Алюминий

Химия элемента IIIA группы: самый распространенный металл

1. Общая характеристика

Алюминий (Al) находится в III группе (главной подгруппе) 3-го периода Периодической системы. Порядковый номер 13.

Строение атома

Электронная конфигурация в основном состоянии:

В возбужденном состоянии один s-электрон переходит на p-подуровень, и конфигурация внешнего уровня становится 3s¹3p², что объясняет валентность III и степень окисления +3.

Физические свойства

Алюминий — легкий серебристо-белый металл.

• Плотность: низкая (2,7 г/см³), что делает его незаменимым в авиастроении («крылатый металл»).
• Температура плавления: 660°C.
• Проводимость: обладает высокой тепло- и электропроводностью (уступает серебру и меди, но значительно легче и дешевле их).
• Пластичность: легко поддается ковке, прокатке в фольгу и вытягиванию в проволоку.
  Смотреть видео

  

  Скрыть видео

2. Нахождение в природе

Алюминий — самый распространенный металл в земной коре (и третий элемент после кислорода и кремния). Из-за высокой активности в свободном виде не встречается.

3. Способы получения

Традиционное восстановление углем неэффективно из-за образования карбидов. Поэтому используется электрохимический метод.

4. Химические свойства алюминия

Алюминий — сильный восстановитель. В реакциях отдает 3 электрона (Al⁰ - 3e → Al⁺³).

4.1. Взаимодействие с простыми веществами

С галогенами	Алюминий энергично реагирует со всеми галогенами (фтор, хлор, бром, йод), образуя галогениды. Реакция с йодом начинается при добавлении капли воды, которая выступает в качестве катализатора: 2Al + 3I2 H2O→ 2AlI3 Смотреть видео Скрыть видео С хлором и бромом процессы часто сопровождаются воспламенением: 2Al + 3Cl2 t°→ 2AlCl3
С кислородом	Порошкообразный алюминий (или фольга) при сильном нагревании сгорает ослепительно белым пламенем. Выделяется огромное количество теплоты. Этот принцип используется в алюминиевых порошках для фейерверков: 4Al + 3O2 t°→ 2Al2O3 Смотреть видео Скрыть видео
С серой	При сплавлении порошков алюминия и серы наблюдается бурное взаимодействие с образованием сульфида. Эта соль необратимо гидролизуется (разлагается) водой: 2Al + 3S t°→ Al2S3
С углеродом	При очень сильном нагревании (>1000°C) алюминий соединяется с углеродом, образуя карбид (метанид). При гидролизе метанида выделяется газ метан (CH4): 4Al + 3C t°→ Al4C3
С азотом	Реакция с азотом протекает значительно труднее — требуется нагревание до 800–1000°C, образуется тугоплавкий нитрид алюминия: 2Al + N2 t°→ 2AlN
С фосфором	Образуется фосфид алюминия, который под воздействием воды или влаги воздуха выделяет ядовитый газ фосфин (PH3): Al + P t°→ AlP
С водородом	Не реагирует напрямую. Гидрид алюминия (AlH3) получают косвенным путем.

