Lý thuyết kim loại nhôm và tính chất hoá học

Nhôm (bắt nguồn từ tiếng Pháp: aluminium, phiên âm tiếng Việt: a-luy-mi-nhôm) là tên một nguyên tố hóa học trong bảng tuần hoàn nguyên tố có ký hiệu Al và số nguyên tử bằng 13. Nguyên tử khối bằng 27 đvC. Khối lượng riêng là 2,7 g/cm3. Nhiệt độ nóng chảy là 660oC. Nhôm là nguyên tố phổ biến thứ 3 (sau ôxy và silic), và là kim loại phổ biến nhất trong vỏ Trái Đất. Nhôm chiếm khoảng 8% khối lớp rắn của Trái Đất. Kim loại nhôm hiếm phản ứng hóa học mạnh với các mẫu quặng và có mặt hạn chế trong các môi trường khử cực mạnh. Tuy vậy, nó vẫn được tìm thấy ở dạng hợp chất trong hơn 270 loại khoáng vật khác nhau.Quặng chính chứa nhôm là bô xít.

Nhôm có điểm đáng chú ý của một kim loại có tỷ trọng thấp và có khả năng chống ăn mòn hiện tượng thụ động. Các thành phần cấu trúc được làm từ nhôm và hợp kim của nó là rất quan trọng cho ngành công nghiệp hàng không vũ trụ và rất quan trọng trong các lĩnh vực khác của giao thông vận tải và vật liệu cấu trúc. Các hợp chất hữu ích nhất của nhôm là các ôxít và sunfat.

Mặc dù nó có mặt phổ biến trong môi trường nhưng các muối nhôm không được bất kỳ dạng sống nào sử dụng. Với sự phổ biến của nó, nhôm được dung nạp tốt bởi thực vật và động vật.

I. VỊ TRÍ TRONG BẢNG TUẦN HOÀN

– Cấu hình e nguyên tử: ₁₃Al: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

– Vị trí: Al thuộc ô 13, chu kì 3, nhóm IIIA.

II. TÍNH CHẤT VẬT LÍ

– Mạng lập phương tâm diện, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt; t⁰_nc = 660⁰C .

– Màu trắng bạc, khá bền và dai, dễ kéo sợi và dát mỏng, nhẹ (D = 2,7).

– Một số hợp kim của nhôm:

     + Đuyra (95% Al; 4% Cu; 1% Mg, Mn, Si): nhẹ bằng 1/3 thép, cứng gần bằng thép.

     + Silumin (gần 90% Al; 10% Si): nhẹ, bền.

     + Almelec (98,5% Al; còn lại là Mg, Si và Fe) dùng làm dây cáp.

     + Hợp kim electron (10,5% Al; 83,3% Mg còn lại là Zn, Mn…): chỉ nặng bằng 65% Al lại bền hơn thép, chịu được sự thay đổi đột ngột của nhiệt độ trong một giới hạn lớn nên được dùng làm vỏ tên lửa.

III. TRẠNG THÁI TỰ NHIÊN

     Nhôm là kim loại phổ biến nhất trong vỏ quả đất. Trong tự nhiên, Al có trong:

– Đất sét: Al₂O₃.2SiO₂.2H₂O.

– Mica: K₂O.Al₂O₃.6SiO₂.2H₂O.

– Boxit: Al₂O₃.nH₂O.

– Criolit: 3NaF.AlF₃ hay (Na₃AlF₆).

IV. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC

     Có tính khử mạnh:

Al → Al³⁺ + 3e

1. Tác dụng với các phi kim

a. Với oxi

– Al chỉ phản ứng với oxi trên bề mặt (vì tạo ra lớp màng oxit bao phủ bề mặt, bảo vệ và ngăn cản Al tham gia phản ứng tiếp):

2Al + 3O₂ → Al₂O₃

– Bột Al cháy trong không khí khi được đun nóng cho ngọn lửa màu sáng chói.

– Muốn phản ứng xảy ra hoàn toàn thì phải loại bỏ lớp oxit bao phủ trên bề mặt Al (bằng cách tạo hỗn hống Al – Hg hoặc dùng Al bột đun nóng).

b. Với các phi kim khác

– Nhôm phản ứng được với các phi kim khác → muối.

