Главная / Неорганическая химия / Металлы / Алюминий

Алюминий

Химия элемента IIIA группы: самый распространенный металл

🧠

Вызов для любознательных!

В самом конце страницы вас ждет уникальная олимпиадная цепочка с запутанной схемой, скрытыми реакциями и расчетом массовой доли. Бросьте вызов своим знаниям неорганической химии!

Важно для ЕГЭ

Алюминий — типичный амфотерный металл. Он сам, его оксид и гидроксид реагируют как с кислотами, так и с щелочами. В соединениях проявляет постоянную степень окисления +3.

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:

1s²2s²2p⁶3s²3p¹

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

Оксидная пленка

Поверхность алюминия всегда покрыта тонкой, но очень прочной оксидной пленкой Al₂O₃. Она защищает металл от дальнейшего окисления и взаимодействия с водой и кислотами-окислителями (на холоде). Именно благодаря ей алюминиевая посуда не растворяется в воде, хотя алюминий — очень активный металл.

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.

Вопрос 1: Электронное строение

Проверка

Какую конфигурацию внешнего энергетического уровня имеет атом алюминия в основном состоянии? Сколько у него неспаренных электронов?

Ответ: Конфигурация $3s^2 3p^1$. Один неспаренный электрон.

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.

Название минерала	Формула / Комментарий
Боксит	Формула: Al₂O₃ · nH₂O Комментарий: Основная руда для получения алюминия (содержит примеси SiO₂, Fe₂O₃).
Корунд	Формула: Al₂O₃ Комментарий: Очень твердый минерал.
Рубин	Формула: Al₂O₃ (с примесью Cr) Комментарий: Драгоценный камень красного цвета.
Сапфир	Формула: Al₂O₃ (с примесью Ti и Fe) Комментарий: Драгоценный камень синего цвета.
Криолит	Формула: Na₃[AlF₆] Комментарий: Используется как растворитель при электролизе глинозема.
Каолинит (Глина)	Формула: Al₂O₃ · 2SiO₂ · 2H₂O Комментарий: Основа керамики.
Нефелин	Формула: KNa₃[AlSiO₄]₄ Комментарий: Важное сырье.

Вопрос 1: Природные минералы

Проверка

Установите соответствие между названием минерала и его составом:
1) Боксит
2) Корунд
3) Криолит

А) $Al_2O_3$
Б) $Al_2O_3 \cdot nH_2O$
В) $Na_3[AlF_6]$

Ответ: 1 - Б, 2 - А, 3 - В.

3. Способы получения

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

1. Электролиз расплава оксида алюминия (Промышленный способ Холла-Эру):

Оксид алюминия (глинозем) плавится при очень высокой температуре (2050°C). Для снижения энергозатрат его растворяют в расплавленном криолите (Na₃AlF₆), что снижает температуру процесса до ~960°C и повышает электропроводность.

2Al₂O₃ электролизв криолите→ 4Al + 3O₂↑

Процесс происходит с использованием графитовых электродов, которые постепенно сгорают в выделяющемся кислороде (C + O₂ → CO₂).

2. Химическое восстановление (Лабораторный способ):

Впервые алюминий был получен восстановлением его безводного хлорида металлическим калием (Велер, 1827):

AlCl₃ + 3K t°→ Al + 3KCl

Исторический факт

В XIX веке алюминий стоил дороже золота! На банкетах Наполеона III самые почетные гости ели алюминиевыми ложками, а "простые смертные" — золотыми. Менделееву в подарок преподнесли весы с чашами из алюминия, как из самого дорогого металла того времени.

