Хим

В-1. Классификация неорганических соединений. К важнейшим неорганическим соединениям относятся оксиды, кислоты, основания и соли. Оксиды – называются соединения двух элементов, одним из которых является кислород. Классификация оксидов. По химическим свойствам оксиды подразделяются на солеобразующие и на несолеобразующие. К несолеобразующим относятся CO, N₂O, NO. Солеобразующие оксиды способны вступать во взаимодействие с другими оксидами, кислотами, основаниями, образуя соли. Солеобразующие оксиды делятся на кислотные, основные и амфотерные. Соединяясь с водой прямым или косвенным путем, они образуют соединения, называемые гидратами оксидов: SO₂+H₂O→H₂SO₃. Гидраты кислотных оксидов называются кислотами, а гидраты основных оксидов – основаниями.

Кислотными оксидами называют оксиды, взаимодействующие с основными оксидами или основаниями с образованием солей.SO₂+CaO→CaSO₃. Следует отметить, что к кислотным оксидам относятся также соединения, образованные металлами, находящимися в высшей степени окисления, например, V₂O₅, CrO₃, MoO₃, WO₃, MnO₃, Mn₂O₇.

Основные оксиды – это такие оксиды, которые вступают во взаимодействие с кислотными оксидами или кислотами, образуя соли Na₂O+CO₂→Na₂CO₃.

Амфотерные оксиды - оксиды, которые в зависимости от условий могут вступать в реакцию солеобразования и с кислотами и с основаниями.

Кислоты – соединение, при диссоциации которого образуется только катион водорода Н⁺. Под кислотным остатком подразумевается та часть кислоты, которая остается после отдачи ионов Н⁺. Заряд кислотного остатка равен алгебраической сумме степени окисления атомов, входящих в состав кислотного остатка. По составу все кислоты можно классифицировать следующим образом:

• по растворимости;

• по числу ионов водорода: одноосновные (HCl, HNO₃, HMnO₄) и многоосновные,

содержащие два или более ионов водорода ((H₂SO₄, H₃PO₄);

• по наличию кислорода: кислородосодержащие (HNO₃, HClO₄) и бескислородные (H₂S, HBr);

• по способности образовывать ионы: сильные, слабые.

Основания – соединение, которое диссоциирует с образованием только аниона гидроксогруппы OH^-. Взаимодействуют с кислот.

Классифицируются:

• по способностям к диссоциации в водных р-рах: сильные (LiOH, NaOH) и слабые;

• по числу гидроксильных групп;

• по отношению к воде: растворимые (щелочи, кроме Mg и Be) и нерастворимые;

• по отношению к нагреванию: нераствор. основ. разлаг. на 2 оксида, растворимые не разлаг.

Соли – это электролиты при диссоциации которых образуется только катион металла и анион кислотного остатка. Любую соль можно рассматривать как продукт реакции между кислотой и основанием. Соли в зависимости от состава бывают нормальные (средние), кислые и основные. Нормальные соли можно рассматривать, как продукты полного замещения ионов водорода в молекуле кислоты на металл, либо как продукт полного замещения гидроксид – ионов ОН^- на ионы кислотного остатка. Нормальная соль CaSO₄ может рассматриваться как продукт замещения обоих ионов водорода в молекуле H₂SO₄ ионом Са²⁺, либо как продукт замещения обоих гидроксид – ионов в молекуле Ca(OH)₂ ионом кислотного остатка.

Кислые соли образуются при неполном замещении атомов водорода в молекуле кислоты на металл. Например, кислая соль угольной кислоты NaHCO₃. Двухосновные кислоты H₂CO₃, H₂SO₃ образуют один тип кислых солей, в состав которых входят однозарядные отрицательные ионы HCO₃^-, HSO₃^-.Общее количество кислых солей, которое может быть образовано многоосновными кислотами на единицу меньше чем число атомов водорода в молекуле кислоты. Одноосновные кислоты, такие как HNO₃, HCl кислых солей не образуют.

