Природный алюминий состоит изодного нуклида 27Al. Конфигурация внешнего электронного слоя 3s2p1. Практическиво всех соединениях степень окисления алюминия +3 (валентность III).

Радиус нейтрального атомаалюминия 0,143 нм, радиус иона Al3+ 0,057 нм. Энергии последовательнойионизации нейтрального атома алюминия равны, соответственно, 5,984, 18,828,28,44 и 120 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность алюминия 1,5.

Простое вещество алюминий —мягкий легкий серебристо-белый металл.

2.Свойства

Алюминий — типичный металл,кристаллическая решетка кубическая гранецентрированная, параметр а = 0,40403нм. Температура плавления чистого металла 660°C, температура кипения около2450°C, плотность 2,6989 г/см3. Температурный коэффициент линейного расширенияалюминия около 2,5·10–5 К–1 Стандартный электродный потенциал Al3+/Al— 1,663В.

Химически алюминий — довольноактивный металл. На воздухе его поверхность мгновенно покрывается плотнойпленкой оксида Al2О3, которая препятствует дальнейшемудоступу кислорода (O) к металлу и приводит к прекращению реакции, чтообусловливает высокие антикоррозионные свойства алюминия. Защитнаяповерхностная пленка на алюминии образуется также, если его поместить вконцентрированную азотную кислоту.

С остальными кислотами алюминийактивно реагирует:

6НСl + 2Al = 2AlCl3 + 3h3,

3Н2SO4 + 2Al = Al2(SO4)3+ 3h3.

Алюминий реагирует с растворамищелочей. Сначала растворяется защитная оксидная пленка:

Al2О3 + 2NaOH + 3h3O =2Na[Al(OH)4].

Затем протекают реакции:

2Al + 6h3O = 2Al(OH)3+ 3h3,

NaOH + Al(OH)3= Na[Al(OH)4],

или суммарно:

2Al + 6h3O + 2NaOH =Na[Al(OH)4] + 3Н2,

и в результате образуютсяалюминаты: Na[Al(OH)4] — алюминат натрия (Na) (тетрагидроксоалюминатнатрия), К[Al(OH)4] — алюминат калия (K) (терагидроксоалюминат калия) или др.Так как для атома алюминия в этих соединениях характерно координационное число6, а не 4, то действительные формулы указанных тетрагидроксосоединенийследующие:

Na[Al(OH)4(Н2О)2]и К[Al(OH)4(Н2О)2].

При нагревании алюминий реагируетс галогенами:

2Al + 3Cl2= 2AlCl3,

2Al + 3 Br2= 2AlBr3.

Интересно, что реакция междупорошками алюминия и иода (I) начинается при комнатной температуре, если висходную смесь добавить несколько капель воды, которая в данном случае играетроль катализатора:

2Al + 3I2 = 2AlI3.

Взаимодействие алюминия с серой(S) при нагревании приводит к образованию сульфида алюминия:

2Al + 3S = Al2S3,

который легко разлагается водой:

Al2S3 + 6Н2О= 2Al(ОН)3 + 3Н2S.

С водородом (H) алюминийнепосредственно не взаимодействует, однако косвенными путями, например, сиспользованием алюминийорганических соединений, можно синтезировать твердыйполимерный гидрид алюминия (AlН3)х — сильнейшийвосстановитель.

В виде порошка алюминий можносжечь на воздухе, причем образуется белый тугоплавкий порошок оксида алюминияAl2О3.

Высокая прочность связи в Al2О3обусловливает большую теплоту его образования из простых веществ и способностьалюминия восстанавливать многие металлы из их оксидов, например:

3Fe3O4 +8Al = 4Al2O3 + 9Fe и даже

3СаО + 2Al = Al2О3+ 3Са.

Такой способ получения металловназывают алюминотермией.

Амфотерному оксиду Al2О3соответствует амфотерный гидроксид — аморфное полимерное соединение, не имеющеепостоянного состава. Состав гидроксида алюминия может быть передан формулой xAl2O3·yh3O,при изучении химии в школе формулу гидроксида алюминия чаще всего указывают какАl(OH)3.

В лаборатории гидроксид алюминияможно получить в виде студенистого осадка обменными реакциями:

Al2(SO4)3+ 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4,

или за счет добавления соды краствору соли алюминия:

2AlCl3+ 3Na2CO3 + 3h3O = 2Al(OH)3 + 6NaCl+ 3CO2,

а также добавлением растворааммиака к раствору соли алюминия:

AlCl3+ 3Nh4·h3O = Al(OH)3 + 3h3O + 3Nh5Cl.

Название и история открытия:латинское aluminium происходит от латинского же alumen, означающего квасцы(сульфат алюминия и калия (K) KAl(SO4)2·12h3O),которые издавна использовались при выделке кож и как вяжущее средство. Из-завысокой химической активности открытие и выделение чистого алюминия растянулосьпочти на 100 лет. Вывод о том, что из квасцов может быть получена «земля»(тугоплавкое вещество, по-современному — оксид алюминия) сделал еще в 1754немецкий химик А. Маргграф. Позднее оказалось, что такая же «земля» может бытьвыделена из глины, и ее стали называть глиноземом. Получить металлическийалюминий смог только в 1825 датский физик Х. К. Эрстед. Он обработал амальгамойкалия (сплавом калия (K) со ртутью (Hg)) хлорид алюминия AlCl3,который можно было получить из глинозема, и после отгонки ртути (Hg) выделилсерый порошок алюминия.

Только через четверть века этотспособ удалось немного модернизировать. Французский химик А. Э. Сент-КлерДевиль в 1854 году предложил использовать для получения алюминия металлическийнатрий (Na), и получил первые слитки нового металла. Стоимость алюминия былатогда очень высока, и из него изготовляли ювелирные украшения.

Промышленный способ производстваалюминия путем электролиза расплава сложных смесей, включающих оксид, фторидалюминия и другие вещества, независимо друг от друга разработали в 1886 году П.Эру (Франция) и Ч. Холл (США). Производство алюминия связано с высоким расходомэлектроэнергии, поэтому в больших масштабах оно было реализовано только в 20-омвеке. В Советском Союзе первый промышленный алюминий был получен 14 мая 1932года на Волховском алюминиевом комбинате, построенном рядом с Волховскойгидроэлектростанцией.

