Алюминий плюс азотная кислота разбавленная. Коррозия алюминия

Виды изомерии в органических соединениях

Изомерия-явление сущ-ия Изомеров.Изомер-вещ-ва имеющие одинаковый сост-в атомов, но различное в строе ние.

А) Структурная изомер-я 1)Изомерия углеродного скелета.

Различая во взаимном расположении атомов С.

2)Изомерия по положению кратной связи

(двойной).

3)Из положения функциональной группы Различия положения функциональной группы относительно углеродного скеле та.

В) Пространственная изомер-я

Связана с различным положе нием атомов или групп атомов относительно двойной связи.(цис-(ванна) и транс-изомеря(кресло), зеркальная изоиерия)

Предельные углеводороды, их химические свойства.

Алканы (парафины) - это насы щенные (предельные) углево дороды с открытой цепью. Они имеют общую формулу СnН2n+2, В алканах атомы углерода связаны между собой только простыми (одинарными) связями, а остальные валент ности углероданасыщены ато мами водорода. Характерный суффикс для насыщенных углеводородов-ан.,

СН4 - метан; С2Н6 - этан; С3Н8 - пропан

С4Н10 - бутан (2 изомера)

С5Н12 - пентан (3 изомера)

С6Н14 - гексан, С7Н16 - гептан

Химические св-ва:

1)Замещение: CH4+Cl2→CH3Cl+HCl (хлористый метил)

CH3Cl+HCl→CH2Cl2+HCl (хлористый метилен) CH2Cl2+Cl2→CHCl3+HCl (хлороформ)

3)Нитрование: характерно для имеющим вторичный или третичный атом углерода.

Р-я КОНОВАЛОВА

4)При температуре 100-500ºС и доступе кислорода образуются жирные кислоты, а при температуре 500-600ºС наблюдается крекинговый процесс

Р-я горения CH4+2O2 →CO2+H20(полное), 2СН4+О2à2СО+4Н2(неполное)

Каталитическое окисление2СН3-СН2-СН2-СН3 + 5О2 →4СН3СООН (уксусная кислота),

Реакция отщипления: (крекинг)

Изомеризация

Получение алканов.

Получение метана

в промышленности:

1. Фракционированием природного газа и перегонкой нефти.

2. Синтез из элементов при высокой температуре (вольтова дуга),

C + 2H2 →CH4

Химические способы получения: 1)Из солей органических кислот. Cплавление ацета та натрия со щелочью: СН3СOONa + NaOH →CH4 + Na2CO3

2)Синтез Вюрца: CH3Cl+2Na+ClCH2-CH3→2NaCl+C3H8

3)Из магний органических соединений: CH3Br+Mg→CH3MgBr
CH3MgBr+H2O→CH4+Mg(OH)Br

4)Синтез Бертло: C2H5I+HI→C2H6+I2

5)Из алкенов

6) Восстановление галогенпроизводных алканов. CH3Cl+H2→(p,pt)→CH4+HCl

Правила ориентации

1. Заместители, имеющиеся в бензольном ядре, направляют вновь вступающую группу в определенные положения, т.е. оказывают ориентирующее действие.

2. По своему направляющему действию все заместители делятся на две группы: ориентанты первого рода и ориентанты второго рода .
Ориентанты 1-го рода (орто-пара -ориентанты) направляют последующее замещение преимущественно в орто - и пара -положения.
К ним относятся электронодонорные группы (электронные эффекты групп указаны в скобках):

R (+I ); -OH (+M,-I ); -OR (+M,-I ); -NH 2 (+M,-I ); -NR 2 (+M,-I )
+M-эффект в этих группах сильнее, чем -I-эффект.

Ориентанты 1-го рода повышают электронную плотность в бензольном кольце, особенно на углеродных атомах в орто - и пара -положениях, что благоприятствует взаимодействию с электрофильными реагентами именно этих атомов.
Пример:

Ориентанты 1-го рода, повышая электронную плотность в бензольном кольце, увеличивают его активность в реакциях электрофильного замещения по сравнению с незамещенным бензолом.

Особое место среди ориентантов 1-го рода занимают галогены, проявляющие электроноакцепторные свойства:-F (+M<–I ), -Cl (+M<–I ), -Br (+M<–I ).
Являясь орто-пара -ориентантами, они замедляют электрофильное замещение. Причина - сильный –I -эффект электроотрицательных атомов галогенов, понижащий электронную плотность в кольце.

