Химически алюминий — довольно активный металл. На воздухе его поверхность мгновенно покрывается плотной пленкой оксида Al2О3, которая препятствует дальнейшему доступу кислорода к металлу и приводит к прекращению реакции, что обусловливает высокие антикоррозионные свойства алюминия. Защитная поверхностная пленка на алюминии образуется также, если его поместить в концентрированную азотную кислоту.
Характерная степень окисления алюминия +3, но благодаря наличию незаполненных 3р- и 3d-орбиталей атомы алюминия могут образовывать дополнительные донорно-акцепторные связи. Поэтому ион Al3+ с небольшим радиусом весьма склонен к комплексообразованию, образуя разнообразные катионные и анионные комплексы: AlCl4—, AlF63-, [Al(H2O)6]3+, Al(OH)4—, Al(OH)63-, AlH4— и многие другие. Известны комплексы и с органическими соединениями.
Химическая активность алюминия весьма высока; в ряду электродных потенциалов он стоит сразу за магнием. На первый взгляд такое утверждение может показаться странным: ведь алюминиевая кастрюля или ложка вполне устойчивы на воздухе, не разрушаются и в кипящей воде. Алюминий, в отличие от железа, не ржавеет. Оказывается, на воздухе металл покрывается бесцветной тонкой, но прочной <броней> из оксида, которая защищает металл от окисления. Так, если внести в пламя горелки толстую алюминиевую проволоку или пластинку толщиной 0,5-1 мм, то металл плавится, но алюминий не течет, так как остается в мешочке из его оксида. Если лишить алюминий защитной пленки или сделать ее рыхлой (например, погружением в раствор ртутных солей), алюминий тут же проявит свою истинную сущность: уже при комнатной температуре начнет энергично реагировать с водой с выделением водорода: 2Al + 6H2O -> 2Al(OH)3 + 3H2. На воздухе лишенный защитной пленки алюминий прямо на глазах превращается в рыхлый порошок оксида: 2Al + 3O2 -> 2Al2O3. Особенно активен алюминий в мелкораздробленном состоянии; алюминиевая пыль при вдувании в пламя моментально сгорает. Если смешать на керамической пластинке алюминиевую пыль с пероксидом натрия и капнуть на смесь водой, алюминий также вспыхивает и сгорает белым пламенем.
Очень высокое сродство алюминия к кислороду позволяет ему <отнимать> кислород от оксидов ряда других металлов, восстанавливая их (метод алюминотермии). Самый известный пример — термитная смесь, при горении которой выделяется так много тепла, что полученное железо расплавляется: 8Al + 3Fe3O4 -> 4Al2O3 + 9Fe. Эта реакция была открыта в 1856 Н.Н.Бекетовым. Таким способом можно восстановить до металлов Fe2O3, CoO, NiO, MoO3, V2O5, SnO2, CuO, ряд других оксидов. При восстановлении же алюминием Cr2O3, Nb2O5, Ta2O5, SiO2, TiO2, ZrO2, B2O3 теплоты реакции недостаточно для нагрева продуктов реакции выше их температуры плавления.
Алюминий легко растворяется в разбавленных минеральных кислотах с образованием солей. Концентрированная азотная кислота, окисляя поверхность алюминия, способствует утолщению и упрочнению оксидной пленки (так называемая пассивация металла). Обработанный таким образом алюминий не реагирует даже с соляной кислотой. С помощью электрохимического анодного окисления (анодирования) на поверхности алюминия можно создать толстую пленку, которую нетрудно окрасить в разные цвета.
Вытеснение алюминием из растворов солей менее активных металлов часто затруднено защитной пленкой на поверхности алюминия. Эта пленка быстро разрушается хлоридом меди, поэтому легко идет реакция 3CuCl2 + 2Al -> 2AlCl3 + 3Cu, которая сопровождается сильным разогревом. В крепких растворах щелочей алюминий легко растворяется с выделением водорода: 2Al + 6NaOH + 6Н2О -> 2Na3[Al(OH)6] + 3H2 (образуются и другие анионные гидроксо-комплексы). Амфотерный характер соединений алюминия проявляется также в легком растворении в щелочах его свежеосажденного оксида и гидроксида. Кристаллический оксид (корунд) весьма устойчив к действию кислот и щелочей. При сплавлении со щелочами образуются безводные алюминаты: Al2O3 + 2NaOH -> 2NaAlO2 + H2O. Алюминат магния Mg(AlO2)2 — полудрагоценный камень шпинель, обычно окрашенный примесями в самые разнообразные цвета.
Бурно протекает реакция алюминия с галогенами. Если в пробирку с 1 мл брома внести тонкую алюминиевую проволоку, то через короткое время алюминий загорается и горит ярким пламенем. Реакция смеси порошков алюминия и иода инициируется каплей воды (вода с иодом образует кислоту, которая разрушает оксидную пленку), после чего появляется яркое пламя с клубами фиолетовых паров иода. Галогениды алюминия в водных растворах имеют кислую реакцию из-за гидролиза: AlCl3 + H2O -> Al(OH)Cl2 + HCl.
Реакция алюминия с азотом идет только выше 800° С с образованием нитрида AlN, с серой — при 200° С (образуется сульфид Al2S3), с фосфором — при 500° С (образуется фосфид AlP). При внесении в расплавленный алюминий бора образуются бориды состава AlB2 и AlB12 — тугоплавкие соединения, устойчивые к действию кислот. Гидрид (AlH)х (х = 1,2) образуется только в вакууме при низких температурах в реакции атомарного водорода с парами алюминия. Устойчивый в отсутствие влаги при комнатной температуре гидрид AlH3 получают в растворе безводного эфира: AlCl3 + LiH -> AlH3 + 3LiCl. При избытке LiH образуется солеобразный алюмогидрид лития LiAlH4 — очень сильный восстановитель, применяющийся в органических синтезах. Водой он мгновенно разлагается: LiAlH4 + 4H2O -> LiOH + Al(OH)3 + 4H2.