Страница 171 - гдз по химии 9 класс учебник Габриелян, Остроумов

1. Запишите схему распределения электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия.

Решение

Для составления схемы распределения электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия необходимо определить его порядковый номер и положение в Периодической системе химических элементов.

1. Алюминий ($Al$) — элемент 13-й группы (по старой классификации — главной подгруппы III группы), 3-го периода Периодической системы. Его порядковый номер — 13.

2. Порядковый номер элемента указывает на заряд ядра атома ($+13$) и на общее количество электронов в нейтральном атоме (13 электронов).

3. Номер периода (3) указывает на то, что электроны в атоме алюминия располагаются на трёх энергетических уровнях (электронных оболочках).

4. Распределим все 13 электронов по этим уровням, начиная с ближайшего к ядру и учитывая их максимальную вместимость:
– На первом энергетическом уровне может находиться не более 2 электронов. Заполняем его полностью: 2$e^-$.
– На втором энергетическом уровне может находиться не более 8 электронов. Заполняем его полностью: 8$e^-$.
– На третий, внешний, энергетический уровень помещаются оставшиеся электроны: $13 - 2 - 8 = 3$ электрона.

Таким образом, схема распределения электронов по энергетическим уровням для атома алюминия выглядит как последовательность чисел: 2, 8, 3.

Электронная формула (конфигурация), которая показывает распределение электронов по подуровням и орбиталям, записывается так: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^1$.

Ответ: Схема распределения электронов по энергетическим уровням в атоме алюминия: 2, 8, 3.

2. Охарактеризуйте физические свойства алюминия и области применения этого металла.

Физические свойства алюминия

Алюминий — химический элемент с атомным номером 13, расположенный в 13-й группе периодической системы. Это лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета. Основные физические свойства алюминия:

• Плотность: Алюминий является одним из самых лёгких металлов. Его плотность составляет всего $2,7 \text{ г/см}^3$ (или $2700 \text{ кг/м}^3$), что почти в три раза меньше, чем у стали.
• Пластичность: Металл очень пластичен, легко поддаётся механической обработке: прокатке, штамповке, волочению. Из него изготавливают тончайшую фольгу (толщиной до 0,004 мм) и проволоку.
• Электро- и теплопроводность: Алюминий обладает высокой электро- и теплопроводностью. По электропроводности он уступает лишь серебру, меди и золоту. При этом алюминиевый провод при равном сопротивлении весит вдвое меньше медного.
• Температуры плавления и кипения: Температура плавления алюминия относительно низкая и составляет $660,3^\circ\text{C}$. Температура кипения — $2519^\circ\text{C}$.
• Коррозионная стойкость: На поверхности алюминия при контакте с кислородом воздуха мгновенно образуется тонкая, но очень прочная и плотная оксидная плёнка ($Al_2O_3$), которая надёжно защищает металл от коррозии и воздействия многих агрессивных сред.
• Отражательная способность: Алюминий имеет высокую отражательную способность, отражая до 90% видимого света и хорошо отражая инфракрасное излучение.
• Прочность: В чистом виде алюминий мягок, но его прочность можно значительно увеличить путём легирования (добавления) другими элементами, такими как медь, магний, марганец и кремний, получая прочные сплавы (например, дюралюминий).

Ответ: Алюминий — это лёгкий, пластичный, серебристо-белый металл с высокой электро- и теплопроводностью, хорошей отражательной способностью и высокой коррозионной стойкостью, обусловленной наличием прочной оксидной плёнки на его поверхности.