Основные соли образуются неполным замещением гидроксид – ионов OH^- ионами кислотных остатков. Так, в случае замещения только одного гидроксид иона в молекуле гидроксида магния кислотным остатком NO₃^- образуется основная соль MgOHNO₃. По аналогии с кислыми солями число основных солей образованных основанием на единицу меньше, чем число ионов гидроксогруппы в составе основания.

В-2. Металлы – группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Химические свойства металлов. На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители.

Реакции с простыми веществами. С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды. Чтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:

Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании. С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды. С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины.

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид. С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1. С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан. Легирование — это введение в расплав дополнительных элементов, модифицирующих механические, физические и химические свойства основного материала.

Физ. свойства. Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако обладают различной твёрдостью.

В-3. Неметаллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Все неметаллы не проводят тепло и электрический ток, поскольку у них нет свободных носителей заряда – электронов, все они использованы для образования химических связей. Кристаллы неметаллов непластичные и хрупкие, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей. Большинство из неметаллов не имеют металлического блеска. Взаимодействие с металлами: в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы. Взаимодействие с другими неметаллами: взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды; взаимодействуя с кислородом , все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства; при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем; неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя.

В-4. В реакциях кислот-окислителей с металлами с.о. изменяет атом элемента, образующий кислоту (азот N или сера S). Kислоты-окислители в водных растворах вступают в реакции практически со всеми металлами, при этом образуются соли металлов с атомами в высших с.о., H₂O и продукты восстановления кислоты (не Н₂). Вид этого продукта определяется концентрацией кислоты, активностью металла и температурой. В некоторых условиях реакция идет преимущественно по одному пути, и тогда ее можно описать одним уравнением, однако часто образуется смесь продуктов восстановления кислоты, и тогда возможно написание разных вариантов уравнений. При действии кислоты-окислителя на неметалл последний, как правило, окисляется до соответствующей кислоты (или до ее ангидрида), а кислота-окислитель восстанавливается до газообразного оксида: Н₂SO₄ (конц.) – до SO₂, HNO₃ (конц.) – до NO₂, HNO₃ (разб.) – до NO. 

В-5. Химия s-элементов. Общая характеристика. В атомах s-элементов заполняется электронами s-подуровень внешнего уровня. При этом на s-подуровне могут находится 1 или 2 электрона. Всего 14s-элементов. Атомы элементов IA-подгруппы имеют на внешнем уровне по 1 электрону, а атомы элементов IIA-подгруппы – по 2. В свободном состоянии они-типичные металлы с высокой хим. Активностью, сильные восстановители. У этих элементов валентными являются только s-электроны. Атомы этих элементов проявляют только положительные степени окисления (+1, +2). Нахождение в природе: алюмосиликаты, каменная соль и т.д. Получение: электролиз расплава, вытеснение кальцием или натрием из солей.

В-6. Общая характеристика элементов IA и IIA групп. В IA группу входят литий, натрий, калий, рубидий и цезий. Эти элементы называют щелочными элементами. В эту же группу входит искусственно полученный малоизученный радиоактивный (неустойчивый) элемент франций. Иногда в IA группу включают и водород. Таким образом, в эту группу входят элементы каждого из 7 периодов. Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы. В земной коре наиболее распространены четыре из этих тринадцати элементов: Na (w =2,63 %), K (w = 2,41 %), Mg (w = 1,95 %) и Ca (w = 3,38 %). Остальные встречаются значительно реже, а франций вообще не встречается. Все эти элементы представляют собой элементы, образующие истинные металлы, а бериллий – элемент, образующий амфотерный металл. Общая валентная электронная формула элементов IA группы – ns1, а элементов IIА группы – ns2. Большие размеры атомов и незначительное число валентных электронов приводят к тому, что атомы этих элементов (кроме бериллия) склонны отдавать свои валентные электроны. Наиболее легко отдают свои валентные электроны атомы элементов IА группы, при этом из атомов щелочных элементов образуются однозарядные катионы, а из атомов щелочноземельных элементов и магния – двухзарядные катионы. Степени окисления в соединениях у щелочных элементов равна +1, а у элементов IIA группы – +2. Простые вещества, образуемые атомами этих элементов, – металлы. Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций называют щелочными металлами, так как их гидроксиды представляют собой щелочи. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Химическая активность этих веществ увеличивается по мере увеличения атомного радиуса. Из химических свойств этих металлов наиболее важны их восстановительные свойства. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители. Металлы элементов IIA группы также довольно сильные восстановители.

