Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо

Ключевые слова: физические и химические свойства металлов, оксиды, гидроксиды, соли металлов.

Алюминий – основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы. Внешняя электронная конфигурация - 3s²3p¹, в соединениях проявляет степень окисления +3.

Нахождение в природе. По распространенности занимает третье место среди всех элементов (после О и Si) и первое среди металлов. Важнейшие минералы: бокситы – смесь гидроксидов Al(OH)₃ и AlOOH; алюмосиликаты – (Na,K)₂O∙Al₂O₃∙2SiO₂; корунд (глинозем) – Al₂O₃; криолит – 3NaF∙AlF₃.

Физические свойства. Серебристо-белый металл, плотность (при 20°С) 2698,9 кг/м³; t_пл 660,24°С; t_кип около 2500°С;

Химические свойства. Алюминий является активным металлом, сильным восстановителем. Но наличие защитной оксидной пленки на его поверхности затрудняет его взаимодействие со многими окислителями при обычных условиях. При 25ºС алюминий образует с хлором, бромом и иодом соответственно AlCl₃, AlВr₃, AlI₃. Реакции с фтором, кислородом, азотом, серой происходят при достаточно высоких температурах.

В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, алюминий при обычных условиях не реагирует с водой, так как защищен пленкой нерастворимого в воде оксида. Однако эта пленка легко растворяется в растворах кислот и щелочей, поэтому не защищает алюминий от взаимодействия с ними:

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑

Al + 4HNO₃ → Al(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Исключением являются концентрированные серная и азотная кислоты, в которых алюминий пассивируется.

Важным свойством алюминия является его способность восстанавливать некоторые металлы из их оксидов при высокой температуре. Этот способ получения металлов называется алюмотермией: 4Al + 3MnO₂ → 3Mn + 2Al₂O₃

Хром. Внешняя электронная конфигурация атома хрома 3d⁵4s¹. В соединениях обычно проявляет степени окисления +2, +3, +6, среди них наиболее устойчивы Сr³⁺.

Нахождение в природе. Хром – довольно распространенный элемент на Земле. Его кларк (среднее содержание в земной коре) составляет 8,3·10^–3%. Хром никогда не встречается в свободном состоянии. В хромовых рудах практическое значение имеет только хромит FeCr₂O₄.

Физические свойства. Хром - твердый, тяжелый, тугоплавкий металл. Плотность 7190 кг/м³; t_пл 1890 °С; t_кип 2480 °С.

Химические свойства. Хром химически малоактивен. При обычных условиях устойчив к кислороду и влаге, но соединяется с фтором, образуя CrF₃. Выше 600°С взаимодействует с парами воды, давая Сr₂О₃; с азотом - Cr₂N, CrN; с углеродом - Сr₃С₂; с серой - Cr₂S₃. Со многими металлами хром дает сплавы. Хром загорается в кислороде при 2000°С с образованием темно-зеленого оксида хрома (III) Сr₂О₃. Помимо оксида (III), известны других соединения с кислородом, например CrO, СrО₃, получаемые косвенным путем. Хром легко реагирует с разбавленными растворами соляной и серной кислот с образованием хлорида и сульфата хрома и выделением водорода; «царская водка» и азотная кислота пассивируют хром. С увеличением степени окисления возрастают кислотные и окислительные свойства хрома.

Железо. Конфигурация внешней электронной оболочки атома 3d⁶4s². Железо проявляет переменную валентность (наиболее устойчивые степени окисления +2 и +3).

Нахождение в природе. По распространенности в земной коре занимает второе место среди металлов. Для извлечения железа используются в основном такие руды, как гематит (Fe₂O₃), магнитные железняки (Fe₃О₄), бурые железняки (НFeO₂· nH₂O), а также шпатовые железняки (FeСО₃).

Физические свойства. Плотность (20°C) 7874 кг/м³, t_пл 1539°С, t_кип 3200°С.

Химические свойства. С кислородом железо образует оксид (II) FeO, оксид (III) Fe₂O₃ и оксид (II,III) Fe₃O₄ (соединение FeO c Fe₂O₃, имеющее структуру шпинели). Во влажном воздухе при обычной температуре железо покрывается рыхлой ржавчиной (Fe₂O₃·nH₂O). Вследствие своей пористости ржавчина не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и поэтому не предохраняет его от дальнейшего окисления. При нагревании в водяном паре железо окисляется с образованием Fe₃O₄ (ниже 570 °С) или FeO (выше 570 °С) и выделением водорода.

Железо легко реагирует с галогенами и галогеноводородами, давая соли, например хлориды FeCl₂ и FeCl₃. При нагревании железа с серой образуются сульфиды FeS и FeS₂. Карбиды железа - Fe₃C (цементит) и Fe₂C (е-карбид) - выпадают из твердых растворов углерода в железе при охлаждении. Fe₃C выделяется также из растворов углерода в жидком железе при высоких концентрациях С. При нагревании железо энергично реагирует с кремнием и фосфором, образуя силициды (например, Fe₃Si и фосфиды (например, Fe₃P).

Контрольные вопросы:

1. Общая характеристика алюминия.

2. Общая характеристика хрома.

3. Общая характеристика железа.

Список рекомендуемой литературы:

1. Глинка Н.Л. Общая химия: учеб. пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - С. 651 – 656, 672 – 677, 690 - 712.

2. Коровин Н.В. Общая химия: учебник для технических направл. и спец. вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006. - С. 362 - 377.

Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева

Дата добавления: 2014-01-04