Области применения алюминия

Благодаря своему уникальному набору свойств, алюминий находит широкое применение в самых разных сферах:

• Авиа- и ракетостроение: Лёгкость в сочетании с прочностью сплавов делает алюминий незаменимым материалом для создания самолётов, вертолётов, космических аппаратов.
• Транспорт: Используется в автомобилестроении для производства кузовов, двигателей, дисков; в судостроении и для изготовления железнодорожных вагонов с целью снижения их массы и повышения энергоэффективности.
• Электротехника: Из-за высокой электропроводности и малого веса алюминий широко используется для производства электрических проводов, кабелей и шин.
• Строительство: Применяется для изготовления лёгких и долговечных конструкций: оконных и дверных профилей, фасадных систем, кровельных материалов.
• Упаковочная промышленность: Из алюминия делают пищевую фольгу, банки для напитков, тюбики и другую тару. Это обусловлено его пластичностью, нетоксичностью, непроницаемостью для света и газов.
• Товары народного потребления: Изготовление посуды (сковороды, кастрюли), бытовой техники, спортивного инвентаря, корпусов для гаджетов (смартфонов, ноутбуков).
• Химия и металлургия: Алюминий используется как сильный восстановитель в процессе алюминотермии для получения тугоплавких металлов (хрома, марганца). Алюминиевый порошок является компонентом взрывчатых веществ и твёрдого ракетного топлива.

Ответ: Основными областями применения алюминия являются транспорт (авиация, автомобилестроение), электротехника, строительство, производство упаковки и товаров народного потребления, а также металлургия и химическая промышленность.

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

4. Рассчитайте площадь алюминиевой фольги толщиной 0,01 мм, которую можно изготовить из 1 моль этого металла, если плотность алюминия равна $2,7 \text{ г/см}^3$.

Дано:
Количество вещества алюминия, $n = 1 \text{ моль}$
Толщина фольги, $h = 0,01 \text{ мм}$
Плотность алюминия, $\rho = 2,7 \text{ г/см}^3$
Молярная масса алюминия (из периодической таблицы Д.И. Менделеева), $M(\text{Al}) \approx 27 \text{ г/моль}$

Найти:
Площадь фольги, $S$

Решение:

Для решения задачи необходимо выполнить следующие шаги:

1. Найти массу 1 моль алюминия. Масса вещества ($m$) связана с количеством вещества ($n$) и молярной массой ($M$) соотношением:

$m = n \cdot M$

Подставим значения в СИ:

$m = 1 \text{ моль} \cdot 0,027 \frac{\text{кг}}{\text{моль}} = 0,027 \text{ кг}$

2. Зная массу и плотность алюминия, найдем его объем ($V$). Объем связан с массой и плотностью формулой:

$V = \frac{m}{\rho}$

Подставим значения:

$V = \frac{0,027 \text{ кг}}{2700 \frac{\text{кг}}{\text{м}^3}} = 0,00001 \text{ м}^3 = 1 \times 10^{-5} \text{ м}^3$

3. Объем фольги, имеющей форму очень тонкого листа (прямоугольного параллелепипеда), можно выразить через ее площадь ($S$) и толщину ($h$):

$V = S \cdot h$

4. Выразим из этой формулы искомую площадь и рассчитаем ее значение:

$S = \frac{V}{h}$

Подставим вычисленный объем и заданную толщину в СИ:

$S = \frac{1 \times 10^{-5} \text{ м}^3}{1 \times 10^{-5} \text{ м}} = 1 \text{ м}^2$

Ответ: площадь алюминиевой фольги равна $1 \text{ м}^2$.

5. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

а) $Al \to Al_2(SO_4)_3 \to Al(OH)_3 \to Al_2O_3 \to Al(NO_3)_3$

б) $Al \to AlCl_3 \to Na[Al(OH)_4] \to Al(OH)_3 \to Al_2(SO_4)_3$

Для реакций, протекающих в растворах, запишите ионные уравнения. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

а) Al → Al₂(SO₄)₃ → Al(OH)₃ → Al₂O₃ → Al(NO₃)₃

1. Получение сульфата алюминия из алюминия. Реакция алюминия с разбавленной серной кислотой. Это окислительно-восстановительная реакция.

   Молекулярное уравнение:

   $2Al + 3H₂SO₄(разб.) → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑$

   Электронный баланс:

   $Al^0 - 3e⁻ → Al^{+3}$ | 2 (восстановитель)

   $2H^{+1} + 2e⁻ → H₂^0$ | 3 (окислитель)

   Алюминий ($Al$) является восстановителем, ион водорода ($H⁺$) в составе серной кислоты – окислителем.

