziul, un metal tipic, iar în dreapta, siliciul, care nu mai este un metal. Prin urmare, aluminiul trebuie să prezinte proprietăți de natură intermediară, iar compușii săi sunt amfoteri.

Al +13) 2) 8) 3 , p este un element,

Stare de bază

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

stare de excitat

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

Aluminiul prezintă o stare de oxidare de +3 în compuși:

Al 0 - 3 e - → Al +3

2. Proprietăți fizice

Aluminiul sub formă liberă este un metal alb-argintiu cu conductivitate termică și electrică ridicată.Temperatura de topire este de 650 ° C. Aluminiul are o densitate scăzută (2,7 g / cm 3) - de aproximativ trei ori mai mică decât cea a fierului sau a cuprului și, în același timp, este un metal durabil.

3. A fi în natură

În ceea ce privește prevalența în natură, ocupă Primul între metale și al treilea între elemente al doilea numai după oxigen și siliciu. Procentul de conținut de aluminiu din scoarța terestră, conform diverșilor cercetători, variază între 7,45 și 8,14% din masa scoarței terestre.

În natură, aluminiul apare numai în compuși (minerale).

Unii dintre ei:

· Bauxite - Al 2 O 3 H 2 O (cu impurități SiO 2, Fe 2 O 3, CaCO 3)

· Nefeline - KNa 3 4

· Alunite - KAl(SO4)22Al(OH)3

· Alumină (amestecuri de caolini cu nisip SiO 2, calcar CaCO 3, magnezit MgCO 3)

· Corindon - Al 2 O 3

· Feldspat (ortoclază) - K 2 O × Al 2 O 3 × 6SiO 2

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

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

· Beril - 3BeO Al2O36SiO2

Bauxită
Al2O3	Corindon
	Rubin
	Safir

4. Proprietățile chimice ale aluminiului și ale compușilor săi

Aluminiul interacționează ușor cu oxigenul în condiții normale și este acoperit cu o peliculă de oxid (oferă un aspect mat).

DEMONSTRAREA FILMULUI DE OXID

Grosimea sa este de 0,00001 mm, dar datorită lui, aluminiul nu se corodează. Pentru a studia proprietățile chimice ale aluminiului, pelicula de oxid este îndepărtată. (Folosind șmirghel sau chimic: mai întâi coborând într-o soluție alcalină pentru a îndepărta pelicula de oxid și apoi într-o soluție de săruri de mercur pentru a forma un aliaj de aluminiu-mercur - un amalgam).

eu. Interacțiunea cu substanțe simple

2A l + 3 S \u003d A l 2 S 3 (sulfură de aluminiu),

2A l + N 2 \u003d 2A lN (nitrură de aluminiu),

A l + P = A l P (fosfură de aluminiu),

4A l + 3C \u003d A l 4 C 3 (carbură de aluminiu).

2 Al +3 I 2 \u003d 2 A l I 3 (iodură de aluminiu) EXPERIENŢĂ

Toți acești compuși sunt complet hidrolizați cu formarea de hidroxid de aluminiu și, în consecință, hidrogen sulfurat, amoniac, fosfină și metan:

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

Sub formă de ras sau pulbere, arde puternic în aer, eliberând o cantitate mare de căldură:

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

ARDEREA ALUMINIUULUI ÎN AER

EXPERIENŢĂ

II. Interacțiunea cu substanțe complexe

Interacțiunea cu apa :

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

fără peliculă de oxid

EXPERIENŢĂ

Interacțiunea cu oxizii metalici:

Aluminiul este un agent reducător bun, deoarece este unul dintre metalele active. Este în seria de activitate imediat după metalele alcalino-pământoase. Asa de reface metalele din oxizii lor . O astfel de reacție - aluminotermia - este folosită pentru a obține metale rare pure, precum wolfram, vanadiul etc.

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

Amestecul de termită de Fe 3 O 4 și Al (pulbere) este, de asemenea, utilizat în sudarea cu termită.

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

Interacțiunea cu acizii :

Cu o soluție de acid sulfuric: 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.

Interacțiunea cu alcalii .

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

EXPERIENŢĂ

N / A[DARl(OH) 4] – tetrahidroxoaluminat de sodiu

La sugestia chimistului Gorbov, în timpul războiului ruso-japonez, această reacție a fost folosită pentru a produce hidrogen pentru baloane.

Cu soluții sărate:

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

Dacă suprafața aluminiului este frecată cu sare de mercur, atunci are loc următoarea reacție:

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

Mercurul eliberat dizolvă aluminiul, formând un amalgam .

Detectarea ionilor de aluminiu în soluții : EXPERIENŢĂ

5. Aplicarea aluminiului și a compușilor săi

Proprietățile fizice și chimice ale aluminiului au dus la utilizarea sa pe scară largă în tehnologie. Industria aviației este un mare consumator de aluminiu.: 2/3 aeronava este fabricata din aluminiu si aliajele acestuia. O aeronavă din oțel ar fi prea grea și ar putea transporta mult mai puțini pasageri. Prin urmare, aluminiul este numit metal înaripat. Cablurile și firele sunt fabricate din aluminiu: cu aceeași conductivitate electrică, masa lor este de 2 ori mai mică decât produsele corespunzătoare din cupru.

