Неорганическая химия

1. Химия металлов

1.1 Общие сведения и классификация

Большинство химических элементов относятся к металлам.

В атомах металлов внешние электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы, как правило, имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей.

В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе (ПС) различают s-, p-, d-, f-металлы. К s-металлам относят элементы, у которых происходит заполнение внешнего s-уровня. Это элементы главных подгрупп I и II групп ПС – щелочные и щелочноземельные металлы. Они наиболее сильные восстановители среди металлов. К числу р-металлов относят элементы III – IV групп, находящихся в главных подгруппах и расположенных левее диагонали B-At. Металлические свойства этих элементов выражены гораздо слабее. Металлы IV – VI групп, примыкающие к диагонали B-At, типичные полупроводники (т.е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов – образование амфотерных гидроксидов. Наиболее многочисленны d-металлы. В ПС они расположены между s- и p-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства: 3d, 4d, 5d и 6d. Кроме Sc и Zn, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (OsO₄). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, затем убывает. Эти Элементы типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы ПС (Cu-Ag-Au, Zn-Cd-Hg и т.д.). самая характерная особенность d-элементов – исключительная способность к комплексообразованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов.

Металлы с достраивающимися f-слоями образуют две группы очень похожих между собой элементов – лантаноидов и актиноидов.

Небольшое число металлов (Au, Ag, Pt, Hg) встречаются в природе в свободном состоянии. Большинство же находится в виде минералов и руд. Среди наиболее распространенных природных соединений металлов – оксиды, сульфиды, карбонаты, силикаты, сульфаты.

В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. Железо и сплавы на его основе традиционно называют черными металлами. Cu, Zn, Sn, Pb и некоторые другие относят к цветным металлам.

При н.у. все металлы – твердые кристаллические вещества, за исключением Hg – тяжелой подвижной жидкости (Тпл=-39°С).

1.2 Химия s-элементов

Щелочные металлы

Главная подгруппа I группы ПС, называется подгруппой щелочных металлов, включает Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (радиоактивный с наименьшим периодом полураспада Т_1/2=22 мин.). Название подгруппы – щелочные металлы – отражает характерные особенности химии этих элементов. Все они имеют один s-электрон на внешнем электронном слое и проявляют окислительное число +1. Единственный валентный электрон атомов щелочных металлов сравнительно слабо связан с ядром, поэтому потенциалы ионизации этих элементов невелики.

Физические свойства щелочных элементов приведены в таблице 1.

Таблица 1.

Элемент	Атомный номер	Относительная атомная масса	Атомный радиус, нм	Ионный радиус, нм	Энергия ионизации, эВ	Окраска пламени
Li	3	7	0.155	0.066	5.390	Коричнево-красная
Na	11	23	0.189	0.095	5.138	Желтая
K	19	39	0.236	0.133	4.339	Фиолетовая
Rb	37	85	0.248	0.148	4.176	Красная
Cs	55	133	0.268	0.169	3.893	Фиолетовая

В твердом состоянии щелочные металлы хорошо проводят электрический ток. Это типичные металлы. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе (Cs со взрывом). Хранят щелочные металлы без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Свойства щелочных металлов закономерно изменяются по группе с увеличением относительной атомной массы (таблица 2).

Таблица 2.

Элемент	tпл, °С	tкип, °С	Плотность, г/см3
Li	180.5	1317	0.534
Na	97.83	882.9	0.968
K	63.55	760	0.862
Rb	38.9	703	1.525
Cs	28.55	667	1.9

В химическом отношении элементы главной подгруппы I группы схожи. Все они активны, причем с увеличением атомного номера химическая активность металлов усиливается. При взаимодействии с неметаллами щелочные металлы образуют соединения с ионной связью.

В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят значительно левее водорода, причем с увеличением атомного номера (и уменьшением потенциала ионизации) электрохимическая активность металлов увеличивается. Исключение составляет Li – расположение на левом фланге электрохимического ряда напряжений металлов обусловлено исключительно высокой энергией гидратации Li, максимальной среди металлов.

Натрий и калий

Натрий – серибристо-белый металл. В природе встречается только в виде соединений. По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место (2.5% по массе). Минералы натрия очень разнообразны. Наиболее важные из них – галит NaCl (поваренная соль), мирабилит Na₂SO₄×10H₂O (глауберова соль), натриева селитра NaNO₃.