Ориентанты 2-го рода (мета -ориентанты) направляют последующее замещение преимущественно в мета -положение.
К ним относятся электроноакцепторные группы:

-NO 2 (–M, –I ); -COOH (–M, –I ); -CH=O (–M, –I ); -SO 3 H (–I ); -NH 3 + (–I ); -CCl 3 (–I ).

Ориентанты 2-го рода уменьшают электронную плотность в бензольном кольце, особенно в орто - и пара -положениях. Поэтому электрофил атакует атомы углерода не в этих положениях, а в мета -положении, где электронная плотность несколько выше.
Пример:

Все ориентанты 2-го рода, уменьшая в целом электронную плотность в бензольном кольце, снижают его активность в реакциях электрофильного замещения.

Таким образом, легкость электрофильного замещения для соединений (приведенных в качестве примеров) уменьшается в ряду:

толуол C 6 H 5 CH 3 > бензол C 6 H 6 > нитробензол C 6 H 5 NO 2 .

Хим. Св-ва.

РЕАКЦИИ ПРИСОЕДИНЕНИЯ

1. Гидрирование карбонильных соединений, как и алкенов, идет в присутствии ката-

лизаторов (Ni, Pt, Pd). Из альдегидов при восстановлении образуются первичные спир-

ты, H-COH + H2→СH3OH;

2. Присоединение Н2О

R-COH+H2O=R-CH(OH)2 (двухатомный спирт) 3. Взаимодействие сенильной кислотой R-COH+H-CN=R-CH(OH)(CN) (оксинитрил)

4. Взаимодействие со спиртами R-COH+R1-OH=R-CH(OR1)(OH)(полуацеталь) R-COH+R1-OH=(t* HCl)=R-CH(OR1)(OR1) (ацеталь)

РЕАКЦИИ ЗАМЕЩЕНИЯ КАРБОНИЛЬНОЙ ГРУППЫ

CH3-COH+PCl5→CH3-CHCl2+POCl3

РЕАКЦИИ ОБУСЛОВЛЕННЫЕ ЗАМЕЩЕНИЕМ В РАДИКАЛЕ

CH3-COH+Br2=Br-CH2-COH+HBr (бромуксусный альдегид)

Р.ОКИСЛЕНИЯ

CH3-COH+Ag2O→CH3COOH+2Ag

Р.АЛЬДОЛЬНОЙ КОНЦЕНТРАЦИИ

CH3COH+ CH3COH→CH3-CH(CH3)-CH2-COH→CH3-CH=CH-COH+H2O

Получение альдегидов.

К альдегидам относят органические соединения, име ющие в своем составе карбо нильную группуС=О, соединен ную в альдегидах с одним углеводо родным радикалом

1 окисление метанола на медном катализаторе при 300О

CH3OH + O2 →2H-COH(формальдегид,муравьиный альдегид) + 2H2O;

2. Дегидрирование метанола в газовой фазе на катализаторе (Сu, Ni).СН3OH→H-COH + H2

С2H2 + H2O CH2=CH-OH CH3-COH(уксусный ангедр

3 ЩЕЛОЧНОЙ ГИДРОЛИЗ ДИГАЛОГЕНПРОИЗВОДНЫХ

CH3-CHCl2+2NaOH→CH3-C(OH)3+2NaCl→CH3COH+H2O+2NaCl

4. Р.КУЧЕРОВА CH≡CH+H2O→CH3COH

Дикарбоновые кислоты.

Карбоновые кислоты - это производные углеводоро дов, имеющие в своем составе

одну или несколько карбоксиль ных групп. Общая формула карбоновых кислот - R-COOH. Карбоксильная группа в свою очередь состоит из

карбонильной (>С=О) и гидроксильной (-ОН) групп В зависимости от количества карбоксильных групп карбоновые кислоты делят на

одноосновные(монокарбоновые), двухосновные(дикарбоно вые) и многоосновные кислоты. Это орг.соединения содержа щие две карбоксильные групп пы. Двухосновные кислоты

НООС-СООН щавелевая (этандиовая)

НООС-СН2-СООН малоновая пропандиовая

НООС-СН2-СН2-СООН янтарная (бутандиовая)

НООС-СН2-СН2-СН2-СООНпентандиовая, глутаровая

НООС-СН2-СН2-СООН янтарная=(-Н2О)=ангидрид янтарной кислоты

ПОЛУЧЕНИЕ:

1)окисление 2хатомных спиртов CH2(OH)- CH2(OH)→[O],-H2O→COH-COH→[O]→COOH-COOH

2)из дигалогенпроизводных Cl-CH2-CH2-Cl→(2KCl)→N≡C-CH2-CH2-C≡N→(+6H2O,-2NH3)→HOOC-CH2-CH2-COOH+2H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВ-ВА