В-7. Карбонат натрия кристаллический Na2CO3*10H2O (крист. сода) содержится в воде некоторых озер (содовые озера). Потребляется мыловаренной, стекольной, текстильной, бумажной, нефтяной промышленностью. Гидрокарбонат натрия (сода питьевая или чайная) NaHCO3 применяется в кондитер. деле (вместо дрожжей), в медицине и лабораторной практике. Карбонат натрия безводный (сода кальцинированная) Na2CO3 вырабатыватся для нужд хим. промышленности.

В-8. Соли кремниевых кислот – силикаты – получают, сплавляя оксид кремния (IV) со щелочами или карбонатами щелочных металлов. Получающийся при этом сплав имеет вид стекловидной массы. Но силикаты натрия и калия растворимы в воде и их называют растворимым стеклом. Применяют его как клеящее в-во, для пропитки тканей и древесины, изготовления огнезащитных красок. Водные растворы силикатов натрия и калия имеют щелочную реакцию вследствие гидролиза.

В-10. Щелочноземельные элементы при взаимодействии с кислородом при аналогичных условиях дают оксиды, пероксиды получаются труднее, чем для щелочных элементов. Так, пероксид бария BaO₂ получают нагреванием на воздухе оксида бария при 700 ºC. Пероксиды остальных металлов этой группы получают «мокрым» способом при действии пероксида водорода на гидроксиды. Оксиды s-элементов имеют основной характер, что подтверждается характером их взаимодействия с кислотными оксидами. Исключение, как и следует ожидать, составляет BeO – он амфотерен. Гидроксиды s-элементов получают при взаимодействии оксидов с водой. Большой ионный радиус s-элементов делает их гидроксиды сильными основаниями, а увеличение радиуса в группе сверху вниз приводит к усилению основности гидроксидов от Li к Cs и от Mg к Ba; амфотерен только Be(OH)₂.

В-11. Кальций – хим. элемент 2 группы п.с.х.э. Относится к щелочноземельным металлам. Получение: В промышленности получают электролизом смеси расплавленных солей: CaCl₂ и CaF₂ (для понижения температуры плвления хлорида кальция). Физические: серебристо-белый металл, по твердости почти равен меди, легкий металл, температура плавления и кипения выше, чем у щелочных металлов. Химические: Валентность всегда +2 (2 электрона на внеш. уровне). На воздухе окисляется, поэтому хранят в керосине, в закрытом сосуде. При обычных условиях реагирует с галогенами, а с серой и азотом при нагревании. Как активный металл вытесняет водород из воды. При нагревании на воздухе сгорает, образуя окись кальция.

В-12. В промышленности негашеная известь, или жженая известь, или кипелка, получается при обжиге известняка и мела: CaCO₃=CaO+CO₂. Взаимодействует с водой с образованием гидрата окиси кальция: CaO+H₂O=Ca(OH)₂. Техническое название гидрата окиси кальция – гашеная известь. Если она приготовлена в виде порошка, то она называется пушонкой. Смесь гашеной извести, песка и воды называется известкой или известковым раствором. Он применяется в кач-ве штукатурки, а также для скрепления кирпичей при кладке стен, хотя в последнем случае обычно используют цемент. Известка делается твердой в рез-те реакции Ca(OH)₂+CO₂(из воздуха)=CaCO₃+H₂O. Гашеная известь – твердое в-во белого цвета, растворима в воде, однако растворимость невелика. Раствор гашеной извести в воде называется известковой водой. Он обладает щелочными св-вами. При пропускании через известковую воду двуокиси углерода раствор мутнеет (Ca(OH)₂+CO2=CaCO₃+H₂O), а при дальнейшем пропускании муть исчезает (CaCO₃+H₂O+CO₂=Ca(HCO₃)₂.

