6. Алюминий и его соединения.

По распространенности в природе – первое место среди металлов. Главная его масса – в алюмосиликатах, входит в состав боксита, в виде драгоценных камней – корунд α-Al₂O₃, окрашенный благодаря примесям (рубин – красный, сапфир – голубой, аметист – фиолетовый, изумруд – зеленый). Главный способ получения – электролиз при 1000°С предварительно очищенногоAl₂O₃, растворенного в расплаве криолитаNa₃[AlF₆] в специальных аппаратах – электролизерах. Катод – подина электролизера, анод – угольный электрод.

Электронная формула – 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. Переходs-электронов на р-подуровень не требует больших энергетических затрат, поэтому в возбужденном состоянии проявляет наиболее характерную степень окисления +3 (+1,+2). Наличие свободных р- иd-орбиталей в третьем электронном слое позволяет алюминию проявлять в своих соединениях и более высокую валентность, чем 3 – от 4 до 9, чаще всего 4 и 6.

Чистый алюминий представляет собой серебристо-белый металл, при обычных условиях покрытый тонкой оксидной пленкой. Ему отвечает гранецентрированная кубическая структура.. Он пластичен, легко прокатывается, прессуется, вытягивается в проволоку (волочение), отличается высокой электропроводностью. В обычных условиях довольно инертен (из-за оксидной пленки).При ее удалении энергично реагирует с водой, амфотерный, легко растворяется в соляной, плавиковой, бромистоводородной, разбавленной серной кислотах и щелочах: 2Al+6HCl+12H₂O=2[Al(H₂O)₆]Cl₃+3H₂.2Al+2NaOH+6H₂O=2Na[Al(OH)₄]+3H₂ ([Al(OH)₄(H₂O₂)], [Al(OH)₆]). Обычно в аква- и гидрокомплексах к.ч.=4 или 6.В разбавленной азотной: 8Al+30HNO₃=8Al(NO₃)₃+3NH₄NO₃+9H₂O, но практически не взаимодействует с конц. азотной и серной, кот. его пассивируют. Он устойчив в фосфорной кислоте, уксусной, лимонной, винной и др. органических. РеакцияAlс образованиемAl₂O₃протекает при высокой температуре и сопровождается выделением большого кол-ва тепла из-за высоко хим. сродства к кислороду. В атмосфере фтора и хлора – горит, с бромом – взрывает, в присутствии воды взаимодействует с йодом. Реакции алюминия с серой, азотом, фосфором, углеродом, аммиаком требуют значительного нагревания. Активно, с выделением большого кол-ва тепла восстанавливает многие металлы из их оксидов (алюмотермия): 3Fe₃O₄+8Al=4Al₂O₃+9Fe+3300кДж. Широко используется при получении хрома, марганца, ванадия, ферросплавов.

Гидрид алюминия(AlH₃)_n– полимер белого цвета, соединение с дефицитом валентных электронов. В обычных условиях – твердое нелетучее вещество, нерастворимое в полярных растворителях, вышеt=150°Cразлагается на элементы, гидролизуется с выделением водорода, может участвовать в реакциях присоединения из-за наличия вакантной 3р-орбитали. Получают посредством взаимодействия алюмогидрида лития сAlCl₃в эфирных растворах:AlCl₃+Li[AlH₄]=LiCl+AlH₃. Комплексные гидридыLi[AlH₄],K[AlH₄] более устойчивы, но менее стабильны:LiH+AlH₃=Li[AlH₄]. Белые твердые вещества, сильные восстановители, легко разлагаются водой

Оксид алюминия– белое тугоплавкое вещество, несколько модификаций, устойчивая – корунд α-Al₂O₃, получают разложениемAl(OH)₃при 1000°С, высокая твердость, не растворяется в воде и кислотах, со щелочью – только при длительном нагревании. Химически более активнаяƴ-модификация, кот. может быть получена осторожным обезвоживанием при невысоких температурах -ƴ-Al(OH)₃, она растворяется в кислотах и щелочах:Al₂O₃+7H₂O+2NaOH=2Na[Al(OH)₄(H₂O)₂],Al₂O₃+9H₂O+6HCl=2[Al(H₂O)₆]Cl₃;Al₂O₃+NaOH=2NaAlO₂+H₂O,Al₂O₃+Na₂CO=2NaAlO₂+CO₂. В последних двух случаях – соль метаалюминиевой кислотыHAlO₂– метаалюминат натрия. При добавлении к растворам солей алюминия щелочи в осадок выпадет белая студенистая масса - гидроксид алюминияAl(OH)₃.

Соли алюминия– растворимы в воде, подвергаются гидролизу, многие из них при выпадении в осадок образуют кристаллогидратыAl₂(SO₄)₃·18H₂O,Al(NO₃)₃·24H₂O, с сульфатами щелочных металлов, талия, иона аммония сульфат алюминия образует двойные соли – алюминиевые квасцы общей формулыMe₂SO₄·Al₂(SO₄)₃·24H₂O, где Ме - ионы калия, натрия, аммония, соли слабых кислот в водных растворах не образуются.

Известны все высшие галогениды алюминия AlГ₃, наиболее устойчивый –AlF₃– каркасная структура, прочите – слоистая или молекулярная, плавятся при низких температурах, легко испаряются в виде димеровAl₂F₆. Повышение температуры вызывает их диссоциацию на мономерыAlГ₃. Все тригалогениды являются кислотами Льюиса, способными к участию в реакциях комплексообразования, устойчивость галогенидных комплексов при переходе от фтора к йоду с ростом размера лиганда уменьшается. ИонAl⁺³– лучший комплексообразователь, т.к. характеризуется большим положительным зарядом, малым размером и наличием свободныхs-,p- иd-орбиталей. К.ч.=4 и 6. Низшие галогенидыAlCl,AlBrв обычных условиях неустойчивы.

Биологическая роль.Относится к примесным токсичным микроэлементам, и вместе с тем играет важную физиологическую роль в организме. Общее содержание в теле – от 50 до 100мг – главным образом в легких, в печени, мышцах, в плазме крови, мозге, в костной ткани, ногтях, мозге. Суточная потребность – 60-90мг. Поступает с пищей, водой, загрязненным его соединениями воздухом, больше всего его в продуктах растительного происхождения (хлеб, морковь, чай), попадает в организм с пищей, подвергнутой термической обработке в посуде, созданной на основе алюминия и его сплавов. Физиологическая роль ионовAl⁺³проявляется в процессах образования белковых и фосфатных комплексов, в построении соединительной и регенерации костной ткани. Токсичность алюминия проявляется во влиянии его на обмен веществ, особенно минеральный, на нарушение функций центральной нервной системы, на замедление развития тканей, связанное с угнетением процесса размножения и роста клеток, на торможение синтеза гемоглобина.