Зарядовое число атома алюминия равно 13. Чему равен модуль заряда ядра атома

Химические свойства щелочноземельных металлов: взаимодействие, получение

Главную подгруппу второй группы периодической системы химических элементов образуют металлы, которые получили название щелочноземельных. Так названы они потому, что гидраты их окислов («земель»), подобно гидратам окислов щелочных металлов, являются щелочами.

Внешний электронный слой их атомов состоит из двух электронов. Отдавая их, атомы этих металлов превращаются в ионы, несущие две единицы положительного заряда. Во всех своих соединениях металлы подгруппы бериллия положительно двухвалентны. В периодической таблице они соседствуют с щелочными металлами. Поэтому эти элементы проявляют высокую химическую активность, уступая в ней только щелочным металлам. Свойства металла повышаются с увеличением порядкового номера.

1. Вступают в реакции с кислородом, продуктом реакции становятся оксиды, исключение барий, он образует пероксид BaO₂. Бериллий и магний взаимодействуют с кислородом только при очень высоких t, так как покрыты тонкой защитной оксидной пленкой.

   2Ca + O₂ → 2CaO

   В приведенной выше реакции кусочек кальция сгорает с образованием белого дыма при нагревании. Он образован тончайшими твердыми частицами оксида кальция.

2. Подобно щелочным металлам взаимодействуют с водой, но менее активно. В результате образуется гидрат оксида и вытесняется водород.

   Ca + 2H₂O → 2Ca(OH)₂ + H₂↑

   Фенолфталеин окрашивается в полученном растворе в малиновый цвет. Этот пример оправдывает ожидаемое сходство в химических свойствах щелочноземельных и щелочных металлов: оба взаимодействуют с водой с выделением водорода. Гидраты оксидов щелочноземельных металлов, как и щелочи, являются щелочами, то есть они растворимы в воде.

3. Все металлы, кроме бериллия, вступают в реакцию с галогенами. Бериллий взаимодействует с галогенами только при повышенных температурах. Продуктом реакции являются галогениды.

   Ca + Cl₂ → CaCl₂

4. При нагревании с водородом реагируют все щелочноземельные металлы, кроме бериллия. В результате образуются гидриды. 

   Ca + H₂ → CaH₂

5. Реагируют с серой, в результате чего образуются сульфиды. 

   Ca + S → CaS

6. Взаимодействуют с азотом при нагревании, за исключением магния. Он реагирует с азотом в нормальных условиях. Продуктом реакции являются нитриды.

   3Be + N₂ → Be₃N₂  3Mg + N₂ → Mg₃N₂ 

7. Могут вступать в реакции с кислотами, в результате образуют соли соответствующей кислоты и водород.

   Be + H₂SO₄ (разб.) → BeSO₄ + H₂↑

Получение

Основными способами получения металлов второй группы главной подгруппы являются электролиз расплавов, алюминотермия и вытеснение из их солей другими более активными металлами.

CaO + Al → Al₂O₃ + Ca

MgBr₂ + Ca → CaBr₂ + Mg

Химические свойства алюминия

Алюминий находится в третьей группе периодической системы элементов. Заряд ядра атома алюминия +13, на внешнем электронном слое три электрона.

По строению атомов и положению в периодической системе можно предположить, что у элементов третьей группы металлические свойства должны быть выражены слабее, чем у элементов второй группы. Это действительно так. 

При химических реакциях атом алюминия отдает три электрона внешнего слоя, обращаясь в трех зарядный положительный ион Al³⁺. Поэтому во всех его устойчивых соединениях алюминий положительно трехвалентен. Его соединения проявляют амфотерные свойства.

Алюминий – химически активный металл и проявляет себя как восстановитель. Однако его активность снижает оксидная пленка, которая образуется на его поверхности. Поэтому во многих реакциях пленка сначала удаляется, а затем осуществляется взаимодействие с веществами. Рассмотрим на конкретных примерах химические свойства алюминия.

1. Алюминий соединяется с кислородом воздуха и при нагревании и при обыкновенной температуре. На его поверхности быстро образуется тончайшая плотная пленка окиси алюминия. Она трудно проницаема для газов и защищает металл от дальнейшего окисления.

   В раздробленном состоянии и при повышенной температуре алюминий бурно реагирует с кислородом с выделением большого количества тепла. В результате образуется окись алюминия.

   4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

2. Со многими неметаллами реакции происходят при нагревании.

   2Al + 3S → Al₂S₃ Al + P → AlP 2Al + N₂ → 2AlN 4Al + 3C → Al₄C₃

3. С водой взаимодействует при удалении оксидной пленки. Реакция протекает энергично, вытесняя водород из воды.

    2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂

4. Взаимодействие с кислотами. Опустим алюминиевые стружки в пробирку с соляной или разбавленной серной кислотой. Алюминий растворяется, вытесняя из кислоты водород и образуя соль.