Вопрос 1: Получение алюминия (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения промышленного получения алюминия и алюминотермии:
1) $Al_2O_3 \xrightarrow{эл. ток, криолит} \dots + \dots\uparrow$
2) $Fe_3O_4 + Al \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
3) $Cr_2O_3 + Al \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
4) $V_2O_5 + Al \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$

Ответ:

$2Al_2O_3 \xrightarrow{эл. ток, криолит} 4Al + 3O_2\uparrow$
$3Fe_3O_4 + 8Al \xrightarrow{t^\circ} 4Al_2O_3 + 9Fe$
$Cr_2O_3 + 2Al \xrightarrow{t^\circ} Al_2O_3 + 2Cr$
$3V_2O_5 + 10Al \xrightarrow{t^\circ} 5Al_2O_3 + 6V$

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 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
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↑ 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↑ 2Al + 3H₂SO_4(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 + 6H₂SO_4(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 + 6HNO_3(конц.) t°→ Al(NO₃)₃ + 3NO₂↑ + 3H₂O Разбавленная: 10Al + 36HNO_3(разб.) → 10Al(NO₃)₃ + 3N₂↑ + 18H₂O Очень разбавленная: 8Al + 30HNO_{3(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 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↑

Термит

Смесь порошка алюминия и железной окалины (Fe₃O₄) называется "термитом". При поджигании она горит с выделением колоссальной температуры (до 2500°C), которой достаточно, чтобы расплавленное железо заваривало рельсы прямо на путях!

Вопрос 1: Взаимодействие с простыми веществами, кислотами и щелочами (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций, характеризующие свойства алюминия:

$Al + I_2 \xrightarrow{H_2O} \dots$
$Al + C \xrightarrow{t^\circ} \dots$
$Al + NaOH + H_2O \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
$Al + KOH \xrightarrow{t^\circ(сплавление)} \dots + \dots\uparrow$
$Al + H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} Al_2(SO_4)_3 + \dots\uparrow + \dots$
$Al + HNO_3(разб.) \rightarrow \dots + N_2O\uparrow + \dots$

Ответ:

$2Al + 3I_2 \xrightarrow{H_2O} 2AlI_3$ (вода — катализатор)
$4Al + 3C \xrightarrow{t^\circ} Al_4C_3$
$2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$
$2Al + 2KOH + 2H_2O \xrightarrow{t^\circ} 2KAlO_2 + 3H_2\uparrow$ (образуется метаалюминат)
$2Al + 6H_2SO_4(конц.) \xrightarrow{t^\circ} Al_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$
$8Al + 30HNO_3(разб.) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3N_2O\uparrow + 15H_2O$

5.1. Оксид алюминия (Al₂O₃)

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

Получение Al₂O₃

Способ	Уравнение реакции
Горение металла	Алюминий сгорает ослепительно ярко, образуя прочную кристаллическую решетку корунда: 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
Разложение гидроксида	Амфотерный гидроксид легко теряет воду при прокаливании: 2Al(OH)₃ t°→ Al₂O₃ + 3H₂O
Разложение нитрата	Нитрат алюминия при термическом разложении дает оксид, диоксид азота и кислород: 4Al(NO₃)₃ t°→ 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

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↑

Вопрос 1: Амфотерность оксида (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций оксида алюминия ($Al_2O_3$):

$Al_2O_3 + H_2SO_4 \rightarrow \dots$
$Al_2O_3 + NaOH + H_2O \rightarrow \dots$
$Al_2O_3 + Na_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots\uparrow$
$Al_2O_3 + NaOH \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$

Ответ:

$Al_2O_3 + 3H_2SO_4 \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3H_2O$
$Al_2O_3 + 2NaOH + 3H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4]$
$Al_2O_3 + Na_2CO_3 \xrightarrow{t^\circ} 2NaAlO_2 + CO_2\uparrow$
$Al_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2NaAlO_2 + H_2O$

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] + CO_2(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

Вопрос 1: Свойства гидроксида (Уравнения)

Проверка

Напишите уравнения реакций получения и свойств гидроксида алюминия:

