Воспитательная работа 

Межмолекулярные силы ван дер ваальса. Физики впервые засняли ван-дер-ваальсовы связи

Открыты Й. Д. Ван дер Ваальсом в 1869 году .

Вандерваальсовы силы межатомного взаимодействия инертных газов обусловливают возможность существования агрегатных состояний инертных газов (газ , жидкость и твёрдые тела).

К вандерваальсовым силам относятся взаимодействия между диполями (постоянными и наведёнными). Название связано с тем фактом, что эти силы являются причиной поправки на внутреннее давление в уравнении состояния реального газа Ван-дер-Ваальса . Эти взаимодействия, а также водородные связи , определяют формирование пространственной структуры биологических макромолекул.

Вандерваальсовы силы также возникают между частицей (макроскопической частицей или наночастицей) и молекулой и между двумя частицами .

Энциклопедичный YouTube

    1 / 3

    ✪ Силы Ван-дер-Ваальса | Силы межмолекулярного взаимодействия | Химия (видео 1)

    ✪ Урок 194. Уравнение Ван-дер-Ваальса

    ✪ Уравнение Ван-дер-Ваальса | Газы.Молекулярно-кинетическая теория | Химия (видео 8)

    Субтитры

    В нашем путешествии по химии, мы уже сталкивались с взаимодействиями между молекулами, с металлическими связями, которые образуются с помощью электронов, рассматривали взаимодействия между молекулами воды. Думаю, будет полезно рассмотреть разные типы межмолекулярных взаимодействий и их влияние на температуру кипения и плавления веществ. Начнем с самых слабых взаимодействий. Для примера возьмем гелий. Нарисую несколько атомов гелия. Давайте посмотрим в периодическую таблицу Менделеева, вместо гелия можно взять любой благородный газ. Благородным газам, можно сказать, повезло – их внешняя орбиталь полностью заполнена. Итак, неон или гелий… Давайте возьмем неон, у него на орбитали есть все восемь электронов. Неон записывается вот таким образом. И ему ничего не нужно. Он полностью доволен жизнью. И так как ему очень хорошо в таком состоянии, он инертен. У него нет причин быть активным. Об этих причинах мы еще поговорим. Электроны распределены вокруг атома равномерно. Это абсолютно нейтральный атом. Он не стремится образовать связь с другим атомом. Итак, электроны рассеяны вокруг атома и они не будут притягиваться и как-то взаимодействовать друг с другом. Но, оказывается, при пониженной температуре неон переходит в жидкое состояние, и сам факт этого означает, что возникают какие-то силы, и из-за них атомы неона присоединяются друг к другу. Это происходит при очень низкой температуре, потому что силы эти очень слабы. Поэтому в основном неон находится в состоянии газа. Но если его сильно охладить, возникают очень слабые силы и атомы или молекулы неона соединяются друг с другом. Эти силы возникают из-за того, что у электрона нет постоянной траектории движения вокруг ядра. Траектория вероятностная. Давайте возьмем неон, я не буду рисовать валентные электроны в таком виде, вместо этого я нарисую облако вероятности нахождения электрона в пространстве. Это конфигурация атома неона. Итак, 1s2, а 2s2, 2p6 – это внешний слой, да? В этом состоянии у электрона самая большая энергия. Как бы это нарисовать... У него есть 2s уровень. 1s-уровень находится внутри, еще в атоме есть p-орбитали. p-орбитали направлены в разные стороны. Но сейчас не об этом. У нас есть еще один атом неона, я нарисовал распределение вероятности. Получилось так себе. Но, думаю, вы поняли мысль. Посмотрите ролик об электронной конфигурации, если хотите подробнее рассмотреть эту тему, но смысл здесь в том, что распределение вероятности – это область пространства, где может находиться электрон. В какой-то момент времени здесь нет ни одного электрона. А в какой-то другой момент все электроны здесь. Тоже самое происходит и в этом неоне. Если вы подумаете о всех возможных конфигурациях электронов в этих двух атомах неона, вы увидите, что маловероятно, что электроны в них распределены равномерно. Намного более вероятным окажется то, что в каком-то из атомов электроны распределены неравномерно. Например, в этом атоме неона восемь валентных электронов расположены вот так: один, два, три, четыре, пять, шесть, семь, восемь. Что это значит? Возникает небольшой временный заряд, вот с этой стороны. Эта сторона более отрицательная, чем эта, или эта сторона более положительная чем та. Точно также, если в это же время у меня есть еще один атом неона, у него есть... у него есть один, два, три, четыре, пять, шесть, семь, восемь электронов. Нарисую немного по-другому. Предположим, этот атом неона вот такой: один, два, три, четыре, пять, шесть, семь, восемь. Выделю эти слабые силы темным цветом. Итак, здесь небольшой отрицательный заряд. Временный, только в этот момент, здесь отрицательный заряд. А здесь положительный. Эта сторона отрицательная. Эта сторона положительная. В этот момент между этими атомами неона возникает слабое притяжение, а потом оно исчезает, потому что электроны перемещаются. Но важно понимать, что моменты, когда электроны полностью рассеяны бывают очень-очень редко. Здесь всегда случайное распределение, здесь всегда есть некоторая, я не хочу сказать полярность, потому что это слишком сильное слово. Но всегда есть небольшой избыточный заряд на одной или другой стороне атома, и поэтому этот атом притягивается к сторонам других молекул с противоположным зарядом. Это очень, очень, очень слабая сила. Ее называют Лондоновская дисперсионная сила. Кстати, этот человек, Фриц Лондон, не британец. Он американский немец. Лондонская