Реакция алюминия с водой при нагревании уравнение

Бинарные соединения алюминия

Алюминий

Положение в периодической системе химических элементов

Алюминий расположен в главной подгруппе III группы (или в 13 группе в современной форме ПСХЭ) и в третьем периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Электронное строение алюминия и свойства

Электронная конфигурация алюминия в основном состоянии :

+13Al 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 1s 2s 2p 3s 3p

Электронная конфигурация алюминия в возбужденном состоянии :

+13Al * 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 2 1s 2s 2p 3s 3p

Алюминий проявляет парамагнитные свойства. Алюминий на воздухе быстро образует прочные оксидные плёнки, защищающие поверхность от дальнейшего взаимодействия, поэтому устойчив к коррозии.

Физические свойства

Алюминий – лёгкий металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Обладает высокой тепло- и электропроводностью.

Температура плавления 660 о С, температура кипения 1450 о С, плотность алюминия 2,7 г/см 3 .

Алюминий — один из наиболее ценных цветных металлов для вторичной переработки. На протяжении последних лет, цена на лом алюминия в пунктах приема непреклонно растет. По ссылке можно узнать о том, как сдать лом алюминия.

Нахождение в природе

Алюминий — самый распространенный металл в природе, и 3-й по распространенности среди всех элементов (после кислорода и кремния). Содержание в земной коре — около 8%.

В природе алюминий встречается в виде соединений:

Корунд Al₂O₃. Красный корунд называют рубином, синий корунд называют сапфиром.

Способы получения

Алюминий образует прочную химическую связь с кислородом. Поэтому традиционные способы получения алюминия восстановлением из оксида протекают требуют больших затрат энергии. Для промышленного получения алюминия используют процесс Холла-Эру. Для понижения температуры плавления оксид алюминия растворяют в расплавленном криолите (при температуре 960-970 о С) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод: Al 3+ +3e → Al 0

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

Лабораторный способ получения алюминия заключается в восстановлении алюминия из безводного хлорида алюминия металлическим калием:

AlCl₃ + 3K → Al + 3KCl

Качественные реакции

Качественная реакция на ионы алюминия — взаимодействие избытка солей алюминия с щелочами . При этом образуется белый аморфный осадок гидроксида алюминия.

Например , хлорид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия:

AlCl₃ + 3NaOH → Al(OH)₃ + 3NaCl

При дальнейшем добавлении щелочи амфотерный гидроксид алюминия растворяется с образованием тетрагидроксоалюмината:

Обратите внимание , если мы поместим соль алюминия в избыток раствора щелочи, то белый осадок гидроксида алюминия не образуется, т.к. в избытке щелочи соединения алюминия сразу переходят в комплекс:

AlCl₃ + 4NaOH = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

Соли алюминия можно обнаружить с помощью водного раствора аммиака. При взаимодействии растворимых солей алюминия с водным раствором аммиака также в ыпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al 3+ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄ +

Видеоопыт взаимодействия раствора хлорида алюминия с раствором аммиака можно посмотреть здесь.

Химические свойства

1. Алюминий – сильный восстановитель . Поэтому он реагирует со многими неметаллами .

1.1. Алюминий реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

1.3. Алюминий реагируют с фосфором . При этом образуются бинарные соединения — фосфиды:

Al + P → AlP

1.4. С азотом алюминий реагирует при нагревании до 1000 о С с образованием нитрида:

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

Видеоопыт взаимодействия алюминия с кислородом воздуха (горение алюминия на воздухе) можно посмотреть здесь.

2. Алюминий взаимодействует со сложными веществами:

2.1. Реагирует ли алюминий с водой? Ответ на этот вопрос вы без труда найдете, если покопаетесь немного в своей памяти. Наверняка хотя бы раз в жизни вы встречались с алюминиевыми кастрюлями или алюминиевыми столовыми приборами. Такой вопрос я любил задавать студентам на экзаменах. Что самое удивительное, ответы я получал разные — у кого-то алюминий таки реагировал с водой. И очень, очень многие сдавались после вопроса: «Может быть, алюминий реагирует с водой при нагревании?» При нагревании алюминий реагировал с водой уже у половины респондентов))

