Как составить уравнение реакции алюминия с газом

1. Положение алюминия в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение алюминия 
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой 
7.1.3. Взаимодействие с фосфором
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие с щелочами
7.2.6. Взаимодействие с окислителями

Оксид алюминия 
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с основными оксидами
2.2. Взаимодействие с основаниями
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.5. Взаимодействие с кислотами
2.6. Взаимодействие с восстановителями
2.7. Вытеснение более летучих оксидов из солей

Гидроксид алюминия 
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотами
2.2. Взаимодействие с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие с щелочами 
2.4. Разложение при нагревании

Соли алюминия 

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 1s²2s²2p⁶3s²3p¹     1s    2s   2p    3s   3p 

Электронная конфигурация  алюминия в возбужденном состоянии:

+13Al^* 1s²2s²2p⁶3s¹3p²   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^оС, температура кипения 1450^оС, плотность алюминия 2,7 г/см³.

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:

Бокситы Al₂O₃ · H₂O (с примесями SiO₂, Fe₂O₃, CaCO₃) — гидрат оксида алюминия.

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^оС) Na₃AlF₆, а затем подвергают электролизу с углеродными электродами. При растворении в расплаве криолита оксид алюминия распадается на ионы:

Al₂O₃ → Al³⁺ + AlO₃^3-

На катоде происходит восстановление ионов алюминия:

Катод:  Al³⁺ +3e → Al⁰

На аноде происходит окисление алюминат-ионов:

Анод: 4AlO₃^3- — 12e → 2Al₂O₃ + 3O₂

Суммарное уравнение электролиза расплава оксида алюминия:

2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂

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:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

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 выпадает полупрозрачный студенистый осадок гидроксида алюминия.

AlCl₃ + 3NH₃·H₂O = Al(OH)₃ ↓ + 3NH₄Cl

Al³⁺ + 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:

2Al  +  3I₂  → 2AlI₃

1.2. Алюминий реагирует с серой с образованием сульфидов:

2Al  +  3S  → Al₂S₃

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^оС с образованием нитрида:

2Al + N₂ → 2AlN

1.5. Алюминий реагирует с углеродом с образованием карбида алюминия:

4Al + 3C → Al₄C₃

1.6. Алюминий взаимодействует с кислородом с образованием оксида:

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

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:

2Al⁰ + 6H₂⁺O → 2Al⁺³(OH)₃ + 3H₂⁰

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:

2Al + 6H₂SO_4(конц.) → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

2.4. Алюминий не реагирует с концентрированной азотной кислотой также из-за пассивации.

С разбавленной азотной кислотой алюминий реагирует с образованием молекулярного азота:

10Al + 36HNO_{3 (разб)} → 3N₂ + 10Al(NO₃)₃ + 18H₂O

При взаимодействии алюминия в виде порошка с очень разбавленной азотной кислотой может образоваться нитрат аммония:

8Al + 30HNO_{3(оч.разб.)} →  8Al(NO₃)₃ + 3NH₄NO₃ + 9H₂O

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):

8Al  +  3Fe₃O₄ →  4Al₂O₃  +  9Fe

Восстановительные свойства алюминия также проявляются при взаимодействии его с сильными окислителями: пероксидом натрия, нитратами и нитритами в щелочной среде, перманганатами, соединениями хрома (VI):

2Al  +  3Na₂O₂  → 2NaAlO₂   +  2Na₂O

8Al  +  3KNO₃ +  5KOH  +  18H₂O →  8K[Al(OH)₄]     +  3NH₃

10Al   +  6KMnO₄  +  24H₂SO₄  → 5Al₂(SO₄)₃  +  6MnSO₄  +  3K₂SO₄  +  24H₂O

2Al  +  NaNO₂ +  NaOH  +  5H₂O →  2Na[Al(OH)₄]  +  NH₃

Al   +  3KMnO₄  +  4KOH →  3K₂MnO₄  +  K[Al(OH)₄]  

4Al  +  K₂Cr₂O₇ → 2Cr   +  2KAlO₂   +   Al₂O₃

Оксид алюминия

Способы получения

Оксид алюминия можно получить различными методами:

1. Горением алюминия на воздухе: 

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

2. Разложением гидроксида алюминия при нагревании:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

 3. Оксид алюминия можно получить разложением нитрата алюминия:

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃ + 12NO₂ + 3O₂

Химические свойства

Оксид алюминия — типичный амфотерный оксид. Взаимодействует с кислотными и основными оксидами, кислотами, щелочами.

