Атомы алюминия проявляют только какие свойства
Алюминий
Дополнительно на страницах учебника “Фоксфорд”
Главную подгруппу III группы периодической системы составляют бор (В),
алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl).
Как видно из приведенных данных, все эти
элементы были открыты в XIX столетии.
Открытие металлов главной подгруппы III группы
В | Al | Ga | In | Tl |
1806 г. | 1825 г. | 1875 г. | 1863 г. | 1861 г. |
Г.Люссак, | Г.Х.Эрстед | Л. де | Ф.Рейх, | У.Крукс |
Л. Тенар | (Дания) | (Франция) | И.Рихтер | (Англия) |
(Франция) | (Германия) |
Бор представляет собой неметалл.
Алюминий — переходный металл, а галлий, индий и таллий — полноценные металлы.
Таким образом, с ростом радиусов атомов элементов каждой группы периодической
системы металлические свойства простых веществ усиливаются.
В данной лекции мы подробнее рассмотрим
свойства алюминия.
1. Положение
алюминия в таблице Д. И. Менделеева. Строение атома, проявляемые степени
окисления.
Элемент алюминий расположен в III группе, главной «А» подгруппе, 3 периоде
периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний –
типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий
должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения
являются амфотерными.
Al +13 )2)8)3 , p – элемент,
Основное состояние 1s22s22p63s23p1 |
|
Возбуждённое состояние 1s22s22p63s13p2 |
|
Алюминий проявляет в соединениях степень
окисления +3:
Al0 – 3 e- → Al+3
2. Физические свойства
Алюминий в свободном виде — серебристо-белый
металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 650 оС. Алюминий имеет невысокую
плотность (2,7 г/см3) — примерно втрое меньше, чем у железа или
меди, и одновременно — это прочный металл.
3. Нахождение в природе
По распространённости в природе занимает
1-е среди металлов и 3-е место среди
элементов, уступая только кислороду и кремнию. Процент содержания алюминия
в земной коре по данным различных исследователей составляет от 7,45 до
8,14 % от массы земной коры.
В
природе алюминий встречается только в соединениях (минералах).
Некоторые
из них:
·
Бокситы —
Al2O3 • H2O (с примесями SiO2, Fe2O3,
CaCO3)
·
Нефелины —
KNa3[AlSiO4]4
·
Алуниты — KAl(SO4)2 • 2Al(OH)3
·
Глинозёмы
(смеси каолинов с песком SiO2, известняком CaCO3,
магнезитом MgCO3)
·
Корунд —
Al2O3
·
Полевой
шпат (ортоклаз) — K2O×Al2O3×6SiO2
·
Каолинит —
Al2O3×2SiO2 × 2H2O
·
Алунит — (Na,K)2SO4×Al2(SO4)3×4Al(OH)3
·
Берилл —
3ВеО • Al2О3 • 6SiO2
Боксит |
|
Al2O3 | Корунд
|
Рубин
| |
Сапфир
|
4.Химические
свойства алюминия и его соединений
Алюминий легко взаимодействует с
кислородом при обычных условиях и покрыт оксидной пленкой (она придает матовый
вид).
ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ
Алюминий |
|
Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней
алюминий не коррозирует. Для изучения
химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи
наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления
оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия
со ртутью – амальгамы).
I. Взаимодействие с простыми веществами
Алюминий уже при комнатной температуре
активно реагирует со всеми галогенами, образуя галогениды. При нагревании он
взаимодействует с серой (200 °С), азотом (800 °С), фосфором (500 °С) и
углеродом (2000 °С), с йодом в присутствии катализатора – воды:
2Аl
+ 3S = Аl2S3 (сульфид алюминия),
2Аl
+ N2 = 2АlN (нитрид
алюминия),
Аl
+ Р = АlР (фосфид алюминия),
4Аl
+ 3С = Аl4С3 (карбид алюминия).