1)реакции замещения

COOH-COOH→(+NaOH,-H2O)→ COONa-COOH→(+NaOH,-H2O)→ COONa-COONa

2)выдеоение СО2 при нагревание

COOH-COOH→CO2+HCOOH

COOH-CH2-COOH→CO2+CH3COOH

3)выделение Н2О принагревание

СООН-CH2-CH2-COOH→(t,-H2O)→ (-CH2-COOOC-CH2-)ЦИКЛ

4) COOH-COOH→[O]→CO2+CO+H2O

5) COOH-CH2-COOH+2C2H5O→CO(O-C2H5)-CH2-CO(O-C2H5)+H2O

6) СООН-CH2-CH2-COOH+2NH4OH→ СООNH4-CH2-CH2-COONH4→(-H2O)→ СОNH2-CH2-CH2-CONH2→(-NH3)→(-CH2-C(O)-NH-C(O)-CH2-)→(-CH=CH-NH-CH=CH-)

Хим св-ва

1)Хар-ны все реакции на карбоксильную группу-окисление

Образование простых эфиров

Образование двух видов сложных эфиров

Разложение при нагревании

Выделение воды при нагревании(альфа кислоты)

Бета кислоты

Гама кислоты

Оптическая изомерия.

Коламин

Серин

Лецетин

Ди - и трипептиды.

– этоорганические вещества, молекулы которых построены из аминокислот, соединённых пептидной связью. В зависимости от числа входящих в молекулу аминокислот различают дипептиды, трипептиды и т.д., а также полипептиды. Как правило, молекулы пептидов линейны, причём один конец цепи заканчивается карбоксильной группой (-СООН ), а другой – аминогруппой (-NH 2 ). Но цепь может быть и замкнута в циклическую структуру. Присоединение происходит за счет выделения воды из карбонильной группы одной а/к и аминогруппы другой. Так как белки синтезируются в виде полипептидных цепей, граница между полипептидом и простым белком условна. Пептидами являются многие важные для организмов вещества – некоторые гормоны, антибиотики, токсины.

Нуклеозиды и нукпеотиды.

Нуклеиновые кислоты состоят из мононуклеотидов. Нуклеотид состоит из трёх компонентов: 1 .азотистое основание (пуриновое или перимединовое), 2 .сахар: рибоза (С 5 Н 10 О 5) или дезоксирибоза C 5 H 10 O 4 .,фосфорная к-та. Пуриновые основания. Родоначальник – ПУРИН:

Пиримидиновые основания. ПИРИМИДИН:

Азотистые основания: АМФаденозинмонофосфат (адениловая к-та):

АТФ аденозинтрифосфат:

Нуклеозиды – это нуклеотиды без фосфорной кислоты. Аденозин:

Присоединение фосфорной к-ты возможно по трем положениям гидроксогрупп рибозы: 2, 3, 5. Аденин, гуанин и цитозин входят как в ДНК, так и РНК. Тимин – только в ДНК, урацил – только в РНК.

Схема строения РНК и ДНК.

Структура ДНК: цепь ДНК представляет собой углеводофосфатную последовательность, с которой соединены азотистые основания. Молекулы фосфорной кислоты соединяют собой молекулы оксирибозы, группы ОН 3 и 5 углерода. Молекула ДНК имее 2 цепи нуклеотидов, расположенных параллельно друг другу. Эти две цепи удерживаются за счет водородных связей. Комплементарность обеспечивает одинаковое расстояние между азотистыми основаниями. Последовательность азотистых оснований одной цепи строго соответствует последовательность оснований другой цепи.

Структура РНК. Нить РНК – этопоследовательность рибонуклеотидов, соединенных в одну цепь. (линейная структура). Соединение рибонуклеотидов между собойосуществляется эфирной связью между 3-ей –ОН рибозы одного нуклеотида и 5-ой –ОН рибозы следующего нуклеотида. Азотистые основания РНК – А и Г (пуриновые) и Ц и У (пиримидиновые). А и Г присоединяются к пентозе черезN 9-ого положения. Ц и У – через атом N в 1-ом положении. Отличительная особенность ДНК от РНК то, что для неё не характерно устойчивое спиральное строение. Она линейна. РНК)

Диализ. Электрофорез.