1. При взаимодействии оксида алюминия с основными оксидами образуются соли-алюминаты.

Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом натрия:

Na₂O  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂

2. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—алюминаты, а в растворе – комплексные соли. При этом оксид алюминия проявляет кислотные свойства.

Например, оксид алюминия взаимодействует с гидроксидом натрия в расплаве с образованием алюмината натрия и воды:

2NaOH  +  Al₂O₃  → 2NaAlO₂ +  H₂O

Оксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

Al₂O₃  +  2NaOH +  3H₂O →  2Na[Al(OH)₄]

3. Оксид алюминия  не взаимодействует с водой.

4. Оксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами (сильных кислот). При этом образуются соли алюминия. При этом оксид алюминия проявляет основные свойства.

Например, оксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия: 

Al₂O₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃

5. Оксид алюминия взаимодействует с растворимыми кислотами с образованием средних и кислых солей.

Например, оксид алюминия реагирует с серной кислотой:

Al₂O₃  +  3H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃  +  3H₂O

6. Оксид алюминия проявляет слабые окислительные свойства.

Например, оксид алюминия реагирует с гидридом кальция с образованием алюминия, водорода и оксида кальция:

Al₂O₃  +  3CaH₂ → 3CaO  +  2Al  +  3H₂

Электрический ток восстанавливает алюминий из оксида (производство алюминия):

2Al₂O₃  → 4Al + 3O₂

7. Оксид алюминия — твердый, нелетучий. А следовательно, он вытесняет более летучие оксиды (как правило, углекислый газ) из солей при сплавлении.

Например, из карбоната натрия:

Al₂O₃  +  Na₂CO₃ → 2NaAlO₂  +  CO₂

Гидроксид алюминия

Способы получения

1. Гидроксид алюминия можно получить действием раствора аммиака на соли алюминия.

Например, хлорид алюминия реагирует с водным раствором аммиака с образованием гидроксида алюминия и хлорида аммония:

AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl

2. Пропусканием углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через раствор тетрагидроксоалюмината натрия:

Na[Al(OH)₄] + СО₂ = Al(OH)₃ + NaНCO₃ 

Чтобы понять, как протекает эта реакция, можно использовать несложный прием: мысленно разбить сложное вещество Na[Al(OH)₄] на составные части: NaOH и Al(OH)₃. Далее мы определяем, как реагирует углекислый газ с каждым из этих веществ, и записываем продукты их взаимодействия. Т.к. Al(OH)₃ не реагирует с СО₂, то мы записываем справа Al(OH)₃  без изменения.

3. Гидроксид алюминия можно получить действием недостатка щелочи на избыток соли алюминия.

Например, хлорид алюминия реагирует с недостатком гидроксида калия с образованием гидроксида алюминия и хлорида калия:

AlCl₃ + 3KOH_{(недост.)} = Al(OH)₃↓+ 3KCl

4. Также гидроксид алюминия образуется при взаимодействии растворимых солей алюминия с растворимыми карбонатами, сульфитами и сульфидами. Сульфиды, карбонаты и сульфиты алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе.

Например: бромид алюминия реагирует с карбонатом натрия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия, выделяется углекислый газ и образуется бромид натрия:

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O  =  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑ +  6NaBr

Хлорид алюминия реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида алюминия, сероводорода и хлорида натрия:

2AlCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O  =  2Al(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Химические свойства

1. Гидроксид алюминия реагирует с растворимыми кислотами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов и типа соли.

Например, гидроксид алюминия взаимодействует с азотной кислотой с образованием нитрата алюминия:

Al(OH)₃ + 3HNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3H₂O

Al(OH)₃  +  3HCl →  AlCl₃  +  3H₂O

2Al(OH)₃  +  3H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃  +  6H₂O

Al(OH)₃  +  3HBr →  AlBr₃  +  3H₂O

2. Гидроксид алюминия взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Например, гидроксид алюминия взаимодействует с оксидом серы (VI) с образованием сульфата алюминия:

2Al(OH)₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

3. Гидроксид алюминия взаимодействует с растворимыми основаниями (щелочами). При этом в расплаве образуются соли—алюминаты, а в растворе – комплексные соли. При этом гидроксид алюминия проявляет кислотные свойства.