2 Аl +
3 I2 = 2 AlI3
(йодид алюминия) ОПЫТ
Все эти соединения
полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и, соответственно,
сероводорода, аммиака, фосфина и метана:
Al2S3 + 6H2O
= 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O
= 4Al(OH)3+ 3CH4
В виде стружек или порошка он ярко горит
на воздухе, выделяя большое количество теплоты:
4Аl
+ 3O2 = 2Аl2О3 +
1676 кДж.
ГОРЕНИЕ АЛЮМИНИЯ НА ВОЗДУХЕ
ОПЫТ
II. Взаимодействие со сложными
веществами
Взаимодействие с водой:
2 Al + 6 H2O = 2 Al
(OH)3 + 3 H2
без оксидной пленки
ОПЫТ
Взаимодействие с оксидами металлов:
Алюминий –
хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в
ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов.
Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких
металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.
3 Fe3O4 + 8
Al = 4 Al2O3 + 9 Fe
+Q
Термитная смесь Fe3O4 и Al
(порошок) –используется ещё и в термитной сварке.
Сr2О3 +
2Аl = 2Сr + Аl2О3
Взаимодействие с кислотами:
С раствором
серной кислоты: 2 Al + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3
+ 3 H2
С холодными
концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную
кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен
восстанавливать эти кислоты без выделения водорода:
2Аl + 6Н2SО4(конц)
= Аl2(SО4)3
+ 3SО2 + 6Н2О,
Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 +
3NO2 + 3Н2О.
Взаимодействие со щелочами.
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O = 2 Na[Al(OH)4]
+ 3 H2
ОПЫТ
Na[Аl(ОН)4] – тетрагидроксоалюминат
натрия
По
предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали
для получения водорода для аэростатов.
С растворами солей:
2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 +
3Cu
Если
поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция:
2Al + 3HgCl2
= 2AlCl3
+ 3Hg
Выделившаяся
ртуть растворяет алюминий, образуя амальгаму.
Обнаружение ионов алюминия в растворах: ОПЫТ
5. Применение алюминия и
его соединений
РИСУНОК 1
РИСУНОК 2
Физические и химические свойства
алюминия обусловили его широкое применение в технике. Крупным потребителем алюминия
является авиационная промышленность: самолет на 2/3 состоит из
алюминия и его сплавов. Самолет из стали оказался бы слишком тяжелым и смог бы
нести гораздо меньше пассажиров. Поэтому
алюминий называют крылатым металлом. Из
алюминия изготовляют кабели и провода: при одинаковой электрической проводимости
их масса в 2 раза меньше, чем соответствующих изделий из меди.
Учитывая коррозионную устойчивость
алюминия, из него изготовляют детали
аппаратов и тару для азотной кислоты. Порошок алюминия является основой при
изготовлении серебристой краски для защиты железных изделий от коррозии, а
также для отражения тепловых лучей такой
краской покрывают нефтехранилища, костюмы пожарных.
Оксид алюминия используется для
получения алюминия, а также как огнеупорный материал.
Гидроксид алюминия – основной компонент
всем известных лекарств маалокса, альмагеля, которые понижают кислотность желудочного
сок.
Соли алюминия сильно гидролизуются. Данное свойство применяют в
процессе очистки воды. В очищаемую воду вводят сульфат алюминия и небольшое
количество гашеной извести для нейтрализации образующейся кислоты. В результате
выделяется объемный осадок гидроксида алюминия, который, оседая, уносит с собой
взвешенные частицы мути и бактерии.
Таким образом, сульфат алюминия является
коагулянтом.
6. Получение алюминия
1) Современный рентабельный способ
получения алюминия был изобретен американцем Холлом и французом Эру в 1886
году. Он заключается в электролизе раствора оксида алюминия в расплавленном
криолите. Расплавленный криолит Na3AlF6 растворяет Al2O3,
как вода растворяет сахар. Электролиз “раствора” оксида алюминия в
расплавленном криолите происходит так, как если бы криолит был только
растворителем, а оксид алюминия – электролитом.
2Al2O3 эл.ток→ 4Al + 3O2
В
английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается
следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый
металлический век – век алюминия. В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик,
явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков
серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять
этот металл дешево и в больших количествах”. Так Холл сделался основоположником
американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем,
как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.