Având în vedere rezistența la coroziune a aluminiului, acesta fabricarea de piese de aparate si recipiente pentru acid azotic. Pulberea de aluminiu este baza pentru fabricarea vopselei argintii pentru a proteja produsele din fier de coroziune, precum și pentru a reflecta razele termice, o astfel de vopsea este folosită pentru a acoperi depozitele de ulei și costumele pompierilor.

Oxidul de aluminiu este folosit pentru a produce aluminiu și, de asemenea, ca material refractar.

Hidroxidul de aluminiu este componenta principală a cunoscutelor medicamente Maalox, Almagel, care scad aciditatea sucului gastric.

Astfel, sulfatul de aluminiu este un coagulant.

6. Obținerea aluminiului

1) Metoda modernă și rentabilă pentru producerea aluminiului a fost inventată de American Hall și francezul Héroux în 1886. Constă în electroliza unei soluții de oxid de aluminiu în criolit topit. Criolitul topit Na 3 AlF 6 dizolvă Al 2 O 3 pe măsură ce apa dizolvă zahărul. Electroliza unei „soluții” de oxid de aluminiu în criolitul topit are loc ca și cum criolitul ar fi doar un solvent, iar oxidul de aluminiu ar fi un electrolit.

2Al 2 O 3 curent electric → 4Al + 3O 2

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

ESTE INTERESANT:

Aluminiul metalic a fost izolat pentru prima dată în 1825 de către fizicianul danez Hans Christian Oersted. Prin trecerea clorului gazos printr-un strat de alumină fierbinte amestecat cu cărbune, Oersted a izolat clorură de aluminiu fără cea mai mică urmă de umiditate. Pentru a restabili aluminiul metalic, Oersted trebuia să trateze clorura de aluminiu cu amalgam de potasiu. După 2 ani, chimistul german Friedrich Wöller. El a îmbunătățit metoda prin înlocuirea amalgamului de potasiu cu potasiu pur.
În secolele al XVIII-lea și al XIX-lea, aluminiul a fost principalul metal de bijuterii. În 1889, la Londra, D.I. Mendeleev a primit un cadou valoros pentru serviciile sale pentru dezvoltarea chimiei - cântare din aur și aluminiu.
Până în 1855, omul de știință francez Saint-Clair Deville a dezvoltat un proces de producere a aluminiului metal la scară industrială. Dar metoda era foarte costisitoare. Deville s-a bucurat de patronajul special al lui Napoleon al III-lea, împăratul Franței. În semn al devotamentului și al recunoștinței sale, Deville a realizat pentru fiul lui Napoleon, prințul nou-născut, un zdrănător gravat elegant - primul „produs de consum” din aluminiu. Napoleon chiar intenționa să-și echipeze paznicii cu cuirase de aluminiu, dar prețul era prohibitiv. La acel moment, 1 kg de aluminiu costa 1000 de mărci, adică. De 5 ori mai scump decât argintul. Abia după inventarea procedeului electrolitic, aluminiul a devenit la fel de valoros ca metalele convenționale.
Știați că aluminiul, pătrunzând în corpul uman, provoacă o tulburare a sistemului nervos.Când este în exces, metabolismul este perturbat. Iar agenții de protecție sunt vitamina C, calciul, compușii de zinc.
Când aluminiul arde în oxigen și fluor, se eliberează multă căldură. Prin urmare, este folosit ca aditiv pentru combustibilul pentru rachete. Racheta Saturn arde 36 de tone de pulbere de aluminiu în timpul zborului. Ideea utilizării metalelor ca componentă a combustibilului pentru rachete a fost propusă pentru prima dată de F.A. Zander.

SIMULAtoare

Simulatorul nr. 1 - Caracteristicile aluminiului după poziție în sistemul periodic al elementelor lui D. I. Mendeleev

Simulatorul nr. 2 - Ecuații pentru reacțiile aluminiului cu substanțe simple și complexe

Simulatorul nr. 3 - Proprietățile chimice ale aluminiului

SARCINI DE INFORTARE

Numarul 1. Pentru a obține aluminiu din clorură de aluminiu, calciul metalic poate fi folosit ca agent reducător. Faceți o ecuație pentru această reacție chimică, caracterizați acest proces folosind balanța electronică.
Gândi! De ce nu poate fi efectuată această reacție într-o soluție apoasă?

nr 2. Finalizați ecuațiile reacțiilor chimice:
Al + H2S04 (soluție ) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO 3 ( conc )-t ->
Al + NaOH + H20 ->

Numarul 3. Efectuați transformări:
Al -> AlCl 3 -> Al -> Al 2 S 3 -> Al(OH) 3 - t -> Al 2 O 3 -> Al

nr. 4. Rezolva problema:
Un aliaj de aluminiu-cupru a fost expus la un exces de soluție concentrată de hidroxid de sodiu în timp ce era încălzit. Au fost eliberați 2,24 litri de gaz (n.a.s.). Calculați compoziția procentuală a aliajului dacă masa lui totală a fost de 10 g?

Portal pentru student. Autoinstruire

Descarca:

Previzualizare:

aluminiul ca conductor electric

Conexiune fire de aluminiu și cupru

Caracteristici generale.

ARTICOLE SIMILARE