36. Алюминий и его соединения: получение, физические и химические свойства. Медико-биологическое значение алюминия.

Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al (лат. Aluminium). Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода икремния).

Простое вещество алюминий (CAS-номер: 7429-90-5) — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных плёнок, защищающих поверхность от дальнейшеговзаимодействия.

Получение

Современный метод получения был разработан независимо американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру в 1886 году. Он заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.

Для производства 1000 кг чернового алюминия требуется 1920 кг глинозёма, 65 кг криолита, 35 кг фторида алюминия, 600 кг анодной массы и 17 тыс. кВт·ч электроэнергии постоянного тока.^[2]

Алюминий — очень активный металл. В ряду напряжений он стоит после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако на воздухе он довольно устойчив, так как его поверхность покрывается очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от контакта с воздухом. Если с алюминиевой проволоки снять защитную оксидную пленку, то алюминий начнет энергично взаимодействовать с кислородом и водяными парами воздуха, превращаясь в рыхлую массу — гидроксид алюминия:

4 Аl + 3 O₂ + 6 Н₂О = 4 Аl(ОН)₃

Эта реакция сопровождается выделением теплоты.

Очищенный от защитной оксидной пленки алюминий взаимодействует с водой с выделением водорода:

2 Аl + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂

Алюминий хорошо растворяется в разбавленных серной и соляной кислотах:

2 Аl + 6 НСl = 2 AlСl₃ + 3 Н₂

2 Аl + 3 Н₂SO₄ = Аl₂(SO4)₃ +3 Н₂

Разбавленная азотная кислота на холоду пассивирует алюминий, но при нагревании алюминий растворяется в ней с выделением монооксида азота, гемиоксида азота, свободного азота или аммиака, например:

8 Аl + 30 НNО₃ = 8 Аl(NО₃)₃ + 3 N₂О + 15 Н₂О

Концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий.

Так как оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, алюминий легко растворяется в водных растворах всех щелочей, кроме гидроксида аммония:

2 Аl + 6 КОН + 6 Н₂О = 2 К₃[Аl(ОН)₆] + 3 Н₂

Порошкообразный алюминий легко взаимодействует с галогенами, кислородом и всеми неметаллами. Для начала реакций необходимо нагревание, затем они протекают очень интенсивно и сопровождаются выделением большого количества теплоты:

2 Аl + 3 Вr₂ = 2 АlВr₃ (бромид алюминия)

4 Аl + 3 O₂ = 2 Аl₂O₃ (оксид алюминия)

2 Аl + 3 S = Аl₂S₃ (сульфид алюминия)

2 Аl + N₂ = 2 АlN (нитрид алюминия)

4 Аl + 3 С = Аl₄С₃ (карбид алюминия)

Сульфид алюминия может существовать только в твердом виде. В водных растворах он подвергается полному гидролизу с образованием гидроксида алюминия и сероводорода:

Аl2S3 + 6 Н₂О = 2 Аl(ОН)₃ + 3 Н₂S

Алюминий легко отнимает кислород и галогены у оксидов и солей других металлов. Реакция сопровождается выделением большого количества теплоты:

8 Al + 3 Fе₃О₄ = 9 Fе + 4 Аl₂O₃

Процесс восстановления металлов из их оксидов алюминием называется алюмотермией. Алюмотермией пользуются при получении некоторых редких металлов, которые образуют прочную связь с кислородом (ниобий, тантал, молибден, вольфрам и др.), а также для сваривания рельсов. Если с помощью специального запала поджечь смесь мелкого порошка алюминия и магнитного железняка Fе3О4 (термит), то реакция протекает самопроизвольно с разогреванием смеси до 3500 °С. Железо при такой температуре находится в расплавленном состоянии.

Применение.

Гидроксид алюминия обладает свойствами поглощать различные вещества, поэтому его применяют при очистке воды.

Сравнительно высокие прочностные характеристики, хорошую тепло- и электропровод-ность, технологичность, высокую коррозионную стойкость. Совокупность этих свойств позволяет отнести алюминий к числу важнейших технических материалов.

Применяется в авиации, судостроение, машиностроение, нефте- газовой промышленности, строительстве.

Алюминий – это микроэлемент. Содержание в организме: 1*10^-5% в сыворотке крови, легких, печени, костях, почках, входит в структуру оболочек нервных клеток головного мозга человека. Принимает участие в построении эпителиальной и соединительной тканей, в процессе регенерации костной ткани, в обмене фосфора.

В медицине применяются:

1. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO₄)₂*12 H₂O, обладают вяжущим, прижигающим и кровоостанавливающим действием.

