Елементи ІІІ групи

1

4

Размещено на http://www.allbest.ru/

ЕЛЕМЕНТИ ІІІ ГРУПИ

Зміст

Вступ

І. Структура періодичної системи

1.1 Періодичний закон і періодична система елементів Д.Менделєєва.

1.2 Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці

1.3 Хімічний зв`язок. Будова атому.

ІІ. Елементи III групи

2.1 Загальна характеристика ІІІ групи елементів.

2.2 Елементи ІІІ групи елементів, їх застосування

ІІІ. Алюміній і його сплави

Список використаної літератури

Вступ

На протязі всього існування цивілізації людство робило спроби систематизувати знання про будову матерії. Аристотель вважав, що кожне тіло в своїй основі має чотири стихії: Воду, Вогонь, Повітря і Землю. Властивості тіл залежать від кількості співвідношення цих стихій в кожному з них. Цей погляд на будову матерії проіснував практично без змін до часів середньовічних алхіміків. А докладні відповіді на всі питання люд-ство не отримало і до тепер.

Однак, за останні сто років вченим вдалося сформу-лю-вати декілька теорій будови атома, які, можливо, не далекі від істини. Вже в далекому минулому філософи Древньої Греції припускали, що вся матерія єдина, але здобуває ті чи інші властивості в залежності від її «сутності». Деякі з них стверджували, що речовина складається з дрібних часток, названих атомами. Наукові основи атомно-молекулярного вчення були закладені пізніше в роботах російського вченого М.В. Ломоносова, французьких хіміків Л. Лавуазьє і Ж. Пруста, англійського хіміка Д. Дальтона, італійського фізика А. Авогадро й інших дослідників.

Періодичний закон Д.І. Менделєєва показує існування закономірного зв'язку між усіма хімічними елементами. Це говорить про те що в основі всіх атомів лежить щось загальне. До кінця XIX століття в хімії панувало переконання, що атом є найменша неподільна частка простої речовини. Вважалося, що при всіх хімічних перетвореннях руйнуються і створюються тільки молекули, атоми ж залишаються незмінними і не можуть дробитися на частини. І нарешті наприкінці XIX століття були зроблені відкриття, що показали складність будови атома і можливість перетворення одних атомів в інші. хімічний елемент атом алюміній

Будучи стихійним матеріалістом, Менделєєв шукав як характеристику елементів щось матеріальне, що відбиває все різноманіття їхніх властивостей. Узявши як таку характеристику атомна вага елементів, Менделєєв зіставив відомі в той час групи по величині атомної ваги їхніх членів. Написавши групу галогенів (F = 19, З1 = 35,5, Вг = 80, J = 127) під групою лужних металів (Li =7, Na = 23, ДО = 39, КЬ = 85, Cs = 133) і розташувавши під ними інші групи подібних елементів (у порядку зростання величини їхніх атомних ваг), Менделєєв установив, що члени цих природні груп утворять загальний закономірний ряд елементів; при цьому хімічні властивості елементів, що складають такий ряд, періодично повторюються.

Менделєєв знайшов, що встановлені раніше природні групи органічно ввійшли в цю систему, утративши колишню штучну роз'єднаність. Пізніше Менделєєв так формулював відкритий їм періодичний закон: «властивості простих тіл, також форми і властивості з'єднань елементів, знаходяться в періодичній залежності від величин атомних ваг елементів».

При побудові періодичної системи елементів Менделєєв переборов великих труднощів, т. до, багато елементів ще не були відкриті, а з 63 відомих на той час елементів у дев'яти минулого неправильно визначені значення атомних ваг.

І. Структура періодичної системи

1.1 Періодичний закон і періодична таблиця елементів

Формулювання періодичного закону. Структура періодичної системи. Періоди, групи, підгрупи. Зміна властивостей елементів у періодах та групах. Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці.

Основи сучасної теорії будови атома. Склад атомних ядер. Електронні оболонки атомів. Розташування електронів по квантових електронних рівнях та підрівнях. Електронні формули атомів. Квантові комірки. Валентні електрони. Утворення хімічного зв`язку. Типи хімічного зв`язку.

Періодичний закон хімічних елементів і його графічне відображення - періодична таблиця - є сучасною основою для вивчення властивостей елементів та їх сполук. Перше формулювання закону було таким: властивості елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини атомної ваги елементів (Д.Менделєєв, 1869 р.). З часом формулювання закону змінювалось і в сучасному викладенні читається так: властивості хімічних елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів (порядкового номера або протонного числа). Періодична таблиця побудована за зростанням порядкових номерів елементів і поділяється на горизонтальні періоди і вертикальні групи відповідно з тим, що елементи періодично утворюють однотипні форми сполук, мають однакову валентність. Всього відомо 7 періодів і 8 груп елементів.

Період - це сукупність (ряд) хімічних елементів, побудований в порядку зростання заряду ядер атомів, який починається (крім першого) активним лужним металом і закінчується благородним газом. Періоди діляться на малі і великі. Малі періоди: 1, 2, 3,- мають відповідно 2, 8, 8 елементів. Великі періоди: 4, 5, 6, - мають відповідно 18, 18, 32 елементів. 7 великий період незавершений.

У періоді зліва направо спостерігається зменшення металічних властивостей елементів і зростання неметалічних. Останні члени ряду - благородні гази, хімічно мало активні.