дисперсионная сила – это самая слабая из сил Ван-дер-Ваальса. Запишу этот термин. «Силы Ван-дер-Ваальса». Я его произношу. Силы Ван-дер-Ваальса – это класс межмолекулярных, или в нашем случае молекула неона - это атом. Это одноатомная молекула, так сказать. Силы Ван-дер-Ваальса – это класс сил межмолекулярного взаимодействия, это не ковалентные связи и не ионные связи, такие как мы видели в солях. Сейчас мы рассмотрим это подробнее. А сила Лондона – самая слабая из них. Так неон и другие благородные газы, между их молекулами действуют только дисперсионные силы, которые являются самыми слабыми межмолекулярными силами. И поэтому неон легко переходит в газообразное состояние. Благородные газы переходят в газообразное состояние при очень низкой температуре. Именно поэтому их называют благородными газами. Эти вещества ведут себя почти как идеальный газ, потому что их молекулы почти не взаимодействуют. Ладно. А теперь давайте посмотрим, что происходит, если молекулы притягиваются друг к другу сильнее, то есть они немного более полярные. Например, возьмем хлороводород. Водород может как притягивать, так и отдавать электроны. Хлор притягивает к себе электроны. У хлора довольно высокая электроотрицательность. Но меньше, чем у этих элементов. Самые сильные акцепторы электронов это азот, кислород и фтор, но у хлора тоже довольно высокая электроотрицательность. Итак, у меня есть хлороводород. Это атом хлора, у него семь электронов и один электрон он берет у водорода. Он делит электрон с водородом, я обозначу это вот так. Хлор более электроотрицательный, чем водород, поэтому электроны все время находятся ближе к нему. Там, где находятся электроны, возникает частичный отрицательный заряд, а здесь возникает частичный положительный заряд. Очень похоже на водородные связи. На самом деле это такой же тип связи, как и водородные, это диполь-дипольные связи или диполь-дипольное взаимодействие. Так, если у меня есть один такой атом хлора и второй атом хлора, вот такой. Давайте, лучше я просто скопирую и вставлю этот рисунок, вот здесь. В итоге эти атомы взаимодействуют. Атомы хлора притягиваются… Точнее притягиваются молекулы хлороводорода. Положительная сторона, положительный полюс этого диполя находится на водороде, потому что электроны находятся ближе к хлору, и положительный полюс притягивается к атому хлора другой молекулы. И поэтому эти силы Ван-дер-ваальса, это диполь-дипольное взаимодействие сильнее, чем дисперсионная сила Лондона. Дисперсионные силы присутствуют при любых межмолекулярных взаимодействиях. Просто они очень слабые по сравнению с другими типами межмолекулярных взаимодействий. Дисперсионные силы нужно учитывать только в случае веществ вроде благородных газов. Даже здесь действуют лондоновские дисперсионные силы, когда изменяется распределение электронов в какой-то момент времени. Но диполь-дипольное взаимодействие намного сильнее. А из-за того, что оно сильнее, хлороводороду нужно больше энергии, чтобы перейти в жидкое и газообразное состояние, чем гелию. А если электроотрицательность еще больше, самыми электроотрицательными являются азот, кислород и фтор, то мы будем иметь дело с особым видом диполь-дипольных взаимодействий, это водородная связь. Давайте возьмем фтороводород, HF, несколько молекул. Например, фтороводород здесь и здесь, еще нарисую здесь. У фтора очень высокая электроотрицательность. Это один из трех самых электроотрицательных атомов в периодической таблице. Он очень эффективно оттягивает электроны. Это случай очень сильного диполь-дипольного взаимодействия, здесь все электроны перемещаются ко фтору. Итак, здесь возникает частичный положительный заряд, и частичный отрицательный заряд, частичный положительный, частичный отрицательный, положительный, отрицательный и так далее. Итак, вот что у нас получилось. Это настоящее дипольное взаимодействие. Но это очень сильное дипольное взаимодействие, его называют водородная связь, потому что здесь взаимодействуют водород и атом с очень высокой электроотрицательностью, и электроотрицательный атом оттягивает к себе электрон водорода. Водород здесь в виде протона, у него положительный заряд, и он сильно притягивается к отрицательно заряженным концам диполей. Все это – силы Ван-дер-Ваальса. И самая слабая из них – дисперсионная сила. А если у нас есть молекула с электроотрицательным атомом, у нас образуется диполь, молекула становится полярной, и положительные и отрицательные полюса будут притягиваться. Это диполь-дипольное взаимодействие. Но самое сильное взаимодействие - это водородная связь, потому что атом с очень высокой электроотрицательностью полностью забирает к себе электрон водорода. Точнее, почти полностью забирает к себе электрон водорода. Эти атомы все еще делят электрон, но он почти всегда на этой стороне молекулы. Так молекулы сильнее связаны друг с другом и температура кипения будет больше. Итак, у нас есть дисперсионные силы Лондона, дипольные и полярные связи, и водородные связи. Все это - силы Ван-дер-Ваальса. Сила межмолекулярного взаимодействия растет и повышается температура кипения, потому что нужно затратить все больше и больше энергии, чтобы отделить эти молекулы друг от друга. У нас заканчивается время... Получился неплохой обзор разных типов межмолекулярных взаимодействий, не ковалентной и не ионной природы. В следующем ролике я расскажу о некоторых типах ковалентных и ионных структур, и об их влиянии на температуру кипения. Subtitles by the Amara.org community