2. Гидроксид алюминия  Al(OH) ₃ , обладает адсорбирующим и обволакивающим действием, понижает кислотность желудочного сока, входит в состав препарата «Альмагель».

37. Металлы главной подгруппы II группы: общая характеристика, получение, физические и химические свойства. Соли кальция и магния. Жесткость воды. Устранение жесткости воды. Медико-биологическое значение элементов главной подгруппы II группы.

 

В главную подгруппу II группы входят бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва, радий Ra. Из них кальций, стронций, барий относятся к семейству щелочноземельных металлов.

Это s-элементы. В виде простых веществ типичные металлы. На внешнем уровне имеют по два электрона. Отдавая их, они проявляют в соединениях степень окисления +2. В окислительно-восстановительных реакциях все металлы подгруппы ведут себя как сильные восстановители, однако несколько более слабые, чем щелочные металлы. Это объясняется тем, что атомы металлов II группы имеют меньшие атомные радиусы, чем атомы соответствующих щелочных металлов, расположенных в тех же периодах. Это связано с некоторым сжатием электронных оболочек, так как s-подуровень внешнего электронного слоя у них завершен, поэтому электроны ими удерживаются сильнее.

Физические и химические свойства элементов главной подгруппы II группы

 

С ростом порядкового номера элемента отдача электронов облегчается, и поэтому металлические свойства закономерно возрастают. Более ярко они проявляются у щелочноземельных металлов.

Следует отметить, что по своим свойствам бериллий и магний несколько отличаются от щелочноземельных металлов кальция, стронция и бария (последний элемент группы радий отличается от остальных щелочноземельных металлов природными радиоактивными свойствами).

Кальций, стронций и барий окисляются на воздухе до оксидов состава RO, поэтому их хранят без доступа воздуха либо в герметически закрытых сосудах, либо под слоем эфира или керосина. Бериллий и магний при комнатной температуре на воздухе покрываются тонкой оксидной пленкой, предохраняющей их от дальнейшего окисления.

 Для получения оксидов этих металлов их необходимо поджечь:

Be+O2=ВеО Кальций, стронций и барий разлагают воду уже при обычной температуре с образованием соответствующих гидроксидов и выделением водорода: R+2H2O=R(OH)2+H2 Гидроксиды щелочноземельных металлов малорастворимы в воде, их растворимость возрастает от Са(ОН)2 к Ва(ОН)2.

Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. образующаяся в первый момент пленка малорастворимого гидроксида бериллия Ве(ОН)2 пассивирует металл. Гидроксид бериллия Ве(ОН)2 имеет амфотерный характер:

Be2++2ОН-Ве(ОН)2Н2ВеO22Н++BeO2-2 Однако свойства Ве(ОН)2 как основания выражены гораздо отчетливее кислотных. Магний реагирует с водой лишь при нагревании:

Mg+2Н2O=Mg(OH)2+H2 Гидроксид магния — типичное основание.

При нагревании все металлы главной подгруппы II группы активно реагируют с водородом (давая гидриды RH2, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом. Из металлов этой подгруппы наибольшее значение имеют магний и кальций.

Соли магния и особенно кальция входят в состав многих породообразующих минералов. Из этих горных пород наиболее известны мел, мрамор и известняк, основным веществом которых является карбонат кальция. Карбонаты кальция и магния при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды и углекислый газ. С водой, содержащей растворенный диоксид углерода, эти карбонаты реагируют, образуя растворы гидрокарбонатов, например:

MCO₃ + CO₂ + H₂O = M² + 2HCO₃ .

При нагревании, и даже при попытке выделить гидрокарбонаты из раствора, удаляя воду при комнатной температуре, они разлагаются по обратной реакции:

M² + 2HCO₃ = MCO₃ + CO₂ + H₂O.

Гидратированный сульфат кальция CaSO₄·2H₂O представляет собой бесцветное кристаллическое вещество малорастворимое в воде. При нагревании оно частично обезвоживается, переходя в кристаллогидрат состава 2CaSO₄·H₂O. Тривиальное название двуводного гидрата – гипс, а полуводного – алебастр. При смешивании алебастра с водой он гидратируется, при этом образуется плотная твердая масса гипса. Это свойство алебастра используется в медицине (гипсовые повязки) и строительстве (армированные гипсовые перегородки, заделка дефектов). Скульпторы используют алебастр для изготовления гипсовых моделей и форм.