В-13. Гашеную известь. Ее смесь с песком и водой - хороший связывающий материал. Под действием углекислого газа смесь отвердевает Са(ОН)₂+ CO₂ = СаСОз +Н₂О.Одновременно часть песка и смеси превращается в силикат Ca(OH)₂+SiO₂ = CaSiO₃+H₂O.Так же широко применяется в строительстве карбонат кальция СаСОз - это мел, известняк, мрамор.

В-14. Оксид кальция CaO (окись кальция, негашёная известь или «кипелка») — белое тугоплавкое вещество. Негашёная известь и продукт её взаимодействия с водой — Ca(OH)₂ (гашеная известь или «пушонка») находят обширное использование в строительном деле.В промышленности оксид кальция получают термическим разложением известняка (карбоната кальция). Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот. Оксид кальция — белое кристаллическое вещество, кристаллизующееся в кубической гранецентрированной кристаллической решетке, по типу хлорида натрия. Оксид кальция относится к основным оксидам. Растворяется в воде с выделением энергии, образуя гидроксид кальция. Основный оксид реагирует с кислотными оксидами и кислотами, образуя соли. Основные объёмы используются в строительстве при производстве силикатного кирпича. Категорически недопустимо использование известкового цемента при кладке печей — из-за термического разложения и выделения в воздух удушливого диоксида углерода. Некоторое применение также находит в качестве доступного и недорогого огнеупорного материала — плавленный оксид кальция имеет некоторую устойчивость к воздействию воды, что позволяет его использовать в качестве огнеупора там, где применение более дорогих материалов нецелесообразно. В небольших количествах оксид кальция также используется в лабораторной практике для осушения веществ, которые не реагируют с ним.

В-15,16. Оксид магния MgO (жженая магнезия) – белый тугоплавкий порошок, растворимый в кислотах. Получают его в промышленности разложением магнезита: MgCO₃=MgO+CO₂. Смесь оксида магния с концентрированным раствором хлорида магния затвердевает в плотную полирующуюся массу – магнезиальный цемент: MgO+MgCl₂+H₂O=2MgOHCl. Обычно из него изготавливают точильные камни и мельничные жернова. Массу, состоящую из магнезиального цемента и древесных опилок, называемую ксилолитом, применяют в строительном деле. Помимо этого, оксид магния идет на изготовление тугоплавких тиглей, труб и кирпичей.

В-17. Гипсовыми вяжущими веществами называют материалы, для получения которых используют сырье, содержащее сернокислый кальций. Чаще это природные гипс CaSО₄·2H₂O и ангидрит CaSO₄, реже - некоторые побочные продукты химической промышленности (фосфо-гипс, борогипс).

Гипсовые вяжущие применяют для производства гипсовой сухой штукатурки, перегородочных плит и панелей, архитектурных, звукопоглощающих и других изделий, а также строительных растворов для внутренних частей зданий. Для получения гипсовых вяжущих сырье обжигают в печах (вращающихся, шахтных и др.) или в варочных котлах. При обжиге в открытых аппаратах, вода из сырья удаляется в виде пара и гипсовое вяжущее преимущественно состоит из мелких кристаллов. При обжиге в герметических аппаратах (котлах-автоклавах), в которых обезвоживание природного гипса происходит в среде насыщенного пара под давлением выше атмосферного или в процессе кипячения в водных растворах некоторых солей при атмосферном давлении с последующей сушкой и измельчением, получают гипс, в виде крупных и плотных кристаллов, характеризующихся пониженном водопотребностью но сравнению с полугидратом. Это обусловливает его более плотную структуру и прочность.

Твердение гипсовых вяжущих (гипса). Твердение гипсовых вяжущих проходит по следующей схеме.