Калий также серибристо-белый металл. Калий занимает седьмое место по распространенности в земной коре (~ 2.5% по массе), вслед за натрием. В свободном состоянии в природе не встречается, как и натрий. Важнейшие минералы калия следующие: сильвин KCl (и смешанные калийнатриевые и калиймагниевые минералы), сильвинит (K, Na)Cl, карналлит KCl×MgCl₂×6H₂O, каинит KCl×MgSO₄×3H₂O.

Химические свойства натрия и калия похожи, причем активность калия несколько выше. Оба они отдают внешний s-электрон с образованием ионных соединений.

С кислородом в зависимости от условий натрий и калий образуют оксиды Na₂O, K₂O или пероксиды Na₂O₂, K₂O₂.

2Na + О₂ = Na₂O₂ (горение),

2Na₂O₂ = 2Na₂O + О₂ (нагревание)

Взаимодействие натрия и калия с кислородом протекает очень бурно. С водородом натрий при 400 °С, а калий при 200 °С образуют солеобразные гидриды:

2Na + H₂ = 2NaH

Здесь водород выступает в качестве аналога галогенов, образуя ион Н^-.

При обычной температуре натрий горит в атмосфере фтора и хлора:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Реакция калия в аналогичных условиях протекает со взрывом.

Растирание натрия или калия с серой приводит к образованию полисульфидов:

2Na + nS = Na₂S_n (n от 2 до 5)

Натрий и калий легче воды, поэтому кусочки металлов в воде плавают, бурно реагируя:

2K + 2H₂O = 2КОН + Н₂↑

Выделяющейся водород воспламеняется. В результате реакции получают сильные основания (щелочи). Загоревшийся натрий и калий нельзя тушить водой!

Сплавы натрия и калия со ртутью (амальгамы) – сильные восстановители. Химические реакции амальгированных щелочных металлов протекают так же, как и с чистыми элементами, но гораздо спокойнее без загорания и взрыва. Это свойство амальгам широко используют в лабораторной практике.

Гидроксиды калия и натрия – важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности получают электролизом растворов хлоридов:

NaCl D Na⁺ + Cl^-

1½2H₂O + 2e^- = 2OH^- + H₂#

1½2Сl^- - 2е^- = Сl₂#

2H₂O + 2Сl^{-электролиз} 2OH^- + H₂#+ Сl₂#

2H₂O + 2NaСl ^{электролиз} 2NaOH + H₂#+ Сl₂#

Полученный продукт – технический едкий натр – содержит 92-95% NaOH, остальное NaCl и Na₂CО₃.

В лабораторных условиях раствор гидроксида натрия можно получить, используя соду и известь:

Na₂CО₃ + Са(ОН)₂ = 2NaOH + СaCО₃¯

Щелочи идут на приготовление электролитов щелочных аккумуляторов, на производство мыла, красок, целлюлозы.

При реакции щелочей с кислотами образуются соли:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Реакции такого типа называют реакциями нейтрализации.

Как сильные основания щелочи вытесняют более слабые основания солей:

NaOH + СоCl₂ = 2NaCl + Со(ОН)₂¯

Амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочи:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

При этом образуются комплексные гидроксосоли, содержащие сложный анион [Ме(OH)_n]^m-. Применение натриевых солей обширно. Помимо поваренной соли следует назвать карбонат натрия (сода) Na₂CО₃, гидрокарбонат натрия (питьевая сода) NaНСО₃, нитрат натрия (силитра) NaNО₃. Растворимые соединения калия важные удобрения, увеличивающие способность к фотосинтезу. KClO₃ и КNО₃ используют в пиротехнике, обе соли сильные окислители.

Рубидий и цезий используют для изготовления фотоэлементов.

Щелочноземельные металлы

К Щелочноземельным металлам относят элементы, главной подгруппы II группы ПС: Ca, Sr, Ba, Ra. Кроме них в эту группу входят Be и Mg. На внешнем слое атомов щелочноземельных металлов два s-электрона. Во всех соединениях проявляется степень окисления +2. Активность металлов растет с увеличением атомного номера. Все эти элементы – типичные металлы, по свойствам близкие к щелочным. Атомные и ионные радиусы элементов главной подгруппы II группы значительно меньше радиусов соседних щелочных металлов. Это связано с большим зарядом и полным заполнением внешних электронных s-слоев щелочноземельных металлов. Сравнительные характеристики щелочноземельных металлов приведены в табл. 3

Таблица 3.