– Al tự bốc cháy khi tiếp xúc với các halogen:

2Al + 3X₂ → 2AlX₃

– Khi đun nóng, Al tác dụng với bột S:

2Al + 3S → Al₂S₃

– Khi nhiệt độ rất cao, Al kết hợp với C và N₂:

4Al + 3C → Al₄C₃ (800⁰C)

2. Tác dụng với nước

– Al không phản ứng với nước vì được lớp oxit mỏng, bền và đặc khít bảo vệ. Nếu phá bỏ lớp oxit bao phủ bề mặt, Al phản ứng trực tiếp với nước.

2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂

– Al(OH)₃ là chất kết tủa dạng keo màu trắng khi sinh ra sẽ bao kín bề mặt của Al kim loại ngăn cách không cho Al tiếp xúc với nước để phản ứng tiếp nữa. Phản ứng này chỉ có ý nghĩa về mặt lý thuyết.

3. Tác dụng với oxit của kim loại kém hoạt động hơn (phản ứng nhiệt nhôm)

– Al khử được oxit của các kim loại đứng sau nó:

2yAl + 3Fe_xO_y → yAl₂O₃ + 3xFe

– Những lưu ý khi giải bài tập về phản ứng nhiệt nhôm:

     + Nếu hỗn hợp sau phản ứng cho tác dụng với dung dịch kiềm → H₂ thì Al còn dư sau phản ứng nhiệt nhôm hoặc hiệu suất H của phản ứng < 100%

     + Nếu hỗn hợp sau phản ứng cho tác dụng với dung dịch kiềm không có khí thoát ra chứng tỏ không dư Al.

     + Khối lượng hỗn hợp trước và sau phản ứng không đổi (bảo toàn khối lượng).

     + Vận dụng bảo toàn electron.

4. Tác dụng với dung dịch axit

a. Với H⁺ (HCl, H₂SO₄ loãng…)

     Al phản ứng dễ dàng → muối + H₂

2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂

2Al + 3H₂SO₄ loãng → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂

b. Tác dụng với các axit có tính oxi hóa mạnh: HNO₃ loãng hoặc đặc, H₂SO₄ đậm đặc

Al + 4HNO₃ loãng → Al(NO₃)₃ + NO + 2H₂O

Al + 6HNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

2Al + 6H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3SO₂ + 6H₂O

Chú ý:

– Al thụ động với H₂SO₄ đặc nguội và HNO₃ đặc nguội → có thể dùng thùng Al để chuyên chở axit HNO₃ đặc nguội và H₂SO₄ đặc nguội.

– Phản ứng của Al với dung dịch HNO₃ có thể tạo thành muối amoni.

5. Tác dụng với dung dịch bazơ

– Al tham gia phản ứng dễ dàng với các dung dịch kiềm:

2Al + 2NaOH + 2H₂O → 2NaAlO₂ + 3H₂

2Al + Ba(OH)₂ + 2H₂O → Ba(AlO₂)₂ + 3H₂

– Cơ chế:

     + Trước tiên, Al tham gia phản ứng với nước:

2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂

     + Al(OH)₃ sinh ra là hiđroxit lưỡng tính tan được trong dung dịch kiềm:

Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H­₂O

Quá trình này lặp đi lặp lại đến hết.

– Chú ý:

     + Nếu cho hỗn hợp Na, K, Ba, Ca và Al (hoặc Zn) vào nước dư, xảy ra các phản ứng:

2M  + 2H₂O → 2MOH + H₂

MOH + H₂O + Al → MAlO₂ + 3/2H₂

     + Trong quá trình giải toán có 2 trường hợp xảy ra:

* Trường hợp 1. Cả kim loại kiềm và Al đều phản ứng hết nếu số mol kim loại kiềm ≥ số mol Al.

* Trường hợp 2. Kim loại kiềm phản ứng hết, Al dư nếu số mol kim loại kiềm < số mol Al.

6. Tác dụng với dung dịch muối

– Al đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của chúng:

2Al + 3CuSO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3Cu

– Phản ứng với muối nitrat trong môi trường kiềm:

8Al + 3NaNO₃ + 5NaOH + 2H₂O → 8NaAlO₂ + 3NH₃

– Phản ứng với muối nitrat trong môi trường axit (giống phản ứng với HNO₃):

Al + 4H⁺ + NO₃^– → Al³⁺ + NO + 2H₂O

V. ĐIỀU CHẾ

1. Nguyên liệu

     Quặng boxit Al₂O₃ có lẫn SiO₂ và Fe₂O₃.