2) 2Al2O3 + 3
C =
4 Al + 3 CO2
ЭТО ИНТЕРЕСНО:
- Металлический
алюминий первым выделил в 1825 году датский физик Ханс Кристиан Эрстед.
Пропустив газообразный хлор через слой раскаленного оксида алюминия, смешанного
с углем, Эрстед выделил хлорид алюминия без малейших следов влаги. Чтобы
восстановить металлический алюминий, Эрстеду понадобилось обработать хлорид
алюминия амальгамой калия. Через 2 года немецкий химик Фридрих Вёллер.
Усовершенствовал метод, заменив амальгаму калия чистым калием. - В 18-19 веках
алюминий был главным ювелирным металлом. В 1889 году Д.И.Менделеев в Лондоне за
заслуги в развитии химии был награжден ценным подарком – весами, сделанными из
золота и алюминия. - К 1855 году
французский ученый Сен- Клер Девиль
разработал способ получения металлического алюминия в технических масштабах. Но
способ был очень дорогостоящий. Девиль пользовался особым покровительством
Наполеона III, императора Франции. В знак своей преданности и благодарности Девиль изготовил
для сына Наполеона, новорожденного принца, изящно гравированную погремушку –
первое «изделие ширпотреба» из алюминия. Наполеон намеревался даже снарядить
своих гвардейцев алюминиевыми кирасами, но цена оказалась непомерно высокой. В
то время 1 кг алюминия стоил 1000 марок, т.е. в 5 раз дороже серебра. Только
после изобретения электролитического процесса алюминий по своей стоимости
сравнялся с обычными металлами. - А знаете ли вы, что алюминий, поступая в организм человека, вызывает
расстройство нервной системы. При его
избытке нарушается обмен веществ. А защитными средствами является витамин С,
соединения кальция, цинка. - При сгорании алюминия в кислороде и фторе выделяется
много тепла. Поэтому его используют как присадку к ракетному топливу. Ракета
“Сатурн” сжигает за время полёта 36 тонн алюминиевого порошка. Идея
использования металлов в качестве компонента ракетного топлива впервые высказал
Ф. А. Цандер.
ТРЕНАЖЁРЫ
Тренажёр
№1 – Характеристика алюминия по положению в Периодической системе элементов Д.
И. Менделеева
Тренажёр
№2 – Уравнения реакций алюминия с простыми и сложными веществами
Тренажёр
№3 – Химические свойства алюминия
ЗАДАНИЯ ДЛЯ
ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1.
Для получения алюминия из хлорида алюминия в качестве восстановителя можно
использовать металлический кальций. Составьте уравнение данной химической
реакции, охарактеризуйте этот процесс при помощи электронного баланса.
Подумайте! Почему эту реакцию нельзя проводить в водном растворе?
№2. Закончите уравнения химических реакций:
Al + H2SO4 (раствор) ->
Al + CuCl2 ->
Al + HNO3(конц) -t->
Al + NaOH + H2O ->
№3.
Осуществите превращения:
Al -> AlCl3 -> Al -> Al2S3 ->
Al(OH)3 -t->Al2O3 -> Al
№4.
Решите задачу:
На сплав алюминия и меди подействовали избытком концентрированного раствора
гидроксида натрия при нагревании. Выделилось 2,24 л газа (н.у.). Вычислите
процентный состав сплава, если его общая масса была 10 г?
Источник
Алюминий – элемент III группы, главной «А» подгруппы, 3 периода периодической системы, порядковый номер №13, относительная атомная масса Ar(Al) = 27. Его соседом слева в таблице является магний – типичный металл, а справа – кремний – уже неметалл. Следовательно, алюминий должен проявлять свойства некоторого промежуточного характера и его соединения являются амфотерными.
В возбужденном состоянии на внешнем уровне алюминия находится три неспаренных электрона. Поэтому в соединениях с ковалентной связью алюминий проявляет валентность III. Во всех соединениях алюминий проявляет постоянную степень окисления: +3.