За подібністю хімічних властивостей елементи в таблиці поділяються на 8 груп, які складаються з двох підгруп: головної і побічної. Головні підгрупи містять елементи малих і великих періодів, наприклад, головна підгрупа І -ої групи складається з елементів H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr; головна підгрупа ІV-ої групи - з C, Si, Ge, Sn, Pb; головна підгрупа VII-ої групи - з F, Cl, Br, I, At. До побічних підгруп входять елементи тільки великих періодів: 4, 5, 6, 7, - які мають металічні властивості. Наприклад, побічна підгрупа І-ої групи складається з металів: Cu, Ag, Au; побічна підгрупа ІІІ-ої групи - Sc, Y, La, Ac; побічна підгрупа VІ-ої групи - Сr, Mo, W.

1.2 Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці

Знаючи місце елемента в періодичній таблиці: порядковий номер, період, групу, підгрупу, - можна досить чітко визначити деякі його властивості. По-перше, якщо елемент знаходиться на початку періоду, в І, ІІ, ІІІ групах, він має металічні властивості, якщо в кінці періоду - неметалічні властивості. Всі елементи побічних підгруп є металами. Можна також визначити атомну масу, густину, температуру плавлення та інше як середнє арифметичне від відповідних констант його чотирьох “сусідів” ліворуч, праворуч, зверху, знизу. Наприклад, атомна маса селену

АSe = (75 + 80 + 32 + 128) / 4 = 78,7,

що дуже близько до табличної (78,96).

Номер головної підгрупи дозволяє визначити валентність елемента за киснем і за воднем, як показано в темі 1. Наприклад, для елемента V- групи головної підгрупи № 33 миш`яку As валентність за киснем дорівнює ІІІ або V; валентність за воднем: (8 - № групи) = 8 - 5 = 3 (ІІІ) в сполуках As2O3, As2O5; AsH3.

У VIII групі знаходяться тріади елементів: Fe, Co, Ni; Ru, Ro, Pd; Os, Ir, Pt; які дуже схожі за фізичними і хімічними властивостями і називаються родинами: родина заліза, родина платини та ін. Також дуже схожі за властивостями елементи - лантаноїди і актиноїди, які розміщуються внизу таблиці.

Періодичний закон і система елементів зробили великий вплив на розвиток хімії. Наприклад, видатні вчені В.Вернадський і О.Ферсман показали тісний зв`язок між геохімічними властивостями елементів - їх поширеністю у земній корі, міграцією та інше - і періодичним законом. Велике значення має він для розвитку ядерної хімії та синтезу нових поза уранових елементів, сучасної теорії сплавів, теорії каталізу. Велике філософське значення закону у пізнанні всесвіту.

1.3 Хімічний зв`язок. Будова атому

Всі елементи побудовані з атомів, які складаються з позитивно зарядженого ядра і електронів і відрізняються атомною масою. Маса атома складається з маси протонів +1 р і нейтронів 01n. Число протонів дорівнює порядковому номеру елемента в таблиці і числу електронів навколо ядра. Число нейтронів можна визначити, якщо від атомної маси відняти число протонів.

При хімічних реакціях склад ядра атомів залишається сталим, змінюються тільки електронні оболонки. Тому для розуміння хімічної поведінки елементів треба знати будову електронних шарів їх атомів. Електронні шари на різних відстанях від ядра розрізняються енергією, утворюють енергетичний рівень. Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться елемент, тобто всього відомо 7 енергетичних рівнів. Наприклад, елементи І-ого періоду мають один енергетичний рівень, другого - два, третього - три і т.д. до семи. Максимальне число електронів, яке може бути у тому чи іншому енергетичному рівні, дорівнює 2, 8, 18, 32, - і визначається за формулою Ne = 2 n2 , де n - головне квантове число або номер періоду.

Енергетичні рівні діляться на підрівні. Всього відомо 4 енергетичних підрівня, які позначаються літерами s, p, d, f. Ємність підрівнів: s2, p6, d10, f14. Число електронів на останньому зовнішньому підрівні дорівнює номеру групи в таблиці. Ці електрони називаються зовнішніми або валентними, вони беруть участь в утворенні хімічних зв`язків з іншими атомами. Наприклад, атом магнію Mg, який знаходиться в 3-ому періоді і ІІ-ій групі, порядковий номер 12, має 12 електронів, які розташовані на трьох енергетичних рівнях по 2, 8, 2 електрона. Зовнішніми є два електрони третього періоду, вони знаходяться на підрівні s.

Взагалі для будь-якого атома в таблиці порядок заповнення енергетичних рівнів і підрівнів має вигляд 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s25f146d10… З цього ряду видно, що елементи побічних підгруп в 4, 5, 6,7 періодах є d10- елементами - металами; лантаноїди і актиноїди - 4 f14 та 5f14 - елементами. Кожний період починається двома s - елементами - активними металами, а закінчується шістьма р-елементами - амфотерними металами і неметалами.

За допомогою електронних формул можна записати електронну структуру будь-якого атома. Наприклад, електронна формула атома сірки, порядковий номер 16, має вигляд 1s22s22p63s23p4. Електронна формула атома заліза, порядковий номер 26, буде 1s22s22p63s23p64s23d6.

Розподіл електронів на підрівнях можна зобразити за допомогою квантових комірок. Кожна квантова комірка може бути зайнята двома спареними електронами. Тому для s-підрівня буде одна комірка, для р-підрівня три комірки, для d- підрівня п`ять комірок і для f- сім. Неспарені електрони в комірках і є валентними, вони беруть участь в утворенні зв`язку. Наприклад, атом літію має 3 електрони: 1s22s1; дві квантові комірки; один неспарений електрон на підрівні 2s1 ; має валентність (І).