3.Нахождение в природе

По распространенности в земнойкоре алюминий занимает первое место среди металлов и третье место среди всехэлементов (после кислорода (O) и кремния (Si)), на его долю приходится около8,8% массы земной коры. Алюминий входит в огромное число минералов, главнымобразом, алюмосиликатов, и горных пород. Соединения алюминия содержат граниты,базальты, глины, полевые шпаты и др. Но вот парадокс: при огромном числеминералов и пород, содержащих алюминий, месторождения бокситов — главного сырьяпри промышленном получении алюминия, довольно редки. В России месторождениябокситов имеются в Сибири и на Урале. Промышленное значение имеют также алунитыи нефелины. В качестве микроэлемента алюминий присутствует в тканях растений иживотных. Существуют организмы-концентраторы, накапливающие алюминий в своихорганах, — некоторые плауны, моллюски.

4.Получение

Промышленное получение: припромышленном производстве бокситы сначала подвергают химической переработке,удаляя из них примеси оксидов кремния (Si), железа (Fe) и других элементов. Врезультате такой переработки получают чистый оксид алюминия Al2O3— основное сырье при производстве металла электролизом. Однако из-за того, чтотемпература плавления Al2O3 очень высока (более 2000°C),использовать его расплав для электролиза не удается.

Выход ученые и инженеры нашли вследующем. В электролизной ванне сначала расплавляют криолит Na3AlF6(температура расплава немного ниже 1000°C). Криолит можно получить, например,при переработке нефелинов Кольского полуострова. Далее в этот расплав добавляютнемного Al2О3 (до 10% по массе) и некоторые другиевещества, улучающие условия проведения последующего процесса. При электролизеэтого расплава происходит разложение оксида алюминия, криолит остается врасплаве, а на катоде образуется расплавленный алюминий:

2Al2О3 =4Al + 3О2.

Так как анодом при электролизеслужит графит, то выделяющийся на аноде кислород (O) реагирует с графитом иобразуется углекислый газ СО2.

При электролизе получают металл ссодержанием алюминия около 99,7%. В технике применяют и значительно болеечистый алюминий, в котором содержание этого элемента достигает 99,999% и более.

5.Применение

По масштабам применения алюминийи его сплавы занимают второе место после железа (Fe)и его сплавов. Широкоеприменение алюминия в различных областях техники и быта связано с совокупностьюего физических, механических и химических свойств: малой плотностью,коррозионной стойкостью в атмосферном воздухе, высокой тепло- иэлектропроводностью, пластичностью и сравнительно высокой прочностью. Алюминийлегко обрабатывается различными способами — ковкой, штамповкой, прокаткой и др.Чистый алюминий применяют для изготовления проволоки (электропроводностьалюминия составляет 65,5% от электропроводности меди, но алюминий более чем втри раза легче меди, поэтому алюминий часто заменяет медь в электротехнике) ифольги, используемой как упаковочный материал. Основная же часть выплавляемогоалюминия расходуется на получение различных сплавов. Сплавы алюминия отличаютсямалой плотностью, повышенной (по сравнению с чистым алюминием) коррозионнойстойкостью и высокими технологическими свойствами: высокой тепло- иэлектропроводностью, жаропрочностью, прочностью и пластичностью. На поверхностисплавов алюминия легко наносятся защитные и декоративные покрытия.

Разнообразие свойств алюминиевыхсплавов обусловлено введением в алюминий различных добавок, образующих с нимтвердые растворы или интерметаллические соединения. Основную массу алюминияиспользуют для получения легких сплавов — дуралюмина (94% — алюминий, 4% медь(Cu), по 0,5% магний (Mg), марганец (Mn), железо (Fe) и кремний (Si)), силумина(85-90% — алюминий, 10-14% кремний (Si), 0,1% натрий (Na)) и др. В металлургииалюминий используется не только как основа для сплавов, но и как одна из широкоприменяемых легирующих добавок в сплавах на основе меди (Cu), магния(Mg), железа (Fe), >никеля (Ni) и др.

Сплавы алюминия находят широкоеприменение в быту, в строительстве и архитектуре, в автомобилестроении, всудостроении, авиационной и космической технике. В частности, из алюминиевогосплава был изготовлен первый искусственный спутник Земли. Сплав алюминия ициркония (Zr) — циркалой — широко применяют в ядерном реакторостроении.Алюминий применяют в производстве взрывчатых веществ.

Особо следует отметить окрашенныепленки из оксида алюминия на поверхности металлического алюминия, получаемыеэлектрохимическим путем. Покрытый такими пленками металлический алюминийназывают анодированным алюминием. Из анодированного алюминия, по внешнему видунапоминающему золото (Au), изготовляют различную бижутерию.

При обращении с алюминием в бытунужно иметь в виду, что нагревать и хранить в алюминиевой посуде можно тольконейтральные (по кислотности) жидкости (например, кипятить воду). Если,например, в алюминиевой посуде варить кислые щи, то алюминий переходит в пищу иона приобретает неприятный «металлический» привкус. Поскольку в быту оксиднуюпленку очень легко повредить, то использование алюминиевой посуды все-такинежелательно.

6.Биологоческая роль

В организм человека алюминийежедневно поступает с пищей (около 2-3 мг), но его биологическая роль неустановлена. В среднем в организме человека (70 кг) в костях, мышцах содержитсяоколо 60 мг алюминия.

www.ronl.ru

Реферат - Алюминий - Химия

Министерствообразования и науки РФ

РЕФЕРАТ

«АЛЮМИНИЙ»

2007 год

1.Общая характеристикаалюминия

Простое вещество алюминий —мягкий легкий серебристо-белый металл.

2.Свойства

С остальными кислотами алюминийактивно реагирует:

6НСl + 2Al = 2AlCl3 + 3h3,

3Н2SO4 + 2Al = Al2(SO4)3+ 3h3.

Алюминий реагирует с растворамищелочей. Сначала растворяется защитная оксидная пленка:

Al2О3 + 2NaOH + 3h3O =2Na[Al(OH)4].

Затем протекают реакции:

2Al + 6h3O = 2Al(OH)3+ 3h3,

NaOH + Al(OH)3= Na[Al(OH)4],

или суммарно:

2Al + 6h3O + 2NaOH =Na[Al(OH)4] + 3Н2,

Na[Al(OH)4(Н2О)2]и К[Al(OH)4(Н2О)2].