Диализ- это метод очистки белковых растворов от низкомолекулярных примесей. Для проведения диализа необходим цилиндр, у которого вместо дня ППМ, поры которой пропускают мелкие молекулы, но не пропускают молекулы белков. Цилиндр с раствором белка с примесями погружается в емкость с дистиллированной водой. Мелкие молекулы примесей свободно проходят через поры мембраны, равномерно распределяясь между областями внутри и снаружи цилиндра. Для полной очистки необходимо погружать цилиндр в проточную воду. С помощью диализа очищаются белковые растворы фармакологической промышленности. Этот метод лежит в основе «искусственной почки».

Электрофарез – это метод разделения белков на отдельные фракции. В основе работы аппарата эф лежит способность заряженных белковых молекул двигаться в электрическом поле к противоположно заряженному электроду. Различные молекулы – различная скорость, зависящая от молекулярной массы, суммарного заряда, формы. Аппарат для эф состоит из горизонтально расположенного носителя (гелиевого) и электродов, создающих электрическое поле. На носитель наносится раствор с электролитами. Исследуемый раствор наносят в стартовую зону и подают напряжение. Через определенный промежуток времени белки с разной молекулярной массой распределяются по зонам. Из каждой зоны белки можно извлечь и измерить количественно.

Катализ. Виды катализа.

Катализ - химическое явление, суть которого заключается в изменении скоростей химических реакций при действии некоторых веществ (их называют катализаторами).

Гомогенный катализ – катализатор и реагенты находятся в одной фазе.

Гетерогенный катализ – катализатор обычно твердый, а реакция протекает на его поверхности.

Адсорбция, суть, значение.

Адсорбция – оседание частиц на поверхности адсорбента. Активированный уголь в противогазах защищает от воздействия ядовитых газов.

67)Хроматография:

Хроматография – метод разделения и анализа смесей веществ и изучения физико – химических свойств веществ, основан на распределении компонентов между двумя фазами: подвижной и неподвижной. Неподвижной служит твердое вещество(сорбент) или пленка жидкости, нанесенное на твердое вещество. Подвижная – это жидкость или газ, протекаемый через неподвижную фазу. Можно очищать вещество от примесей.

Явление диффузии.

Диффузия – односторонний переход растворимого вещества из большей концентрации в меньшую.

Типы химических связей в органических соединениях

Ковалентной связью называется внутримолекулярная химическая связь, осуществляемая за счет одной или нескольких электронных пар, сильно взаимодействующих с ядрами обоих соединяемых атомов.

Сигма-связь – связь, образованная в результате перекрывания электронных облаков и расположенная на прямой, соединяющей центры ядер атомов.

Пи – связь – связь, образованная в результате перекрывания электронных облаков и расположенная вне прямой, соединяющей центры ядер атомов.

Алюминия – разрушение металла под влиянием окружающей среды.

Для реакции Al 3+ +3e → Al стандартный электродный потенциал алюминия составляет -1,66 В.

Температура плавления алюминия - 660 °C.

Плотность алюминия - 2,6989 г/см 3 (при нормальных условиях).

Алюминий, хоть и является активным металлом, отличается достаточно хорошими коррозионными свойствами. Это можно объяснить способностью пассивироваться во многих агрессивных средах.

Коррозионная стойкость алюминия зависит от многих факторов: чистоты металла, коррозионной среды, концентрации агрессивных примесей в среде, температуры и т.д. Сильное влияние оказывает рН растворов. Оксид алюминия на поверхности металла образуется только в интервале рН от 3 до 9!

Очень сильно влияет на коррозионную стойкость Al его чистота. Для изготовления химических агрегатов, оборудования используют только металл высокой чистоты (без примесей), например алюминий марки АВ1 и АВ2.

Коррозия алюминия не наблюдается только в тех средах, где на поверхности металла образуется защитная оксидная пленка.

При нагревании алюминий может реагировать с некоторыми неметаллами:

2Al + N 2 → 2AlN – взаимодействие алюминия и азота с образованием нитрида алюминия;

4Al + 3С → Al 4 С 3 – реакция взаимодействия алюминия с углеродом с образованием карбида алюминия;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – взаимодействие алюминия и серы с образованием сульфида алюминия.

Коррозия алюминия на воздухе (атмосферная коррозия алюминия)

Алюминий при взаимодействии с воздухом переходит в пассивное состояние. При соприкосновении чистого металла с воздухом на поверхности алюминия мгновенно появляется тонкая защитная пленка оксида алюминия. Далее рост пленки замедляется. Формула оксида алюминия – Al 2 O 3 либо Al 2 O 3 H 2 O.

