Химические свойства хлорида алюминия уравнения

Алюминий. Химия алюминия и его соединений

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):

Хлорид алюминия

Систематическое наименованиеТрадиционные названияхлористый алюминийХим. формулаAlCl₃Состояниебелые или бледно-желтые гигроскопичные твердые кристаллыМолярная масса(ангидрид) 133.34 г/мольПлотность(ангидрид) 2,48 г/см³ (гексагидрат) 1,3 г/см³Т. плав.(ангидрид) 192,4 ℃Т. кип.(гексагидрат) 120 ℃Растворимость в воде(0 °C) 43,9 г/100 мл (10 °C) 44,9 г/100 мл

(20 °C) 45,8 г/100 мл

(30 °C) 46,6 г/100 мл

(40 °C) 47,3 г/100 мл

(60 °C) 48,1 г/100 мл

(80 °C) 48,6 г/100 мл (100 °C) 49 г/100 мл

Растворимость в остальных веществахрастворим в хлороводороде, этиловом спирте, хлороформе
слабо растворим в бензолеКоординационная геометрияоктаэдрическая (линейные)Кристаллическая структурамоноклинная сингонияНомер CAS7446-70-0PubChem24012ChemSpider22445Номер EINECS231-208-1RTECSBD0530000ChEBI30114DrugBankDB11081Номер ООН3264ЛД₅₀ангидрид
крысы, перорально: 380 мг/кг

гексагидрат
крысы, орально: 3,311 г/кг

Токсичность

Приводятся данные для стандартных условий (25 ℃, 100 кПа), если не указано иное.

Хлорид алюминия (хлористый алюминий) — неорганическое соединение, соль алюминия и соляной кислоты с химической формулой AlCl₃.

Содержание

1 Свойства
2 Получение
3 Применение
4 Токсичность и безопасность

Свойства

В безводном виде бесцветные кристаллы, дымящие вследствие гидролиза во влажном воздухе, выделяя HCl [1] . При обычном давлении возгоняется при 183 °C (под давлением плавится при 192,6 °C).

В воде хорошо растворим (44,38 г в 100 г H₂O при 25 °C). Из водных растворов выпадает в виде кристаллогидрата AlCl₃·6H₂O — желтовато-белые расплывающиеся на воздухе кристаллы. Хорошо растворим во многих органических соединениях (в этаноле — 100 г в 100 г спирта при 25 °C, в ацетоне, 1,2-дихлорэтане, этиленгликоле, нитробензоле, тетрахлоруглероде и др.); практически не растворяется в бензоле и толуоле.

Получение

Важнейший способ получения хлорида алюминия в промышленности — действие смеси Cl₂ и CO на обезвоженный каолин или боксит в шахтных печах:

При температуре в 900 °C трихлорид бора и фосфид алюминия образуют фосфид бора и хлорид алюминия:

BCl₃ + AlP → 900oC BP + AlCl₃

Также есть и другие способы получения хлорида алюминия:

Al + FeCl₃ → AlCl₃ + Fe Al(OH)₃ + 3 HCl → AlCl₃ + 3 H₂O 3 CuCl₂ + 2 Al → 2 AlCl₃ + 3 C u 2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂

Применение

Безводный хлорид алюминия образует аддукты со многими неорганическими (например, NH₃, H₂S, SO₂) и органическими (хлорангидриды кислот, эфиры и др.) веществами, с чем связано важнейшее техническое применение AlCl₃ как катализатора при переработке нефти и при органических синтезах (например, реакция Фриделя — Крафтса).

Гексагидрат хлорида алюминия и его растворы используются при очистке сточных вод, обработке древесины, производстве антиперспирантов и пр.

Токсичность и безопасность

Хлорид алюминия токсичен при попадании в организм, а также обладает коррозионной активностью.

Хлорид алюминия (AlCl3) химическая структура, свойства, использование

хлорид алюминия или трихлорид алюминия (AlCl₃бинарная соль, образованная алюминием и хлором. Иногда это выглядит как желтый порошок, потому что он содержит примеси из-за присутствия хлорида железа (III).

Это получается путем объединения его элементов. Алюминий, который имеет три электрона на своем последнем энергетическом уровне (семейство IIIA), имеет тенденцию давать их из-за своего металлического характера. Хлор с семью электронами на последнем энергетическом уровне (семейство VIIA) стремится получить их для завершения своего октета.

Считается, что связь, образованная между алюминием и хлором в трихлориде алюминия, является ковалентной, хотя это соединение между металлом и неметаллом..

Существует два вида хлорида алюминия:

Безводный хлорид алюминия. AlCl_3.
Гексагидрат хлорида алюминия. AlCl₃. 6H₂О. Это соединение может быть найдено в твердой или растворенной форме.

1 Химическая структура
2 свойства
- 2.1 Физический
- 2.2 Химический
3 использования
4 риска: возможные последствия
5 рекомендаций
6 Ссылки

Химическая структура

Безводный трихлорид алюминия, представляет собой молекулу с плоской тригональной геометрией, с углом 120 °, соответствующим атомной гибридизации sp 2 .

Тем не менее, молекула организована в виде димеры, в котором атом хлора жертвует пару электронов для образования связей. Они известны как скоординированные ковалентные связи.

Так определяется организация димеров трихлорида алюминия..

Эта организация позволяет соединению формировать сети димерных слоев. Когда вода наливается на твердый трихлорид алюминия, они не диссоциируют, как ожидается от ионных соединений, но подвергаются интенсивному гидролизу.

Напротив, в разбавленном водном растворе находятся координированные ионы [Al (H).₂O)₆] +3 и хлорид. Эти структуры очень похожи на диборан.

Таким образом, у вас есть формула Al₂Cl₆

Если измеряется разница в электроотрицательности атомов, составляющих связи в этом соединении, можно наблюдать следующее:

Для алюминия Al значение электроотрицательности составляет 1,61 ° C, а хлора — 3,16 ° C. Разница в электроотрицательности составляет 1,55 ° C..

Согласно правилам теории связи, чтобы соединение было ионным, оно должно иметь разность электроотрицательности атомов, составляющих связь, на величину, большую или равную 1,7 С..

В случае связи Al-Cl разница в электроотрицательности составляет 1,55 ° С, что дает треххлористому алюминию структуру ковалентной связи. Это небольшое значение можно отнести к координированным ковалентным связям, представленным молекулой.

свойства

физическое

внешний вид: белое твердое вещество, иногда желтое из-за примесей, вызванных хлоридом железа

плотность: 2,48 г / мл

Молярная масса: 133,34 г / моль

сублимация: сублимируется при 178 ° C, поэтому температура его плавления и кипения очень низкая.

вождение: плохо проводит электричество.

растворимость: он не растворяется в воде, потому что это кислота Льюиса. Растворим в органических растворителях, таких как бензол, четыреххлористый углерод и хлороформ.

химическая

В воде трихлорид алюминия гидролизуется с образованием HCl, иона гидроксония и гидроксида алюминия:

Он используется в реакциях Фриделя-Крафтса в качестве катализатора (вещество, которое может быть извлечено в конце реакции, потому что оно только в нем, чтобы ускорить, замедлить или инициировать реакцию).

Это едкое вещество.

При разложении, когда он бурно реагирует с водой, образуется оксид алюминия и опасные газы, такие как хлористый водород.

приложений

антиперспирант.
Катализатор ацилирования и алкилирования Фриделя-Крафтса.

Риски: возможные последствия

Это едкое вещество, вызывает ожоги кожи и серьезные повреждения глаз.
Бурно реагирует с водой.
Это опасно для окружающей среды.
Очень токсично для водных организмов.