Классификация вандерваальсовых сил

Вандерваальсово взаимодействие состоит из трёх типов слабых электромагнитных взаимодействий:

  • Ориентационные силы , диполь-дипольное притяжение. Осуществляется между молекулами, являющимися постоянными диполями. Примером может служить HCl в жидком и твёрдом состоянии. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна кубу расстояния между диполями.
  • Дисперсионное притяжение (лондоновские силы, дисперсионные силы). Обусловлены взаимодействием между мгновенным и наведённым диполем. Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.
  • Индукционное притяжение (поляризационное притяжение). Взаимодействие между постоянным диполем и наведённым (индуцированным). Энергия такого взаимодействия обратно пропорциональна шестой степени расстояния между диполями.

До сих пор многие авторы исходят из предположения, что вандерваальсовы силы определяют межслоевое взаимодействие в слоистых кристаллах, что противоречит экспериментальным данным: масштабу анизотропии температуры Дебая и, соответственно, масштабу анизотропии решёточного отражения. Исходя из данного ошибочного предположения построены многие двумерные модели, «описывающие» свойства, в частности

Физики из Университета Базеля и швейцарского Института нанотехнологий впервые в мире измерили микроскопические силы, возникающие между соседними атомами и молекулами. Те, у кого остались воспоминания о школьном курсе физики, могут припомнить словосочетание «силы Ван-дер-Ваальса».

Силы эти возникают между отдельными атомами и потому настолько малы, что даже в макромире проявление этого тонкого феномена встретишь нечасто. Однако именно этими силами физики объясняют ряд эффектов, с которыми приходится встречаться в повседневной жизни.

Ярким проявлением этого эффекта является способность гекконов передвигаться по вертикальной или даже опрокинутой стеклянной поверхности.