При нагревании алюминий реагируетс галогенами:

2Al + 3Cl2= 2AlCl3,

2Al + 3 Br2= 2AlBr3.

2Al + 3I2 = 2AlI3.

Взаимодействие алюминия с серой(S) при нагревании приводит к образованию сульфида алюминия:

2Al + 3S = Al2S3,

который легко разлагается водой:

Al2S3 + 6Н2О= 2Al(ОН)3 + 3Н2S.

3Fe3O4 +8Al = 4Al2O3 + 9Fe и даже

3СаО + 2Al = Al2О3+ 3Са.

Такой способ получения металловназывают алюминотермией.

В лаборатории гидроксид алюминияможно получить в виде студенистого осадка обменными реакциями:

Al2(SO4)3+ 6NaOH = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4,

или за счет добавления соды краствору соли алюминия:

2AlCl3+ 3Na2CO3 + 3h3O = 2Al(OH)3 + 6NaCl+ 3CO2,

а также добавлением растворааммиака к раствору соли алюминия:

AlCl3+ 3Nh4·h3O = Al(OH)3 + 3h3O + 3Nh5Cl.

3.Нахождение в природе

4.Получение

2Al2О3 =4Al + 3О2.

5.Применение

6.Биологоческая роль

www.ronl.ru

Реферат - Алюминий и основные его соединения

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Государственное общеобразовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Мичуринский государственный педагогический институт»

Факультет биологии

Кафедра химии

Студент 12 группы

Попов Дмитрий Иванович

Алюминий и основные его соединения

Реферат

Руководитель: Околелов О.С.

МИЧУРИНСК

2009

Оглавление

Введение

Глава I . Свойства алюминия

1.1. Получение

1.2. Химические свойства

1.3. Нахождение в природе и применение

Глава II . Основные соединения

2.1. Оксиды алюминия

2.2. Гидроксиды алюминия

2.3. Алюминаты. Алюминатные растворы

Заключение

Список литературы

Введение

Алюминий был открыт Х. Эрстедом в 1825 году. Этот элемент относится к p -элементам главной подгруппы III группы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Радиус атома равен 0,143 нм. Запишем это. Почти во всех соединениях алюминий трёхвалентен и имеет окисление +3. Это тоже запишите.

Рассмотрим строение атома алюминия:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0

В простом виде алюминий – металл серебристо-белого цвета. Он относится к лёгким и легкоплавким, обладает большой электрической проводимостью и теплопроводимостью. На воздухе изделия из алюминия покрываются тонкой оксидной плёнкой. Температура плавления у этого металла 659°С, а плотность 2,7 г/см3 .

Алюминий один из самых активных металлов, т.е. он является сильным восстановителем.

Глава I . Свойства алюминия

1.1. Получение

Впервые этот металл получили восстановлением его хлорида металлическим калием или натрием без доступа воздуха:

AlCl3 + 3Na = Al + 3NaCl.

В промышленности алюминий получают электролизом раствора глинозёма (техн. Al2 O3 ) в расплаве криолита Na3 AlF6 с добавкой CaF2. Криолит используется как растворитель оксида алюминия, а добавка фторида кальция позволяет поддерживать температуру плавления в электролитической ванне не выше 1000°С.

1.2. Химические свойства

1. Алюминий легко окисляется кислородом воздуха, покрываясь прочной защитной плёнкой оксида алюминия Al2 O3. Подобная реакция протекает при горении раскалённого алюминия в чистом кислороде:

4Al + 3O22Al2 O3 .

Данную реакцию мы можем наблюдать при горении бенгальских огней.

2. Если плёнку оксида алюминия разрушить, то этот металл будет активно взаимодействовать с водой при обычной температуре:

2Al + 6h3 O = 2Al(OH)2 + h3 ↑.

3. Лишённый оксидной плёнки алюминий легко растворяется в щелочах с образованием алюминатов:

2Al + 2NaOH + 2h3 O = 2NaAlO2 + 3h3 ↑.

4. Лишённый оксидной плёнки алюминий легко растворяется в разбавленных кислотах с выделением водорода:

2Al + 6HCl(разб.) = 2AlCl3 + 3h3 ↑,

2Al + 3h3 SO4 (разб.) = Al2 (SO4 )3 + 3h3 ↑.

5. Сильно разбавленная и концентрированная азотная кислота пассивирует алюминий, поэтому для хранения и перевозки азотной кислоты используются алюминиевые ёмкости. Но при нагревании алюминий растворяется в азотной кислоте:

Al + 6HNO3 (конц.) = Al(NO3 )3 + 3NO2 ↑ + 3h3 O.

6. Алюминий взаимодействует с галогенами:

2Al + 3Br22AlBr3 .

7. При высоких температурах алюминий взаимодействует с другими неметаллами (серой, азотом, углеродом):

2Al + 3S Al2 S3 (сульфидалюминия),

2Al + N22AlN (нитридалюминия),

4Al + 3CAl4 C3 (карбид алюминия).

Реакции протекают с выделением большого количества тепла.

8. Для алюминия характерны реакции алюминотермии – восстановления металлов из их оксидов алюминием.

Алюминотермия используется для получения редких металлов, образующих прочную связь с кислородом: ниобия Nb, тантала Та, молибдена Мо, вольфрама W и др.

2Al + 3WO33W + Al2 O3 .

Смесь мелкого порошка Al и магнитного железняка Fe3 O4 называется термитом, при поджоге которого выделяется большое количество тепла, и температура смеси повышается до 3500°С. Этот процесс используется при термитной сварке:

8Al + 3Fe3 O49Fe + 4Al2 O3 .

1.3. Нахождение в природе и применение

Алюминий – третий по распространённости элемент после кислорода и кремния в земной коре. В природе встречается в основном в виде:

1) алюмосиликатов;

2) бокситов;

3) корунды;

4) глинозёма.

Природные соединения алюминия: а – боксит; б – корунд; в – рубин; г – сапфир.

Основные области применения алюминия и его сплавов

Алюминий используется в производстве зеркал оптических телескопов, в электротехнике, для производства сплавов (дюралюмин, силумин) в самолёто- и автомобилестроении, для алитирования чугунных и стальных изделий с целью повышения их коррозионной стойкости, для термической сварки, для получения редких металлов в свободном виде, в строительной промышленности, для изготовления контейнеров, фольги и т.п.