На первом этапе (подготовительном) частицы полуводного гипса, приходя в соприкосновение с водой, начинают растворяться с поверхности до образования насыщенного раствора. Одновременно начинается гидратация полуводного гипса. Этот период характеризуется пластичным состоянием теста. На втором этапе (коллоидации) наряду с гидратацией растворенного полугидрата и переходом его в двуводный гипс происходит прямое присоединение воды к твердому полуводному гипсу. Это приводит к возникновению двуводного гипса в виде высокодисперсных кристаллических частичек. Так как двуводный гипс обладает значительно меньшей растворимостью (примерно в 5 раз), чем полуводный, то насыщенный раствор по отношению к исходному полуводному гипсу является пересыщенным по отношению к образующемуся двуводному гипсу и тот, выделяясь из раствора, образует коллоидно-дисперсную массу в виде геля, в которой кристаллики двугидрата связаны слабыми Ван-дер-Вальсовыми силами молекулярного сцепления. Этот период характеризуется схватыванием (загустеванием). На третьем этапе (кристаллизации) образовавшийся неустойчивый гель перекристаллизовывается в более крупные кристаллы, которые срастаются между собой в кристаллические сростки, что сопровождается твердением системы и ростом ее прочности.

Указанные этапы не следуют строго друг за другом, а накладываются один на другой и продолжаются до, тех пор, пока весь полуводный гипс не перейдет в двуводный (через 20...40 мин после затвердения). К этому времени достигается максимальная прочность системы. Дальнейшее увеличение прочности гипсового камня происходит вследствие его высыхания. При этом из водного раствора выделяется частично оставшийся в нем двуводный гипс, упрочняющий контакты между кристаллическими сростками. При полном высыхании рост прочности прекращается. Сушка является необходимой операцией в технологии гипсовых изделий, но проводить ее надо осторожно (при температуре не выше 60...70°С), чтобы не допустить дегидратацию образовавшегося двугидрата сульфата кальция.

В-18. Жесткость воды и методы ее устранения. Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция, называется жесткой водой. Если соли присутствуют в воде в небольших количествах или отсутствуют, то вода называется мягкой. Временная зависит от содержания в ней бикарбоната кальция Ca(HCO₃)₂ и бикарбоната магния Mg(HCO₃)₂. Простым кипячением эти соли разрушаются, выпадают малорастворимые карбонаты и жесткость воды значительно понижается: Сa(HCO₃)₂=CaCO₃↓+H₂O+CO₂↑. Постоянная зависит от содержания в ней кальциевых и магниевых солей сильных кислот. При кипячении эти соли не удаляются. Для ее устранения требуется дистилляция, или хим. обработка воды. Общая равна сумме временной и постоянной. Добавлением гашеной извести устраняется временная жесткость: Сa(HCO₃)₂+Ca(OH)₂=CaCO₃↓+2H₂O. Добавлением соды достигается устранение и временной, и постоянной жесткости: CaSO₄+Na₂CO₃=CaCO₃↓+Na₂SO₄. Один из наиболее современных методов основан на применении катионитов (алюмосиликаты или синтетические ионообменные смолы.

В-19. Общая характеристика p-элементов III-IVA подгрупп. У p-элементов заполняется электронами p-подуровень внешнего электронного уровня, на котором могут находиться от 1 до 6 электронов. В периодической системе 30 p-элементов. Эти элементы образуют IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA и VIIIA подгруппы. Строение внешнего электронного уровня атомов элементов IIIA и IVA подгрупп ns2p1 и ns2p2 соответственно. Восстановительная активность выражена слабо (кроме алюминия). Чем больше подгруппа, тем больше окислительная активность нейтр. атомов. В таких атомах валентны не только p-электроны, но и s-электроны внешнего уровня. Высшая положительная степень равна номеру подгруппы. Элементарные в-ва и соединения некоторых p-элементов имеют большое значение для новой техники. Например, элементы IVA-подгруппы кремний и германий – полупроводники.