Физические свойства
Алюминий в свободном виде — серебристо-белый металл, обладающий высокой тепло- и электропроводностью. Температура плавления 650 $^circ C$. Алюминий имеет невысокую плотность (2,7 г/см$^3$) — примерно втрое меньше, чем у железа или меди, и одновременно — это прочный металл
Нахождение в природе
По распространённости в природе занимает 1-е среди металлов и 3-е место среди элементов, уступая только кислороду и кремнию. В природе алюминий встречается только в соединениях (минералах):
Бокситы — $Al_2O_3 cdot H_2O$ (с примесями $SiO_2, Fe_2O_3, CaCO_3$)
Нефелины —$ KNa_3[AlSiO_4]_4$
Алуниты — $KAl(SO_4)_2 cdot 2Al(OH)_3$
Глинозёмы (смеси каолинов с песком $SiO_2$, известняком $CaCO_3$, магнезитом $MgCO_3$)
Корунд — $Al_2O_3$
Полевой шпат (ортоклаз) — $K_2Ocdot Al_2O_3 cdot6SiO_2$
Каолинит — $Al_2O_3 cdot2SiO_2 cdot 2H_2O$
Алунит —$ (Na,K)_2SO_4cdot Al_2(SO_4)_3 cdot4Al(OH)_3$
Берилл — $3BeO cdot Al_2O_3 cdot6SiO_2$
Берилл Корунд Нефелин
Химические свойства
Алюминий – химически активный металл, но прочная оксидная пленка состава $Al_2O_3$ определяет его стойкость при обычных условиях. Практически во всех химических реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства.
1. Взаимодействие с неметаллами
С кислородом взаимодействует только в мелкораздробленном состоянии при высокой температуре:
$4Al + 3O_2 = 2Al_2O_3$
реакция сопровождается большим выделением тепла (1676 кДж).
С галогенами (кроме фтора) алюминий реагирует при комнатной температуре, с образованием галогенидов:
$2Al + 3Cl_2 = 2AlCl_3$
С водородом непосредственно не взаимодействует.
С другими неметаллами алюминий реагирует при нагревании, образуя бинарные соединения:
$2Al +3F_2= 2AlF_3$ фторид алюминия ($t=600^circ C$)
$2Al + 3S = Al2S3$ сульфида алюминия ($t=200^circ C$)
$Al + P = AlP$ фосфид алюминия ($t=500^circ C$)
$2Al + N2 = 2AlN$ нитрид алюминия ($t=800^circ C$)
$4Al + 3C = Al4C3$ карбид алюминия ($t=2000^circ C$)
Все эти соединения полностью гидролизуются с образованием гидроксида алюминия и летучих водородных соединений (сероводорода, фосфина, аммиака, метана и т.д.):
$Al2S3 + 6H_2O = 2Al(OH)_3downarrow + 3H_2Suparrow$
$Al_4C_3 + 12H2O = 4Al(OH)_3downarrow+ 3CH_4uparrow$
2. С металлами образует сплавы, которые содержат интерметаллические соединения – алюминиды, например, CuAl2, CrAl7, FeAl3 и др.
3.Очищенный от оксидной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой:
$2Al + 6H_2O = 2Al(OH)_3downarrow + 3H_2uparrow$
В результате реакции образуется малорастворимый гидроксид алюминия и выделяется водород.
4. С оксидами менее активных металлов:
$Cr_2O_3 + 2Al = Al_2O_3 + 2Cr$
Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.
5. Алюминий легко взаимодействует с разбавленными кислотами, образуя соли:
$2Al + 6HCl = 2AlCl_3 + 3H_2uparrow$
$2Al + 3H_2SO_{4textrm{разб.}} = Al_2(SO_4)_3 + 3H_2uparrow$
$Al + 4HNO_3 = Al(NO_3)_3 + NOuparrow + 2H_2O$
в качестве продукта восстановления азотной кислоты также может быть азот и нитрат аммония.