Неспарені зовнішні електрони мають найбільшу енергію, є найбільш рухливими і можуть взаємодіяти із зовнішніми електронами інших атомів. Головною умовою такого об`єднання є зниження енергії в системі та утворення хімічного зв`язку. При цьому неспарені електрони можуть об`єднуватись у просторі між ядрами атомів або повністю переходити від одного атома до іншого; утворюється ковалентний або іонний зв'язок. Ковалентний зв'язок поділяється на неполярний і полярний. Неполярний ковалентний зв'язок утворюється між атомами одного і того ж елемента, спільна електронна пара знаходиться в просторі між ядрами на однаковій відстані від них, наприклад, у молекулах H2, O2, N2, Cl2. Ковалентний полярний зв`язок буде в молекулах, утворених атомами різних неметалів, спільна електронна пара зміщена до більш електронегативного атома, наприклад, у молекулах HCl, HF, H2O, H2S. Значення електронегативності всіх елементів можна знайти в таблицях.

Іонний тип зв'язку може бути в молекулах, які утворені активними лужними та лужноземельними металами та активними неметалами, наприклад, галогенами: KCl, NaF, CaF2, BaCl2 та ін. В таких молекулах об'єднані не атоми, а іони елементів: K+Cl-, Na+F-, Ca2+F2-, Ba2+Cl2- . При розчиненні у воді вони розкладаються на іони, проводять електричний струм. Валентні електрони повністю передаються від атома металу до атома неметалу.

Існують й інші типи хімічного зв'язку. В масі металу між атомами утворюється металічний зв'язок, ознакою якого є спільність всіх валентних електронів для всіх атомів. Завдяки такому зв'язку метали добре проводять електричний струм і тепло. є пластичними, легко куються і прокатуються.

Між молекулами води виникають додаткові зв'язки, які називаються водневими. При замерзанні води водневі зв'язки фіксуються в просторі, тому густина льоду менша за густину рідкої води: лід плаває на поверхні, водойми не промерзають до дна, життя не припиняється.

ІІ. Елементи III групи

2.1 Загальна характеристика ІІІ групи елементів

До р-елементів ЙЙЙ групи відносяться бор, алюміній, галій, індій, талій. Атоми цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні містять по два ѕ- і по одному р- електрону, чим і пояснюється схожість їхніх властивостей. У хімічних сполуках ці елементи виявляють ступінь окиснення +3 ( бор здатний виявляти також ступінь окиснення -3, а для талію більш стійкою є ступінь окиснення +1 ).

У підгрупі зі зростанням заряду ядра елемента енергія іонізації атомів зменшується ( В - 73,5 ев, Аl - 53,2 eв, Ga - 57,2 ев, In - 52,69 ев, Tl - 56,31 ев ), а металічні властивості елементів підсилюються. Бор належить до неметалів. Алюміній - метал, але не типовий. Його гідроксид має амфотерні властивості.

Всі елементи підгрупи бору утворюють оксиди типу R2O3. Їм відповідають гідроксиди складу R(OH)3. Крім бора, у водних розчинах вони можуть знаходитися у виді гідратованих іонів Rі+. Бор - кислотоутворюючий елемент.

На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи є по 3 електрони (s2р1). Вони легко віддають ці електрони або утворять 3 неспарених електрони за рахунок переходу 1 електрона на р-рівень. Для бора й алюмінію характерні сполуки тільки зі ступенем окислювання +3.

В елементів підгрупи галію (галій, індій, талій) на зовнішньому електронному рівні також перебуває по 3 електрони, створюючи конфігурацію s2р1, але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому на відміну від алюмінію галій має явно неметалічні властивості. Ці властивості в ряді Ga, In, Тl слабшають, а металеві властивості підсилюються.

В елементів підгрупи скандію на зовнішньому електронному рівні також перебуває по 3 електрони. Однак ці елементи ставляться до перехідних d-елементів, електронна конфігурація їхнього валентного шару d1s2. Ці електрони всі 3 елементи досить легко віддають.

Елементи підгрупи лантаноїдів мають відмітну конфігурацію зовнішнього електронного рівня: у них забудовується 4f -рівень і зникає d-рівень. Починаючи із церію, всі елементи, крім гадолінія й лютецію, мають електронну конфігурацію зовнішнього електронного рівня 4fn6s2 (гадоліній і лютецій мають 5d1-електрони). Число n змінюється від 2 до 14. Тому в утворенні валентних зв'язків беруть участь s- і f-електрони. Найчастіше ступінь окислювання лантаноїдів +3, рідше +4.

Електронна будова валентного шару актиноїдів багато в чому нагадує електронна будова валентного шару лантаноїдів. Всі лантаноїди й актиноїди - типові метали.

Всі елементи III групи мають дуже сильну спорідненість до кисню й утворення їхніх оксидів супроводжується виділенням великої кількості теплоти.

З металів ІІІ групи періодичної системи найбільше практичне значення має алюміній. Алюміній - сріблисто-білий метал, легкий, механічно міцний. Має добру електричну провідність і теплопровідність, легко піддається обробці, легко утворює сплави. Природний алюміній складається з одного ізотопу 1327Al (100%).