   Полное ионное уравнение:

   $2Al(тв) + 6H⁺ + 3SO₄^{2-} → 2Al^{3+} + 3SO₄^{2-} + 3H₂↑$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $2Al(тв) + 6H⁺ → 2Al^{3+} + 3H₂↑$

   Ответ: $2Al + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑$

2. Получение гидроксида алюминия из сульфата алюминия. Реакция ионного обмена с гидроксидом натрия.

   Молекулярное уравнение:

   $Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄$

   Полное ионное уравнение:

   $2Al^{3+} + 3SO₄^{2-} + 6Na⁺ + 6OH⁻ → 2Al(OH)₃↓ + 6Na⁺ + 3SO₄^{2-}$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $Al^{3+} + 3OH⁻ → Al(OH)₃↓$

   Ответ: $Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Al(OH)₃↓ + 3Na₂SO₄$

3. Получение оксида алюминия из гидроксида алюминия. Реакция разложения при нагревании.

   Молекулярное уравнение:

   $2Al(OH)₃ \xrightarrow{t°} Al₂O₃ + 3H₂O$

   Реакция протекает не в растворе, ионные уравнения не составляются. Реакция не является окислительно-восстановительной.

   Ответ: $2Al(OH)₃ \xrightarrow{t°} Al₂O₃ + 3H₂O$

4. Получение нитрата алюминия из оксида алюминия. Реакция оксида с азотной кислотой.

   Молекулярное уравнение:

   $Al₂O₃ + 6HNO₃ → 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O$

   Полное ионное уравнение:

   $Al₂O₃(тв) + 6H⁺ + 6NO₃⁻ → 2Al^{3+} + 6NO₃⁻ + 3H₂O$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $Al₂O₃(тв) + 6H⁺ → 2Al^{3+} + 3H₂O$

   Ответ: $Al₂O₃ + 6HNO₃ → 2Al(NO₃)₃ + 3H₂O$

б) Al → AlCl₃ → Na[Al(OH)₄] → Al(OH)₃ → Al₂(SO₄)₃

1. Получение хлорида алюминия из алюминия. Реакция алюминия с соляной кислотой. Это окислительно-восстановительная реакция.

   Молекулярное уравнение:

   $2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑$

   Электронный баланс:

   $Al^0 - 3e⁻ → Al^{+3}$ | 2 (восстановитель)

   $2H^{+1} + 2e⁻ → H₂^0$ | 3 (окислитель)

   Алюминий ($Al$) является восстановителем, ион водорода ($H⁺$) в составе соляной кислоты – окислителем.

   Полное ионное уравнение:

   $2Al(тв) + 6H⁺ + 6Cl⁻ → 2Al^{3+} + 6Cl⁻ + 3H₂↑$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $2Al(тв) + 6H⁺ → 2Al^{3+} + 3H₂↑$

   Ответ: $2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑$

2. Получение тетрагидроксоалюмината натрия из хлорида алюминия. Реакция с избытком гидроксида натрия.

   Молекулярное уравнение:

   $AlCl₃ + 4NaOH(изб.) → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl$

   Полное ионное уравнение:

   $Al^{3+} + 3Cl⁻ + 4Na⁺ + 4OH⁻ → Na⁺ + [Al(OH)₄]⁻ + 3Na⁺ + 3Cl⁻$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $Al^{3+} + 4OH⁻ → [Al(OH)₄]⁻$

   Ответ: $AlCl₃ + 4NaOH(изб.) → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl$

3. Получение гидроксида алюминия из тетрагидроксоалюмината натрия. Реакция с кислотным оксидом (диоксидом углерода).

   Молекулярное уравнение:

   $Na[Al(OH)₄] + CO₂ → Al(OH)₃↓ + NaHCO₃$

   Полное ионное уравнение:

   $Na⁺ + [Al(OH)₄]⁻ + CO₂ → Al(OH)₃↓ + Na⁺ + HCO₃⁻$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $[Al(OH)₄]⁻ + CO₂ → Al(OH)₃↓ + HCO₃⁻$

   Ответ: $Na[Al(OH)₄] + CO₂ → Al(OH)₃↓ + NaHCO₃$

4. Получение сульфата алюминия из гидроксида алюминия. Реакция нейтрализации с серной кислотой.