   2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑  2Al +3H₂SO4_(разб.)→ Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑

   С концентрированной азотной и серной кислотой не реагирует. Поэтому концентрированная азотная кислота хранится в алюминиевых емкостях и транспортируется в алюминиевых резервуарах.

   С разбавленной азотной кислотой вступает в реакцию с образованием

   N₂O, N₂ или  NH₄NO₃. 8Al + 30HNO₃ → 8Al(NO₃)₃ + 3N₂O + 15H₂O

5. Поскольку алюминий обладает амфотерными свойствами, он характеризуется реакциями со щелочами.

    2Al + 2NaOH + 10H₂O → 2Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] + 3H₂↑

6. Алюминий взаимодействует с окислами большинства металлов, вытесняя менее активный металл. Этот метод используется в промышленности для получения металлов и называется алюминотермией.

   2Al + Fe₂O₃ → 2Fe + Al₂O₃

Соединения алюминия Алюминий в природе

Окись и гидроокись алюминия являются ярко выраженными амфотерными соединениями. Они легко вступают во взаимодействие как со щелочами, так и с кислотами. Молекулу гидроокиси алюминия можно представить в двух формах — в форме основания Аl(ОН)3 и в форме кислоты Н3АlO3. В тех случаях, когда гидроокись алюминия попадает в кислоту, она ведет себя как основание:

Аl(ОН)3 + 3HCl = АlСl3 + 3Н2O

При взаимодействии с сильными щелочами гидроокись алюминия реагирует как кислота:

Н3АlO3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3Н2O

• Оба уравнения напишите в ионной форме

Получается соль трехосновной ортоалюминиевой кислоты, называемая ортоалюминатом натрия. Но такой состав у солей бывает редко. Чаще всего ортоалюминиевая кислота в щелочной среде распадается по уравнению:

Н3АlO3 = Н2O + НАlO2

образуя одноосновную метаалюминиевую кислоту НАlO3. Соли этой кислоты называются метаалюминатами, или просто алюминатами. Реакция между метаалюминиевой кислотой и щелочью выражается следующим уравнением:

НАlO2 + NaOH = NaAlO2 + Н2О

Совершенно так же ведет себя окись алюминия. В кислотах как основной окисел она образует соли алюминия:

Аl2O3 + 6НСl = 2АlСl3 + 3Н2O

в щелочах же — как кислотный окисел и образует алюминаты щелочных металлов:

Аl2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + Н2O

Алюминат натрия, попадая в кислую среду, претерпевает немедленное превращение:

2NaAlO2 + H2SO4 = Na2SO4 + 2НАlO2

НАlO2 + Н2О = Аl(ОН)3

2Аl(ОН)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6Н2O

Таким образом, в конечном итоге получаются следующие продукты:

2NaAlO2 + 4H2SO4 = Na2SO4 + Al2(SO4)3 + 4H2O

• Напишите приведенные уравнения реакций в ионной форме.

■ 86. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить превращения: Аl → АlСl3 → Аl(ОН)3 → NaAlO2 → Al2(SO4)3 (См. Ответ) (все уравнения записывайте в полной и сокращенной ионной форме). 87 Имеются алюминий, соляная кислота, едкий натр. Как можно получить гидроокись алюминия? 88. Какова нормальность раствора едкого натра, если на растворение 39 г гидроокиси алюминия израсходовано 200 мл этого раствора? 89. Докажите при помощи уравнений реакций, что окись и гидроокись алюминия — амфотерные соединения. 90. Получится ли алюминат натрия, и если да, то в каком количестве, если на 15 г сульфата алюминия подействовать 50 г едкого натра? (См. Ответ)

Среди соединений алюминия выделяются лишь некоторые его соли. Особенно важен хлорид алюминия АlCl3, незаменимый в промышленности органического синтеза, где он играет роль катализатора во многих процессах. Сульфат алюминия Al(SO4)3 · 18Н2О применяется как коагулянт при очистке водопроводной воды, а также в производстве бумаги. Двойная соль алюминия и калия — алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2 · 12Н2O обладает высокими вяжущими свойствами и применяется при дублении кожи, а также в медицинской практике как кровоостанавливающее средство.

В природе алюминий встречается очень широко и по распространенности элементов стоит на третьем месте. Вследствие высокой химической активности алюминий в природе встречается только в виде соединений. Он входит в состав алюмосиликатов — глины, слюды, полевого шпата, каолина и др. Главной алюминиевой рудой является боксит АlO3 · nН2O, из которого получают алюминий при участии другого соединения алюминия — криолита AlF3 · 3NaF.

Твердая кристаллическая окись алюминия, окрашенная примесью окиси железа в желто-бурый цвет, называется корундом. Корунд обладает высокой твердостью, поэтому применяется для изготовления шлифовальных кругов, брусков и т. д. Прозрачные кристаллы корунда, окрашенные незначительными примесями, представляют собой драгоценные камни: рубин — красного, сапфир — синего цвета.