Запомнить! С концентрированной азотной и серной кислотами при комнатной температуре алюминий не взаимодействует (пассивация); при нагревании реагирует с образованием соли и продукта восстановления кислоты:
$2Al + 6H_2SO_{4textrm{(конц.)} }xrightarrow[]{t, ^circ C} Al_2(SO_4)_3 + underline{3SO_2uparrow} + 6H_2O$
$Al + 6HNO_{3textrm{(конц.)} }xrightarrow[]{t, ^circ C} Al(NO_3)_3 + underline{3NO_2uparrow} + 3H_2O$
6. Алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами:
в растворе с образованием тетрагидроксоаалюмината натрия:
$2Al + 2NaOH + 6H_2O = 2Na[Al(OH)_4] + 3H_2$
при сплавлении с образованием алюминатов:
$2Al + 6KOH = 2KAlO_2 + 2K2O + 3H_2uparrow$
7. С солями менее активных металлов (стоящих в ряду напряжения правее алюминия):
$2Al + 3NiSO_4 = 3Ni + Al_2(SO_4)_3$
Соединения алюминия
Оксид алюминия $Al_2O_3$
твердое вещество белого цвета, тугоплавкое. Не реагирует с водой и не растворяется в ней. Типичный амфотерный оксид, поэтому реагирует и с кислотами и со щелочами.
При взаимодействии с кислотами образуется соль и вода:
$Al_2O_3 + 6 HCl = 2 AlCl_3 + 3 H_2O $
Со щелочами алюминий реагирует в расплаве и в растворе:
Запомнить!
при сплавлении образуется метаалюминат натрия:
$Al_2O_{3textrm{(тв)}}+ 2 NaOH_{textrm{ (тв) }} xrightarrow[]{t, ^circ C} 2 NaAlO_2 + H_2O$
в растворе щёлочи образуется тетрагидроксоалюминат натрия:
$Al_2O_3 + 2 NaOH + 3 H_2O = 2Na[Al(OH)_4]$
Гидроксид алюминия $Al(OH)_3$
белое вещество, нерастворимое в воде, амфотерный гидроксид.
Проявляя типичные амфотерные свойства, гидроксид алюминия взаимодействует с кислотами:
$Al(OH)_3 + 3 HCl = AlCl_3 + 3 H_2O$
и щелочами.
в растворе: $Al(OH)_3 + NaOHtextrm{(избыток)}= Na[Al(OH)_4]$ или $Al(OH)_3 + 3 NaOH = Na_3[Al(OH)_6]$
в расплаве: $Al(OH)_3 + NaOH = NaAlO_2 + 2H_2O$
Получают $Al(OH)_3$ косвенно реакцией обмена между солью алюминия и щелочью:
$AlCl_3 + NaOHtextrm{ (по каплям)}= Al(OH)_3 downarrow+ 3 NaCl $
При дальнейшем добавлении раствора щелочи к соли алюминия осадок будет растворяться вследствие взаимодействия образующегося гидроксида алюминия с избытком щелочи; при это образуется комплексная соль:
$AlCl_3 +4 NaOH_{textrm{ (изб.)}}= Na[Al(OH)_4]+ 3 NaCl $
СОЛИ АЛЮМИНИЯ
Соли алюминия и некоторых слабых кислот, например, сернистой и угольной не могут быть выделены из водных растворов по причине полного необратимого гидролиза
$2AlCl_3 + 3Na_2CO_3 + 3H_2O = 2Al(OH)_3downarrow +3CO_2uparrow + 6NaCl$
О протекании реакции судят по выделению газа и образованию желеообразного белого осадка (гидроксида алюминия).