Элемент	Атомный номер	Относительная атомная масса	Атомный радиус, нм	Ионный радиус, нм	Энергия ионизации, эВ	Окраска пламени
Be	4	9	0.113	0.031	9.32
Mg	12	24	0.160	0.065	7.64
Ca	20	40	0.197	0.099	6.11	Кирпично-красная
Sr	38	88	0.215	0.113	5.69	Коричнево-красная
Ba	56	137	0.221	0.135	5.21	Желто-зеленая

Физические свойства щелочноземельных металлов приведены в табл. 4.

Элемент	tпл, °С	tкип, °С	Плотность, г/см3	Характерные признаки
Be	1287	2471	1.848	Светло-серый металл, очень твердый и прочный
Mg	650	1095	1.739	Серибристо-белый металл
Ca	842	1495	1.54	Серебристый металл
Sr	768	1390	2.63	Серебристый металл
Ba	727	1637	3.76	Серебристый металл
Ra	969	1500	5.6	Радиоактивный серибристо-белый металл (Т½226Ra=1620 лет)

Химические связи щелочноземельных металлов с неметаллами носят преимущественно ионный характер. Бериллий и магний по химическим свойствам отличаются от щелочных металлов. Бериллий по своим свойствам больше напоминает алюминий. Ион Ве²⁺ очень мал, поэтому для него характерно образование ковалентных связей. Гидроксид бериллия амфотерен.

Магний

Магний среди металлов занимает особое место. Его плотность (1.729 г/см³) на ⅓ меньше плотности алюминия, а прочность почти в 2 раза выше. Эти качества обеспечивают сплавам на основе магния ведущее место в авиастроении.

В природе магний широко распространен в виде соединений (восьмое место по содержанию в земной коре, 1.87% по массе). Основные минералы – магнезит MgCO₃, доломит MgCO₃∙CaCO₃.

В химическом отношении магний очень активен, поэтому в свободном состоянии не встречается. На воздухе покрывается оксидной пленкой, дальнейшее окисление возможно лишь при 300-400 °С. Тонкую стружку магния легко поджечь. Реакция образования оксида магния сильно экзотермична (при сгорании 20 г Mg 1 л ледяной воды можно нагреть до кипения).

2Mg + O₂ = 2MgO + Q

Магний сильный восстановитель. Он восстанавливает при нагревании даже оксид углерода (IV):

2Mg + CO₂ = 2MgO + C

Поэтому тушить горящий магний углекислотным огнетушителем нельзя – магний продолжает гореть в атмосфере углекислого газа.

Магний реагирует со всеми неметаллами. Реакции протекают примерно также как с кальцием. Металлический магний медленно реагирует с холодной водой:

Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑

Из кипящей воды и разбавленных кислот магний также вытесняет водород:

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Гидроксид магния (как и Са(OH)₂) плохо растворим в холодной воде, гораздо лучше в горячей и полностью в разбавленных кислотах. Это типичное основание:

Mg(ОН)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂О

Все растворимые соли магния бесцветны, горьки на вкус, но не ядовиты.

Магний используется в основном для получения легких сплавов. Прокаленный оксид магния прекрасный огнеупорный материал (до 2800 °С). Перхлорат магния (ангидрон) Mg(ClO₄) используют как осушитель газов (Mg(ClO₄)∙6Н₂О). Асбест (природный силикат магния) – прекрасный теплоизолятор.

Кальций

Типичный щелочноземельный металл – кальций. В земной коре содержится 2.96% кальция (по массе), он занимает пятое место. В горных породах кальций встречается преимущественно в виде нерастворимых соединений: алюмосиликата кальция – анортита CaO^.Al₂O₃^.2SiO₂, карбоната кальция CaСO₃ (входящего в состав известняков, мела, мрамора), доломита CaCl₂^.MgСO₃, фторида кальция CaF₂ (плавиковый шпат), фосфата кальция Ca₃(РO₄)₂ в виде фосфорита и апатита, содержащего в своем составе также CaF₂ и CaCl₂. Только сульфат кальция, встречающийся в виде минералов гипса CaSO₄^.2Н₂О и ангидрита CaSO₄. Кальций в виде различных соединений входит в состав многих горных пород осадочного или метаморфического происхождения; доломитизированных известняков, песчаников, сланцев. Кальций содержится в воде океанов, морей, озер и рек, а также в грунтовых водах.

Кальций в нормальных условиях проявляет степень окисления +2. Соединения одновалентного кальция существуют лишь при высоких температурах. Свободный кальций химически активен.

Кальций получают электролизом расплавленного хлористого кальция или восстановлением из из CaO методами металлотермии в вакууме.