   Молекулярное уравнение:

   $2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O$

   Полное ионное уравнение:

   $2Al(OH)₃(тв) + 6H⁺ + 3SO₄^{2-} → 2Al^{3+} + 3SO₄^{2-} + 6H₂O$

   Сокращенное ионное уравнение:

   $2Al(OH)₃(тв) + 6H⁺ → 2Al^{3+} + 6H₂O$

   Ответ: $2Al(OH)₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 6H₂O$

6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции, соответствующее следующей схеме:

$Al + HNO_3 \rightarrow Al(NO_3)_3 + N_2O + H_2O$

Укажите окислитель и восстановитель.

Решение

Для того чтобы уравнять химическую реакцию, воспользуемся методом электронного баланса. Сначала определим степени окисления каждого элемента в соединениях до и после реакции.

$\overset{0}{Al} + H\overset{+5}{N}O_3 \rightarrow \overset{+3}{Al}(\overset{+5}{N}O_3)_3 + \overset{+1}{N}_2O + H_2O$

Элементы, которые изменили свою степень окисления, — это алюминий ($Al$) и азот ($N$). Алюминий переходит из степени окисления 0 в +3, а азот — из +5 в +1.

1. Составление уравнения реакции методом электронного баланса

Составим полуреакции окисления (отдача электронов) и восстановления (принятие электронов).

$Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3}$
$2N^{+5} + 8e^- \rightarrow N_2^{+1}$

Чтобы количество отданных и принятых электронов было одинаковым, находим наименьшее общее кратное для чисел 3 и 8, которое равно 24. Умножаем первую полуреакцию на 8, а вторую — на 3.

$Al^0 - 3e^- \rightarrow Al^{+3}$ | 8
$2N^{+5} + 8e^- \rightarrow N_2^{+1}$ | 3

Коэффициенты 8 и 3 используем в основном уравнении. Ставим 8 перед $Al$ и $Al(NO_3)_3$, а 3 — перед $N_2O$.

$8Al + HNO_3 \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3N_2O + H_2O$

Теперь уравняем количество атомов азота. Справа у нас $8 \times 3 = 24$ атома $N$ в нитрате алюминия и $3 \times 2 = 6$ атомов $N$ в оксиде азота. Всего $24 + 6 = 30$ атомов азота. Значит, перед $HNO_3$ ставим коэффициент 30.

$8Al + 30HNO_3 \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3N_2O + H_2O$

Последним шагом уравниваем водород. Слева 30 атомов водорода, значит, справа перед $H_2O$ ставим коэффициент 15. Проверим кислород: слева $30 \times 3 = 90$, справа $8 \times 3 \times 3 + 3 \times 1 + 15 \times 1 = 72 + 3 + 15 = 90$. Атомы уравнены.

Ответ: $8Al + 30HNO_3 \rightarrow 8Al(NO_3)_3 + 3N_2O + 15H_2O$.

2. Указание окислителя и восстановителя

В данной реакции алюминий ($Al$) отдает электроны, повышая свою степень окисления с 0 до +3. Вещество, отдающее электроны, является восстановителем.

Азот ($N$) в составе азотной кислоты ($HNO_3$) принимает электроны, понижая свою степень окисления с +5 до +1. Вещество, содержащее элемент, который принимает электроны, является окислителем.

Ответ: Восстановитель — $Al$ (алюминий); окислитель — $HNO_3$ (азотная кислота).

7. Почему при добавлении к концентрированному раствору щёлочи небольшого количества раствора сульфата алюминия не выпадает осадок гидроксида алюминия? Каким должен быть порядок приливания реагентов для получения осадка гидроксида? Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций раствора сульфата алюминия с избытком раствора гидроксида натрия.