2. Các giai đoạn điều chế

– Làm sạch nguyên liệu:

2NaOH + Al₂O₃ → 2NaAlO₂ + H­₂O

2NaOH + SiO₂ → Na₂SiO₃ + H₂O

NaAlO₂ + CO₂ + 2H₂O → NaHCO₃ + Al(OH)₃

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

– Điện phân nóng chảy Al₂O₃ có mặt criolit Na₃AlF₆ (hạ nhiệt độ nóng chảy của Al₂O₃từ 2050⁰C xuống 900⁰C; tăng độ dẫn điện do tạo thành nhiều ion hơn; tạo lớp bảo vệ không cho O₂ phản ứng với Al nóng chảy):

2Al₂O₃ → 4Al + 3O_­2

VI. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHÔM

1. Nhôm oxit Al₂O₃

– Chất rắn màu trắng, không tan và không tác dụng với nước, rất bền vững, nóng chảy ở 2050⁰C.

– Tồn tại ở dạng khan (emeri, corindon, rubi (lẫn Cr₂O₃), saphia (lẫn TiO₂ và Fe₃O₄) hoặc dạng ngậm nước (boxit).

a. Tính chất hóa học

– Tính bền: Al₂O₃ không bị khử bởi H₂, CO ở nhiệt độ cao; Al₂O₃ tác dụng với C không cho Al kim loại mà tạo Al₄C₃:

Al₂O₃ + 9C → Al₄C₃ + 6CO (> 2000⁰C)

– Tính lưỡng tính:

     + Al₂O₃ là oxit bazơ khi tác dụng với axit mạnh → muối + H₂O.

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

     + Al₂O₃ là oxit axit khi tác dụng với dung dịch bazơ mạnh → muối + H₂O.

Al₂O₃ + 2NaOH → NaAlO₂ + H₂O

hay

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Al₂O₃ + 2OH^– → 2AlO₂^– + H₂O

b. Điều chế

     Nhiệt phân Al(OH)₃:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O

2. Nhôm hiđroxit Al(OH)₃

     Là chất kết tủa keo, màu trắng.

a. Tính chất hóa học

– Kém bền với nhiệt:

2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O (t⁰)

– Là hiđroxit lưỡng tính:

     + Tác dụng với axit mạnh:

Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H_2­O

     + Tác dụng với dung dịch kiềm mạnh:

Al(OH)₃ + KOH → KAlO₂ + 2H₂O

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)­₄]

b. Điều chế

– Kết tủa Al³⁺:

Al³⁺ + 3OH^– (vừa đủ) → Al(OH)₃

Al³⁺ + 3NH₃ + 3H₂O → Al(OH)₃ + 3NH₄⁺

– Kết tủa AlO_2­^–:

AlO₂^– + CO₂ + 2H₂O → Al(OH)₃ + HCO₃^–

AlO₂^– + H⁺ (vừa đủ) + H₂O → Al(OH)₃

3. Muối nhôm (hay gặp: phèn chua: K₂SO₄, Al₂(SO₄)₃.24H₂O hay KAl(SO₄)₂.12H₂O)

– Các dung dịch AlCl₃, Al₂(SO₄)₃ và Al(NO₃)₃ đều là các axit theo Bronstet có môi trường axit:

AlCl₃ → Al³⁺ + 3Cl^–

Al³⁺ + 3H₂O ↔ Al(OH)₃ + 3H⁺

→ Giải thích được sự thủy phân của muối Al trong các dung dịch có tính bazơ:

2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃ + 6NaCl + 3CO₂

     Phản ứng với dung dịch kiềm: (chú ý cách thức và tỷ lệ phản ứng)

Al³⁺ + 3OH^– → Al(OH)₃

Al³⁺ + 4OH^– → [Al(OH)₄] ^–

Al(OH)₃ + 3OH^– → [Al(OH)₄] ^–

– Các muối aluminat NaAlO₂, KAlO₂, Ba(AlO₂)₂ và Ca(AlO₂)₂ đều là bazơ dung dịch có môi trường bazơ.

AlO₂^– + 3H₂O  ↔ Al(OH)₃ + 3OH^–

AlO₂^– + H⁺ + H₂O → Al(OH)₃

Al(OH)₃ + 3H⁺ → Al³⁺ + 3H₂O