Реакция взаимодействия алюминия с кислородом:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

Толщина этой оксидной пленки составляет от 5 до 100 нм (в зависимости от условий эксплуатации). Оксид алюминия обладает хорошим сцеплением с поверхностью, удовлетворяет условию сплошности оксидных пленок. При хранении на складе, толщина оксида алюминия на поверхности металла составляет около 0,01 – 0,02 мкм. При взаимодействии с сухим кислородом – 0,02 – 0,04 мкм. При термической обработке алюминия толщина оксидной пленки может достигать 0,1 мкм.

Алюминий достаточно стоек как на чистом сельском воздухе, так и находясь в промышленной атмосфере (содержащей пары серы, сероводород, газообразный аммиак, сухой хлороводород и т.п.). Т.к. на коррозию алюминия в газовых средах не оказывают никакого влияния сернистые соединения – его применяют для изготовления установок переработки сернистой нефти, аппаратов вулканизации каучука.

Коррозия алюминия в воде

Коррозия алюминия почти не наблюдается при взаимодействии с чистой пресной, дистиллированной водой. Повышение температуры до 180 °С особого воздействия не оказывает. Горячий водяной пар на коррозию алюминия влияния также не оказывает. Если в воду, даже при комнатной температуре, добавить немного щелочи – скорость коррозии алюминия в такой среде немного увеличится.

Взаимодействие чистого алюминия (не покрытого оксидной пленкой) с водой можно описать при помощи уравнения реакции:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 .

При взаимодействии с морской водой чистый алюминий начинает корродировать, т.к. чувствителен к растворенным солям. Для эксплуатации алюминия в морской воде в его состав вводят небольшое количество магния и кремния. Коррозионная стойкость алюминия и его сплавов, при воздействии морской воды, значительно снижается, если в состав метала будет входить медь.

Коррозия алюминия в кислотах

С повышением чистоты алюминия его стойкость в кислотах увеличивается.

Коррозия алюминия в серной кислоте

Для алюминия и его сплавов очень опасна серная кислота (обладает окислительными свойствами) средних концентраций. Реакция с разбавленной серной кислотой описывается уравнением:

2Al + 3H 2 SO 4 (разб) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 .

Концентрированная холодная серная кислота не оказывает никакого влияния. А при нагревании алюминий корродирует:

2Al + 6H 2 SO 4 (конц) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

При этом образуется растворимая соль – сульфат алюминия.

Al стоек в олеуме (дымящая серная кислота) при температурах до 200 °С. Благодаря этому его используют для производства хлорсульфоновой кислоты (HSO 3 Cl) и олеума.

Коррозия алюминия в соляной кислоте

В соляной кислоте алюминий или его сплавы быстро растворяются (особенно при повышении температуры). Уравнение коррозии:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 .

Аналогично действуют растворы бромистоводородной (HBr), плавиковой (HF) кислот.

Коррозия алюминия в азотной кислоте

Концентрированный раствор азотной кислоты отличается высокими окислительными свойствами. Алюминий в азотной кислоте при нормальной температуре исключительно стоек (стойкость выше, чем у нержавеющей стали 12Х18Н9). Его даже используют для производства концентрированной азотной кислоты методом прямого синтеза

При нагревании коррозия алюминия в азотной кислоте проходит по реакции:

Al + 6HNO 3 (конц) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Коррозия алюминия в уксусной кислоте

Алюминий обладает достаточно высокой стойкостью к воздействию уксусной кислоты любых концентраций, но только если температура не превышает 65 °С. Его используют для производства формальдегида и уксусной к-ты. При более высоких температурах алюминий растворяется (исключение составляют концентрации кислоты 98 – 99,8%).

В бромовой, слабых растворах хромовой (до10%), фосфорной (до 1%) кислотах при комнатной температуре алюминий устойчив.

Слабое влияние на алюминий и его сплавы оказывают лимонная, масляная, яблочная, винная, пропионовая кислоты, вино, фруктовые соки.

Щавелевая, муравьиная, хлорорганические кислоты разрушают металл.

На коррозионную стойкость алюминия очень сильно влияет парообразная и капельножидкая ртуть. После недолгого контакта металл и его сплавы интенсивно корродируют, образуя амальгамы.

Коррозия алюминия в щелочах

Щелочи легко растворяют защитную оксидную пленку на поверхности алюминия, он начинает реагировать с водой, в результате чего металл растворяется с выделением водорода (коррозия алюминия с водородной деполяризацией).

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ;

2(NaOH H 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2 .

Образуются алюминаты.

Также оксидную пленку разрушают соли ртути, меди и ионы хлора.

Химические свойства алюминия определяются его положением в периодической системе химических элементов.

