Aluminium và hợp chất của aluminium

I. Vị trí, cấu tạo và hợp chất của Aluminium

1. Vị trí và cấu tạo 

- Cấu hình electron: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

- Số hiệu nguyên tử 13, thuộc nhóm IIIA, chu kì 3.

Al  →  Al³⁺ + 3e

- Số oxi hoá: Trong hợp chất, nguyên tố Al có số oxi hoá bền là +3.

2. Tính chất vật lý

- Aluminium là kim loại màu trắng bạc, mềm, dễ kéo sợi và dát mỏng.

- Aluminium là kim loại nhẹ, dẫn điện và nhiệt tốt.

II. Aluminium tác dụng với phi kim và oxide kim loại

Aluminium là kim loại có tính khử mạnh. Tính khử của aluminium yếu hơn các kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ.

1. Aluminium tác dụng với phi kim

Aluminium tác dụng trực tiếp và mạnh với nhiều phi kim như O₂, Cl₂, S, ...

Ví dụ: 4Al  +  3O₂  2Al₂O₃

Aluminium bền trong không khí ở nhiệt độ thường do có màng oxide Al₂O₃ rất mỏng, mịn và bền chắc bảo vệ.

Bột aluminium tự bốc cháy khi tiếp xúc với khí chlorine: 

2Al  +  3Cl₂  \(\xrightarrow{{{t^o}}}\) 2AlCl₃

2. Aluminium tác dụng với oxide kim loại (phản ứng nhiệt nhôm)

Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit của các kim loại đứng sau Al trong dãy hoạt động hóa học.

Ví dụ:  2Al  +  Fe₂O₃  \(\xrightarrow{{{t^o}}}\)  Al₂O₃  + 2Fe

III. Aluminium tác dụng với nước và dung dịch acid

1. Aluminium tác dụng với nước

             2Al   +   6H₂O   →    2Al(OH)₃ ↓ +  3H₂↑

Phản ứng trên nhanh chóng dừng lại vì lớp Al(OH)₃ không tan trong nước đã ngăn cản không cho aluminium tiếp xúc với nước.

2. Aluminium tác dụng với dung dịch acid

2Al  +  6H⁺  →   2Al³⁺  +  3H₂↑

Ví dụ:                          

4Al  +  4HNO₃ loãng  \(\xrightarrow{{{t^o}}}\)  Al(NO₃)₃  +  NO  +  2H₂O

2Al  +  6H₂SO₄ đặc  \(\xrightarrow{{{t^o}}}\)  Al₂(SO₄)₃  +  3SO₂  +   6H₂O

H₂SO₄ và HNO₃ đặc, nguội oxi hoá bề mặt aluminium tạo thành một màng oxide có tính trơ, làm cho Al thụ động. Aluminium bị thụ động sẽ không tác dụng với các dung dịch HCl, H₂SO₄ loãng.

IV. Aluminium tác dụng với dung dịch kiềm

Những đồ vật bằng aluminium bị hoà tan trong dung dịch kiềm như NaOH, Ca(OH)₂,... Hiện tượng này được giải thích như sau:

- Màng bảo vệ là Al₂O₃ bị phá huỷ trong dung dịch kiềm:

Al₂O₃  +  NaOH  +  3H₂O  →  2Na[Al(OH)₄]

                                          Sodium aluminate

- Tiếp đến, kim loại nhôm khử H₂O:

2Al  +  6H₂O  → 2Al(OH)₃  +  3H₂↑ (2)

-  Màng Al(OH)₃ bị phá huỷ trong dung dịch base:

Al(OH)₃  +  NaOH   →  Na[Al(OH)₄] (3)

Các phản ứng (2) và (3) xảy ra luân phiên nhau cho đến khi aluminium bị tan hết. Hai phương trình hoá học của hai phản ứng trên có thể viết gộp vào một phương trình hoá học như sau:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] (dd) + 3H₂↑

V. Trạng thái tự nhiên, ứng dụng và sản xuất Aluminium

1. Trạng thái tự nhiên

Aluminium là nguyên tố phổ biến thứ 3 ở lớp vỏ Trái Đất nhưng chỉ tồn tại ở trong tự nhiên ở dạng hợp chất do chúng là kim loại hoạt động mạnh.