$AlCl_3 + NH_3 \cdot H_2O(изб) \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
$Al_2(SO_4)_3 + NaOH(недост) \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
$Al(OH)_3 + KOH(водн.) \rightarrow \dots$
$Al(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} \dots + \dots$
$Al(OH)_3 + HNO_3 \rightarrow \dots + \dots$

Ответ:

$AlCl_3 + 3NH_3 \cdot H_2O \rightarrow Al(OH)_3\downarrow + 3NH_4Cl$ (в аммиаке осадок не растворяется)
$Al_2(SO_4)_3 + 6NaOH \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3Na_2SO_4$
$Al(OH)_3 + KOH \rightarrow K[Al(OH)_4]$
$2Al(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} Al_2O_3 + 3H_2O$
$Al(OH)_3 + 3HNO_3 \rightarrow Al(NO_3)_3 + 3H_2O$

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.

Реагент	Уравнение реакции
Сильная кислота (избыток)	Избыток сильной кислоты разрушает комплекс полностью (до соли алюминия и хлорида натрия). Осадка при этом не наблюдается: Na[Al(OH)₄] + 4HCl → NaCl + AlCl₃ + 4H₂O
Сильная кислота (недостаток)	При строгом добавлении кислоты в недостатке мы нейтрализуем щелочное окружение (одна из OH-групп комплекса), и выпадает Al(OH)₃: Na[Al(OH)₄] + HCl → NaCl + Al(OH)₃↓ + H₂O
Слабые кислоты и кислотные оксиды (CO₂, SO₂, H₂S)	Слабые кислоты способны разрушить комплекс и выделить осадок гидроксида алюминия. Сам осадок слабыми кислотами не растворяется (даже если они в избытке): Na[Al(OH)₄] + CO₂ → Al(OH)₃↓ + NaHCO₃ 2Na[Al(OH)₄] + H₂S → 2Al(OH)₃↓ + NaHS + 2H₂O
Соли Al³⁺	Своеобразное сопропорционирование: комплекс отдает щелочь простому катиону. Оба продукта выпадают в виде осадка Al(OH)₃: 3Na[Al(OH)₄] + AlCl₃ → 4Al(OH)₃↓ + 3NaCl
Термическое разложение	При сильном нагревании или прокаливании комплексные соли теряют воду и превращаются в алюминаты: Na[Al(OH)₄] t°→ NaAlO₂ + 2H₂O

Алюминаты (Полученные сплавлением)

Свойство	Уравнение реакции
С кислотами	Алюминаты реагируют с растворами сильных кислот, растворяясь с образованием солей: NaAlO₂ + 4HCl → NaCl + AlCl₃ + 2H₂O
Гидролиз в воде	В водных растворах алюминаты превращаются в стабильные комплексные соединения (тетрагидроксоалюминаты): NaAlO₂ + 2H₂O ⇄ Na[Al(OH)₄] За счет этой реакции они создают щелочную среду.

Вопрос 1: Разрушение комплексов и совместный гидролиз (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций разрушения комплексов и совместного гидролиза:

$Na[Al(OH)_4] + CO_2(изб) \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
$K[Al(OH)_4] + SO_2(изб) \rightarrow \dots\downarrow + \dots$
$Na[Al(OH)_4] + HCl(изб) \rightarrow \dots + \dots + \dots$
$AlCl_3 + Na_2CO_3 + H_2O \rightarrow \dots\downarrow + \dots\uparrow + \dots$
$Al_2(SO_4)_3 + K_2S + H_2O \rightarrow \dots\downarrow + \dots\uparrow + \dots$

Ответ:

$Na[Al(OH)_4] + CO_2 \rightarrow Al(OH)_3\downarrow + NaHCO_3$
$K[Al(OH)_4] + SO_2 \rightarrow Al(OH)_3\downarrow + KHSO_3$
$Na[Al(OH)_4] + 4HCl \rightarrow NaCl + AlCl_3 + 4H_2O$
$2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3CO_2\uparrow + 6NaCl$
$Al_2(SO_4)_3 + 3K_2S + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow + 3K_2SO_4$