Глава II . Основные соединения

2.1. Оксиды алюминия

Оксид алюминия образует несколько полиморфных разновидностей, или форм, имеющих одинаковый химический состав, различное строение кристаллической решетки и, следовательно, различные свойства. При производстве глинозема наибольшее значение имеют две из этих разновидностей: α–Al2 O3 (альфа-глинозем или корунд) и γ–Al2 O3 (гамма-глинозём).

Корунд – наиболее устойчивая форма глинозёма; встречается в природе в виде бесцветных или окрашенных примесями кристаллов, а также получается искусственным путем: при кристаллизации расплавленного глинозема или нагревании гидроксидов алюминия до высокой температуры. Кристаллизуется α–Al2 O3 в тригональной системе. Корунд химически стоек но отношению к многим химическим реагентам и расплавам. Он очень медленно реагирует с растворами щелочей и кислот даже при высоких температурах. Корунд обладает высокой твердостью (9 по шкале Мооса), практически не гигроскопичен, т.е. не поглощает влаги при хранении. Плотность α–Al2 O3 4г/см3, температура плавления 2050°С, температура кипения около 3500°С. Теплота образования α–Al2 O3 по реакции:

2Alтв+1,5O2 газ = α–Al2 O3

составляет примерно 1675 кДж/моль, теплота плавления 25 кДж/моль, теплота испарения примерно 630 кДж/моль.

Гамма-глинозём имеет кристаллическую решётку кубической системы. В зависимости от температуры получения γ–Аl2 O3 кристаллизуется как в скрытокристаллической (высокодисперсной), так и в явнокристаллической формах. В природе γ–Al2 O3 не встречается, а образуется при нагревании одноводного гидроксида алюминия (бемита) до 500 °С. При дальнейшем нагревании γ–Al2 O3 превращается в α–Al2 O3. Температура превращения γ–Al2 O3 в корунд зависит от химической природы стабилизирующего оксида. Если стабилизирующим оксидом является вода, то превращение происходит в температурном интервале 850–1050 °С; в присутствии оксида лития γ–Al2 O3 превращается в α–Al2 O3 при температуре выше 1500°С. Превращение γ–Al2 O3 в α–Al2 O3 сопровождается уменьшением объема иа 14,3 % и выделением 92 кД ж/моль тепла.

В отличие от α–Al2 O3, γ–Al2 O3 хорошо растворяется как в кислотах, так и в щелочах. При 400–500 °С γ–Al2 O3 легко взаимодействует c фтористым водородом, образуя AlF3. Скрытокристаллический γ–Al2 O3 обладает большой способностью поглощать влагу (сильно гигроскопичен), а также другие вещества. Плотность γ–Al2 O3 3,42 г/см3, теплота образования 1583 кДж/моль.

При кристаллизации расплавленного глинозема, содержащего примеси соединении щелочных и щелочноземельных металлов, может быть получена β – разновидность оксида алюминия. Исследованиями установлено, что β–Al2 O3 не является чистым оксидом алюминия, а представляет собой химическое соединение Al2 O3 с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов (Na2 O•11Al2 O3, CaO•6Al2 O3, BaO•6Al2 O3 ). Твердость и плотность β–Al2 O3 меньше, чем корунда. При нагревании до температуры 1600–1700 °С происходит разложение β–Al2 O3 и превращение его в α–Al2 O3 .

В литературе имеются также указания о существовании промежуточных разновидностей оксида алюминия, которые образуются при прокаливании гидроксидов алюминия.

Технический глинозем практически представляет собой смесь α– и βглинозема. Кристаллическая решетка глинозема имеет ионное строение – построена из нонов Аl3+ и О2-. Известны соединения алюминия с кислородом низшей валентности, в которых алюминии является одно- и двухвалентным: Al2 O и АlO. Их получают при высоких температурах восстановлением глинозема или при его термическом разложении.

2.2. Гидроксиды алюминия

Существует несколько разновидностей гидроксидов алюминия: диаспор, бемит, гиббсит, байерит, норстрандит.

Диаспор и бемит Al2 O3 •Н2 О или AlO(OH) – полиморфные разновидности одноводного оксида алюминия, встречаются в природе в составе бокситов, кристаллизуются и ромбической системе и могут находиться в бокситах в кристаллической и скрытокристаллической формах. Элементарная ячейка кристаллической решетки диаспора и бемита состоит из ионов Al3+, ОH-, О2-. Плотность диаспора 3,3 – 3,5 г/см3, бемита 3 г/см3. При температуре около 500 °С диаспор и бемит теряют кристаллизационную воду, превращаясь в безводный глинозем. При этом диаспор превращается в α–Al2 O3, а бемит – в γ–Al2 O3 :

Al2 O3 •h3 O (бемит) +147,8 кДж = γ–Al2 O3 +h3 O, Al2 O3 •h3 O (диаспор) +133кДж = α–Al2 O3 + h3 O.

В щелочных растворах диаспор и бемит растворяются только при высоких температурах, при этом диаспор растворяется значительно хуже бемита.

Гиббсит (гидраргиллит) – трехводный оксид алюминия Al2 O3 •3h3 O, или Al(OH)3 встречается в природе в составе бокситов и является промежуточным продуктом при производстве глинозема щелочными способами. В бокситах гиббсит находится в трех модификациях: аморфной, скрытокристаллической и кристаллической.

Кристаллизуется гиббсит в моноклинной системе; кристаллическая решетка его построена из ионов Al3+ и ОН-. Плотность гиббсита 2,3–2,4 г/см3 .

В обыкновенных условиях гиббсит – наиболее устойчивая форма гидроксида алюминия.

При нагревании до 200–250 °С гиббсит теряет две молекулы кристаллизационной воды и превращается в бемит

Al2 O3 •3h3 O +152 кДж = Al2 O3 •h3 O (бемит) + 2h3 O .

При дальнейшем нагревании бемит, как мы знаем, переходит в γ-Al2 O3, который в свою очередь переходит в α-Al2 O3. По мнению многих исследователей, превращение гиббсита в α-Al2 O3 – более сложный процесс, и происходит он через ряд других промежуточных фаз. Гиббсит хорошо растворяется в щелочах и кислотах.