Соли алюминия и сильных кислот – растворимы; растворы таких солей имеют кислый характер среду вследствие гидролиза по катиону. Первая ступень гидролиза подобных солей отражается уравнением:
$Al^{3+} + H_2O leftrightarrow AlOH^{2+} + H^+$
Алюминаты неустойчивы и даже при слабом подкислении разрушаются:
$NaAlO_2 + 4HNO_3 = NaNO_3 + Al(NO_3)_3 + 2H_2O$
Тетрагидроксокопмлексы алюминия также разрушаются под действием кислоты с образованием осадка гидроксида алюминия и соли:
$Na[Al(OH)4] + HCl = Al(OH)_3downarrow + NaCl +H_2O$
При добавлении к комплексной избытка кислоты образуется смесь солей (образующийся гидроксид алюминия взаимодействует с избыточном количеством кислоты, что приводит к образованию соотвествующей соли алюминия):
$Na[Al(OH)4] + 4HCl_{textrm{изб.}} = AlCl_3 + NaCl +4H_2O$
При действии слабых кислот (растворенного в воде углекислого газа или сероводорода) образуются кислые соли:
$Na[Al(OH)_4] + CO_2 = Al(OH)_3downarrow + NaHCO_3$
Источник
Алюминий Элементы главной подгруппы III группы периодической системы: бор (В),алюминий (Аl), галлий (Ga), индий (In) и таллий (Тl). Открытие металлов главной подгруппы III группы
ДЕМОНСТРАЦИЯ ОКСИДНОЙ ПЛЁНКИ Её толщина 0,00001 мм, но благодаря ней алюминий не коррозирует. Для изучения химических свойств алюминия оксидную пленку удаляют. (При помощи наждачной бумаги, или химически: сначала опуская в раствор щелочи для удаления оксидной пленки, а затем в раствор солей ртути для образования сплава алюминия со ртутью – амальгамы). I. Взаимодействие с простыми веществами – неметаллами
В виде стружек или порошка он ярко горит на воздухе, выделяя большое количество теплоты: 4Аl + 3O2 = 2Аl2О3 + 1676 кДж.
II. Взаимодействие алюминия со сложными веществами
2Al + 6H2O = 2 Al(OH)3 + 3H2 без оксидной пленки!! Опыт (видео)
Алюминий – хороший восстановитель, так как является одним из активных металлов. Стоит в ряду активности сразу после щелочно-земельных металлов. Поэтому восстанавливает металлы из их оксидов. Такая реакция – алюмотермия – используется для получения чистых редких металлов, например таких, как вольфрам, ваннадий и др.
Термитная смесь Fe3O4 и Al (порошок) –используется ещё и в термитной сварке. Сr2О3 + 2Аl = 2Сr + Аl2О3
2 Al + 3 H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3 H2 С холодными концентрированными серной и азотной не реагирует (пассивирует). Поэтому азотную кислоту перевозят в алюминиевых цистернах. При нагревании алюминий способен восстанавливать эти кислоты без выделения водорода: 2Аl + 6Н2SО4(конц) = Аl2(SО4)3 + 3SО2 + 6Н2О, Аl + 6НNO3(конц) = Аl(NO3)3 + 3NO2 + 3Н2О.
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2 Na[Al(OH)4] + 3H2 Na[Аl(ОН)4] – тетрагидроксоалюминат натрия По предложению химика Горбова, в русско-японскую войну эту реакцию использовали для получения водорода для аэростатов.
2Al + 3CuSO4 = Al2(SO4)3 + 3Cu Если поверхность алюминия потереть солью ртути, то происходит реакция: 2Al + 3HgCl2 = 2AlCl3 + 3Hg Выделившаяся ртуть растворяет алюминий, образуя амальгаму. Обнаружение ионов алюминия в растворах (видео): 5. Применение алюминия и его соединений: РИСУНОК 1 и РИСУНОК 2
2Al2O3 эл.ток→ 4Al + 3O2 В английской “Энциклопедии для мальчиков и девочек” статья об алюминии начинается следующими словами: “23 февраля 1886 года в истории цивилизации начался новый металлический век – век алюминия. В этот день Чарльз Холл, 22-летний химик, явился в лабораторию своего первого учителя с дюжиной маленьких шариков серебристо-белого алюминия в руке и с новостью, что он нашел способ изготовлять этот металл дешево и в больших количествах”. Так Холл сделался основоположником американской алюминиевой промышленности и англосаксонским национальным героем, как человек, сделавшим из науки великолепный бизнес.
ТРЕНАЖЁРЫ
|
Галлий
Индий
Таллий боксит Корунд Сапфир Рубин |
Источник