Почему при добавлении к концентрированному раствору щёлочи небольшого количества раствора сульфата алюминия не выпадает осадок гидроксида алюминия?
При добавлении раствора сульфата алюминия к концентрированному (т.е. избыточному) раствору щёлочи осадок гидроксида алюминия не выпадает, потому что гидроксид алюминия $Al(OH)_3$ является амфотерным соединением. Это означает, что он способен реагировать не только с кислотами, но и со щелочами.
Сначала происходит реакция обмена, в результате которой образуется гидроксид алюминия:
$Al_2(SO_4)_3 + 6NaOH \rightarrow 2Al(OH)_3\downarrow + 3Na_2SO_4$
Однако, поскольку щёлочь находится в большом избытке, образовавшийся осадок $Al(OH)_3$ тут же вступает с ней в реакцию, растворяясь и образуя растворимую комплексную соль — тетрагидроксоалюминат натрия:
$Al(OH)_3 + NaOH_{(изб.)} \rightarrow Na[Al(OH)_4]$
В результате этих двух последовательных реакций конечный наблюдаемый результат — это отсутствие осадка.
Ответ: Осадок гидроксида алюминия не выпадает, так как он проявляет амфотерные свойства и растворяется в избытке щёлочи с образованием растворимого комплексного соединения.

Каким должен быть порядок приливания реагентов для получения осадка гидроксида?
Чтобы получить устойчивый осадок гидроксида алюминия, необходимо проводить реакцию в условиях недостатка щёлочи или при её стехиометрическом количестве. Этого можно достичь, если к раствору соли алюминия (сульфата алюминия) медленно, по каплям, приливать раствор щёлочи. В этом случае ионы алюминия $Al^{3+}$ будут постоянно находиться в избытке, и добавляемые гидроксид-ионы $OH^-$ будут расходоваться на образование осадка $Al(OH)_3$. Приливание щёлочи следует прекратить, как только перестанет образовываться новый осадок, чтобы избежать его растворения.
Ответ: Для получения осадка гидроксида алюминия необходимо к раствору сульфата алюминия постепенно приливать раствор щёлочи.

Запишите молекулярные и ионные уравнения реакций раствора сульфата алюминия с избытком раствора гидроксида натрия.
При взаимодействии сульфата алюминия с избытком гидроксида натрия происходит образование растворимого комплексного соединения.
Молекулярное уравнение суммарной реакции:
$Al_2(SO_4)_3 + 8NaOH \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3Na_2SO_4$
Полное ионное уравнение (все сильные электролиты диссоциируют на ионы):
$2Al^{3+} + 3SO_4^{2-} + 8Na^+ + 8OH^- \rightarrow 2Na^+ + 2[Al(OH)_4]^- + 6Na^+ + 3SO_4^{2-}$
Сокращенное ионное уравнение (получается после исключения ионов-наблюдателей, которые не участвуют в реакции: $Na^+$ и $SO_4^{2-}$):
$2Al^{3+} + 8OH^- \rightarrow 2[Al(OH)_4]^-$
Разделив все коэффициенты на 2, получим:
$Al^{3+} + 4OH^- \rightarrow [Al(OH)_4]^-$
Ответ:
Молекулярное уравнение: $Al_2(SO_4)_3 + 8NaOH \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3Na_2SO_4$.
Полное ионное уравнение: $2Al^{3+} + 3SO_4^{2-} + 8Na^+ + 8OH^- \rightarrow 2Na^+ + 2[Al(OH)_4]^- + 6Na^+ + 3SO_4^{2-}$.
Сокращенное ионное уравнение: $Al^{3+} + 4OH^- \rightarrow [Al(OH)_4]^-$.

8. Подготовьте сообщение об истории открытия алюминия, его свойствах и применении.

История открытия алюминия

Соединения алюминия, такие как квасцы, использовались с древних времен, однако выделить из них чистый металл долгое время не удавалось. В 1808 году английский химик Гемфри Дэви предположил существование металла в глиноземе и предложил для него название «алюмиум», а затем «алюминий», но его попытки получить металл электролизом не увенчались успехом.

Первым, кому удалось выделить алюминий, считается датский физик Ханс Кристиан Эрстед в 1825 году. Он получил несколько миллиграммов металла, похожего на олово, путем восстановления безводного хлорида алюминия ($AlCl_3$) амальгамой калия (сплавом калия и ртути).