Тем не менее, несложно понять, что алюминий все-таки с водой в обычных условиях (да и при нагревании) не взаимодействует. И мы уже упоминали, почему: из-за образования оксидной пленки . А вот если алюминий очистить от оксидной пленки (например, амальгамировать), то он будет взаимодействовать с водой очень активно с образованием гидроксида алюминия и водорода:

2Al 0 + 6 H₂ + O → 2 Al +3 ( OH)₃ + 3 H₂ 0

Амальгаму алюминия можно получить, выдержав кусочки алюминия в растворе хлорида ртути ( II ):

3HgCl₂ + 2Al → 2AlCl₃ + 3Hg

Видеоопыт взаимодействия амальгамы алюминия с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Алюминий взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой). При этом образуются соль и водород.

Например , алюминий бурно реагирует с соляной кислотой :

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

2.3. При обычных условиях алюминий не реагирует с концентрированной серной кислотой из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки. При нагревании реакция идет, образуются оксид серы (IV), сульфат алюминия и вода:

2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:

2.5. Алюминий – амфотерный металл, поэтому он взаимодействует с щелочами . При взаимодействии алюминия с раствором щелочи образуется тетрагидроксоалюминат и водород:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂ ↑

Видеоопыт взаимодействия алюминия со щелочью и водой можно посмотреть здесь.

Алюминий реагирует с расплавом щелочи с образованием алюмината и водорода:

2Al + 6NaOH → 2Na₃AlO₃ + 3H₂ ↑

Эту же реакцию можно записать в другом виде (в ЕГЭ рекомендую записывать реакцию именно в таком виде):

2Al + 6NaOH → 2NaAlO₂ + 3H₂↑ + 2Na₂O

2.6. Алюминий восстанавливает менее активные металлы из оксидов . Процесс восстановления металлов из оксидов называется алюмотермия .

Например , алюминий вытесняет медь из оксида меди (II). Реакция очень экзотермическая:

2Al + 3CuO → 3Cu + Al₂O₃

Еще пример : алюминий восстанавливает железо из железной окалины, оксида железа (II, III):

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

Видео:Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

Алюминий и его реакция с водой

Почему алюминий устойчив к коррозии

Впервые алюминий был получен лишь в начале XIX века. Cделал это физик Ганс Эрстед. Свой эксперимент он проводил с амальгамой калия, хлоридом алюминия и ртутью.

Кстати, название этого серебристого материала произошло от латинского слова «квасцы», потому что именно из них добывается этот элемент.

Квасцы – это природные минералы на основе металлов, которые объединяют в своем составе соли серной кислоты.

Раньше алюминий считался драгоценным металлом и стоил на порядок дороже, чем золото. Объяснялось это тем, что металл было довольно сложно отделить от примесей. Так что позволить себе украшения из алюминия могли только богатые и влиятельные люди.

Но в 1886 году Чарльз Холл придумал метод по добыче алюминия в промышленном масштабе, что резко удешевило этот металл и позволило применять его в металлургическом производстве. Промышленный метод заключался в электролизе расплава криолита, в котором растворен оксид алюминия.

Алюминий — очень востребованный металл, ведь именно из него изготавливаются многие вещи, которыми человек пользуется в быту.

Видео:Взаимодействие алюминия с водойСкачать

Применение алюминия

Благодаря ковкости и легкости, а также защищенности от коррозии, алюминий является ценным металлом в современной промышленности. Из алюминия изготавливают не только кухонную посуду — он широко используется в авто- и авиастроительстве.

Также алюминий является одним из самых недорогих и экономичных материалов, так как его можно использовать бесконечно, переплавляя ненужные алюминиевые предметы, например, банки.

Металлический алюминий безопасен, но его соединения могут оказывать токсическое действие на человека и животных (особенно хлорид, ацетат и сульфат алюминия).

Видео:Активный алюминий 🧪 Реакция алюминия с водой ⚗️ Опыты по химииСкачать

Физические свойства алюминия

Алюминий — достаточно легкий металл серебристого цвета, который может образовывать сплавы с большинством металлов, особенно с медью, магнием и кремнием. Также он весьма пластичен, его без труда можно превратить в тонкую пластинку или же фольгу. Температура плавления алюминия = 660 °C, а температура кипения — 2470 °C.

Видео:Реакции с алюминиемСкачать

Химические свойства алюминия

При комнатной температуре металл покрывается прочной пленкой оксида алюминия Al₂O₃, которая защищает его от коррозии.

