Робоча навчальна програма і система модульно-рейтингового оцінювання знань і вмінь студентів з дисципліни "Хімія"

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O;

д) випарюванням маткового розчину виділяють соду і поташ, а раніше отриманий шлам йде на виробництво цементу.

При виробництві 1т Al2O3 одержують 1т содопродуктів і 7,5т цементу.

Деякі алюмосилікати мають пухку структуру і здатні до іонного обміну. Такі силікати – природні й особливо штучні – застосовуються для водозм’ягчення. Крім того, завдяки своїй сильно розвитий поверхні, вони використовуються як носії каталізаторів, тобто як матеріали, що просочуються каталізатором.

Галогеніди алюмінію в звичайних умовах – безбарвні кристалічні речовини. У ряді галогенідів алюмінію AlF3 сильно відрізняється по властивостях від своїх аналогів. Він тугоплавкий, мало розчиняється у воді, хімічно неактивний. Основний спосіб одержання AlF3 заснований на дії безводного HF на Al2O3 чи Al:

Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3H2O.

Сполуки алюмінію з хлором, бромом і йодом легкоплавкі, дуже реакційноздатні і добре розчинні не тільки у воді, але й у багатьох органічних розчинниках. Взаємодія галогенідів алюмінію з водою супроводжується значним виділенням теплоти. У водному розчині усі вони сильно гідролізовані, але на відміну від типових кислотних галогенідів неметалів їхній гідроліз неповний і оборотний. AlCl3, AlBr3 і AlJ3 димлять у вологому повітрі (унаслідок гідролізу). Вони можуть бути отримані прямою взаємодією простих речовин.

Щільності пари AlCl3, AlBr3 і AlJ3 при порівняно невисоких температурах більш-менш точно відповідають подвоєним формулам – Al2Hal6. Просторова структура цих молекул відповідає двом тетраедрам із загальним ребром. Кожен атом алюмінію зв'язаний з чотирма атомами галогену, а кожний з центральних атомів галогену – з обома атомами алюмінію. З двох зв'язків центрального атома галогену одна є донорно-акцепторною, причому алюміній функціонує як акцептор.

З галогенідними солями ряду одновалентних металів галогеніди алюмінію утворять комплексні сполуки, головним чином типів M3[AlHal6] і M[AlHal4] (де Hal – хлор, чи бром иод). Схильність до реакцій приєднання взагалі сильно виражена в розглянутих галогенідів. Саме з цим зв'язане найважливіше технічне застосування AlCl3 як каталізатору (при переробці нафти і при органічних синтезах).

З фторалюмінатів найбільше застосування (для одержання Al, F2, емалей, скла й ін.) має кріоліт Na3[AlF6]. Промислове виробництво штучного кріоліту засновано на обробці гідроксида алюмінію плавиковою кислотою і содою:

2Al(OH)3 + 12HF + 3Na2CO3 = 2Na3[AlF6] + 3CO2 + 9H2O.

Хлоро-, бромо- і йодоалюмінати утворюються при сплавленні тригалогенідів алюмінію з галогенідами відповідних металів.

Хоч з воднем алюміній хімічно не взаємодіє, гідрид алюмінію можна одержати непрямим шляхом. Він являє собою білу аморфну масу складу (AlН3)n. Розкладається при нагріванні вище 105оС з виділенням водню.

При взаємодії AlН3 з основними гідридами в ефірному розчині утворяться гідроалюмінати:

LiН + Al3 = Li[AlН4].

Гідридоалюмінати – білі тверді речовини. Бурхливо розкладаються водою. Вони – сильні відновники. Застосовуються (особливо Li[AlН4]) в органічному синтезі.

Сульфат алюмінію Al2(SO4)3∙12H2O утворюється при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид  алюмінію. Застосовується для очищення води, а також при готуванні деяких сортів папера.

Алюмокалійний галун KAl(SO4)2∙12H2O застосовуються у великих кількостях для дублення шкір, а також у фарбувальній справі як протрава для бавовняних тканин. В останньому випадку дія галуну заснована на тім, що утворяться внаслідок його гідролізу гідроксид алюмінію відкладається у волокнах тканини в дрібнодисперсному стані і, адсорбуючи барвник, міцно утримує його на волокні.

З інших похідних алюмінію варто згадати його ацетат Al(CH3COO)3, використовуваний при фарбуванні тканин і в медицині (примочки і компреси). Нітрат алюмінію легко розчинний у воді. Фосфат алюмінію нерозчинний у воді й оцтовій кислоті, але розчинний у сильних кислотах і лугах.

Незважаючи на наявність величезних кількостей алюмінію в бруньках, рослини, як правило, містять мало цього елемента. Ще значно менший його зміст у тваринних організмах. Біологічна роль алюмінію не з'ясована. Токсичністю сполуки його не володіють.

 

Реакції, проведені на практикумі

1. 2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2.

На пластинці алюмінію почав виділятися водень, поступово пластинка станула.

2. 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2.

Алюміній поступово розчиняється в розведеній кислоті. При кип'ятінні швидкість розчинення збільшується.

3. 2Al + 6CH3COOH = 2Al(CH3COO)3 + 3H2.

Алюміній поступово розчиняється в розведеній кислоті при кип'ятінні.

4. 4Al + 3O2 = 2Al2O3.

При згорянні алюміній перетворюється в білий порошок.

5. Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)4].

Отриманий оксид алюмінію розчиняється в лузі.

 

6. 2Al + 3I2 = 2AlI3.

У ступку із сумішшю алюмінію і иода додали краплю води як каталізатор. Реакція пройшла швидко, виділилися пари иода фіолетового кольору.

7. 3CuCl2 + 2Al = 3Cu + 2AlCl3.

Розчин поступово став прозорим, на дно пробірки випав осад міді у вигляді бурих камінчиків.

8. Al2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Al(OH)3 + 3(NH4)2SO4.

Утворився осад, схожий на білий рідкий кисіль.

9. Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)4].

Осад розчинився в лузі.

10. 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 6H2O.

Осад розчинився в кислоті.

 

 СПИСОК ВИКОРИСТАНОЇ ЛІТЕРАТУРИ:

1. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. – Київ-Ірпінь. ВТФ “Перун”,