2.2 Елементи ІІІ групи елементів, їх застосування

Бор був відкритий Ж. Гей-Люссаком і Л. Тенаром в 1808 р. Зміст його в земній корі становить 1,2 * 10-3 %.

Сполуки бора з металами (бориди) мають високу твердість і термостійкістю. Тому їх використають для одержання надтвердих і жароміцних спеціальних сплавів. Великою термостійкістю володіють карбід і нітрид бора. Останній застосовують як високотемпературне змащення.

Кристалогідрат тетрабората натрію Nа2У4O7 * 10Н2ПРО (бур) має постійна сполука, його розчини застосовують в аналітичній хімії для встановлення концентрації розчинів кислот. Реакція бури з кислотою протікає по рівнянню:

Nа2У4O7 + 2 НСl + 5 Н2ПРО = 2 NаСl + 4 Н3В3

Галій, індій, талій

Зміст галію в земній корі становить 1,9 * 10-3 %. Його існування було передвіщено Д. И. Менделєєвим (екаалюміній), а відкритий він французьким хіміком Р. Э. Лекок де Буабодраном в 1875 р. Властивості галію майже повністю збіглися із властивостями екаалюмінія, передвіщеними Д. И. Менделєєвим на основі періодичного закону.

Сполуки галію з елементами VI групи (сіркою, селеном, телуром) є напівпровідниками. Рідким галієм наповнюють високотемпературні термометри.

Індій був відкритий Т. Ріхтером і Ф. Райхом в 1863 р. Зміст його в земній тхорі становить 2,5 * 10-5 %. Добавка індію до сплавів міді збільшує стійкість останніх до дії морської води.

Присадка цього металу до срібла збільшує блиск срібла й перешкоджає його помутнінню на повітрі. Індієві покриття охороняють метали від корозії. Він входить до складу деяких сплавів, що застосовуються в стоматології, а також деяких легкоплавких сплавів (сплав індію, вісмуту, свинцю, олова й кадмію плавиться при 47 град. С). Сполуки індію з різними неметалами мають напівпровідникові властивості.

Талій був відкритий У. Круксом в 1861 р. Зміст його в земній корі становить 10-4 %. Сплав талія (10 %) з оловом (20 %) і свинцем (70 %) володіє дуже високої кислостійкістью, він витримує дію суміші сірчаної, соляної й азотної кислот.

Талій підвищує чутливість фотоелементів до інфрачервоного випромінювання, що виходить від нагрітих предметів. Сполуки талія досить отрутні й викликають випадання волосся.

Галій, індій і талій ставляться до неуважних елементів. Зміст їх у рудах як правило не перевищує тисячних часток відсотка.

Скандій, ітрій, лантан і лантаноїди

Сполуки скандію, ітрія, лантану й лантаноїдів були відомі ще на початку Х1Х у. Чистий скандій був виділений Л. Ф. Нильсоном в 1879 р. Зміст цього елемента в земній корі становить 10-3 %. Иттрий був відкритий Ю. Гадолином в 1794 р. Його зміст у земній корі становить 2,9 * 10-3 %. Зміст у земній корі лантану, відкритого К. Г. Мосандером в 1839 р., становить 4,9 * 10-3 %.

Застосовуються ці метали в основному для одержання спеціальних сплавів, що володіють специфічними електричними й магнітними властивостями. Крім того лантаноїди використаються для готування різних пірофорних сполук, церій - для одержання алюмінієвих сплавів.

Добавка церію збільшує електропровідність алюмінію й поліпшує його механічні властивості, полегшує прокатку вольфраму. Діоксид церію застосовується при шліфуванні оптичного скла.

Актиноїди

До сімейства актиноїдів ставляться найбільш важкі елементи, що випливають у періодичній системі за актинієм.

З актиноїдів практичне застосування знаходять уран, торій і плутоній.

Уран був відкритий М. Г. Клапротом в 1789 р. Зміст його в земній корі становить 2,5 * 10-4 %. У природі уран зустрічається у вигляді 3-х ізотопів: 238U - 99,285 %, 235U - 0,71 %, 234U - 0,005 %. Ізотоп 235U здатний мимовільно розпадатися. Тому уран, використовуваний у реакторах як ядерне пальне, збагачують із метою збільшення в ньому змісту ізотопу-235.

Для цього ізотопу існує поняття критичної маси, при досягненні якої починається ланцюгова реакція й відбувається ядерний вибух. Якщо маса 235U менше критичної, швидкість реакції мимовільного розпаду можна регулювати. Це властивість 235U використається в ядерному реакторі.

Сполуки урану застосовуються також як барвники в поліграфічній і силікатній промисловості.

Діоксид торія був відкритий Й. Я. Берцеліусом в 1828 р., але металевий торій отриманий порівняно недавно. Зміст теорія в земній корі становить 1,3 * 10-3 %.

Невеликі добавки цього металу до вольфраму збільшують термін служби электроспіралей у лампах накалювання (торій поглинає гази, що сприяють швидкому зношуванню вольфрамової нитки). Діоксид торія застосовується в медицині, а також при виготовленні деяких каталізаторів.

Плутоній був відкритий Г. Сіборгом, Э. Макмілланом, Дж. Кеннеді й А. Авалем в 1940 р. Зміст його в земній корі мізерно. Одержують плутоній із продуктів розпаду пального ядерних реакторів. Використається він для тих же цілей, що й уран-235.

