2. Алюминий и его соединения.

Алюминий [от лат. alumen — квасцы]. В природе один стабильный изотоп ²⁷Al. По распространённости в природе занимает четвёртое место среди всех элементов и первое среди металлов.

Алюминий - серебристо-белый лёгкий металл, хорошо проводит электричество и тепло. На воздухе алюминий покрывается тонкой прочной беспористой плёнкой Al₂O₃, защищающей металл от дальнейшего окисления и обусловливающей его высокую коррозионную стойкость. По этой же причине алюминий не реагирует с концентрированной HNO₃.

Алюминий обладает высокой химической активностью. Он легко взаимодействует с разбавленными HCl, H₂SO₄ и HNO₃, образуя соли:

2Al + 6HCl  2AlCl₃ + 3H₂

Al + 4HNO_{3 (Р)}  Al(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

2Al + 3H₂SO_{4 (Р)}  Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

В водном растворе, даже очень кислом, свободные ионы Al³⁺ не существуют из-за гидратации. Со щелочами алюминий легко реагирует, образуя алюминаты.

При 25С алюминий взаимодействует с галогенами с образованием соответственно AlCl₃, AlBr₃, AlI₃, а при 600С образует алюминия фторид AlF₃.

При взаимодействии атомарного Н с парами алюминия при –196С получается гидрид (AlH₃)_X.

С концентрированной H₂SO₄ при обычной температуре алюминий не взаимодействует, а при нагревании реагирует следующим образом:

2 Al + 6H₂SO_{4 (K)} ^t Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Алюминий является активным восстановителем:

2Al + Cr₂O₃  2Cr + Al₂O₃ + Q

8Al + 3Fe₃O₄  9Fe + 4Al₂O₃ + Q

Алюминаты — соединения типа оксидов состава mM_XO_Y  nAl₂O₃, где М — металл или металлы в степени окисления +1, +2 или +3.

Гидроксо- и оксоалюминаты — комплексные соли, в которых гидроксо- и оксогруппы связаны с атомом алюминия, образуя анионный комплекс [например, Sr₃[Al(OH)₆]₂].

Щелочные металлы образуют алюминаты состава МAlO₂.

2Al + 6H₂O + 2NaOH  2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

2 Al + 2NaOH_[ТВ.] + 2H₂O ^t 2NaAlO₂ + 3H₂

2Al + 10H₂O + 2NaOH  2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂] + 3H₂

Оксид алюминия Al₂O₃ можно получить при взаимодействии с О₂ воздуха или 2Al + 3O  Al₂O₃. Это объясняется большим сродством Al к кислороду.

Алюминия оксид [глинозем] Al₂O₃ — бесцветные кристаллы с температурой плавления 2044С. Единственная стабильная кристаллическая модификация -Al₂O₃ [корунд] с ромбоэдрической решёткой встречается в природе в виде минерала, который часто содержит в растворённом виде оксиды других металлов, придающих ему различную окраску [синего цвета — сапфиры, красного цвета — рубины и др.].

Модификация -Al₂O₃ имеет тетрагоническую кристаллическую решётку. Существует также аморфный алюминия оксид — алюмогель, образующийся при обезвоживании гелеобразного Al(OH)₃.

Al₂O₃ на воздухе при обычных условиях инертен и негигроскопичен. Около 1000С интенсивно реагирует со щелочами и карбонатами щелочных металлов.

Al₂O₃ проявляет себя как типичный амфотерный оксид:

Al₂O₃ + 6HCl  2AlCl₃ + 3H₂O,

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O  2Na[Al(OH)₄],

A l₂O₃ + 2NaOH_ТВ ^{t, славление} 2NaAlO₂ + H₂O.

Типичным амфотерным гидроксидом является Al(OH)₃.

Алюминий гидроксид Al(OH)₃ легко образуется при действии щелочей на растворы солей алюминия: Al³⁺ (p) + 3OH^– (p)  Al(OH)₃ (т).

При обычных условиях алюминий не реагирует с водой с образованием гидроксида, так как мешает прочная оксидная плёнка; но если поверхность амальгамировать, то плёнка не удерживается и алюминий реагирует с водой при обычных условиях:

2Al + 6HOH  2Al(OH)₃ + 3H₂.

Амфотерность Al(OH)₃ доказывают следующие реакции:

Al(OH)₃ + 3HCl  AlCl₃ + 3H₂O,

Al(OH)₃ + NaOH(водный раствор)  Na[Al(OH)₄],

^{гидрат метаалюмината}

а также тетрагидроксодиакваалюминат натрия Na[Al(OH)₄(H₂O)₂].

A l(OH)₃ + NaOH_ТВ ^{t, сплавление} NaAlO₂ + 2H₂O.

^{метаалюминат}

Даже при слабом подкислении тетрагидроксоалюминаты разрушаются:

Na[Al(OH)₄] + СО₂  Al(OH)₃ + NaHCO₃.

Алюмогидриды [тетрагидридоалюминаты или аланаты] — комплексные гидриды, содержащие ион [AlH₄]^–. Используют аланаты как селективные восстановители и источники Н₂ для получения гидридов элементов. Чаще всего используются алюмогидриды лития или натрия, например Li[AlH₄]: Li[AlH₄] + M  M[AlH₄] + Li, где М = Na, K, Rb, Cs.

Аланаты используются для синтеза витаминов, спиртов, оптически активных соединений.

Квасцы — кристаллогидраты двойных сульфатов состава М^I, M^III(SO₄)₂∙12H₂O, где М^I — однозарядный катион — Na⁺, K⁺, Rb⁺, Cs⁺, NH₄⁺ и др.; M^III — трёхзарядный катион — Al³⁺, Cr³⁺, Fe³⁺ и др.

Известно несколько десятков различных квасцов, в том числе алюмо-калиевые квасцы KAl(SO₄)₂ ∙ 12H₂O, используемые в медицине. При нагревании [не выше 433К] квасцы плавятся в кристаллизационной воде, затем дегидратируются в несколько стадий. Конечный продукт дегидратации — безводные, или «жжёные» квасцы KAl(SO₄)₂.