Подушечки их лапок покрыты десятками тысяч тончайших волосков (диаметр каждого около 200 нм), которые значительно увеличивают количество контактов лапки с поверхностью. Это и позволяет слабым силам межмолекулярного взаимодействия (силам Ван-дер-Ваальса) удерживать животное на поверхности.

Shutterstock

Эти же силы заставляют слипаться два куска стекла, если их прислонить один к другому, по той же причине прилипают к различным предметам микроскопические блестки-глиттеры, благодаря им существует такое сложное явление, как силы поверхностного натяжения, позволяющие предметам держаться на поверхности воды и существовать мыльным пузырям.

В основе ван-дер-ваальсовых сил лежит кулоновское взаимодействие между электронами и ядрами одной молекулы и ядрами и электронами другой. На определенном расстоянии между ними силы притяжения и отталкивания уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая система.

И хотя на уровне макроскопических объектов оценить силу прилипания не составляет технической проблемы, измерить ее на масштабах двух соседних атомов до последнего времени не удавалось, поскольку эти силы относятся к одним из самых слабых взаимодействий в природе.

Чтобы решить эту техническую задачу, ученые использовали низкотемпературный атомно-силовой микроскоп — прибор, используемый, например, для определения рельефа материала с пространственным разрешением вплоть до атомарного.

В основе таких микроскопов лежит специальная наноразмерная игла, которая отклоняется, взаимодействуя с изучаемой поверхностью.

Физики поместили на острие иглы один атом ксенона, а три другие атома — аргона, криптона и ксенона — разместили в ячейках специальной сетки из меди. Это было сделано, чтобы атомы благородных газов могли свободно двигаться внутри металлических ячеек и ученые могли измерить величину отклонения иглы.

«Мы измерили ван-дер-ваальсовское взаимодействие внутри пар атомов Ar - Xe, Kr - Xe и Xe - Xe при помощи иглы атомно-силового микроскопа с установленным на ней атомом ксенона при низкой температуре», — рассказали авторы исследования, опубликованного в журнале Nature Communications .

Эксперимент показал, что сила взаимодействия растет с увеличением размеров молекулы, закрепленной на подложке. Из теории известно, что силы эти резко падают при увеличении расстояния между атомами, будучи пропорциональны r -6 .

Иначе говоря, при увеличении расстояния между атомами в два раза сила притяжения между ними падает в 64 раза.

Результаты измерений показали, что формы реальных потенциалов хорошо описываются этой кривой, однако абсолютные величины силы превышают теоретические расчеты. Так, в паре ксенон - ксенон сила Ван-дер-Ваальса оказалась в два раза выше расчетной.

Ученые считают, что это связано с тем, что даже в случае инертных газов между атомами образуются ковалентные связи, которые обеспечивают дополнительное притяжение. Эксперимент показал, что современные технологии способны продвинуть использование атомно-силовых микроскопов, первые из которых появились еще 30 лет назад.

Так как вещества, состоящие из полностью насыщенных электронами молекул (с замкнутыми 8- и 18-электронными оболочками всех атомов, например CH 4 , N 2 O 5) и не содержащие ионов (H 2 , Ar, N 2), при понижении температуры сжижаются и кристаллизуются, то очевидно, что между молекулами существуют какие-то нерассмотренные выше межмолекулярные взаимодействия. Эти силы были названы именем голландского физика Ван-дер-Ваальса, который внес большой вклад в изучение процессов конденсации газов. Было установлено, что эти силы имеют 3 составляющие.

Ориентационное взаимодействие. Оно проявляется, если вещество состоит из полярных молекул - диполей (диполь-дипольное взаимодействие). В результате беспорядочного теплового движения молекул при их сближении друг с другом диполи в веществе ориентируются с выигрышем энергии (рис. 3.29). Чем более полярны молекулы, тем сильнее они притягиваются и тем сильнее ориентационное взаимодействие. Такое взаимодействие характерно для полярных молекул (NH 3 , H 2 O и др.).

Повышение температуры ослабляет это взаимодействие, так как тепловое движение нарушает взаимную ориентацию молекул. Притяжение полярных молекул быстро уменьшается с расстоянием между ними.