Банерит имеет такую же химическую формулу, что и гиббсит. В природе байерит не встречается. Оп может быть получен, например, при медленном пропускании углекислого газа через алюминатный раствор или при самопроизвольном разложении раствора при комнатной температуре. Плотность баиерита 2,55 г/см3 .

Байерит – неустойчивое метастабильное соединение и при обыкновенной температуре превращается в гиббсит. С повышением температуры, а также степени дисперсности стойкость байерита уменьшается. В щелочных растворах байерит растворяется лучше гиббсита.

Известна еще третья модификация трехводного оксида алюминия – нордстрандит, которая впервые была синтезирована в 1956 г. Нордстрандит представляет собой прозрачные кристаллы моноклинной системы. Плотность нордстрандита 2,436 г/см3 .

При быстром осаждении гидроксида алюминия из солевых растворов образуется студенистый осадок – алюмогель, не имеющий кристаллического строения, содержащий большое количество воды и обладающий высокой химической активностью. Алюмогель, как и банерит, неустойчив и с течением времени превращается в гиббсит. Кристаллизация алюмогеля происходит медленно и сопровождается обезвоживанием. Этот процесс называют старением алюмогеля. Высушенный при 300–400 °С алюмогель обладает хорошими адсорбционными свойствами.

2.3. Алюминаты. Алюминатные растворы

Оксид алюминия – соединение амфотерное, т.е. обладающее одновременно основными и кислотными свойствами. Поэтому оксид, а также его гидроксиды растворяются как в кислотах, так и в щелочах. При растворении гидроксида алюминия в кислотах образуются алюминиевые соли соответствующих кислот, например,

2Al(ОН)3 +3Н2 SО4 = Al2 (SO4 )3 + 6h3 O.

При растворении гидроксида алюминия в щелочах образуются соли метаалюминиевой кислоты HAlO2, которые носят название алюминатов, например,

Al(OH)3 +NaOH = NaA1O2 +2h3 O .

Алюмииаты образуются также при нагревании смеси оксида или гидроксида алюминия с соединениями щелочных или щелочноземельных металлов до 800°С и выше, например Аl2 O3 + Na2 CO3 = 2NaAlO2 +CO2. Часто формулу алюмината пишут иначе: Na2 O•Al2 O3 .

Как мы знаем, скорость растворения гндроксидов алюминия в щелочах и кислотах неодинакова. Наиболее быстро растворяется гиббсит, медленнее бемит и наиболее медленно диаспор. Активность гидроксидов алюминия зависит не только от их природы, но и от условия получения и степени дисперсности. С повышением степени дисперсности увеличивается поверхность соприкосновения гидроксида с растворителем, т. е. активная поверхность вещества, и скорость растворения гидроксида возрастает. Растворы алюминатов в щелочном растворе получили название алюминатных растворов. В производстве глинозема приходится иметь дело с растворами алюмината натрия, а в некоторых случаях и калия.

На природу алюминатных растворов существует несколько взглядов. Согласно наиболее распространенному из них, алюминатный раствор представляет собой раствор алюмината натрия (или калия) как химического соединения NaAlO2, т.е. является истинным (ионным) раствором. Значит, алюминат натрия можно рассматривать как соль, образованную слабой кислотой (гидроксид алюминия) и сильным основанием (едкий натр).

Гидроксид алюминия переходит в раствор в виде катиона Al3+ при рН<4 и в виде аниона [Al(ОН)4 ] — при рН>12. Следовательно, для растворения гидроксида алюминия необходимо добавлять кислоту до тех пор, пока рH раствора не станет меньше 4, или добавлять щелочь до достижения рН больше 12.

Алюминат же натрия находится в растворе в виде катионов Na+ и алюминатных анионов, состав которых точно не известен.

Чаще всего состав этих анионов выражают следующими формулами: [Al(ОН)4 ]-, АlO2-, АlO(ОН)2-. Ряд исследователей допускает образование в алюминатных растворах многозарядных анионов.

Из сказанного следует, что уравнения процессов растворения алюмината натрия н его гидролиза точнее было бы писать в ионной форме. Однако ввиду того, что состав анионов точно еще не установлен и зависит от концентрации раствора, мы в дальнейшем будем принимать для алюмината натрия в растворе формулу NaAlO2. По мнению ряда исследователей, в алюминатном растворе в незначительном количестве могут присутствовать также коллоидные частицы гидроксида алюминия.

Одним из характерных свойств алюминатных растворов является их способность самопроизвольно разлагаться с выделением в осадок гидроксида алюминия. Поэтому промышленные алюминатные растворы содержат некоторое количество свободной щелочи, которая делает алюминатный раствор более стойким. Состав алюминатных растворов прежде всего характеризуется концентрацией глинозема Al2 O3 и щелочи Na2 O. Кроме этих основных компонентов, алюминатные растворы содержат в виде различных химических соединений примеси кремнезема, серы, хлора, железа, фтора, галлия, ванадия, органических веществ и др.

Различают следующие виды щелочи в алюминатных растворах: титруемая, карбонатная, каустическая, сульфатная и общая. Концентрация титруемой щелочи Na2 Оt определяется титрованием раствора соляной кислотой: при этом оттитровывается (определяется) оксид натрия, находящийся в растворе в виде каустика NaOH, алюмината натрия NaA1O2, соды Na2 CO3, силиката натрия Na2 SiO3, сульфита натрия Na2 SO3 и частично фторида натрия NaF и тиосульфата натрия Na2 S2 O3. Карбонатная (углекислая) щелочь Na2 Oy находится в алюминатных растворах в виде соды. Концентрация каустической щелочи Na2 Oк; определяется как разность между титруемой щелочью и карбонатной. Сульфатная щелочь Na2 Oc находится в растворе в виде сульфата натрия Na2 SO4 .

В алюминатных растворах наряду с натриевой может присутствовать калиевая щелочь. Сумму концентраций натриевой и калиевой щелочи обычно обозначают через R2 O, причем К2 O в этой сумме пересчитывается на Na2 O.

Концентрацию отдельных компонентов в алюмииатиых растворах обычно выражают в граммах на литр раствора (г/л), реже в процентах. Для перехода от концентрации в процентах (с) к концентрации в граммах на литр (a) пользуются формулой а = 10ср, где р – плотность раствора, г/см3 .