Например, гидроксид алюминия взаимодействует с гидроксидом калия в расплаве с образованием алюмината калия и воды:

KOH  +  Al(OH)₃  →  KAlO₂ + 2H₂O

Гидроксид алюминия растворяется в избытке щелочи с образованием тетрагидроксоалюмината:

Al(OH)₃ + KOH  →  K[Al(OH)₄]

4. Гидроксид алюминия разлагается при нагревании:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

Видеоопыт взаимодействия гидроксида алюминия с соляной кислотой и щелочами (амфотерные свойства гидроксида алюминия) можно посмотреть здесь.

Соли алюминия 

Нитрат и сульфат алюминия

Нитрат алюминия при нагревании разлагается на оксид алюминия, оксид азота (IV)  и кислород:

4Al(NO₃)₃ → 2Al₂O₃  +  12NO₂  +   3O₂

Сульфат алюминия при сильном нагревании разлагается аналогично — на оксид алюминия, сернистый газ и кислород:

2Al₂(SO₄)₃ → 2Al₂O₃   +  6SO₂  +  3O₂

Комплексные соли алюминия

Для описания свойств комплексных солей алюминия — гидроксоалюминатов, удобно использоваться следующий прием: мысленно разбейте тетрагидроксоалюминат на две отдельные молекулы — гидроксид алюминия и гидроксид щелочного металла.

Например, тетрагидроксоалюминат натрия  разбиваем на гидроксид алюминия и гидроксид натрия:

Na[Al(OH)₄] разбиваем на NaOH и Al(OH)₃

Свойства всего комплекса можно определять, как свойства этих отдельных соединений.

Таким образом, гидроксокомплексы алюминия реагируют с кислотными оксидами.

Например, гидроксокомплекс разрушается под действием избытка  углекислого газа. При этом с СО₂ реагирует NaOH с образованием кислой соли (при избытке СО₂), а амфотерный гидроксид алюминия не реагирует с углекислым газом, следовательно, просто выпадает в осадок:

Na[Al(OH)₄]  +  CO₂  → Al(OH)₃↓  +  NaHCO₃

Аналогично тетрагидроксоалюминат калия реагирует с углекислым газом:

K[Al(OH)₄]  +  CO₂  → Al(OH)₃  +  KHCO₃

По такому же принципу тетрагидроксоалюминаты реагирует с сернистым газом SO₂:

      Na[Al(OH)₄]  +  SO₂  → Al(OH)₃↓  +  NaHSO₃

   K[Al(OH)₄]  +  SO₂  → Al(OH)₃  +  KHSO₃ 

А вот под действием избытка сильной кислоты осадок не выпадает, т.к. амфотерный гидроксид алюминия реагирует с сильными кислотами.

Например, с соляной кислотой:

  Na[Al(OH)₄]   +  4HCl_{(избыток)}  → NaCl  +  AlCl₃  +  4H₂O

Правда, под действием небольшого количества (недостатка) сильной кислоты осадок все-таки выпадет, для растворения гидроксида алюминия кислоты не будет хватать:

Na[Al(OH)₄]   +  НCl_{(недостаток)}   → Al(OH)₃↓  +  NaCl  +  H₂O

Аналогично с недостатком азотной кислоты выпадает гидроксид алюминия:

Na[Al(OH)₄]  +  HNO_{3(недостаток)}  → Al(OH)₃↓  +  NaNO₃  +  H₂O

Комплекс разрушается при взаимодействии с хлорной водой (водным раствором хлора) Cl₂:

2Na[Al(OH)₄]  +  Cl₂   → 2Al(OH)₃↓  +  NaCl  +  NaClO +  H₂O

При этом хлор диспропорционирует.

Также комплекс может прореагировать с избытком хлорида алюминия. При этом выпадает осадок гидроксида алюминия:

AlCl₃  +  3Na[Al(OH)₄]   → 4Al(OH)₃↓  +  3NaCl

Если выпарить воду из раствора комплексной соли и нагреть образующееся вещество, то останется обычная соль-алюминат:

Na[Al(OH)₄]  →  NaAlO₂   +  2H₂O↑

K[Al(OH)₄]  →  KAlO₂   +  2H₂O

Гидролиз солей алюминия

Растворимые соли алюминия  и сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает ступенчато и обратимо, т.е. чуть-чуть:

I ступень: Al³⁺ + H₂O = AlOH²⁺ + H⁺

II ступень: AlOH²⁺ + H₂O = Al(OH)₂⁺ + H⁺

III ступень: Al(OH)₂⁺ + H₂O = Al(OH)₃ + H⁺

Однако  сульфиды, сульфиты, карбонаты алюминия и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Al₂(SO₄)₃  +  6NaHSO₃  → 2Al(OH)₃  +  6SO₂  +  3Na₂SO₄