С окислителями алюминий практически не реагирует из-за защищающей его оксидной пленки. Однако ее можно легко разрушить, чтобы металл проявил активные восстановительные свойства. Разрушить оксидную пленку алюминия можно раствором или расплавом щелочей, кислотами или же с помощью хлорида ртути.

Благодаря восстановительным свойствам алюминий нашел применение в промышленности — для получения других металлов. Этот процесс называется алюмотермией. Такая особенность алюминия заключается во взаимодействии с оксидами других металлов.

Например, рассмотрим реакцию с оксидом хрома:

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.

Алюминий хорошо вступает в реакцию с простыми веществами. Например, с галогенами (за исключением фтора) алюминий может образовать иодид, хлорид, или бромид алюминия:

2Al + 3Cl₂ → 2Al­Cl₃

С другими неметаллами, такими как фтор, сера, азот, углерод и т.д. алюминий может реагировать только при нагревании.

Также серебристый металл вступает в реакцию и со сложными химическими веществами. Например, с щелочами он образует алюминаты, то есть комплексные соединения, которые активно используются в бумажной и текстильной промышленности. Причем в реакцию вступает как гидроксид алюминия

Al(ОН)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]),

так и металлический алюминий или же оксид алюминия:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + ЗН₂.

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

С агрессивными кислотами (например, с серной и соляной) алюминий реагирует довольно спокойно, без воспламенения.

Если опустить кусочек металла в соляную кислоту, то пойдет медленная реакция — сначала будет растворяться оксидная пленка — но затем она ускорится. Алюминий растворяется в соляной кислоте с выделением водорода. В результате реакции получается хлорид алюминия:

Al₂O₃ + 6HCl = 2Al­Cl₃ + 3H₂O

2Al + 6HCl → 2Al­Cl₃ + 3H₂.

Здесь вы найдете интересные опыты на изучение химических свойств металлов.

Видео:Взаимодействие алюминия со щёлочью и водойСкачать

Реакция алюминия с водой

Если опустить алюминиевую стружку в обычную воду, ничего не произойдет, потому что алюминий защищен оксидной пленкой, которая не дает этому металлу вступить в реакцию.

Только сняв защитную пленку хлоридом ртути, можно получить результат. Для этого металл нужно вымачивать в растворе хлорида ртути на протяжении двух минут, а затем хорошо его промыть. В результате получится амальгама, сплав ртути и алюминия:

3Hg­CI₂ + 2Al = 2Al­CI₃ + 3Hg

Причем она не удерживается на поверхности металла. Теперь, опустив очищенный металл в воду, можно наблюдать медленную реакцию, которая сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида алюминия:

Видео:Химическая реакция йода и алюминия.Скачать

2.2.3. Характерные химические свойства алюминия.

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.

Видео:Взаимодействие калия и натрия с водойСкачать

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 Al₂O₃, 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:

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:

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:

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:

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.

Видео:РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Взаимодействие алюминия со сложными веществами

с водой

Как уже было сказано выше, стойкая и прочная оксидная пленка из Al₂O₃ 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:

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:

2Аl 0 + 6Н + = 2Аl 3+ + 3H₂ 0 ;

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 H₂SO₄) до степени окисления -2 (в H₂S) 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 параллельно протекают реакции:

— 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 N₂O и NH₄NO₃:

со щелочами

Алюминий реагирует как с водными растворами щелочей:

так и с чистыми щелочами при сплавлении:

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

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

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

🔍 Видео

Получение чистого водорода путем химической реакции алюминия со щелочамиСкачать

РАЗБОР ВАРИАНТА ЦТ (ЧАСТЬ 1)Скачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Опыты по химии. Взаимодействие брома с алюминиемСкачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

ВСЕ ПРО АЛКАНЫ за 8 минут: Химические Свойства и ПолучениеСкачать

ПОЛУЧЕНИЕ ОГНЯ ИЗ ЙОДА И АЛЮМИНИЯСкачать

Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Галилео. Эксперимент. Алюминий с йодомСкачать

Типы Химических Реакций — Химия // Урок Химии 8 КлассСкачать

8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать

Взаимодействие металлов с кислотами. 8 класс.Скачать