СaCl₂ D Сa²⁺ + 2Cl^-

1½ Ca²⁺ + 2е^- " Ca^о

1½2Cl^- - 2е^- " Cl₂^о #

Ca²⁺ + 2Сl^{-электролиз} Ca^о + Сl^о₂#

CaСl₂^{электролиз} Ca + Сl₂#

Металлический кальций применяется в качестве восстановителя при получении таких металлов, как торий цирконий, ванадий из их соединений. В небольшом количестве он используется в составе сплавов.

На воздухе кальций при обычной температуре окисляется, покрываясь оксидной пленкой.

Кальций реагирует с водородом, образуя гидрид CaH₂ – стойкое соединение, вступающее во взаимодействие с водой с выделением водорода:

CaH₂ + 2H₂O " Ca(OH)₂ + 2H₂↑

Окись кальция получают из карбоната кальция CaCO₃ при его термической диссоциации

CaCO₃ " CaO +СО₂ – Q

Эта реакция сопровождается поглощением теплоты, поэтому с повышением температуры равновесие смещается вправо, т.е. диссоциация возрастает.

Химически чистая окись кальция представляет собой бесцветные кристаллы с t_пл.=2600°С и плотностью 3,4 г/см³. Она бурно реагирует с водой с выделением тепла:

CaO + H₂O " Ca(OH)₂ + 15,6 ккал/моль

Образуется гидроокись кальция которая имеет кристаллическую структуру. Растворимость в воде её невелика и уменьшается с повышением температуры.

Технический продукт, получаемый обжигом известняков, получаемый обжигом известняков, состоит в основном из окиси кальция и называется негашеной известью. В результате взаимодействия её с водой (гашения) образуется гашеная известь, основную массу которой составляет Ca(OH)₂.

При нагревании Ca(OH)₂ диссоциирует на CaO и водяные пары.

Соли кальция. Фторид кальция CaF₂ в природе встречается в виде плавикового шпата. Используется для получения HF и различных фторидов. Хлорид кальция CaCl₂ – белая, чрезвычайно гигроскопичная масса, расплывающаяся на воздухе. Растворение безводного CaCl₂ в воде сопровождается разогреванием. Хлорид кальция применяют в качестве добавки, регулирующей процесс твердения цемента. Нитрат кальция Ca(NO₃)₂ – кальциевая селитра используется как азотное удобрение. Хлорная известь CaOCl₂^.nH₂O применяется как дезинфицирующее средство.

Сульфат кальция при обычных температурах выпадает из водных растворов в форме дигидрата CaSO₄^.2H₂O. Это прозрачные кристаллы способные при нагревании терять частично или полностью воду, переходя в соединения состава CaSO₄^.0,5H₂O и CaSO₄. Дегидратация происходит ступенчато. При умеренном нагревании двухводная соль переходит в полуводный гипс.

Полуводный гипс и растворимая форма безводного сульфата кальция способны присоединять воду, образуя CaSO₄^.2H₂O в виде твердого камневидного тела. На этом основано применение полуводного гипса и ангидрита в качестве вяжущих строительных материалов.

При высокой температуре (t » 960°С) наблюдается разложение сульфата кальция:

2CaSO₄ = 2CaО + 2SO₂ + О₂

Этим процессом пользуются для получения серной кислоты. Обычно такое производство комбинируют с производством цемента. Обжигу подвергают смесь глины с гипсом.

В присутствии солей NH₄Cl, KNO₃, Mg(NO₃)₂ или кислот HCl, H₃PO₄ растворимость сульфата кальция возрастает.

Известны две соли угольной кислоты: карбонат CaCO₃ и гидрокарбонат Ca(HCO₃)₂. первая нерастворимая в воде и обладает сравнительно высокой термической устойчивостью, а гидрокарбонат в обычных условиях существует только в водных растворах и обладает малой термической устойчивостью.

Образование гидрокарбоната кальция в природных условиях имеет место, когда породы, содержащие СаСО₃, подвергаются воздействию воды и растворенной в ней СО₂:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О= Ca(HCO₃)₂

В этой реакции в присутствии твердой фазы СаСО₃ при практически постоянной концентрации воды константа равновесия равна:

Поэтому при постоянной температуре с повышением концентрации СО₂ в газовой фазе и в растворе должна возрастать и концентрация Ca(HCO₃)₂ отвечающая равновесию раствора с твердым СаСО₃. Это увеличение количества Ca(HCO₃)₂ происходит за счет уменьшения количества СаСО₃. таким образом, повышение концентрации СО₂ в растворе вызывает переход соответствующего количества карбоната кальция в гидрокарбонат, что сопровождается понижением концентрации СО₂ до равновесной. Поэтому СО₂, избыточная по отношению к равновесной, носит название агрессивной двуокиси углерода. Если такая повышенная концентрация СО₂ в воде поддерживается за счет поступления из вне, то вода становится агрессивной по отношению к карбонату кальция.