2AlBr₃  +  3Na₂CO₃  + 3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  CO₂↑ +  6NaBr

2Al(NO₃)₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  6NaNO₃  +  3CO₂↑

2AlCl₃  +  3Na₂CO₃  +  3H₂O → 2Al(OH)₃↓  +  6NaCl  +  3CO₂↑

Al₂(SO₄)₃  +  3K₂CO₃  +  3H₂O →  2Al(OH)₃↓  +  3CO₂↑  +  3K₂SO₄

2AlCl₃  +  3Na₂S  +  6H₂O →  2Al(OH)₃  +  3H₂S↑  +  6NaCl

Более подробно про гидролиз можно прочитать в соответствующей статье.

Алюминаты

Соли, в которых алюминий является кислотным остатком (алюминаты) — образуются из оксида алюминия при сплавлении с щелочами и основными оксидами:

Al₂O₃ + Na₂O → 2NaAlO₂

Для понимания свойств алюминатов их также очень удобно разбить на два отдельных вещества.

Например, алюминат натрия мы разделим мысленно на два вещества: оксид алюминия и оксид натрия.

NaAlO₂ разбиваем на Na₂O и Al₂O₃

Тогда нам станет очевидно, что алюминаты реагируют с кислотами с образованием солей алюминия:

KAlO₂  +  4HCl → KCl  +  AlCl₃  +  2H₂O

NaAlO₂  +  4HCl →  AlCl₃  +  NaCl  +  2H₂O

NaAlO₂  +  4HNO₃  → Al(NO₃)₃  +  NaNO₃  +  2H₂O

2NaAlO₂  +  4H₂SO₄  → Al₂(SO₄)₃   +  Na₂SO₄  +  4H₂O

Под действием избытка воды алюминаты переходят в комплексные соли:

KAlO₂  + 2H₂O   =  K[Al(OH)₄]

NaAlO₂  +  2H₂O  =  Na[Al(OH)₄]

Бинарные соединения

Сульфид алюминия под действием  азотной кислоты окисляется до сульфата:

Al₂ S₃  +  8HNO₃  →  Al₂(SO₄)₃  +  8NO₂  +  4H₂O

либо до серной кислоты (под действием горячей концентрированной кислоты):

Al₂ S₃  +  30HNO_{3(конц. гор.)}  →  2Al(NO₃)₃  +  24NO₂  +  3H₂SO₄   +  12H₂O

Сульфид алюминия разлагается водой:

Al₂S₃  + 6H₂O →  2Al(OH)₃↓    +  3H₂S↑

Карбид алюминия также разлагается водой при нагревании на гидроксид алюминия и метан:

Al₄C₃  +  12H₂O → 4Al(OH)₃  +  3CH₄

Нитрид алюминия разлагается под действием минеральных кислот на соли алюминия и аммония:

AlN  +  4HCl →  AlCl₃  +  NH₄Cl

Также нитрид алюминия разлагается под действием воды:

AlN  +  3H₂O →  Al(OH)₃↓  +  NH₃ 

Металлы

Неметаллы

Щелочные

Щелоч-зем

Благородные

Галогены

Халькогены

Полуметаллы

s-элементы

p-элементы

d-элементы

f-элементы

Химические свойства алюминия

Химические свойства алюминия определяются его положением в периодической системе химических элементов.

Ниже представлены основные химические реакции алюминия с другими химическими элементами. Эти реакции определяют основные химические свойства алюминия.

С чем реагирует алюминий

Простые вещества:

• галогены (фтор, хлор, бром и иодин)
• сера
• фосфор
• азот
• углерод
• кислород (горение)

Сложные вещества:

• вода
• минеральные кислоты (соляная, фосфорная)
• серная кислота
• азотная кислота
• щелочи
• окислители
• оксиды менее активных металлов (алюмотермия)

С чем не реагирует алюминий

Алюминий не реагирует:

• с водородом
• в обычных условиях – с концентрированной серной кислотой (из-за пассивации – образования плотной оксидной пленки)
• в обычных условиях – с концентрированной азотной кислотой (также из-за пассивации)

См. подробнее по химии алюминия

Алюминий и воздух

Обычно поверхность алюминия всегда покрыта тонким слоем оксида алюминия, который защищает ее от воздействия воздуха, точнее, кислорода. Поэтому считается, что алюминий не вступает в реакцию с воздухом. Если же этот оксидный слой повреждается или удаляется, то свежая поверхность алюминия реагирует с кислородом воздуха. Алюминий может гореть в кислороде ослепительно белым пламенем с образованием оксида алюминия Al2O3.