4.2. Взаимодействие со сложными веществами

Свойство	Уравнения реакций
С водой (амальгама или без оксидной пленки)	Если удалить защитную оксидную пленку (например, механически добавив соли ртути для образования амальгамы), алюминий активно взаимодействует с водой при обычной температуре. Выделяется водород и образуется рыхлый осадок гидроксида: 2Al + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2↑ Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео Обычный Al в воде не растворяется (из-за прочной плёнки Al2O3).
С кислотами-неокислителями (HCl, разб. H₂SO₄)	Алюминий легко растворяется в растворах сильных кислот, вытесняя водород (так как стоит значительно левее водорода в ряду напряжений): 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2↑ Смотреть видео Скрыть видео 2Al + 3H2SO4(разб.) → Al2(SO4)3 + 3H2↑
С конц. H₂SO₄ (при нагревании)	На холоде концентрированная серная кислота пассивирует (не реагирует) алюминий (образуется уплотненная оксидная пленка, останавливающая реакцию). При сильном нагревании растворение происходит с выделением сернистого газа: 2Al + 6H2SO4(конц.) t°→ Al2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O В особых условиях с конц. H2SO4 могут также выделяться S или H2S.
С HNO₃ (при нагревании)	Как и с конц. серной кислотой, концентрированная HNO3 пассивирует алюминий на холоде. При нагревании образуется бурый газ (NO2). При уменьшении концентрации кислоты выделяются более глубокие продукты восстановления азота: Концентрированная: Al + 6HNO3(конц.) t°→ Al(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O Разбавленная: 10Al + 36HNO3(разб.) → 10Al(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O Очень разбавленная: 8Al + 30HNO3(оч.разб.) → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
С щелочами (в растворе)	Алюминий (из-за своей амфотерности) легко реагирует с водными растворами щелочей. Разрушается оксидная пленка, выделяется водород и образуется комплексная соль (тетрагидроксоалюминат): 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
С щелочами (в расплаве)	При сплавлении со щелочами (без избытка воды) образуются безводные соли — алюминаты, и выделяется водород: 2Al + 2NaOH + 2H2O t°→ 2NaAlO2 + 3H2↑
Алюмотермия (с оксидами металлов)	Алюминий — сильный восстановитель, применяемый для вытеснения тяжелых и тугоплавких металлов из их оксидов. Реакции идут со значительным выделением тепла и света (разгорание): 2Al + Fe2O3 t°→ Al2O3 + 2Fe Смотреть видео Скрыть видео 8Al + 3Fe3O4 t°→ 4Al2O3 + 9Fe 2Al + Cr2O3 t°→ Al2O3 + 2Cr
С окислителями в щелочной среде	Важная особенность: в сильнощелочной среде алюминий восстанавливает нитраты и нитриты вплоть до аммиака. Реакция идет при нагревании. Водород при этом не выделяется! 8Al + 3KNO3 + 5KOH + 18H2O → 8K[Al(OH)4] + 3NH3↑ 2Al + NaNO2 + NaOH + 5H2O → 2Na[Al(OH)4] + NH3↑

5.1. Оксид алюминия (Al₂O₃)

Белое тугоплавкое вещество. Модификация "корунд" обладает очень высокой твердостью. Типичный амфотерный оксид.

Получение Al₂O₃

Химические свойства Al₂O₃

Свойство	Уравнения реакций
С водой	Оксид алюминия (корунд) — это один из самых химически стойких оксидов. С водой он абсолютно не реагирует. Не реагирует
С кислотами (проявление основных свойств)	Будучи амфотерным, оксид реагирует с растворами сильных кислот, образуя соли алюминия: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
С щелочами (проявление кислотных свойств)	Взаимодействует с основаниями. Продукты реакции зависят от условий (наличия растворителя): В растворе образуются растворимые комплексные соли: Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] В расплаве образуются безводные соли (алюминаты): Al2O3 + 2NaOH t°→ 2NaAlO2 + H2O
С основными оксидами и карбонатами	Проявляя кислотные свойства в процессах сплавления, вытесняет более летучие кислотные оксиды (углекислый газ) или реагирует с основными оксидами: Al2O3 + Na2O t°→ 2NaAlO2 Al2O3 + Na2CO3 t°→ 2NaAlO2 + CO2↑

5.2. Гидроксид алюминия (Al(OH)₃)

Белый студенистый осадок, нерастворимый в воде. Типичный амфотерный гидроксид.