В 1827 году немецкий химик Фридрих Вёлер усовершенствовал метод Эрстеда, использовав для восстановления чистый металлический калий. Его реакция выглядела так: $AlCl_3 + 3K \rightarrow Al + 3KCl$. Вёлеру удалось получить порошок алюминия, а в 1845 году — небольшие шарики (корольки) металла, что позволило определить его ключевые свойства: низкую плотность и высокую ковкость.

Первый промышленный способ производства был разработан французом Анри Сент-Клер Девилем в 1854 году. Он заменил дорогой калий на более дешевый натрий: $AlCl_3 + 3Na \rightarrow Al + 3NaCl$. Тем не менее, алюминий оставался чрезвычайно дорогим металлом, дороже золота. Из него изготавливали ювелирные украшения и предметы роскоши. Например, у императора Наполеона III был столовый сервиз из алюминия, который подавали самым почетным гостям.

Революцию в производстве алюминия совершил электролитический метод, разработанный независимо друг от друга в 1886 году американцем Чарльзом Холлом и французом Полем Эру. Этот процесс (процесс Холла-Эру) заключается в электролизе оксида алюминия (глинозема, $Al_2O_3$), растворенного в расплавленном криолите ($Na_3AlF_6$). Этот способ позволил многократно снизить стоимость алюминия и положил начало его массовому производству и широкому применению.

Ответ: Алюминий был впервые получен Х.К. Эрстедом в 1825 году, однако из-за высокой стоимости он долгое время оставался драгоценным металлом. Промышленный и дешевый способ производства был открыт Ч. Холлом и П. Эру в 1886 году, что сделало алюминий одним из самых используемых металлов.

Свойства алюминия

Алюминий — химический элемент 13-й группы периодической таблицы с символом $Al$. Его свойства можно разделить на физические и химические.

Физические свойства: Алюминий — это лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета. Его плотность составляет всего $2,7 \text{ г/см}^3$, что примерно в три раза меньше плотности стали. Он обладает высокой пластичностью: легко поддается ковке, штамповке, прокатке в тонкие листы и вытягиванию в проволоку. Температура плавления — $660,3 \text{°C}$. Алюминий также характеризуется высокой тепло- и электропроводностью (уступает по электропроводности только золоту, серебру и меди), не обладает магнитными свойствами.

Химические свойства: Алюминий — химически активный металл. На воздухе он мгновенно покрывается тонкой, но очень прочной и химически стойкой оксидной пленкой ($Al_2O_3$), которая защищает его от дальнейшего окисления и коррозии. Реакция образования пленки: $4Al + 3O_2 \rightarrow 2Al_2O_3$. Благодаря этой пленке алюминий не реагирует с холодной водой и концентрированной азотной кислотой. Алюминий проявляет амфотерные свойства, то есть реагирует как с кислотами, так и со щелочами.
• Реакция с соляной кислотой: $2Al + 6HCl \rightarrow 2AlCl_3 + 3H_2\uparrow$.
• Реакция с раствором щелочи: $2Al + 2NaOH + 6H_2O \rightarrow 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2\uparrow$. При высоких температурах алюминий является сильным восстановителем, что используется в алюмотермии для получения других металлов из их оксидов. Например, реакция с оксидом железа (термитная смесь): $2Al + Fe_2O_3 \rightarrow Al_2O_3 + 2Fe$.

Ответ: Основные свойства алюминия — это низкая плотность (лёгкость), высокая электро- и теплопроводность, пластичность и коррозионная стойкость благодаря образованию защитной оксидной плёнки. Химически он является активным амфотерным металлом.

Применение алюминия

Благодаря уникальному сочетанию свойств алюминий и его сплавы нашли широчайшее применение в различных отраслях промышленности и в быту.

Транспорт: Лёгкость и прочность алюминиевых сплавов (например, дюралюминия) делают их незаменимыми в авиа- и ракетостроении. Из них изготавливают фюзеляжи, крылья и другие элементы конструкций самолетов. В автомобилестроении алюминий используется для производства блоков цилиндров, дисков колес, деталей кузова, что позволяет снизить массу автомобиля и расход топлива. Его также применяют в судостроении и для производства железнодорожных вагонов.