В противоположном случае при понижении давления СО₂ над раствором, гидрокарбонат кальция разлагается с выделением в осадок СаСО₃. В природных условиях процесс происходит когда глубинные воды, насыщенные двуокисью углерода под давлением, выходят на поверхность.

При повышении температуры равновесие реакции смещается влево. При кипячении водного раствора, содержащего гидрокарбонат, разлагается с образованием осадка СаСО₃.

Важным техническим продуктом является карбид кальция СаС₂. Карбид получают из извести и угля в мощных электрических печах при 1900-1980°С на основе реакции

СаО + 3С = СаС₂ + СО – 111ккал

Процесс сопровождается поглощением значительного количества теплоты. Химически чистый карбид представляет собой бесцветные кристаллы; технический продукт в зависимости от количества и характера примесей имеет окраску от светло-серого до черной. В числе примесей часто содержатся вредные и опасные сульфиды, фосфиды кальция и других металлов. Карбид кальция служит исходным веществом для получения ацетилена по реакции

СаС₂ + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + С₂Н₂

Примеси сульфидов арсенидов и фосфидов кальция при взаимодействии с водой образуют H₂S, AsH₃, PH_3, присутствие которых в ацетилене нежелательно из-за их ядовитости резкого запаха и склонности к самовоспламенению (PH₃). Чистый ацетилен запаха не имеет. Карбид кальция в больших количествах расходуется на получение ацетилена, который применяется для резки и сварки металлов и в качестве исходного материала для промышленного синтеза.

Контрольные вопросы

1.  Почему щелочные металлы неустойчивы на воздухе и в водных растворах?

2.  Напишите электронные формулы Na, Ba²⁺.

3.  Изобразите схематически структуру пероксида натрия.

4.  Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дать объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

5.  Чем объяснить различную последовательность расположения щелочных металлов в ряду напряжений и периодической системе?

6.  Можно ли получить щелочные металлы электролизом? Ответ поясните. Приведите примеры уравнений электродных реакций получения щелочного металла.

7.  Почему щелочноземельные металлы неустойчивы на воздухе, а бериллий и магний достаточно устойчивы?

8.  В чем отличие оксидов бериллия и оксидов других элементов II группы главной подгруппы? Как изменяются восстановительные свойства элементов II группы главной подгруппы по мере возрастания порядкового номера элемента и почему?

9.  Как и почему изменяются основные свойства в ряду LiOH-CsOH?

10.  Написать уравнения реакций получения карбоната натрия: а) силиката натрия; б) ацетата натрия; в) нитрата натрия; г) гидросульфата натрия; д) сульфита натрия.

11.  Закончить уравнения реакций:

12.  а) Na₂O₂ + KI + H₂SO₄ ® б) Li₃N + H₂O ® в) К + O_{2(избыток)} ® г) KNO₃^{нагревание}®

1.3 р-элементы – металлы

Алюминий

Алюминий - основной представитель металлов главной подгруппы III группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Атомный номер 13, относительная атомная масса 26,98154. У алюминия единственный устойчивый изотоп ²⁷А1. Свойства аналогов алюминия-галлия, индия и таллия во многом напоминают свойства алюминия. Этому причина - одинаковое строение внешнего электронного слоя элементов s²p¹, вследствие которого все они проявляют степень окисления +3. Другие степени окисления нехарактерны, за исключением соединений одновалентного таллия, по свойствам близким к соединениям элементов I группы. В связи с этим будут рассмотрены свойства только одного элемента-алюминия и его соединений.

Алюминий - серебристо-белый легкий металл, р - 2,699 г/см³, Т_пл. = 660,24 °С, Т_кип. = 2500 °С. Он очень пластичен, легко прокатывается в фольгу и протягивается в проволоку. Прекрасный проводник электрического тока - его электрическая проводимость сравнима с электрической проводимостью меди. Поверхность металла всегда покрыта очень тонкой и очень плотной пленкой оксида А1₂О₃. Эта пленка оптически прозрачна и сохраняет отражающую способность металла (блеск).