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 + 30HNO_3(к) → 2Al(NO₃)₃ + 3H₂SO₄ + 24NO₂ + 12H₂O
Карбид алюминия Al₄C₃	Является метанидом (содержит C^4-), 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

Вопрос 1: Гидролиз бинарных соединений (Уравнения)

Проверка

Допишите уравнения реакций гидролиза бинарных соединений и их взаимодействия с кислотами-окислителями:

$Al_4C_3 + H_2O \rightarrow \dots\downarrow + \dots\uparrow$
$Al_2S_3 + HCl \rightarrow \dots + \dots\uparrow$
$AlP + HNO_3(конц.) \rightarrow H_3PO_4 + \dots + \dots + \dots$
$Al_4C_3 + HNO_3(конц.) \rightarrow \dots + \dots\uparrow + \dots\uparrow + \dots$

Ответ:

$Al_4C_3 + 12H_2O \rightarrow 4Al(OH)_3\downarrow + 3CH_4\uparrow$
$Al_2S_3 + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2S\uparrow$
$AlP + 8HNO_3(конц.) \rightarrow Al(NO_3)_3 + H_3PO_4 + 8NO_2\uparrow + 4H_2O$
$Al_4C_3 + 36HNO_3(конц.) \rightarrow 4Al(NO_3)_3 + 3CO_2\uparrow + 24NO_2\uparrow + 18H_2O$

6. Качественные реакции

Рис. 4. Качественная реакция на ион алюминия

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

Добавление OH^-: Al³⁺ + 3OH^- → Al(OH)₃↓ (белый осадок)
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.

Вопрос 1: Качественные реакции

Проверка

Какой реактив можно использовать, чтобы отличить раствор хлорида алюминия ($AlCl_3$) от раствора хлорида магния ($MgCl_2$)? Напишите признаки реакции.

Ответ: Раствор сильной щелочи (например, $NaOH$).

Пояснение: При постепенном добавлении щелочи в обеих пробирках выпадет белый осадок гидроксида. Однако, при добавлении избытка щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворится (образуется прозрачный раствор тетрагидроксоалюмината), а гидроксид магния останется в виде осадка.

7. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с алюминием на канале Thoisoi:

Алюминий (Aluminium) — свойства и реакции

Олимпиадная задача (Алюминий)

Серебристо-белый легкий металл X покрыт прочной оксидной пленкой. При сплавлении его порошка с серой образуется бинарное соединение A (реакция 1), в котором массовая доля серы составляет $64\%$.

При гидролизе вещества A выделяется газ с запахом тухлых яиц и образуется белый студенистый осадок B (реакция 2). Если к осадку B добавить избыток щелочи, образуется прозрачный раствор комплексной соли C (реакция 7) (из которого пропусканием углекислого газа можно снова осадить гидроксид B, реакция 8), а если осадок B прокалить, то образуется белый тугоплавкий порошок D (реакция 9) (в котором массовая доля металла равна $52,94\%$).

Интересно, что если порошок D сплавить с твердой щелочью, образуется средняя соль F (реакция 10). Металл X также может реагировать с хлором при нагревании с образованием хлорида E (реакция 5), который бурно взаимодействует с водным раствором аммиака, снова давая осадок B (реакция 6).

При нагревании X с углеродом образуется карбид H (с массовой долей углерода ровно $25,00\%$) (реакция 3), водный гидролиз которого приводит к получению осадка B и горючего газа I (основного компонента природного газа) (реакция 4).

Схема превращений:

Показать решение и уравнения реакций

Ответ

Шаг 1: Рассчитаем молярную массу вещества A (сульфид металла X). Допустим, это сульфид алюминия $Al_2S_3$. $M = 27\cdot 2 + 32\cdot 3 = 150$. $\omega(S) = 96/150 = 0.64$ ($64\%$). Подтверждено: X = Al, A = $Al_2S_3$.