Строительство: Коррозионная стойкость и долговечность алюминия используются при изготовлении оконных рам, дверей, фасадных систем, подвесных потолков и кровельных материалов.

Упаковка: Алюминиевая фольга является неотъемлемой частью пищевой и фармацевтической промышленности. Из алюминия изготавливают банки для напитков, тюбики и аэрозольные баллоны. Такая упаковка лёгкая, прочная и эффективно защищает содержимое от света, влаги и кислорода.

Электротехника: Из-за хорошей электропроводности и малой массы алюминий широко используется для изготовления проводов и кабелей, особенно для линий электропередач высокого напряжения.

Товары народного потребления: Из алюминия делают посуду (кастрюли, сковороды), корпуса смартфонов и ноутбуков, спортивный инвентарь и мебель.

Химическая промышленность: Порошок алюминия используется как катализатор, а также в алюмотермии для сварки и получения тугоплавких металлов (хрома, марганца, ванадия).

Ответ: Алюминий применяется в авиации и автомобилестроении (из-за лёгкости и прочности), в строительстве (из-за коррозионной стойкости), в производстве упаковки (фольга, банки), в электротехнике (провода) и для изготовления потребительских товаров.

9. Какую роль играет сульфат алюминия в процессе очистки воды на водоочистных станциях?

Сульфат алюминия, химическая формула которого $Al_2(SO_4)_3$, играет ключевую роль коагулянта в процессе очистки питьевой воды на водоочистных станциях. Его главная функция — удаление из воды тонкодисперсных и коллоидных частиц, которые придают воде мутность и цветность, но не могут быть удалены простым отстаиванием из-за своего крайне малого размера.

Процесс с использованием сульфата алюминия можно разделить на несколько стадий:

1. Гидролиз и образование коагулянта. При растворении в воде сульфат алюминия гидролизуется, то есть вступает в реакцию с молекулами воды. В результате этой реакции образуется малорастворимое, объемное и хлопьевидное вещество — гидроксид алюминия $Al(OH)_3$. Упрощенно эту реакцию можно записать следующим образом:

   $Al_2(SO_4)_3 + 6H_2O \rightleftharpoons 2Al(OH)_3 \downarrow + 3H_2SO_4$

   Образующийся гидроксид алюминия представляет собой студенистый (гелеобразный) осадок, который и является активным коагулирующим агентом.
2. Коагуляция и флокуляция. Большинство загрязняющих коллоидных частиц в природной воде (частицы глины, ила, гуминовые вещества, бактерии) имеют отрицательный поверхностный заряд, что мешает им слипаться и оседать. Образующиеся при гидролизе частицы гидроксида алюминия и его полимерные формы имеют положительный заряд. Они нейтрализуют отрицательный заряд загрязняющих частиц, что приводит к их дестабилизации и слипанию (коагуляции). Далее, объемные и липкие хлопья гидроксида алюминия $Al(OH)_3$ обволакивают эти мелкие частицы, образуя более крупные и тяжелые агрегаты, которые называются "флокулами". Процесс роста и укрупнения этих хлопьев называется флокуляцией.
3. Осаждение и фильтрация. Сформировавшиеся тяжелые флокулы, включающие в себя как гидроксид алюминия, так и захваченные им примеси, под действием силы тяжести оседают на дно специальных сооружений — отстойников. Этот процесс называется седиментацией. После отстаивания осветленная вода направляется на следующую ступень очистки — фильтрацию через песчаные или иные фильтры, где задерживаются оставшиеся, более мелкие флокулы.

Таким образом, сульфат алюминия позволяет эффективно очистить воду от взвешенных веществ, снизить ее мутность и цветность, а также частично удалить бактерии и вирусы, подготавливая ее к финальной стадии обеззараживания.

Ответ: Сульфат алюминия выполняет роль коагулянта: он образует в воде хлопьевидный осадок гидроксида алюминия, который связывает и укрупняет мелкие взвешенные и коллоидные частицы, вызывающие мутность и цветность воды. Это позволяет удалить их из воды путем последующего отстаивания и фильтрации.