Рис. 4.29. Ориентация диполей

Индукционное взаимодействие. Оно осуществляется, в частности, между полярной и неполярной молекулой и обусловлено тем, что дипольные молекулы индуцируют в соседних молекулах диполи. Индуцированные диполи взаимодействуют между собой и другими диполями, что дает выигрыш в энергии. Энергия этого взаимодействия тем больше, чем больше поляризуемость молекул. Например, в H 2 S это взаимодействие больше чем в Н 2 О, так как поляризуемость S 2 - больше чем O 2 - .

Дисперсионное взаимодействие. Это взаимодействие обусловлено тем, что каждый атом является диполем в любой момент времени, т.к. электрон и ядро являются противоположно заряженными частицами (мгновенный диполь). Если имеется несколько атомов поблизости, то их диполи ориентируются в пространстве ("+" к "-") с выигрышем энергии. Такое взаимодействие характерно для любых атомов и молекул. Оно тем больше, чем более тяжелыми являются частицы (больше зарядов - больше взаимодействий). Дисперсионное взаимодействие наиболее универсальное, то есть проявляется в любых случаях.

Суммарная энергия межмолекулярного взаимодействия обычно около 10 кДж/моль. Наименьший вклад обычно вносит индукционное взаимодействие. В случае атомов (He, Ar и др.) и неполярных молекул (H 2 , N 2 и др.) наибольший вклад дает дисперсионное взаимодействие.

Все три вида взаимодействия возрастают с ростом молекулярной массы.

По сравнению с ковалентной связью ван-дер-ваальсово взаимодействие очень слабое. Так, если энергия, необходимая для диссоциации молекулы Cl 2 на атомы составляет 243 кДж/моль, то энергия сублимации (возгонки) кристаллов Cl 2 составляет всего 25 кДж/моль.

Взаимодействие между молекулами. Комплексные соединения

В предыдущей главе было рассмотрено взаимодействие атомов с образованием молекул, а также представлены структуры и некоторые свойства молекул. Настоящая глава посвящена взаимодействию молекул.

При сближении молекул появляется притяжение, что обусловли­вает возникновение конденсированного состояния вещества. К основ­ным видам взаимодействия молекул следует отнести вандерваальсовы силы, водородные связи и донорно-акцепторное взаимодействие.

Вандерваальсовы силы

В 1873 г. голландский ученый И. Ван-дер-Ваальс предположил, что существуют силы, обусловливающие притяжение между молеку­лами. Эти силы позднее получили название вандерваальсовых сил. Они включают в себя три составляющие: диполь-дипольное, индукционное и дисперсионное взаимодействия.

а – диполь-дипольное взаимодействие; б - индукционное взаимодействие;

в – дисперсионное взаимодействие

Рисунок 6.1 – Вандерваальсовы взаимодействия молекул

6.1.1 Диполь-дипольное взаимо­действие. При сближении по­лярных молекул они ориенти­руются таким образом, чтобы положительная сторона одного диполя была ориентирована к отрицательной стороне другого диполя (рисунок 6.1, а).

Возникающее между диполя­ми взаимодействие называется диполь-дипольным или ориентационным. Энергия диполь-дипольного взаимодействия про­порциональна электрическому моменту диполя в четвертой сте­пени и обратно пропорциональна расстоянию между центрами диполей в шестой степени и абсолют­ной температуре в первой степени.

6.1.2 Индукционное взаимодействие. Диполи могут воздействовать на неполярные молекулы, превращая их в индуцированные (наве­денные) диполи (рисунок 6.1, б). Между постоянными и наведенными ди­полями возникает притяжение, энергия которого пропорциональна электрическому моменту диполя во второй степени и обратно про­порциональна расстоянию между центрами молекул в шестой степе­ни. Энергия индукционного взаимодействия возрастает с увеличени­ем поляризуемости молекул, т.е. способности молекулы к об­разованию диполя под воздействием электрического поля. Величину поляризуемости выражают в единицах объема. Поляризуемость в од­нотипных молекулах растет с увеличением размера молекул (таблища 6.1). Энергия индукционного взаимодействия значительно меньше энергии диполь-дипольного взаимодействия.