Алюминий весьма активен, если нет защитной пленки А1₂О₃, инертного в химическом отношении вещества. По положению в электрохимическом ряду напряжений металлов алюминий стоит левее железа, однако пленка оксида алюминия практически останавливает дальнейшее окисление металла и препятствует его взаимодействию с водой и некоторыми кислотами. Если удалить защитную пленку химическим способом (например, раствором щелочи), то металл начинает энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

2А1 + 6Н₂О = 2А1(ОН)₃ + ЗН₂↑

Порошкообразный алюминий сгорает на воздухе с ослепительной вспышкой. Алюминий непосредственно реагирует с галогенами, образуя галогениды:

2А1 + ЗС1₂ = 2А1С1₃

При сильном нагревании он взаимодействует с серой, углеродом и азотом с образованием сульфида A1₂S₃, карбида А1₄С₃ и нитрида A1N. Эти соединения легко гидролизуются с выделением соответственно сероводорода, метана, аммиака и гидроксида алюминия.

Алюминий легко растворяется в соляной кислоте любой концентрации:

2А1 + 6НС1 = 2А1С1₃ + ЗС1₂

Концентрированные серная и азотная кислоты на холоде не действуют на алюминий. При нагревании реакция протекает с восстановлением серной кислоты до оксида серы (IV) и азотной кислоты до низших оксидов азота без выделения водорода. Причем образуются соответственно сульфат А1₂(SO)₃ и нитрат А1(NO₃)₃. В разбавленной серной кислоте при небольшом нагревании алюминий растворяется с выделением водорода:

2А1 + 3H₂SO₄ = Al₂ (SO₄)₃ + ЗН₂

В разбавленной азотной кислоте реакция идет с выделением оксида азота (II):

А1 + 4HNO₃ = A1(NO₃)₃ + NO + 2Н₂О

Алюминий растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов с образованием алюминатов:

2NaOH + 2AI + 6Н₂О = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

Эти соединения можно рассматривать как соли очень слабых кислот. Гидроксид алюминия амфотерен (от греч. "амфотерос" - и тот, и другой). Он способен взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами (кроме раствора гидроксида аммония). Амфотерность- свойство гидроксида совмещать черты слабого основания и слабой кислоты - присуща гидроксидам р- и (d-металлов и особенно ярко выражена у гидроксида алюминия. Следствием этого является сильный гидролиз солей алюминия, имеющих в растворе кислую реакцию:

Н₂О + А1С1₃ = [AI (ОН)] С1₂ + НСl,

и алюминатов, показывающих в растворе основную реакцию:

К[А1(ОН)₄] = КОН + А1(ОН)₃

При взаимодействии фторида алюминия с плавиковой кислотой образуется комплексная алюминийфтороводородная кислота, соль которой Na₃AlF₆ встречается в природе в виде минерала криолита. Криолит играет важную роль в производстве алюминия. Он может быть получен в результате реакции между растворами фторида натрия я сульфата алюминия:

12NaF₄ + AI₂(SO₄)₃ = 2Na₃AlF₆ + 3Na₂SO₄

Сырьем для производства алюминия служат бокситы - алюминийсодержащие руды, из которых в результате переработки извлекают оксид алюминия. Прокаленный оксид алюминия нерастворим не только в воде, но и плохо растворяется в кислотах и щелочах. Поэтому дальнейшая переработка оксида алюминия ведется методом электролиза. Полученный металл очищают электролитическим рафинированием.

Металлический алюминий служит в основном для производства сплавов. Сплавы алюминия менее устойчивы к коррозии из-за возникновения гальванических микроэлементов в местах включений примесей. Алюминий идет на производство кабелей, фольги, зеркал, серебристой краски. Способность алюминия восстанавливать металлы из оксидов при высоких температурах послужила основой метода алюмотермии, т. е. восстановления тугоплавких металлов, например хрома или марганца, из их оксидов;

Cr₂O₃ + 2A1 = А1₂О₃ + 2Сг

Сульфат алюминия и алюмокалиёвые квасцы употребляют в красильной и кожевенной промышленности.

Оксид алюминия встречается в природе в виде твердого минерала корунда, используемого как абразивный материал для шлифовки и полировки металлов. Многие драгоценные камни - рубин, сапфир, аметист, разновидности корунда, окрашенные примесями. Искусственно выращенные монокристаллы рубина используют в лазерах, часовой и ювелирной промышленности.