Проверим массовые доли остальных веществ:
Для оксида D ($Al_2O_3$): $\omega(Me) = \frac{{27 \cdot 2}}{{102}} \cdot 100\% \approx 52,94\%$. Совпадает.
Для карбида H ($Al_4C_3$): $\omega(C) = \frac{{12 \cdot 3}}{{144}} \cdot 100\% = 25,00\%$. Совпадает.

Вещества: B = $Al(OH)_3$, C = $Na[Al(OH)_4]$, D = $Al_2O_3$, E = $AlCl_3$, F = $NaAlO_2$, H = $Al_4C_3$, I = $CH_4$.

Реакции (10 уравнений):
1. $2Al + 3S \xrightarrow{t^\circ} Al_2S_3$
2. $Al_2S_3 + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2S\uparrow$
3. $4Al + 3C \xrightarrow{t^\circ} Al_4C_3$
4. $Al_4C_3 + 12H_2O \rightarrow 4Al(OH)_3\downarrow + 3CH_4\uparrow$
5. $2Al + 3Cl_2 \xrightarrow{t^\circ} 2AlCl_3$
6. $AlCl_3 + 3NH_3 \cdot H_2O \rightarrow Al(OH)_3\downarrow + 3NH_4Cl$
7. $Al(OH)_3 + NaOH \rightarrow Na[Al(OH)_4]$
8. $Na[Al(OH)_4] + CO_2 \rightarrow Al(OH)_3\downarrow + NaHCO_3$
9. $2Al(OH)_3 \xrightarrow{t^\circ} Al_2O_3 + 3H_2O$
10. $Al_2O_3 + 2NaOH \xrightarrow{t^\circ} 2NaAlO_2 + H_2O$

📝

Практика по неорганической химии

Проверь свои знания. Задания в формате ЕГЭ с подробными решениями.

📋 Зад. 5 — Классификация ⚗️ Зад. 6 — Свойства 🔬 Зад. 7 — Свойства (2) 🧪 Зад. 8 — Свойства (3) 🔗 Зад. 9 — Цепочки ✍️ Зад. 31 — Уравнения

Предыдущая тема Щелочноземельные металлы

Следующая тема Хром

Алюминий

Вызов для любознательных!

Важно для ЕГЭ

1. Общая характеристика

Строение атома

Оксидная пленка

Физические свойства

Вопрос 1: Электронное строение

2. Нахождение в природе

Вопрос 1: Природные минералы

3. Способы получения

Исторический факт

Вопрос 1: Получение алюминия (Уравнения)

4. Химические свойства алюминия

4.1. Взаимодействие с простыми веществами

4.2. Взаимодействие со сложными веществами

Термит

Вопрос 1: Взаимодействие с простыми веществами, кислотами и щелочами (Уравнения)

5.1. Оксид алюминия (Al2O3)

Получение Al2O3

Химические свойства Al2O3

Вопрос 1: Амфотерность оксида (Уравнения)

5.2. Гидроксид алюминия (Al(OH)3)

Получение Al(OH)3

Химические свойства Al(OH)3

Вопрос 1: Свойства гидроксида (Уравнения)

5.3. Соли алюминия

Особенности солей

Комплексные соли (Тетрагидроксоалюминаты)

Алюминаты (Полученные сплавлением)

Вопрос 1: Разрушение комплексов и совместный гидролиз (Уравнения)

5.4. Бинарные соединения

Вопрос 1: Гидролиз бинарных соединений (Уравнения)

6. Качественные реакции

Вопрос 1: Качественные реакции

7. Видео эксперименты

Олимпиадная задача (Алюминий)

Схема превращений:

Показать решение и уравнения реакций

5.1. Оксид алюминия (Al₂O₃)

Получение Al₂O₃

Химические свойства Al₂O₃

5.2. Гидроксид алюминия (Al(OH)₃)

Получение Al(OH)₃

Химические свойства Al(OH)₃