6.1.3 Дисперсионное притяжение. В любой молекуле возникают флуктуации электрической плотности, в результате чего появляются мгновенные диполи, которые в свою очередь индуцируют мгновен­ные диполи у соседних молекул (рисунок 6.1, в). Движение мгновенных диполей становится согласованным, их появление и распад происхо­дит синхронно. В результате взаимодействия мгновенных диполей энергия системы понижается. Энергия дисперсионного взаимодей­ствия пропорциональна поляризуемости молекул и обратно пропорциональна расстоянию между центрами частиц. Для неполярных молекул дисперсное взаимодействие является единственной составляющей вандерваальсовых сил (таблица 6.1).


Таблица 6.1 - Вклад отдельных составляющих в энергию молекулярного взаимодействия

– это слабые только межмолекулярные связи, проявляющиеся на расстоянии,превосходящем частицы,по своим свойствам ненасыщенные и ненаправленные. Они действуют в веществах, находящихся в жидком и газообразном состоянии, а также между молекулами в молекулярных кристаллах. Ван-дер-ваальсово притяжение имеет электрическую природу и рассматривается как результат действия трех эффектов – ориентационного, индукционного и дисперсионного: Е=Е ор +Е инд +Е дисп. 1.Ориентационный эффект – возникает только в полярных веществах, молекулы которых представляют собой диполи. При этом молекулы вещества поворачиваются друг к другу разноименными полюсами. Величина тем больше, чем больше электрический момент диполя молекул и чем меньше расстояние между ними. С ростом Т эффект уменьшается, так как усиливающееся тепловое движение нарушает взаимную ориентацию диполей.2.Индукционный эффект –при взаимодействии полярных и неполярных молекул. В неполярной молекуле центры тяжести положительных и отрицательных зарядов перестают совпадать. Возникает наведенный или индуцированный диполь. Подобное явление может наблюдаться и для полярных частиц – в результате увеличивается взаимное притяжение. Индукционное взаимодействие возрастает с ростом электрического момента диполя, быстро уменьшается при увеличении расстояния. Е инд не зависит от Т.3.Дисперсионный эффект – (проявляется при взаимодействии между собой неполярных молекул или при взаимодействии атомов благородных газов. В системе этих неполярных молекул синхронно возникает мгновенный (короткоживущий) диполь, который замыкает друг на друге по всей системе синхронно.(рисунок из тетради) Эффект на 100% проявляется, когда неполярные молекулы (СО 2 , благородные газы). Так же проявляется в малополярных (СО,NО)). Общим для рассмотренных эффектов является то, что они очень быстро падают с увеличением расстояния. Чем выше полярность, тем значительнее роль ориентационных сил. С увеличением поляризуемости молекулы возрастает дисперсионный эффект. Индукционный эффект зависит от обоих факторов, но сам имеет лишь второстепенное значение.

Число молекулярных кристаллов, где ван-дер-ваальсова связь обуславливает взаимодействие отдельных молекул, довольно велико: твердые водород, кислород, азот, галогены, CO 2 , белый фосфор, ромбическая сера, кристаллы орг соед.Силы Определяют многие физические свойства веществ (температуры, плавления, твердость, плотность). Низкие температуры плавления, высокая летучесть, малая твердость, незначительная плотность – все это свидетельствует о слабости ван-дер-ваальсовой связи. Длина ван-дер-ваальсовой связи больше, а прочность меньше, чем те же параметры для ковалентной связи.