Алюміній

Алюміній уперше отриманий хімічним шляхом датським хіміком Х. К. Ерстедом в 1825 р. В 1854 р. французький хімік А. Э. Сент-Клер Девіль виділив його електрохімічним методом.

Знаходження в природі. Алюміній є найпоширенішим у природі металом. Зміст його в земній корі становить 8,05 8,05 %. Найважливіші природні сполуки алюмінію - алюмосилікати, боксит, корунд.

Алюмосилікати становлять основну масу земної кори. Продукт їхнього вивітрювання - глина й польові шпати (ортоклаз, альбіт, анортит). Основу глин становить каолін Аl2O3·2SiO2·2Н2О.

Боксит - гірська порода, з якої одержують алюміній. Складається головним чином з гідратів оксиду алюмінію Аl2O3·nН2О.

Фізичні властивості. Алюміній -- сріблисто-білий легкий метал, що плавиться при 660 °С. Дуже пластичний, легко витягається в дріт і розкочується в аркуші: з нього можна виготовити фольгу товщиною менш 0,01 мм. Алюміній володіє дуже великий тепло- і електропровідністю. Його сплави з різними металами міцні й легкі.

Хімічні властивості. Алюміній - дуже активний метал. У ряді напруг він коштує після лужних і лужноноземельних металів. Однак на повітрі він досить стійкий, тому що його поверхня покривається дуже щільною плівкою оксиду, що охороняє метал від контакту з повітрям. Якщо з алюмінієвого дроту зняти захисну оксидну плівку, то алюміній почне енергійно взаємодіяти з киснем і водяними парами повітря, перетворюючись у пухку масу - гідроксид алюмінію:

4 Аl + 3 O2 + 6 Н2ПРО = 4 Аl(ВІН)3

Алюміній добре розчиняється в розведених сарною й соляний кислотах:

2 Аl + 6 Нсl = 2 Alсl3 + 3 Н2

2 Аl + 3 Н2SO4 = Аl2(SO4)3 +3 Н2

Розведена азотна кислота на холоду пасивує алюміній, але при нагріванні алюміній розчиняється в ній з виділенням монооксіда азоту, геміоксида азоту, вільного азоту або аміаку, наприклад:

8 Аl + 30 НNО3 = 8 Аl(NО3)3 + 3 N2ПРО + 15 Н2ПРО

Концентрована азотна кислота пасивує алюміній.

Тому що оксид і гідроксид алюмінію мають амфотерними властивостями, алюміній легко розчиняється у водяних розчинах всіх лугів, крім гідроксида амонію:

2 Аl + 6 КІН + 6 Н2ПРО = 2 ДО3[Аl(ВІН)6] + 3 Н2

Порошкоподібний алюміній легко взаємодіє з галогенами, киснем і всіма неметалами. Для початку реакцій необхідне нагрівання, потім вони протікають дуже інтенсивно й супроводжуються виділенням великої кількості теплоти:

2 Аl + 3 Вr2 = 2 Аlвr3 (бромід алюмінію)

4 Аl + 3 O2 = 2 Аl2O3 (оксид алюмінію)

2 Аl + 3 S = Аl2S3 (сульфід алюмінію)

2 Аl + N2 = 2 Аl (нітрид алюмінію)

4 Аl + 3 С = Аl4С3 (карбід алюмінію)

Сульфід алюмінію може існувати тільки у твердому виді. У водяних розчинах він піддається повному гідролізу з утворенням гідроксиду алюмінію й сірководню:

Аl2S3 + 6 Н2ПРО = 2 Аl(ВІН)3 + 3 Н2S

Алюміній легко віднімає кисень і галогени в оксидів і солей інших металів. Реакція супроводжується виділенням великої кількості теплоти:

8 Al + 3 Fе3ПРО4 = 9 Fе + 4 Аl2O3

Процес відновлення металів з їхніх оксидів алюмінієм називається алюмотермією. Алюмотермією користуються при одержанні деяких рідких металів, які утворять міцний зв'язок з киснем (ніобій, тантал, молібден, вольфрам й ін.), а також для зварювання рейок. Якщо за допомогою спеціального запалу підпалити суміш дрібного порошку алюмінію й магнітного залізняку Fе3ПРО4 (терміт), то реакція протікає мимовільно з розігріванням суміші до 3500 °С. Залізо при такій температурі перебуває в розплавленому стані.

Одержання. Уперше алюміній був отриманий відновленням із хлориду алюмінію металевим натрієм:

Аlсl3 + 3 Nа = 3 Nасl + Аl

У цей час його одержують електролізом розплавлених солей в електролітичних ваннах (мал. 46). Як електроліт служить розплав, що містить 85-90 % кріоліту - комплексної солі 3Nа·АlF3 (або Nа3АlF6) и 10-15 % глинозему -- оксиду алюмінія Аl2O3. Така суміш плавиться при температурі біля 1000 °С.

При розчиненні в розплавленому кріоліті глинозем поводиться як сіль алюмінію й алюмінієвої кислоти й диссоцінує на катіони алюмінію й аніони кислотного залишку алюмінієвої кислоти:

АlAlо3 Ы Аl3+ + Аl33-

Кріоліт також диссоцінує:

Na3Al6 Ы 3 Nа+ + Аl63-

При пропущенні через розплав електричного струму катіони алюмінію й натрію рухаються до катода - графітовому корпусу ванни, покритому на дні шаром розплавленого алюмінію, одержуваного в процесі електролізу. Тому що алюміній менш активний, чим натрій, він відновлюється в першу чергу. Відновлений алюміній у розплавленому стані збирається на дні ванни, звідки його періодично виводять.