Заключение

В заключении надо сказать, что алюминий содержится в любой природной воде. Попадает в воду естественным путем (растворение глины и алюмосиликатов) и из вредных выбросов производств. Соединения алюминия используются при водоподготовке на водоканалах и крупных производствах. Содержание алюминия в поверхностных водах колеблется в пределах от 1 до 100 мкг/дм3 и сильно зависит от степени закисления почв. В некоторых кислых вода его концентрация может достигать нескольких граммов на дм3 .

Присутствие в воде алюминия в концентрациях, превышающих 0,2 мг/л способно вызвать выпадение в осадок хлопьев гидрохлорида алюминия, а также изменение цветности воды. Иногда такие проблемы могут возникать уже при концентрациях алюминия в 0,1 мг/л.

Алюминий попадет в организм человека в основном с пищей. Например, в чае содержание алюминия в 200 раз больше, чем в воде в которой он заварен. Другие источники попадания алюминия в организм: вода, воздух, лекарства, посуда, дезодоранты. Из воды поступает 5-8%. Эксперты ФАО/ВОЗ установили величину переносимого суточного потребления (ПСП) алюминия на уровне 1мг/кг веса.

Метаболизм алюминия у человека изучен недостаточно, однако известно, что неорганический алюминий плохо всасывается и большая часть его выводится с мочой. Алюминий обладает низкой токсичностью для лабораторных животных. Тем не менее, отдельные исследования показывают, что токсичность алюминия проявляется во влиянии на обмен веществ, в особенности минеральный, на функцию нервной системы, в способности действовать непосредственно на клетки — их размножение и рост. Избыток солей алюминия снижает задержку кальция в организме, уменьшает адсорбцию фосфора, одновременно в 10-20 раз увеличивается содержание алюминия в костях, печени, семенниках, мозге и в паращитовидной железе. К важнейшим клиническим проявлениям нейротоксического действия относят нарушение двигательной активности, судороги, снижение или потерю памяти, психопатические реакции. В некоторых исследованиях алюминий связывают с поражениями мозга, характерными для болезни Альцгеймера (в волосах больных наблюдается повышенное содержание алюминия). Однако имеющиеся на данный момент у Всемирной Организации Здравоохранения эпидемиологические и физиологические данные не подтверждают гипотезу о причинной роли алюминия в развитии болезни Альцгеймера. Поэтому ВОЗ не устанавливает величины концентрации алюминия по медицинским показателям, но в то же время наличие в питьевой воде до 0,2 мг/л алюминия обеспечивает компромисс между практикой применения солей алюминия в качестве коагулянтов и органолептическими параметрами питьевой воды.

Алюминий является постоянной составной частью клеток и тканей организма. В среднем его содержание в теле человека составляет 70 — 190 мг%, в цельной крови — 0,5 — 0,7 мг/л, в плазме — 85,24 моль/л.

В основном алюминий поступает в организм человека с растительной пищей, незначительные количества вдыхаются с естественной пылью и промышленными выбросами. Всасывание его зависит от присутствия в пище ионов фтора, что делает алюминий более растворимым.

Больше всего алюминия содержится в легких, печени, костях, головном мозге. Выводится он через желудочно-кишечный тракт. В малых концентрациях алюминий участвует в реакциях образования фосфатных и белковых комплексов, а также в построении эпителиальной и соединительной ткани, в процессах регенерации костной ткани, воздействуют на активность пищеварительных желез и ферментов.

Алюминий входит в состав таких ферментов как щелочная фосфотаза, холиннэстераза. Кроме того, он может вытеснять из металлопротеидов и некоторых ферментов магний, кальций, натрий, железо и, тем самым, изменять функцию многих метаболических систем — замедлять развитие тканей, тормозить синтез гемоглобина, нарушать функции центральной нервной системы.

Одним из возможных механизмов нейротоксического действия алюминия является его влияние на метаболический эффект кальция и гомеостаз последнего в нейронах головного мозга. Увеличение концентрации кальция в синаптоплазме деполяризованных нервных окончаний сопровождается повышением проницаемости митохондриальной мембраны для ацетил-КоА. Этот процесс обеспечивает поддержание высокого уровня ацетил-КоА в синаптоплазме, что необходимо для синтеза ацетилхолина.

Алюминий-дефицитных состояний у человека не зарегистрировано.

Список литература

1. Ахметов Н.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 2-е изд. – М.: Просвещение, 1999. – 175 с.: ил.

2. Габриелян О.С. Химия 9 класс: учеб. для общеобразоват. учеб. заведений. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 224 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия 8-9 классы: метод. пособие. – 4-е изд. – М.: Дрофа, 2001. – 128 с.

4. Кременчугская М. Химия: Справочник школьника. – М.: Филол. общ-во «СЛОВО»: ООО «Изд-во АСТ», 2001. – 478 с.

5. Крицман В.А. Книга для чтения по неорганической химии. – М.: Просвещение, 1986. – 273 с.

6. Протасов П.В. Элементы в клетках организма. – М.: Просвещение, 1999. – 687 с.

7. Тарасова Л.И., Нестеров В.А. Металлургия в жизни человека. – М.: Просвещение, 1990. – 465 с.