В-20. Элементы IIIA подгруппы. IIIA-подгруппа объединяет бор, алюминий, галлий, индий, таллий. Атомы имеют 3 электрона на внеш. уровне – s2p1. Для них характерна степень окисления +3, для таллия +1. Бор – неметаллический элемент; в соединениях образует связи преимущественно ковалентного характера. По св-вам бор отличается от элементов этой подгруппы и ближе к углероду и кремнию. Металлические св-ва резко усиливаются при переходе от бора к алюминию, несколько ослабевают у галлия и растут при переходе к таллию. Это из-за того, что атомы галлия, индия и таллия содержат по 18 элктронов на предпоследнем уровне. Поэтому нарушается линейное изменение св-в (радиусов атомов, температур плавления и т.п.) и от алюминия к галлию. Галлий, индий и таллий – типичные металлы. Содержатся в литосфере, в свободном виде не встречаются. Галлий – распространенный, но рассеянный элемент, содержится как примесь в бокситах, каменном угле, цинковой обманке. Встречается и сам минерал галлия-галлит. Получают электролитическим методом из отходов произ-ва алюминия и цинка. Индий-редкий элемент, собственных минералов не образует. Сырьем для его произ-ва являются отходы оловянного и свинцово-цинкового произ-ва. Свободный индий вытесняют из его растворимых солей металлическим цинком либо подвергают раствор электролизу. Затем очищают его при помощи зонной плавки. Реже всего встречается таллий. Минералы его немногочисленны, но небольшие кол-ва содержатся во многих полиметаллических рудах. Пыль, которая накапливается в очистительных камерах при обжиге этих руд, содержит редкие металлы, в том числе и таллий. Ее растворяют в воде, вытесняют таллий более активным цинком или выделяют из р-ра с помощью электролиза. Легкоплавкие, серебристо-белые металлы. Галлий, индий, таллий очень пластичные и режутся ножом. Жидкий галлий долго не затвердевает. На воздухе при комнат. температуре галлий и индий покрываются оксидной пленкой, однако при нагревании выше 200^оC окисляются до оксидов Э₂О₃. Таллий окисляется до оксида таллия Tl₂O. В группе от галлия к таллию прочность соединений со степенью +3 падает, а со степенью +1 растет. С водой галлий, индий и таллий не взаимодействуют, но растворяются в кислотах (азотной, серной, соляной), образуя ионы Ga⁺³, In⁺³, Tl⁺¹. Со щелочами галлий и индий взаимодействуют, образуя гидроксосоли. Таллий со щелочами не взаимодействует. Жидкий галлий используют для изготовления термометров, позволяющих измерять температуру до 1500^oC и в кач-ве жидкого теплоносителя в атомных реакторов. Отражательную способность металлического индия используют в рефлекторах и прожекторах.

В-21. Природные соединения алюминия. Каолинит: Al₂O₃ • 2SiO₂ • 2H₂O. Каолинит - минерал подкласса слоистых силикатов, главная составная часть белой, огнеупорной, и фарфоровой глины. Обычно является продуктом выветривания. Имеет две полиморфные модификации - диккит и накрит. Каолинит сильно гигроскопичен. Монтмориллонит — главный глинистый минерал бентонитовой глины — слоистый водный алюмосиликат; в природе встречается в виде скоплений чешуек неправильной формы. Алюмосиликаты составляют основную массу земной коры. Продукт выветривания алюмосиликатных пород – глина и полевые шпаты. Основной состав глины отвечает формуле Al₂O₃*2SiO₂*2H₂O.

В-22. Алюминий – элемент 13-й группы периодической таблицы химических элементов. Относится к группе лёгких металлов. Способ получения заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием расходуемых графитовых анодных электродов. Лабораторный способ получения – восстановление металлическим калием безводного хлорида алюминия (реакция протекает при нагревании без доступа воздуха): AlCl₃+3K→3KCl+Al. В природе алюминий, в связи с высокой химической активностью, встречается почти исключительно в виде соединений. Металл серебристо-белого цвета, лёгкий; алюминий обладает высокой электро- и теплопроводностью, обладает высокой светоотражательной способностью; слабый парамагнетик. Алюминий практически не подвержен коррозии и потому широко востребован современной промышленностью. Однако при разрушении оксидной плёнки, алюминий выступает как активный металл-восстановитель. Не допустить образования оксидной пленки можно, добавляя к алюминию такие металлы как галлий, индий или олово.