Аніони Al33- і Аl63- рухаються до анода - графітовим стрижням або болванкам. На аноді в першу чергу розряджається аніон Аl33-

4 Аlо33- - 12 е- = 2 Аl2ПРО3 + 3 O2

Витрата глинозему увесь час заповнює. Кількість кріоліту практично не міняються, лише незначні його втрати відбуваються внаслідок утворення на аноді тетрафторида вуглецю СF4.

Електролітичне виробництво алюмінію вимагає більших витрат електроенергії (на одержання 1 т алюмінію витрачається біля 20 000 квт.·ч. електроенергії), тому алюмінеєві заводи будують біля електростанцій.

Застосування. Алюміній використається дуже широко. З нього виготовляють фольгу, застосовувану в радіотехніку й для впакування харчових продуктів. Алюмінієм покривають сталеві й чавунні вироби з метою збереження їх від корозії: виробу нагрівають до 1000 °С у суміші алюмінієвого порошку (49 %), оксиду алюмінію (49 %) і хлориду алюмінію (2 %). Цей процес називається алітуванням.

Такі вироби витримують нагрівання до 1000 °С, не піддаючись корозії. Слави алюмінію, що відрізняються великою легкістю й міцністю, застосовуються у виробництві теплообмінних апларатів, у літакобудуванні й машинобудуванні.

Оксид алюмінію Аl2O3. Являє собою біла речовина з температурою плавлення 2050 °С. У природі оксид алюмінію зустрічається у вигляді корунду й глинозему. Іноді зустрічаються прозорі кристали корунду гарної форми й окраски. Корунд, пофарбований сполуками хрому в червоні кольори, називають рубіном, а пофарбований сполуками титану й заліза в сині кольори - сапфіром. Рубін і сапфір є дорогоцінними каменями. У цей час їх задоволено легко одержують штучно.

Оксид алюмінію має амфотерні властивості, але він не розчиняється у воді, кислотах і лугах. При кип'ятінні в концентрованому розчині лугу він лише частково переходить у розчин. Оксид алюмінію переводять у розчинний стан сплавкою з лугами або піросульфатом калію:

АI2ОБ3 + 2 КІН = 2 Каl22 + Н2ПРО

Аl2O3 + 3 ДО2S2ПРО7 = 3 ДО2SO4 + Аl2(SO4)3

Отримані сплави розчиняються у воді. При сплавці оксиду алюмінію з поташем або содою утворяться алюмінати, які легко розчиняються у воді:

Аl2O3 + ДО2З3 = 2 Каl2 + З2

Природний корунд - дуже тверда речовина. Він застосовується для виготовлення наждакових кіл і шліфувальних порошків. Рубін використають для виготовлення втулок годинних й інших точних механізмів.

Глинозем використається як сировина для одержання алюмінію. Збезводнений оксид алюмінію служить адсорбентом при очищенні й поділі органічних речовин методом хроматографії.

Гідроксид алюмінію Аl(ВІН)3. Являє собою біла речовина, що при нагріванні губить воду, перетворюючись в оксид алюмінію. Гідроксид алюмінію має амфотерні властивості. Свіжеосаждений гідроксид легко розчиняється в кислотах і лугах (крім гідроксиду амонію):

2 Аl(ВІН)3 + 3 Н2SO4 = Аl2(SO4)3 + 6 Н2ПРО

Аl(ВІН)3 + 3 КІН = ДО3[Аl(ВІН)6]

Гідроксид алюмінію є слабкою підставою й ще більш слабкою кислотою, тому солі алюмінію перебувають у розчині тільки в присутності надлишку кислоти, а алюмінати - тільки в присутності надлишку лугу. При розведенні розчинів водою ці сполуки сильно гідролізовані.

Висушений гідроксид алюмінію, що втратив частину води, не розчиняється ні в кислотах, ні в лугах і цим нагадує оксид алюмінію.

Гідроксид алюмінію має властивості поглинати різні речовини, тому його застосовують при очищенні води.

ІІІ. Алюміній і його сплави

Алюміній (Aluminium) - хімічний елемент третьої групи періодичної системи. Атомний номер 13, атомна маса 26,9815. Позначається латинськими буквами Al . Це сріблисто-білий метал, легкий (r = 2,7 г/см3), легкоплавкий (tпл = 660,4 °С ), пластичний, легко витягається в дріт і фольгу. Електропровідність алюмінію досить висока й уступає тільки сріблу (Ag) і міді (Cu) (в 2,3 рази більше чим у міді)

Алюміній перебуває практично скрізь на земній кулі тому що його оксид (Al2O3) становить основу глинозему. Алюміній у природі зустрічається в сполуках - його основні мінерали:

. боксит - суміш мінералів діаспора, беміта AlOOH, гідраргіліта

Al(OH)3 й оксидів інших металів - алюмінієва руда;

. алуніт - (Na,K)2SO4 * Al2(SO4)3 * 4Al(OH)3 ;

. нефелін - (Na,K)2O * Al2O3 * 2Si2 ;

. корунд - Al2O3 - прозорі кристали;

. польовий шпат (ортоклаз) - K2O * Al2O3 * 6Si2 ;

. каолініт - Al2O3 * 2Si2 * 2H2O - найважливіша складова частина глини

і інші алюмосилікати, що входять до складу глин.