www.ronl.ru

Реферат - Алюминий - Элементы периодической системы менделеева

Алюминий

Алюминий - самый распостраненный в земной коре металл. На его долю приходится 5,5-6,6 мол. доли % или 8 масс. %. Главная масса его сосредоточена в алюмосиликатах. Чрезвычайно распространенным продуктом разрушения образованных ими горных пород является глина, основной состав которой отвечает формуле Al2O3.2SiO2.2h3O. Из других природных форм нахождения алюминия наибольшее значение имеют боксит Al2O3.xh3O и минералы корунд Al2O3 и криолит AlF3.3NaF. Впервые алюминий был получен Велером в 1827 году действием металлического калия на хлорид алюминия. Однако, несмотря на широкую распространенность в природе, алюминий до конца XIX века принадлежал к числу редких металлов. В настоящее время в промышленности алюминий получают электролизом раствора глинозема Al2O3 в расплавленнном криолите. Al2O3 должен быть достаточно чистым, поскольку из выплавленного алюминия примеси удаляются с большим трудом. Температура плавления Al2O3 около 2050оС, а криолита - 1100оС. Электролизу подвергают расплавленную смесь криолита и Al2O3, содержащую около 10 масс.% Al2O3, которая плавится при 960оС и обладает электрической проводимостью, плотностью и вязкостью, наиболее благоприятствующими проведению процесса. При добавлении AlF3, CaF2 и MgF2 проведение электролиза оказывается возможным при 950оС. В периодической системе алюминий находится в третьем периоде, в главной подгруппе третьей группы. Заряд ядра +13. Электронное строение атома 1s22s22p63s23p1. Металлический атомный радиус 0,143 нм, ковалентный - 0,126 нм, условный радиус иона Al3+ - 0,057 нм. Энергия ионизации Al - Al+ 5,99 эВ. Наиболее характерная степень окисления атома алюминия +3.Отрицательная степень окисления проявляется редко. Во внешнем электронном слое атома существуют свободные d-подуровни. Благодаря этому его координационное число в соединениях может равняться не только 4 (AlCl4-, Alh5-, алюмосиликаты), но и 6 (Al2O3,[Al(Oh3)6]3+). В виде простого вещества алюминий - серебристо-белый, довольно твердый металл с плотностью 2,7 г/см3 (т.пл. 660оС, т. кип. ~2500оС). Кристаллизуется в гранецентрированной кубической решетке. Характеризуется высокой тягучестью, теплопроводностью и электропроводностью (составляющей 0,6 электропроводности меди). С этим связано его использование в производстве электрических проводов. При одинаковой электрической проводимости алюминмевый провод весит вдвое меньше медного. На воздухе алюминий покрывается тончайшей (0,00001 мм), но очень плотной пленкой оксида, предохраняющей металл от дальнейшего окисления и придающей ему матовый вид. При обработке поверхности алюминия сильными окислителями (конц. HNO3, K2Cr2O7) или анодным окислением толщина защитной пленки возрастает. Устойчивость алюминмя позволяет изготавливать из него химическую аппаратуру и емкости для хранения и транспортировки азотной кислоты. Алюминий легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкие листы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов. Основную массу алюминия используют для получения различных сплавов, наряду с хорошими механическими качествами характеризующихся своей легкостью. Важнейшие из них - дуралюминий (94% Al, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумин (85 - 90% Al, 10 - 14% Sk, 0,1% Na) и др. Алюминиевые сплавы применяются в ракетной технике, в авиа-, авто-, судо- и приборостроении, в производстве посуды и во многих других отраслях промышленности. По широте применения сплавы алюминия занимают второе место после стали и чугуна. Алюминий, кроме того, применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости. При накаливании мелко раздробленного алюминия он энергично сгорает на воздухе. Аналогично протекает и взаимодействие его с серой. С хлором и бромом соединение происходит уже при обычной температуре, с иодом - при нагревании. При очень высоких температурах алюминий непосредственно соединяется также с азотом и углеродом. Напротив, с водородом он не взаимодействует. По отношению к воде алюминий вполне устойчив. Но если механическим путем или амальгамированием снять предохраняющее действие оксидной пленки, то происходит энергичная реакция: 2Al + 6h3O = 2Al(OH)3 + 3h3? Сильно разбавленные, а также очень концентрированные HNO3 и h3SO4 на алюминий почти не действуют (на холоду), тогда как при средних концентрациях этих кислот он постепенно растворяется. Чистый алюминий довольно устойчив и по отношению к соляной кислоте, но обычный технический металл в ней растворяется. Алюминий заметно растворяется в растворах солей, имеющих вследствие их гидролиза кислую или щелочную реакцию, например, в растворе Na2CO3. В ряду напряжений он располагается между Mg и Zn. Во всех своих устойчивых соединениях алюминий трехвалентен. Соединение алюминия с кислородом сопровождается громадным выделением тепла (1676 кДж/моль Al2O3), значительно большим, чем у многих других металлов. В виду этого при накаливании смеси оксида соответствующего металла с порошком алюминия происходит бурная реакция, ведущая к выделению из взятого оксида свободного металла. Метод восстановления при помощи Al (алюмотермия) часто применяют для получения ряда элементов (Cr, Mn, V, W и др.) в свободном состоянии. Алюмотермией иногда пользуются для сварки отдельных стальных частей, в часности стыков трамвайных рельсов. Применяемая смесь (“термит”) состоит обычно из тонких порошков алюминия и Fe3O4. Поджигается она при помощи запала из смеси Al и BaO2. Основная реакция идет по уравнению: 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe + 3350 кДж Причем развивается температура около 3000оС. Оксид алюминия представляет собой белую, очень тугоплавкую (т. пл. 2050оС) и нерастворимую в воде массу. Природный Al2O3 (минерал корунд), а также полученный искусственно и затем сильно прокаленный отличается большой твердостью и нерастворимостью в кислотах. В растворимое состояние Al2O3 (т. н. глинозем) можно перевести сплавлением со щелочами. Обычно загрязненный оксидом железа природный корунд вследствие своей чрезвычайной твердости применяется для изготовления шлифовальных кругов, брусков и т.д. В мелко раздробленном виде он под названием наждака служит для очистки металлических поверхностей и изготовления наждачной бумаги. Для тех же целей часто пользуются Al2O3, получаемым сплавлением боксита (техническое название - алунд). Прозрачные окрашеннные кристаллы корунда - красный рубин - примесь хрома - и синий сапфир - примесь титана и железа - драгоценные камни. Их получают так же искусственно и используют для технических целей, например, для изготовления деталей точных приборов, камней в часах и т.