Карбид (ацетиленид) кальция CaC₂. Структурная формула (Ca² )( C C ). Получают спеканием негашеной извести с углем:

CaO + 3C = CaC₂ + CO

Это ионное вещество не является солью и полностью гидролизуется водой с образованием ацетилена, который долгое время и получали таким способом:

CaC₂ + 2H₂O = C₂H₂ + Ca(OH)₂.

Гидратированный ион магния [Mg(H₂O)₆]² – катионная кислота, поэтому растворимые соли магния подвергаются гидролизу. По этой же причине магний может образовывать основные соли, например, Mg(OH) Cl. Гидратированный ион кальция не является катионной кислотой.

Кальций в соединении может быть обнаружен по окрашиванию пламени. Цвет пламени – оранжево-красный. Качественная реакция на ионы Ca² , Sr² и Ba² , не позволяющая однако различить эти ионы между собой – осаждение соответствующих сульфатов разбавленным раствором серной кислоты (или любым раствором сульфата в кислотной среде):

M² + SO₄² = MSO₄ .

Кальций и магний незаменимы для человеческого организма. Кальций обеспечивает усвоение организмом железа, помогает при бессоннице, укрепляет кости и скелет, улучшает функцию нервной системы. Его недостаток приводит к размягчению костей, остеопорозу, порче зубов, чувствительности к стрессам, аллергии, судорогам некоторых групп мышц.

Щелочноземельные металлы. Кальций. Это один из пяти (O,C,H,N,Ca) наиболее распространенных элементов в организме человека (1,5%). Основная масса имеющегося в организме кальция находится в костях и зубах в виде фосфата кальция. Внеклеточный кальций влияет на свертываемость крови, нервно-мышечную возбудимость и сердечную мышцу.

Гексагидрат хлорида кальция CaCl_2*6H₂O используется при аллергических заболеваниях.

Жженый гипс 2CaSO₄*H₂O получается путём прокаливания природного гипса. При замачивании в воде он быстро твердеет. На этом свойстве основано его использование при изготовлении гипсовых повязок. В стоматологии применяется в качестве слепочного материала при протезировании зубов.

Жёсткость воды и способы её устранения.

Растворимые соли кальция и магния обуславливают общую жёсткость воды. Если они присутствуют в воде в небольших количествах, то вода называется мягкой. При нагревании кислые карбонаты кальция и магния разлагаются и переходят в нерастворимые основные карбонаты: Са(НСО₃) = Н₂О + СО₂ + СаСО₃↓ Растворимость сульфата кальция СаSO₄ при нагревании также снижается, поэтому он входит в состав накипи. Жёсткость, вызванная присутствием в воде кислых карбонатов кальция и магния, называется карбонатной или временной, так как она может быть устранена. Помимо карбонатной жёсткости, различают ещё некарбонатную жёсткость, которая зависит от содержания в воде ЭСl₂ и ЭSO₄, где Э – Са, Мg. Эти соли не удаляются при кипячении, и поэтому некарбонатную жёсткость называют также постоянной жёсткостью. Карбонатная и некарбонатная жёсткость в сумме дают общую жёсткость. Для полного ее устранения воду иногда перегоняют. Но это дорого. Для устранения карбонатной жёсткости воду можно прокипятить, но это тоже дорого и образуется накипь. Жёсткость удаляют прибавлением соответствующего количества Са(ОН)₂: Са(ОН)₂ + Са(НСО₃)₂ = СаСО₃↓ + 2Н₂О. Общую жёсткость устраняют или добавлением Na₂CO₃, или при помощи так называемых катионитов. При использовании углекислого натрия растворимые соли кальция и магния тоже переводят в нерастворимые карбонаты: Са²⁺ + Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CaCO₃↓. Устранение жёсткости при помощи катионитов – процесс более совершенный. Катиониты – высокомолекулярные натрийсодержащие органические соединения, состав которых можно выразить формулой Na₂R, где R – сложный кислотный остаток. При фильтровании воды через слой катионита происходит обмен катионов Na⁺ кристаллической решетки на катионы Са²⁺ и Mg²⁺ из раствора по схеме: Са²⁺ + Na₂R = 2Na⁺ + CaR. Следовательно, ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na⁺ переходят из катионита в раствор. Для восстановления использованного катионита его промывают концентрированным раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: ионы Са²⁺ в кристаллической решетке в катионита заменяются на ионы Na⁺ из раствора. Регенерированный катионит снова применяют для очистки воды. Подобным образом работают фильтры на основе пермутита:

магний Na₂[Al₂Si₂O₈] + Ca²⁺ = 2Na⁺ + Ca[Al₂Si₂O₈]