І хоча зміст його в земній корі 8,8% (для порівняння, наприклад, заліза в земній корі 4,65% - у два рази менше), а по поширеності посідає третє місце після кисню (O) кремнію (Si) у вільному стані вперше був отриманий в 1825 році Х. К. Ерстедом.

Німецький хімік Ф. Велер в 1827 одержав алюміній при нагріванні хлориду алюмінію AlCl3 з лужними металами калієм (K) і натрієм (Na) без доступу повітря.

AlCl3 + 3K ® 3KCl + Al

(Реакція протікає з виділенням тепла).

Для промислового застосування цей спосіб не застосуємо через його економічної невигідності, тому був розроблений спосіб видобутку алюмінію з бокситів шляхом електролізу. Це досить енергоємне виробництво, тому заводи, що роблять алюміній, як правило, розташовуються недалеко від електростанцій.

Це досить енергоємне виробництво, тому заводи, що роблять алюміній, як правило, розташовуються недалеко від електростанцій.

Алюміній відрізняється також своєю хімічною активністю.

Порошкоподібний алюміній енергійно згоряє на повітрі. Якщо поверхня алюмінію потерти сіллю ртуті (HgCl2) , те відбудеться наступна реакція

2Al + 3HgCl2 ® 2AlCl3 + 3Hg

Ртут що виділилася, розчиняє алюміній з утворенням сплаву алюмінію с ртуттю - амальгаму, що не втримується на поверхні алюмінію, тому, якщо результат цього досвіду помістити у воду, то ми побачимо бурхливу реакцію

2Al +6HOH ® 2Al(OH)3Ї + 3H3

Ця реакція говорить про дуже високу хімічну активність чистого алюмінію.

Залишається дивуватися як посуд з алюмінію не розчиняється прямо в нас на очах коли ми наливаємо в неї воду.

Секрет подібного поводження алюмінію простий - він настільки активний, що саме завдяки цій своїй здатності настільки інтенсивно окислятися постійно покритий щільною окісною плівкою Al2O3 яка й перешкоджає його подальшому окислюванню.

Інертність оксиду алюмінію настільки велика, що покритий їм алюміній практично не реагує з концентрованої й розведеної азотної кислотою (HNO3), із працею взаємодіє з концентрованої й розведеною сірчаною кислотою (H2SO4), не розчиняється в ортофосфорної кислоті (H3PO4). Хоча, навіть при звичайній температурі, реагує із хлором (Cl2 ) і бромом (Br2) а при нагріванні із фтором (F2 ) , йодом (I2 ) , сіркою (S ) , вуглецем (C ) , азотом (N2 ) , розчиняється в розчинах лугів.

Оксид алюмінію використають для одержання деяких марок цементу, для обробки поверхонь, тому що він має високу твердість (різновид оксиду - корунд).

Оксид алюмінію (глинозем) існує в декількох кристалічних модифікаціях з яких стійка a-форма й g-форма. Але навіть тільки одна форма a-Al2O3 у природі дуже багатоликі - це й рубін і сапфір, лейкосапфір і ін. - все це різновиду мінералу корунд.

g-форма більш хімічно активн, може існувати й аморфному стані але при 900 °С незворотньо переходить в a-форму.

Температура плавлення оксиду алюмінію 2053 °С (а кипіння взагалі більше 3000 °С ). Для порівняння - температура плавлення самого алюмінію 660,4 °С.

Тому й виникали труднощі з видобутком алюмінію, незважаючи на його широке поширення.

Оксид алюмінію Al2O3 одержують або спалюванням алюмінію шляхом вдмухування порошку алюмінію в полум'я пальника,

4Al + 3O2 ® 2Al2O3

або перетворенням за схемою

| |HCl або | |NaOH або | |t °З | |

| |H2SO4 | |KOH | | | |

|Al |--і-> |соль |--і-> |Al(OH)3 |--і-> |Al2O3 |

Чистий алюміній добувається методом електролізу розчину глинозему в розплавленому кріоліті (6-8% Al2O3 й 94-92% Na3Al6) або електролізом AlCl3.

Гідрооксид алюмінію Al(OH)3 використається для фарбування тканин, для виготовлення кераміки і як нейтралізуючий агент.

На практиці дуже широке застосування одержав так званий терміт - суміш оксиду заліза Fe3O4 з алюмінієм. При підпалі даної суміші за допомогою магнієвої стрічки відбувається бурхлива реакція з рясним виділенням тепла.

8Al + 3Fe3O4 ® 4Al2O3 + 9Fe

Даний процес використають при зварюванні. Іноді для одержання деяких чистих металів у вільному виді.

Є також інше використання даної реакції - якщо звернути увагу на сполуку заліза до реакції і його стан після реакції, те можна помітити, що до початку реакції це був оксид заліза - а саме - іржа, а після реакції - чисте відновлене залізо. Цей ефект використають для хімічного захисту й видалення іржі.

Тому алюміній дуже широко використається в техніку не тільки як основа легких сплавів, але і як розкислювач сталей, для відновлення металів з оксидів (алюмотермія - див. приклад вище), в електротехніку.

Алюміній у техніку також використають для насичення поверхні сталевих і чавунних виробів з метою захисту цих виробів від корозії - цей процес називається алітування.

Тонка алюмінієва фольга використається як пакувальний матеріал для продуктів харчування (наприклад шоколаду), більше товста - для виготовлення банок для напоїв.

