Лекция 21. Конструкционные металлы. Алюминий. Хром. Железо

Контрольные вопросы

1. Общая характеристика элементов IIA гр.

2. Основные соединения кальция.

3. Чем обусловлена жесткость воды? Виды жесткости.

4. Способы умягчения воды.

Рекомендуемая литература

1. Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Н.Л. Глинка. - М.: КНОРУС, 2009. - с. 623 - 635.

2. Коровин Н.В. Общая химия. Учебник для технических направ. и спец. Вузов - 7-е изд., испр. - М.: Высшая школа, 2006 - с. 358 - 362.

Е.А. Буйлова, Д.Р. Галиева

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 является 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) 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).