Ниже представлены основные химические реакции алюминия с другими химическими элементами. Эти реакции определяют основные химические свойства алюминия.

С чем реагирует алюминий

Простые вещества:

• галогены (фтор, хлор, бром и иодин)
• фосфор
• углерод
• кислород (горение)

Сложные вещества:

• минеральные кислоты (соляная, фосфорная)
• серная кислота
• азотная кислота
• щелочи
• окислители
• оксиды менее активных металлов (алюмотермия)

С чем не реагирует алюминий

Алюминий не реагирует:

• с водородом
• в обычных условиях – с концентрированной серной кислотой (из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки)
• в обычных условиях – с концентрированной азотной кислотой (также из-за пассивации)

Алюминий и воздух

Обычно поверхность алюминия всегда покрыта тонким слоем оксида алюминия, который защищает ее от воздействия воздуха, точнее, кислорода. Поэтому считается, что алюминий не вступает в реакцию с воздухом. Если же этот оксидный слой повреждается или удаляется, то свежая поверхность алюминия реагирует с кислородом воздуха. Алюминий может гореть в кислороде ослепительно белым пламенем с образованием оксида алюминия Al2O3.

Реакция алюминия с кислородом:

• 4Al + 3O 2 -> 2Al 2 O 3

Алюминий и вода

Алюминий реагирует с водой по следующим реакциям :

• 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 (1)
• 2Al + 4H 2 O = 2AlO(OH) + 3H 2 (2)
• 2Al + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 3H 2 (3)

В результате этих реакций образуются, соответственно, следующие :

• модификация гидроксида алюминия байерит и водород (1)
• модификация гидроксида алюминия богемит и водород (2)
• оксид алюминия и водород (3)

Эти реакции, кстати, представляют большой интерес, при разработке компактных установок для получения водорода для транспортных средств, которые работают на водороде .

Все эти реакции являются термодинамически возможными при температуре от комнатной до температуры плавления алюминия 660 ºС. Все они являются также экзотермическими, то есть происходят с выделением тепла :

• При температуре от комнатной до 280 ºС наиболее устойчивым продуктом реакции является Al(OH) 3 .
• При температуре от 280 до 480 ºС наиболее устойчивым продуктом реакции является AlO(OH).
• При температуре выше 480 ºС наиболее устойчивым продуктом реакции является Al 2 O 3 .

Таким образом, оксид алюминия Al 2 O 3 становится термодинамически более устойчивым, чем Al(OH) 3 при повышенной температуре. Продуктом реакции алюминия с водой при комнатной температуре будет гидроксид алюминия Al(OH) 3 .

Реакция (1) показывает, что алюминий должен самопроизвольно реагировать с водой при комнатной температуре. Однако на практике кусок алюминия, опущенный в воду, не реагирует с водой в условиях комнатной температуры и даже в кипящей воде. Дело в том, что алюминий имеет на поверхности тонкий когерентный слой оксида алюминия Al 2 O 3 . Эта оксидная пленка прочно удерживается на поверхности алюминия и предотвращает его реакцию с водой. Поэтому, чтобы начать и поддерживать реакцию алюминия с водой при комнатной температуре необходимо постоянно удалять или разрушать этот оксидный слой .

Алюминий и галогены

Алюминий бурно реагирует со всем галогенами – это:

• фтор F
• хлор Cl
• бром Br и
• иодин (йод) I,

с образованием соответственно:

• фторида AlF 3
• хлорида AlCl 3
• бромида Al 2 Br 6 и
• иодида Al 2 Br 6.

Реакции водорода со фтором, хлором, бромом и иодином:

• 2Al + 3F 2 → 2AlF 3
• 2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3
• 2Al + 3Br 2 → Al 2 Br 6
• 2Al + 3l 2 → Al 2 I 6

Алюминий и кислоты

Алюминий активно вступает в реакцию с разбавленными кислотами: серной, соляной и азотной, с образованием соответствующих солей: сернокислого алюминия Al 2 SO 4 , хлорида алюминия AlCl 3 и нитрата алюминия Al(NО 3) 3 .

Реакции алюминия с разбавленными кислотами:

• 2Al + 3H 2 SO 4 -> Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
• 2Al + 6HCl -> 2AlCl 3 + 3H 2
• 2Al + 6HNO 3 -> 2Al(NO 3) 3 + 3H 2

С концентрированными серной и соляной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли, окислов и воды.

Алюминий и щелочи

Алюминий в водном растворе щелочи – гидроксида натрия – реагирует с образованием алюмината натрия.