п. Кристаллы рубинов, содержащих малую примесь Cr2O3, применяют в качестве квантовых генераторов - лазеров, создающих направленный пучок монохроматического излучения. Al(OH)3 представляет собой объемистый студенистый осадок белого цвета, практически нерастворимый в воде, но легко растворяющийся в кислотах и сильных щелочах. Он имеет, следовательно, амфотерный характер. Однако и основные и особенно кислотные его свойства выражены довольно слабо. В избытке Nh5OH гидроксид алюминия нерастворим. Одна из форм дегидратированного гидроксида - алюмогель используется в технике в качестве адсорбента. При взаимодействии с сильными щелочами образуются соответствующие алюминаты: NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] Алюминаты наиболее активных одновалентных металлов в воде хорошо растворимы, но ввиду сильного гидролиза растворы их устойчивы лишь при наличии достаточного избытка щелочи. Алюминаты, производящиеся от более слабых оснований, гидролизованы в растворе практически нацело и поэтому могут быть получены только сухим путем (сплавлением Al2O3 с оксидами соответствующих металлов). Образуются метаалюминаты, по своему составу производящиеся от метаалюминиевой кислоты HAlO2. Большинство из них в воде нерастворимо. С кислотами Al(OH)3 образует соли. Производные большинства сильных кислот хорошо растворимы в воде, но довольно значительно гидролизованы, и поэтому растворы их показывают кислую реакцию. Еще сильнее гидролизованы растворимые соли алюминия и слабых кислот. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается. В водной среде анион Al3+ непосредственно окружен шестью молекулами воды. Такой гидратированный ион несколько диссоциирован по схеме: [Al(Oh3)6]3+ + h3O = [Al(OH)(Oh3)5]2+ + Oh4+ Константа его диссоциации равна 1.10-5,т.е. он является слабой кислотой (близкой по силе к уксусной). Октаэдрическое окружение Al3+ шестью молекулами воды сохраняется и в кристаллогидратах ряда солей алюминия. Алюмосиликаты можно рассматривать как силикаты, в которых часть кремниекислородных тетраэдров SiO44- заменена на алюмокислородные тетраэдры AlO45-. Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты, на долю которых приходится более половины массы земной коры. Главные их представители - минералы ортоклаз K2Al2Si6O16 или K2O.Al2O3.6SiO2 альбит Na2Al2Si6O16 или Na2O.Al2O3.6SiO2 анортит CaAl2Si2O8 или CaO.Al2O3.2SiO2 Некоторые алюмосиликаты обладают рыхлой структурой и способны к ионному обмену. Такие силикаты - природные и особенно искусственные - применяются для водоумягчения. Кроме того, благодаря своей сильно развитой поверхности, они используются в качестве носителей катализаторов, т.е. как материалы, пропитываемые катализатором. Галогениды алюминия в обычных условиях - бесцветные кристаллические вещества. В ряду галогенидов алюминия AlF3 сильно отличается по свойствам от своих аналогов. Он тугоплавок, мало растворяется в воде, химически неактивен. Основной способ получения AlF3 основан на действии безводного HF на Al2O3 или Al: Al2O3 + 6HF = 2AlF3 + 3h3O Соединения алюминия с хлором, бромом и иодом легкоплавки, весьма реакционноспособны и хорошо растворимы не только в воде, но и во многих органических растворителях. Взаимодействие галогенидов алюминия с водой сопровождается значительным выделением теплоты. В водном растворе все они сильно гидролизованы, но в отличие от типичных кислотных галогенидов неметаллов их гидролиз неполный и обратимый. Будучи заметно летучими уже при обычных условиях, AlCl3, AlBr3 и AlI3 дымят во влажном воздухе (вследствие гидролиза). Они могут быть получены прямым взаимодействием простых веществ. Плотности паров AlCl3, AlBr3 и AlI3 при сравнительно невысоких температурах более или менее точно соответствуют удвоенным формулам - Al2Hal6. Пространственная структура этих молекул отвечает двум тетраэдрам с общим ребром. Каждый атом алюминия связан с четырьмя атомами галогена, а каждый из центральных атомов галогена - с обоими атомами алюминия. Из двух связей центрального атома галогена одна является донорно-акцепторной, причем алюминий функционирует в качестве акцептора. С галогенидными солями ряда одновалентных металлов галогениды алюминия образуют комплексные соединения, главным образом типов M3[AlF6] и M[AlHal4] (где Hal - хлор, бром или иод). Склонность к реакциям присоединения вообще сильно выражена у рассматриваемых галогенидов. Именно с этим связано важнейшее техническое применение AlCl3 в качестве катализатора (при переработке нефти и при органических синтезах). Из фторалюминатов наибольшее применение (для получения Al, F2, эмалей, стекла и пр.) имеет криолит Na3[AlF6]. Промышленное производство искусственного криолита основано на обработке гидроксида алюминия плавиковой кислотой и содой: 2Al(OH)3 + 12HF + 3Na2CO3 = 2Na3[AlF6] + 3CO2 + 9h3O Хлоро-, бромо- и иодоалюминаты получаются при сплавлении тригалогенидов алюминия с галогенидами соответствующих металлов. Хотя с водородом алюминий химически не взаимодействует, гидрид алюминия можно получить косвенным путем. Он представляет собой белую аморфную массу состава (Alh4)n. Разлагается при нагревании выше 105оС с выделением водорода. При взаимодействии Alh4 с основными гидридами в эфирном растворе образуются гидроалюминаты: LiH + Alh4 = Li[Alh5] Гидридоалюминаты - белые твердые вещества. Бурно разлагаются водой. Они - сильные восстановители. Применяются (в особенности Li[Alh5]) в органическом синтезе. Сульфат алюминия Al2(SO4)3.18h3O получается при действии горячей серной кислоты на оксид алюминия или на каолин. Применяется для очистки воды, а также при приготовлении некоторых сортов бумаги. Алюмокалиевые квасцы KAl(SO4)2.12h3O применяются в больших количествах для дубления кож, а также в красильном деле в качестве протравы для хлопчатобумажных тканей. В последнем случае действие квасцов основано на том, что образующиеся вследствие их гидролиза гидроксид алюминия отлагается в волокнах ткани в мелкодисперсном состоянии и, адсордбируя краситель, прочно удерживает его на волокне. Из остальных производных алюминия следует упомянуть его ацетат (иначе - уксуснокислую соль) Al(Ch4COO)3, используемый при крашении тканей (в качестве протравы) и в медицине (примочки и компрессы). Нитрат алюминия легко растворим в воде. Фосфат алюминия нерастворим в воде и уксусной кислоте, но растворим в сильных кислотах и щелочах. Несмотря на наличие громадных количеств алюминия в почках, растениях, как правило, содержат мало этого элемента. Еще значительно меньше его содержание в животных организмах. У человека оно составляет лишь десятитысячные доли процента по массе. Биологическая роль алюминия не выяснена. Токсичностью соединения его не обладают.

www.ronl.ru