Химические свойства алюминия
Алюминий — активный металл, но на воздухе он быстро покрывается плотной плёнкой оксида \(\mathrm{Al_2O_3}\). Поэтому многие реакции начинаются только после разрушения этой плёнки или при нагревании. Важное свойство алюминия — амфотерность его оксида и гидроксида: сам металл также реагирует со щелочами с образованием алюминатов.
Общие свойства и защитная плёнка
Алюминий — металл с зарядом ядра, соответствующим порядковому номеру 13. В соединениях он почти всегда проявляет степень окисления \(+3\). В ряду активности алюминий находится до водорода, поэтому по общему правилу способен вытеснять водород из разбавленных неокисляющих кислот и вытеснять менее активные металлы из растворов их солей.
Пассивирование — образование на поверхности металла плотной защитной плёнки, которая резко замедляет реакцию. У алюминия это обычно плёнка \(\mathrm{Al_2O_3}\) толщиной всего несколько нанометров, но она прочно связана с металлом и изолирует его от реагентов.
Из-за плёнки алюминий при комнатной температуре кажется малоактивным. Если поверхность очистить, нагреть металл или растворить плёнку щёлочью, реакции идут значительно легче. Концентрированные азотная и серная кислоты при обычных условиях пассивируют алюминий, поэтому в задачах нельзя автоматически применять правило «металл до водорода реагирует с любой кислотой».
В соединениях алюминий образует катион \(\mathrm{Al^{3+}}\). Основные продукты реакций — \(\mathrm{Al_2O_3}\), \(\mathrm{Al(OH)_3}\), соли алюминия и алюминаты.
Реакция с кислородом
При нагревании алюминий энергично соединяется с кислородом. Образуется оксид алюминия — твёрдое вещество с высокой температурой плавления. Эта реакция является окислительно-восстановительной: алюминий отдаёт электроны и окисляется, кислород принимает электроны и восстанавливается.
Порошок алюминия или тонкая алюминиевая фольга могут гореть ослепительно-белым пламенем. Большой кусок металла обычно не загорается сразу из-за защитной плёнки. Оксид алюминия амфотерен: его реакции с кислотами и щелочами подробно связаны с темами реакций амфотерных оксидов.
Реакции с кислотами
С разбавленными неокисляющими кислотами алюминий реагирует с выделением водорода, если защитная плёнка разрушена. К таким кислотам относятся, например, соляная и разбавленная серная кислота. При составлении уравнения учитывают степень окисления алюминия \(+3\).
С азотной кислотой ситуация сложнее: это окислительная кислота, поэтому водород обычно не выделяется. Концентрированная азотная кислота и концентрированная серная кислота при комнатной температуре пассивируют алюминий. При нагревании пассивирование может нарушаться, и возможны окислительно-восстановительные реакции с образованием продуктов восстановления кислоты, а не водорода. Для школьных заданий всегда проверяйте концентрацию и температуру.
Нельзя писать \(\mathrm{Al + HNO_3 -> Al(NO_3)_3 + H_2}\) по аналогии с соляной кислотой. Азотная кислота — окислитель; кроме того, концентрированная кислота пассивирует алюминий.
Реакции со щелочами
Алюминий реагирует с водными растворами щелочей после растворения оксидной плёнки. В результате образуются растворимый алюминат, вода и водород. В школьной записи для раствора часто используют формулу комплексной соли \(\mathrm{Na[Al(OH)_4]}\) или запись с ионом тетрагидроксоалюмината.
Смысл реакции можно представить по стадиям: щёлочь растворяет \(\mathrm{Al_2O_3}\), затем сам алюминий окисляется до степени \(+3\), а вода восстанавливается до водорода. Поэтому алюминий способен растворяться и в кислотах, и в щелочах — это одно из проявлений его особого химического поведения.
Какой газ выделяется при реакции алюминия с раствором \(\mathrm{NaOH}\)?
В реакциях алюминия его атомы переходят из степени окисления \(0\) в \(+3\) и отдают по три электрона: \(\mathrm{Al^0 - 3e^- -> Al^{3+}}\). Число атомов алюминия и коэффициенты подбирают так, чтобы суммарно отданные и принятые электроны совпадали.
Вытеснение металлов из растворов солей
Алюминий может вытеснять менее активные металлы из растворов их солей. Теоретически подходят соли меди, серебра и некоторых других металлов. Однако реакция часто не начинается сразу из-за оксидной плёнки; после её удаления или при нагревании процесс становится заметным. Это важно отличать от общих реакций солей с металлами.
В этой реакции алюминий — восстановитель: он окисляется до \(\mathrm{Al^{3+}}\). Ионы меди \(\mathrm{Cu^{2+}}\) восстанавливаются до металлической меди. Осадок или налёт меди может покрывать поверхность алюминия, но сначала должна быть доступна сама поверхность металла.
Определим объём водорода при взаимодействии \(5{,}4\) г алюминия с избытком соляной кислоты при н. у.
Ответ: \(6{,}72\) л водорода. Если кислота взята в избытке, ограничивающим реагентом является алюминий.
Как решать задания о свойствах алюминия
- Определите реагент: кислород, кислота, щёлочь или соль.
- Проверьте условия: нагревание, разбавленная или концентрированная кислота, наличие защитной плёнки.
- Определите продукт алюминия: \(\mathrm{Al_2O_3}\), соль \(\mathrm{Al^{3+}}\) или алюминат.
- Составьте уравнение с учётом сохранения атомов и заряда; для ОВР проверьте электронный баланс.
- Если дан расчёт, найдите количество вещества по формуле \(n=\frac{m}{M}\) и используйте коэффициенты уравнения.
Перед этой страницей полезно повторить реакции металлов с кислотами и ряд активности металлов. Для сравнения с цинком откройте химические свойства цинка, а формулы щелочей повторите по странице формулы щелочей.
Быстрый тест
Главное
- Алюминий при нагревании реагирует с кислородом: \(\mathrm{4Al+3O_2\to2Al_2O_3}\).
- Оксидная плёнка пассивирует алюминий и мешает реакциям при обычных условиях.
- С разбавленными неокисляющими кислотами алюминий образует соль и водород; концентрированные \(\mathrm{HNO_3}\) и \(\mathrm{H_2SO_4}\) пассивируют металл.
- Со щелочами алюминий образует растворимый алюминат и выделяет водород.
- Алюминий вытесняет менее активные металлы из растворов их солей, если защитная плёнка разрушена.