Реакция алюминия с кислородом:

• 4Al + 3O₂ —> 2Al₂O₃

Алюминий и вода

Алюминий реагирует с водой по следующим реакциям [2]:

• 2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂       (1)
• 2Al + 4H₂O = 2AlO(OH) + 3H₂     (2)
• 2Al + 3H₂O = Al₂O₃ + 3H₂            (3)

В результате этих реакций образуются, соответственно, следующие соединения алюминия:

• модификация гидроксида алюминия байерит и водород (1)
• модификация гидроксида алюминия богемит и водород (2)
• оксид алюминия и водород (3)

Эти реакции, кстати, представляют большой интерес при разработке компактных установок для получения водорода для транспортных средств, которые работают на водороде [2].

Все эти реакции являются термодинамически возможными при температуре от комнатной до температуры плавления алюминия 660 ºС. Все они являются также экзотермическими, то есть происходят с выделением тепла [2]:

• При температуре от комнатной до 280 ºС наиболее устойчивым продуктом реакции является Al(OH)₃.
• При температуре от 280 до 480 ºС наиболее устойчивым продуктом реакции является AlO(OH).
• При температуре выше 480 ºС наиболее устойчивым продуктом реакции является Al₂O₃.        

Таким образом, оксид алюминия Al₂O₃ становится термодинамически более устойчивым, чем  Al(OH)₃ при повышенной температуре. Продуктом реакции алюминия с водой при комнатной температуре будет гидроксид алюминия Al(OH)₃.

Реакция (1) показывает, что алюминий должен самопроизвольно реагировать с водой при комнатной температуре. Однако на практике кусок алюминия, опущенный в воду, не реагирует с водой в условиях комнатной температуры и даже в кипящей воде. Дело в том, что алюминий имеет на поверхности тонкий когерентный слой оксида алюминия Al₂O₃. Эта оксидная пленка прочно удерживается на поверхности алюминия и предотвращает его реакцию с водой. Поэтому, чтобы начать и поддерживать реакцию алюминия с водой при комнатной температуре необходимо постоянно удалять или разрушать этот оксидный слой [2].

Алюминий и галогены

Алюминий бурно реагирует со всем галогенами – это:

• фтор F
• хлор Cl
• бром Br и
• иодин (йод) I,

с образованием соответственно:

• фторида AlF₃ 
• хлорида AlCl₃
• бромида Al₂Br₆ и
• иодида Al₂Br_6.

Реакции водорода со фтором, хлором, бромом и иодином:

• 2Al + 3F₂ → 2AlF₃
• 2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃
• 2Al + 3Br₂ → Al₂Br₆
• 2Al + 3l₂ → Al₂I₆ 

Алюминий и кислоты

Алюминий активно вступает в реакцию с разбавленными кислотами: серной, соляной и азотной, с образованием соответствующих солей: сернокислого алюминия Al₂SO₄, хлорида алюминия AlCl₃ и нитрата алюминия Al(NО₃)₃.

Реакции алюминия с разбавленными кислотами:

• 2Al + 3H₂SO₄ —> Al₂(SO₄)₃ + 3H₂
• 2Al + 6HCl —> 2AlCl₃ + 3H₂
• 2Al + 6HNO₃ —> 2Al(NO₃)₃ + 3H₂

С концентрированными серной и соляной кислотами при комнатной температуре не взаимодействует, при нагревании реагирует с образованием соли, окислов и воды.

Алюминий и щелочи

Алюминий в водном растворе щелочи – гидроксида натрия – реагирует с образованием алюмината натрия.

Реакция алюминия с гидроксидом натрия имеет вид:

• 2Al + 2NaOH + 10H₂O  —> 2Na[Al(H₂O)₂(OH)₄] + 3H₂

Все важнейшие реакции с алюминием

Для полноты информации приводим перечень основных реакций с участием алюминия из фундаментальной книги про алюминий [3]:

Важнейшие реакции с участием алюминия [3]

Источники:

1.  Chemical Elements. The first 118 elements, ordered alphabetically / ed. Wikipedians – 2018

2. Reaction of Aluminum with Water to Produce Hydrogen /John Petrovic and George Thomas, U.S. Department of Energy, 2008

3. Тринадцатый элемент: Энциклопедия / А. Дроздов – Библиотека РУСАЛа, 2007.