Hợp chất của aluminium có thể kể đến như đất sét, mica, quặng bauxite (Al₂O₃.2H₂O), cryolit (3NaF.AlF₃),...

2. Ứng dụng

- Dùng làm vật liệu chế tạo máy bay, ô tô, tên lửa, tàu vũ trụ.

- Dùng làm khung cửa và trang trí nội thất.

- Dùng làm dây cáp dẫn điện thay thế cho đồng là kim loại đắt tiền.

- Bột aluminium dùng để chế tạo hỗn hợp tecmit (hỗn hợp bột Al và Fe₂O₃), được dùng để hàn gắn đường ray,...

3. Sản xuất

Trong công nghiệp, aluminium được sản xuất từ quặng bauxite (Al₂O₃.2H₂O), bằng phương pháp điện phân.

VI. Aluminium oxide (Al2O3)

1. Tính chất

a. Tính chất vật lý

- Al₂O₃ là chất rắn, màu trắng, không tan trong nước và không tác dụng với nước.

- Al₂O₃ có nhiệt độ nóng chảy cao (2050^oC) và khó bị khử thành kim loại Al.

b. Tính chất hóa học

- Al₂O₃ là oxide lưỡng tính, tác dụng với dung dịch acid và kiềm:

+ Al₂O₃ tác dụng với acid mạnh: 

Al₂O₃ + 6H⁺  →  2Al³⁺  + 3H₂O

+ Al₂O₃ tác dụng với kiềm mạnh: 

Al₂O₃ + 2OH^–  + 3H₂O → 2[Al(OH)₄]^–

2. Ứng dụng

- Tinh thể Al₂O₃ (corundum) được dùng làm đồ trang sức, chế tạo các chi tiết trong các ngành kĩ thuật chính xác, như chân kính đồng hồ, thiết bị phát tia laser,...

- Bột Al₂O₃ có độ cứng cao được dùng làm vật liệu mài.

- Bauxite Al₂O₃.2H₂O là nguyên liệu sản xuất nhôm kim loại.

VII. Aluminium hydroxide (Al(OH)3)

1. Tính không bền với nhiệt

2Al(OH)₃ \(\xrightarrow{{{t^o}}}\) Al₂O₃ + 3H₂O

2. Tính lưỡng tính

- Tác dụng với axit mạnh:

Al(OH)₃ +  3H⁺ →  Al³⁺  + 3H₂O

- Tác dụng với bazơ mạnh:

Al(OH)₃  +  OH^–  →  [Al(OH)₄]^–

* Dung dịch muối [Al(OH)₄]^– tác dụng với CO₂ hoặc H⁺ tạo thành kết tủa Al(OH)₃

\({{\text{[}}Al{(OH)_4}{\text{]}}^ - }\, + \,C{O_2}\, \to \,Al{(OH)_3} \downarrow \, + \,HCO_3^ - \)

\({{\text{[}}Al{(OH)_4}{\text{]}}^ - }\, + \,{H^ + }\, \to \,Al{(OH)_3} \downarrow \, + \,{H_2}O\)

Nếu H⁺ dư sẽ hòa tan kết tủa: 

Al(OH)₃ + H⁺ → Al³⁺ + H₂O

VIII. Aluminium sulfate (Al2(SO4)3)

- Phèn chua có công thức là K₂SO₄.Al₂(SO₄)₃.24H₂O, viết gọn là KAl(SO₄)₂.12H₂O.

- Nếu thay ion K⁺ bằng Li⁺, Na⁺ hay NH₄⁺ ta được các muối kép khác có tên chung là phèn nhôm (không gọi là phèn chua).

- Phèn chua được dùng trong ngành thuộc da, công nghiệp giấy (làm cho giấy không thấm nước), chất cầm màu trong công nghiệp nhuộm vải, chất làm trong nước đục,...

IX. Nhận biết cation Al3+ trong dung dịch

Cho từ từ dung dịch NaOH đến dư vào dung dịch thí nghiệm, nếu thấy có kết tủa keo xuất hiện rồi tan trong NaOH dư thì chứng tỏ có ion Al³⁺.

PTHH: 

Al³⁺ + 3OH^–  → Al(OH)₃ ↓

Al(OH)₃ + OH^–  → AlO₂^– + 2H₂O