Получение Al(OH)₃

Способ	Уравнение реакции
Действие аммиака на соль (лучший способ)	Для получения амфотерных гидроксидов лучше всего использовать слабые основания (раствор аммиака). В избытке сильной щелочи амфотерный осадок бы растворился, а в избытке раствора аммиака — нет: AlCl3 + 3NH3·H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl
Недостаток щелочи + соль Al	При осторожном добавлении щелочи (недостаток) выпадает белый осадок, который можно легко растворить дальнейшим приливанием щелочи: AlCl3 + 3NaOH(недост.) → Al(OH)3↓ + 3NaCl
CO2 через алюминат	При пропускании углекислого газа через раствор комплексной соли она разрушается. Образуется осадок Al(OH)3, нерастворимый в угольной кислоте: Na[Al(OH)4] + CO2(изб) → Al(OH)3↓ + NaHCO3 В побочном продукте получается именно кислая соль NaHCO3, так как CO2 в избытке.
Взаимный гидролиз (соль Al³⁺ + соль слабой кислоты)	При сливании растворов солей, образованных слабым основанием (Al3+) и слабой кислотой (карбонаты, сульфиды), происходит полный (необратимый) гидролиз: 2AlCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ + 6NaCl 2AlCl3 + 3Na2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ + 6NaCl

Химические свойства Al(OH)₃

Свойство	Уравнения реакций
С кислотами (как основание)	Легко растворяется в растворах сильных кислот с образованием солей алюминия: Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3HNO3 → Al(NO3)3 + 3H2O
С щелочами (как кислота)	Свежий осадок легко растворяется в щелочах. В водном растворе образуется комплекс, а при сплавлении — алюминат: В растворе: Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] В расплаве: Al(OH)3 + NaOH t°→ NaAlO2 + 2H2O
Разложение (при нагревании)	Как и все нерастворимые основания, амфотерные гидроксиды при прокаливании разлагаются: 2Al(OH)3 t°→ Al2O3 + 3H2O

5.3. Соли алюминия

Особенности солей

Соли алюминия и сильных кислот (хлориды, сульфаты, нитраты) растворимы в воде. Водные растворы имеют кислую среду из-за гидролиза по катиону:

Al³⁺ + HOH ⇄ AlOH²⁺ + H⁺

Комплексные соли (Тетрагидроксоалюминаты)

Важные для ЕГЭ реакции разрушения комплексов.
Представляйте Na[Al(OH)₄] как смесь NaOH + Al(OH)₃.

Алюминаты (Полученные сплавлением)

5.4. Бинарные соединения

Многие бинарные соединения алюминия подвергаются необратимому гидролизу.

Соединение	Уравнения реакций
Сульфид алюминия Al2S3	Легко разрушается: водой (до H2S), растворами кислот и концентрированными кислотами-окислителями (окисляется вплоть до серной кислоты): С водой: Al2S3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑ С кислотами: Al2S3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2S↑ С конц. азотной кислотой: Al2S3 + 30HNO3(к) → 2Al(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O
Карбид алюминия Al4C3	Является метанидом (содержит C4-), поэтому при гидролизе (в присутствии воды или кислот) выделяет газ метан (CH4): Al4C3 + 12H2O → 4Al(OH)3↓ + 3CH4↑
Нитрид алюминия AlN	Необратимо разрушается водой (с выделением аммиака) или растворами кислот (аммиак связывается в соль аммония): AlN + 3H2O → Al(OH)3↓ + NH3↑ AlN + 4HCl → AlCl3 + NH4Cl

6. Качественные реакции

Для обнаружения иона Al³⁺ используют реакцию с щелочью: при постепенном добавлении щелочи сначала выпадает белый осадок, который растворяется в избытке реагента.

1. Добавление OH^-: Al³⁺ + 3OH^- → Al(OH)₃↓ (белый осадок)
2. Избыток OH^-: Al(OH)₃ + OH^- → [Al(OH)₄]^- (растворение осадка)

Если использовать раствор аммиака (NH₃·H₂O), осадок выпадает, но не растворяется в избытке, так как аммиак — слабое основание.

7. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с алюминием на канале Thoisoi:

• Алюминий (Aluminium) — свойства и реакции