6. Алюминий и его соединения. Наличие свободных р- иd-орбиталей в третьем электронном слое позволяет алюминию проявлять в своих соединениях и более высокую валентность, чем 3 – от 4 до 9, чаще всего 4 и 6,Степ.окис =+3 (+1,+2).В природе – первое место среди ме– в алюмосиликатах, входит в состав бокситаAl 2 O 3 *nH2O, криолита,алунита,в виде драг камней – корунд α-Al 2 O 3 , окрашенный благодаря примесям (рубин – красный, сапфир – голубой, аметист – фиолетовый, изумруд – зеленый).Сп. получ – электролиз при 1000°СAl 2 O 3 , растворенного в расплаве криолитаNa 3 в спец аппаратах – электролизерах. Чистый алюминий-серебр-белый пластичный, при н.у под тонкой оксидной пленкой,с гранецентрированная куб структура.довольно инертен (из-за оксидной пленки).При ее удалении энергично реагирует с водой, амфотерный, легко растворяется в соляной, плавиковой, бромистоводородной, разб серной кислотах и щелочах:2Al+6HCl+12H 2 O=2Cl 3 +3H 2 .2Al+2NaOH+6H 2 O=2Na+3H 2 .В разб азотной: 8Al+30HNO 3 =8Al(NO 3) 3 +3NH 4 NO 3 +9H 2 O, но практически не взаимодействует с конц. азотной и серной, кот. его пассивируют.Трёхвалентный: гидридAlH3-полимер бел Комплексные гидриды Li,K более устойчивы, но менее стабильны:LiH+AlH 3 =Li.;РеакцияAlс образованиемAl 2 O 3 протекает при высокой Т и сопровождается выделением боль кол-ва тепла из-за высоко хим. сродства к кислороду: 3Fe 3 O 4 +8Al=4Al 2 O 3 +9Fe+3300кДж. Легко реагирует с простыми в-вами: O 2 , Сl 2 , S, N 2, С (Al 4 C 3),H 2 (AlH 3). К-ты2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3H 2­ , 2Al+ 3H 2 SO 4 (разб) =Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 При нагревании: 2Al+ 6H 2 SO 4 к =Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O,Al+ 6HNO 3 к=Al(NO 3) 3 + 3NO 2­ + 3H 2 Oвосстанавливаетметаллыиз их оксидов (алюминотермия): 8Al+ 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe, 2Al+Cr 2 O 3 =Al 2 O 3 + 2CrСо щелочами: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2­ .Al (OH ) 3 - соединениеоксида алюминия с водой. Белое студенистое в-во, плохо раств. в воде, обладаетамфотернымисвойствами. Получают при взаимод.солейалюминия с вод. р-рамищёлочи, избегая их избытка:AlCl 3 +3NaOH->Al(OH) 3 +3NaCl. Свежеосаждённый гидроксид алюминия способен взаим-ть с:к-ми-Al(OH) 3 +3HCl->AlCl 3 +3H 2 O; щел-ми-Al(OH) 3 +NaOH->Na 3 . Высушенный гидроксид алюминия - представл.собой бел.кристаллич. в-во, нераств. в к-тах ищёлочах. Отдельные случаи взаимодействия гидрооксида алюминия с: гидрооксидом рубидия Al(OH) 3 + 3RbOH (водн. р-р) -> Rb 3 , оксидом рубидия:2Al(OH) 3 + Rb 2 O (сплав.) -> 2RbAlO 2 + 3H 2 O,Оксид алюминия :Al 2 O 3 +7H 2 O+2NaOH=2Na,Al 2 O 3 +9H 2 O+6HCl=2Cl 3 ;Al 2 O 3 +NaOH=2NaAlO 2 +H 2 O,Al 2 O 3 +Na 2 CO=2NaAlO 2 +CO 2 . Кач.реак. при добавлении к растворам солей алюминия щелочи в осадок выпадет белая студенистая масса - гидроксид алюминияAl(OH) 3 .

Соли алюминия – растворимы в воде, подвергаются гидролизу, многие из них при выпадении в осадок образуют кристаллогидратыAl 2 (SO 4) 3 ·18H 2 O,Al(NO 3) 3 ·24H 2 O, с сульфатами щелочных металлов, талия, иона аммония сульфат алюминия образует двойные соли – алюминиевые квасцы общей формулыMe 2 SO 4 ·Al 2 (SO 4) 3 ·24H 2 O.В низших степенях(+1,2): 2Al+AlCl 3 =3AlCl. Применение: провода электропередач,трубопроводы,ядерные реакторы,защита Ме от коррозии,алюминотермия,фольга,сплавы-для перевозки и хранения сжиженного газа,оксид –иск.драг.камни,сульфат и квасы-при дублении кожи,алюминаты лантаноидов-производство оптич.стекол;фарм.препараты-обезболивающие,адсорбенты(оксиды).Биологическая роль. . 50 -100мг –в легких, в печени, мышцах, в плазме крови, мозге, в костной ткани, ногтях, мозге. Сут потр – 60-90мг. в продуктах растительного происхождения,хлеб, морковь, чай.Al +3 процессах образования белковых и фосфатных комплексов, в построении соединительной и регенерации костной ткани. -влиянии его на мин обмен, на наруш ЦНС,синтез гемоглобина, угнетением размножения и роста клеток, на торможение синтеза гемоглобина.