Реакция алюминия с гидроксидом натрия имеет вид:

• 2Al + 2NaOH + 10H 2 O -> 2Na + 3H 2

Источники:

1. Chemical Elements. The first 118 elements, ordered alphabetically / ed. Wikipedians – 2018

2. Reaction of Aluminum with Water to Produce Hydrogen /John Petrovic and George Thomas, U.S. Department of Energy, 2008

1) Кремний сожгли в атмосфере хлора. Полученный хлорид обработали водой. Выделившийся при этом осадок прокалили. Затем сплавили с фосфатом кальция и углём. Составьте уравнения четырёх описанных реакций.

3) Некоторое количество сульфида железа(II) разделили на две части. Одну из них обработали соляной кислотой, а другую подвергли обжигу на воздухе. При взаимодействии выделившихся газов образовалось простое вещество жёлтого цвета. Полученное вещество нагрели с концентрированной азотной кислотой, при этом выделился бурый газ. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

4) При взаимодействии оксида алюминия с азотной кислотой образовалась соль. Соль высушили и прокалили. Образовавшийся при прокаливании твёрдый остаток подвергли электролизу в расплавленном криолите. Полученный при электролизе металл нагрели с концентрированным раствором, содержащим нитрат калия и гидроксид калия, при этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

5) Оксид хрома(VI) прореагировал с гидроксидом калия. Полученное вещество обработали серной кислотой, из образовавшегося раствора выделили соль оранжевого цвета. Эту соль обработали бромоводородной кислотой. Полученное простое вещество вступило в реакцию с сероводородом. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

6) Порошок магния нагрели в атмосфере азота. При взаимодействии полученного вещества с водой выделился газ. Газ пропустили через водный раствор сульфата хрома(III), в результате чего образовался серый осадок. Осадок отделили и обработали при нагревании раствором, содержащим пероксид водорода и гидроксид калия. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

7) Аммиак пропустили через бромоводородную кислоту. К полученному раствору добавили раствор нитрата серебра. Выпавший осадок отделили и нагрели с порошком цинка. На образовавшийся в ходе реакции металл подействовали концентрированным раствором серной кислоты, при этом выделился газ с резким запахом. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

8) Хлорат калия нагрели в присутствии катализатора, при этом выделился бесцветный газ. Сжиганием железа в атмосфере этого газа была получена железная окалина. Её растворили в избытке соляной кислоты. К полученному при этом раствору добавили раствор, содержащий дихромат натрия и соляную кислоту. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

9) Натрий нагрели в атмосфере водорода. При добавлении к полученному веществу воды наблюдали выделение газа и образование прозрачного раствора. Через этот раствор пропустили бурый газ, который был получен в результате взаимодействия меди с концентрированным раствором азотной кислоты. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

10) Алюминий прореагировал с раствором гидроксида натрия. Выделившийся газ пропустили над нагретым порошком оксида меди(II). Образовавшееся простое вещество растворили при нагревании в концентрированной серной кислоте. Полученную соль выделили и добавили к раствору иодида калия. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

11) Провели электролиз раствора хлорида натрия. К полученному раствору добавили хлорид железа(III). Выпавший осадок отфильтровали и прокалили. Твёрдый остаток растворили в иодоводородной кислоте. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

12) К раствору гидроксида натрия добавили порошок алюминия. Через раствор полученного вещества пропустили избыток углекислого газа. Выпавший осадок отделили и прокалили. Полученный продукт сплавили с карбонатом натрия. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

Алюминий — амфотерный металл. Электронная конфигурация атома алюминия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Таким образом, на внешнем электронном слое у него находятся три валентных электрона: 2 — на 3s- и 1 — на 3p-подуровне. В связи с таким строением для него характерны реакции, в результате которых атом алюминия теряет три электрона с внешнего уровня и приобретает степень окисления +3. Алюминий является высокоактивным металлом и проявляет очень сильные восстановительные свойства.

