Номер 3, страница 171 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

3. Перечислите химические свойства алюминия. Подчеркните особенности его взаимодействия с серной и азотной кислотами. Запишите соответствующие уравнения реакций.

Решение

Алюминий — активный металл, расположенный в IIIА группе, 3 периоде периодической системы. Его химическая активность во многом определяется наличием на его поверхности прочной и химически инертной оксидной плёнки ($Al_2O_3$), которая защищает его от дальнейшего окисления и взаимодействия со многими реагентами.

Основные химические свойства алюминия:

• Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами):

  Алюминий активно реагирует с неметаллами при нагревании.

  1. С кислородом: На воздухе алюминий покрыт тонкой оксидной плёнкой. При сжигании в кислороде или на воздухе (в виде порошка) он ярко горит с образованием оксида алюминия.

  $4Al + 3O_2 \rightarrow 2Al_2O_3$

  2. С галогенами (фтором, хлором, бромом, йодом): Реакция протекает энергично, образуя галогениды алюминия.

  $2Al + 3Cl_2 \rightarrow 2AlCl_3$

  3. С серой: При сплавлении образуется сульфид алюминия.

  $2Al + 3S \xrightarrow{t^\circ} Al_2S_3$

• Взаимодействие со сложными веществами:

  1. С водой: Из-за оксидной плёнки алюминий с водой при обычных условиях не реагирует. Если плёнку удалить (например, обработкой ртутными солями или щелочью), алюминий будет бурно реагировать с водой, вытесняя водород.

  $2Al + 6H_2O \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3H_2\uparrow$

  2. С кислотами (неокислителями): Алюминий легко растворяется в разбавленных кислотах (например, $HCl$, $H_2SO_4(\text{разб.})$), вытесняя водород.

  $2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2\uparrow$

  3. Со щелочами: Алюминий проявляет амфотерные свойства, растворяясь в растворах щелочей с образованием гидроксоалюминатов и выделением водорода.

  $2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$

  4. С оксидами металлов (алюминотермия): Алюминий — сильный восстановитель и при высоких температурах вытесняет менее активные металлы из их оксидов.

  $2Al + Fe_2O_3 \xrightarrow{t^\circ} Al_2O_3 + 2Fe$

Особенности взаимодействия алюминия с серной и азотной кислотами:

Ключевой особенностью является пассивация алюминия в концентрированных серной ($H_2SO_4$) и азотной ($HNO_3$) кислотах при комнатной температуре. На поверхности металла образуется плотная оксидная плёнка, которая препятствует дальнейшей реакции. Поэтому алюминий можно использовать для хранения и транспортировки этих кислот.

• Взаимодействие с концентрированной серной кислотой ($H_2SO_4$):

  При нагревании пассивирующая плёнка разрушается, и алюминий реагирует с концентрированной серной кислотой как сильный восстановитель. Сера восстанавливается до оксида серы(IV) ($SO_2$).

  $2Al + 6H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Al_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$

• Взаимодействие с разбавленной серной кислотой ($H_2SO_4$):

  Реакция протекает по обычному механизму для активных металлов с выделением водорода.

  $2Al + 3H_2SO_4(\text{разб.}) \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3H_2\uparrow$

• Взаимодействие с концентрированной азотной кислотой ($HNO_3$):

  Аналогично серной кислоте, при нагревании алюминий реагирует с концентрированной азотной кислотой. Азот восстанавливается до оксида азота(IV) ($NO_2$).

  $Al + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Al(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O$

• Взаимодействие с разбавленной азотной кислотой ($HNO_3$):

  Продукты восстановления азота зависят от концентрации кислоты. Водород никогда не выделяется. Чем более разбавлена кислота, тем сильнее восстанавливается азот.

  - При умеренной концентрации может образовываться оксид азота(I) ($N_2O$) или молекулярный азот ($N_2$):

  $8Al + 30HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3N_2O\uparrow + 15H_2O$

  - В очень разбавленной кислоте азот восстанавливается до низшей степени окисления -3, образуя нитрат аммония ($NH_4NO_3$):

  $8Al + 30HNO_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$

Ответ: Алюминий — химически активный амфотерный металл. Он реагирует с неметаллами (кислородом, галогенами, серой), водой (при удалении оксидной плёнки), кислотами-неокислителями, щелочами и оксидами менее активных металлов. Особенностью взаимодействия с концентрированными серной и азотной кислотами является пассивация при обычных условиях из-за образования прочной оксидной плёнки. При нагревании реакция идёт с образованием солей, воды и продуктов восстановления кислот ($SO_2$ для $H_2SO_4(\text{конц.})$, $NO_2$ для $HNO_3(\text{конц.})$). С разбавленной $H_2SO_4$ выделяется водород. С разбавленной $HNO_3$ водород не выделяется, а продуктами восстановления азота могут быть $N_2O$, $N_2$ или $NH_4NO_3$ в зависимости от концентрации кислоты.

Основные уравнения реакций:

• С неметаллами: $4Al + 3O_2 \rightarrow 2Al_2O_3$; $2Al + 3S \xrightarrow{t^\circ} Al_2S_3$
• С кислотами-неокислителями: $2Al + 3H_2SO_4(\text{разб.}) \rightarrow Al_2(SO_4)_3 + 3H_2\uparrow$
• Со щелочами: $2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$
• С конц. $H_2SO_4$ (нагрев): $2Al + 6H_2SO_4(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Al_2(SO_4)_3 + 3SO_2\uparrow + 6H_2O$
• С конц. $HNO_3$ (нагрев): $Al + 6HNO_3(\text{конц.}) \xrightarrow{t^\circ} Al(NO_3)_3 + 3NO_2\uparrow + 3H_2O$
• С разб. $HNO_3$: $8Al + 30HNO_3(\text{разб.}) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3N_2O\uparrow + 15H_2O$
• С оч. разб. $HNO_3$: $8Al + 30HNO_3(\text{оч. разб.}) \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3NH_4NO_3 + 9H_2O$