Лабораторна робота №3 вивчення властивостей алюмінію. Вивчення амфотерності сполук алюмінію.

ВИЗНАЧЕННЯ ЙОНА Al³⁺ В РОЗЧИНІ

ТЕОРЕТИЧНА ЧАСТИНА

1. Будова атома Алюмінію

Електронна конфігурація атома Алюмінію:

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹,

тобто він є р-елементом. На зовнішньому енергетичному рівні він має три електрони, які досить легко відриваються, і тоді атом Алюмінію перетворюється в тризарядний катіон Al³⁺, що має електронну конфігурацію попереднього інертного елемента неону Ne. У складних сполуках алюміній виявляє ступінь окиснення +3.

2. Фізичні властивості простої речовини

Алюміній – сріблясто-білий метал, досить твердий. Густина 2700 кг/м³, температура плавлення 660,1°С. Він добре кується та витягується у дріт, добре проводить теплоту та електричний струм.

3. Хімічні властивості

У вільному стані алюміній – це типовий, досить активний метал, однак менш активний, ніж лужні та лужноземельні метали. Проте у його сполуках важко розмежувати йонний та ковалентний полярний тип зв'язку, тому його сполуки, як, власне, і сам алюміній у вільному стані, проявляють амфотерні властивості.

Реагує з киснем за звичайної температури. Алюмінієвий виріб на повітрі швидко вкривається тонким шаром алюміній оксиду, що відрізняється надзвичайною механічною міцністю, а порошок алюмінію згоряє з утворенням оксиду:

4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃.

Реагує з водою, якщо видалити оксидну плівку з поверхні металу, навіть за звичайних умов:

2Al + 6Н₂О= 2Al(OН)₃ + 3Н₂.

Реагує з розчинами кислот з витісненням водню:

2Al + 3Н₂SO₄ = Al₂ (SO₄ )₃ + 3Н₂.

Не розчиняється в ортофосфатній кислоті, оскільки алюміній ортофосфат – сполука нерозчинна.

Реагує з розчинами лугів у залежності від молярного співвідношення вихідних речовин з утворенням тетрагідроксоалюмінату:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2NaAl(OН)₄ + 3Н₂.

або гексагідроксоалюмінату:

2Al + 6NaOH + 6Н₂О = 2Na₃[Al(OН)₆]+ 3Н₂.

Реагує з неметалами (галогенами, сіркою, азотом, вуглецем), але не сполучається безпосередньо з воднем:

2Al + N₂ = 2AlN,

4Al + 3C = Al₄C₃.

Реагує з оксидами більшості металів. Наприклад, суміш порошку алюмінію з оксидами заліза називається термітом, а спосіб відновлення металі з їх оксидів за допомогою алюмінію називають алюмотермією.

8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe + 3300 кДж.

4. Амфотерність сполук алюмінію

Алюміній оксид (глинозем) Al₂O₃ – біла тугоплавка (t°_пл. = 2000°С), нерозчинна у воді речовина. Алюміній гідроксид – Al(OН)₃ – біла, тверда, нерозчинна у воді речовина. Хімічний зв’язок між атомами Алюмінію та Оксигену в цих сполуках ковалентний полярний, близький за полярністю до зв'язку між атомами Оксигену та Гідрогену. Тому ці сполуки можуть проявляти амфотерні властивості – в залежності від кислотно-основних властивостей речовин, що вступають в реакцію з ними.

Свіжодобуті оксид та гідроксид алюмінію розчиняються в кислотах і лугах з утворенням солей (сухі не розчиняються ні в кислотах, ні в лугах):

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3Н₂,

Al₂O₃ + 2NaOH + 3Н₂О = 2NaAl(OH)₄,

Al(OН)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3Н₂O,

Al(OН)₃ + 3NaOH = Na₃Al(OH)₆.

При сплавлянні з лугами теж утворюються алюмінати:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + Н₂O,

Al₂O₃ + 6NaOH + 3Н₂О = 2Na₃AlO₃ + Н₂O.

5. Якісні реакції на йон алюмінію Al³⁺

а) Луги осаджують йон алюмінію у вигляді білого аморфного гідроксиду, розчинного у надлишку лугу:

Al³⁺ + 3ОН^- = Al(OН)₃,

AlO + 2 Н₂O = Al(OН)₃ + OH^-.

Al³⁺ + 4ОН^- = [Al(OН)₄]^-.

Алюмінати, як солі слабких кислот, гідролізуються:

AlO + 2 Н₂O = Al(OН)₃ + OH^-.

Щоб змістити рівновагу вправо, необхідно в розчині знизити концентрацію йонів гідроксилу. Цього можна досягти введенням в розчин сухої солі амонію чи її концентрованого розчину.

б) Алізарин червоний з йонами алюмінію утворює сіль червоного кольору, нерозчинну в оцтовій кислоті