Взаимодействие алюминия с простыми веществами

с кислородом

При контакте абсолютно чистого алюминия с воздухом атомы алюминия, находящиеся в поверхностном слое, мгновенно взаимодействуют с кислородом воздуха и образуют тончайшую, толщиной в несколько десятков атомарных слоев, прочную оксидную пленку состава Al 2 O 3 , которая защищает алюминий от дальнейшего окисления. Невозможно и окисление крупных образцов алюминия даже при очень высоких температурах. Тем не менее, мелкодисперсный порошок алюминия довольно легко сгорает в пламени горелки:

4Аl + 3О 2 = 2Аl 2 О 3

с галогенами

Алюминий очень энергично реагирует со всеми галогенами. Так, реакция между перемешанными порошками алюминия и йода протекает уже при комнатной температуре после добавления капли воды в качестве катализатора. Уравнение взаимодействия йода с алюминием:

2Al + 3I 2 =2AlI 3

С бромом, представляющим собой тёмно-бурую жидкость, алюминий также реагирует без нагревания. Образец алюминия достаточно просто внести в жидкий бром: тут же начинается бурная реакция с выделением большого количества тепла и света:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Реакция между алюминием и хлором протекает при внесении нагретой алюминиевой фольги или мелкодисперсного порошка алюминия в заполненную хлором колбу. Алюминий эффектно сгорает в хлоре в соответствии с уравнением:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

с серой

При нагревании до 150-200 о С или после поджигания смеси порошкообразных алюминия и серы между ними начинается интенсивная экзотермическая реакция с выделением света:

— сульфид алюминия

с азотом

При взаимодействии алюминия с азотом при температуре около 800 o C образуется нитрид алюминия:

с углеродом

При температуре около 2000 o C алюминий взаимодействует с углеродом и образует карбид (метанид) алюминия, содержащий углерод в степени окисления -4, как в метане.

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al 2 O 3 не дает алюминию окисляться на воздухе. Эта же защитная оксидная пленка делает алюминий инертным и по отношению к воде. При снятии защитной оксидной пленки с поверхности такими методами, как обработка водными растворами щелочи, хлорида аммония или солей ртути (амальгирование), алюминий начинает энергично реагировать с водой с образованием гидроксида алюминия и газообразного водорода:

с оксидами металлов

После поджигания смеси алюминия с оксидами менее активных металлов (правее алюминия в ряду активности) начинается крайне бурная сильно-экзотермическая реакция. Так, в случае взаимодействия алюминия с оксидом железа (III) развивается температура 2500-3000 о С. В результате этой реакции образуется высокочистое расплавленное железо:

2AI + Fe 2 O 3 = 2Fe + Аl 2 О 3

Данный метод получения металлов из их оксидов путем восстановления алюминием называется алюмотермией или алюминотермией .

с кислотами-неокислителями

Взаимодействие алюминия с кислотами-неокислителями, т.е. практически всеми кислотами, кроме концентрированной серной и азотной кислот, приводит к образованию соли алюминия соответствующей кислоты и газообразного водорода:

а) 2Аl + 3Н 2 SO 4(разб.) = Аl 2 (SO 4) 3 + 3H 2

2Аl 0 + 6Н + = 2Аl 3+ + 3H 2 0 ;

б) 2AI + 6HCl = 2AICl 3 + 3H 2

с кислотами-окислителями

-концентрированной серной кислотой

Взаимодействие алюминия с концентрированной серной кислотой в обычных условиях, а также низких температурах не происходит вследствие эффекта, называемого пассивацией. При нагревании реакция возможна и приводит к образованию сульфата алюминия, воды и сероводорода, который образуется в результате восстановления серы, входящей в состав серной кислоты:

Такое глубокое восстановление серы со степени окисления +6 (в H 2 SO 4) до степени окисления -2 (в H 2 S) происходит благодаря очень высокой восстановительной способности алюминия.

— концентрированной азотной кислотой

Концентрированная азотная кислота в обычных условиях также пассивирует алюминий, что делает возможным ее хранение в алюминиевых емкостях. Так же, как и в случае с концентрированной серной, взаимодействие алюминия с концентрированной азотной кислотой становится возможным при сильном нагревании, при этом преимущественно протекает реакция:

— разбавленной азотной кислотой

Взаимодействие алюминия с разбавленной по сравнению с концентрированной азотной кислотой приводит к продуктам более глубокого восстановления азота. Вместо NO в зависимости от степени разбавления могут образовываться N 2 O и NH 4 NO 3:

8Al + 30HNO 3(разб.) = 8Al(NO 3) 3 +3N 2 O + 15H 2 O

8Al + 30HNO 3(оч. разб) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

В обоих случаях реакция начинается с растворения защитной пленки оксида алюминия:

Аl 2 О 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

Аl 2 О 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + Н 2 О

В случае водного раствора алюминий, очищенный от защитной оксидной пленки, начинает реагировать с водой по уравнению:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2

Образующийся гидроксид алюминия, будучи амфотерным, реагирует с водным раствором гидроксида натрия с образованием растворимого тетрагидроксоалюмината натрия:

Al(OH) 3 + NaOH = Na