Алюмінієві сплави мають малу щільність (2,5 - 3,0 г/см3) в сполученні з досить гарними механічними властивостями й задовільною стійкістю до окислювання. По своїм міцності і по зносостійкості вони програють сталям, деякі з них також не мають гарну зварюваність, але багато хто з них володіють характеристиками, що перевершують чистий алюміній.

Ці повітряні конструкції виконані зі сплавів алюмінію. Особливо виділяються алюмінієві сплави з підвищеною пластичністю, утримуючі до 2,8% Mg і до 2,5% Mn - вони володіють більшої, ніж чистий алюміній міцністю, легко піддаються витяжці, близькі по корозійної стійкості до алюмінію.

Дюралюміни - від французького слова dur - твердий, важкий й aluminium

- твердий алюміній. Дюралюміни - сплави на основі алюмінію, що містять:

. 1,4-13% Cu,

. 0,4-2,8% Mg ,

. 0,2-1,0% Mn ,

. іноді 0,5-6,0% Si ,

. 5-7% Zn ,

. 0,8-1,8% Fe ,

. 0,02-0,35% Ti й ін.

Дюралюміни - найбільш міцні й найменш коррозиційно-стійкі з алюмінієвих сплавів. Схильні до міжкристалічної корозії. Для захисту листового дуралюмінія від корозії його поверхню плакують чистим алюмінієм. Вони не мають гарну зварюваність, але завдяки своїм іншим характеристикам застосовуються скрізь, де необхідні міцність й легкість. Найбільше застосування знайшли в авіабудуванні для виготовлення деяких деталей турбореактивних двигунів.

Магналії - названі так через великий зміст у них магнію (Mg), сплави на основі алюмінію, що містять:

5-13% Mg ,

0,2-1,6% Mn ,

іноді 3,5-4,5% Zn ,

1,75-2,25% Ni ,

до 0,15% Be ,

до 0,2% Ti ,

до 0,2% Zr й ін.

Магналії відрізняються високою міцністю й стійкістю до корозії в прісній і навіть морській воді. Магналії також добре стійкі до впливу азотної кислоти HNO3 , розведеної сірчаної кислоти H2SO4 , ортофосфорної кислоти H3PO4 , а також у середовищах, що містять SO2 .

Застосовуються як конструкційний матеріал в :

авіабудуванні;

суднобудуванні;

машинобудуванні (зварені баки, заклепки, бензопроводи, мастилопроводи);

для виготовлення арматур будівельних споруджень;

для виготовлення деталей холодильних установок;

для виготовлення декоративних побутових предметів й ін.

При змісті Mg вище 6% магналії схильні до міжкристалічної корозії. Мають більше низькі ливарні властивості, чим силуміни.

Силуміни - сплави на основі алюмінію з більшим змістом кремнію (Si).

До складу силумінів входять:

3-26% Si ,

1-4% Cu ,

0,2-1,3% Mg ,

0,2-0,9% Mn ,

іноді

2-4% Zn ,

0,8-2% Ni ,

0,1-0,4% Cr ,

0,05-0,3% Ti й ін.

При своїх щодо невисоких міцністних характеристиках силуміни мають найкращими із всіх алюмінієвих сплавів ливарними властивостями. Вони найбільше часто використаються там, де необхідно виготовити тонкостінні або складні за формою деталі.

По корозійній стійкості займають проміжне положення між дуралюмінами й магналіями.

Знайшли своє основне застосування в:

авіабудуванні;

вагонобудуванні;

автомобілебудуванні й будівництві сільськогосподарських машин для

виготовлення картерів, деталей коліс, корпусів і деталей приладів.

САП - сплави, що складаються з Al й 20-22% Al2O3 .

Одержують спіканням окисленого алюмінієвого порошку. Після спікання частки Al2O3 відіграють роль зміцьнювача.

Міцність даної сполуки при кімнатній температурі нижче, ніж в дуралюмінів і магналіїв, але при температурі перевищуючої 200 °С перевершує їх.

При цьому САП мають підвищену стійкість до окислювання, тому вони незамінні там, де температура експлуатації перевищує 400 °С .

[1] Нейтралізуючий агент необхідний для нейтралізації соляної кислоти

HCl при шлунково-кишкових захворюваннях.

[2] Плакування - (від французького plaquer - накладати) нанесення

методом гарячої прокатки або пресування на поверхню металевих

аркушів тонкого шару іншого металу або сплаву.

Список використаної літератури:

1. Ахметов Н.С., Общая и неорганическая химия. - М.: Высшая школа, 1989

2. Коттон Ф., Уилкинсон Дж., Основы неорганической химии. - М.: Мир, 1979

3. Некрасов Б.В., Учебник общей химии. - М.: Химия, 1981

4. С. И. Венецкий «Рассказы о металлах», Москва изд. Металлургия 1986г.

5. Ю. В. Ходаков, В. Л. Василевский «Металлы», Москва изд. Просвещение

6. 1966г.

7. А. В. Суворов, А. Б. Никольский «Общая химия», Санкт-Петербург изд.

8. Химия 1995г.

9. Коровин Н.В. "Общая химия": Учебник для студентов вузов, обуч. по техническим направлениям и спец. - М.: Высш.шк.

10. Угай Я.А. "Общая и неорганическая химия": Учебник для вузов.- М.: Высш.шк., 2000.

11. Гольбрайх З.Е., Маслов Е.И. "Сборник задач и упражнений по химии" : Учеб. пособие для студ. вузов - М.: Высш. шк.

Размещено на Allbest.ru