Aluminiul a fost produs pentru prima dată abia la începutul secolului al XIX-lea. Acest lucru a fost făcut de fizicianul Hans Oersted. El și-a condus experimentul cu amalgam de potasiu, clorură de aluminiu și.

Apropo, numele acestui material argintiu provine din cuvântul latin „alum”, deoarece din ei este extras acest element.

Alaunul este un mineral natural pe bază de metal care combină sărurile de acid sulfuric în compoziția sa.

Anterior, era considerat un metal prețios și valora cu un ordin de mărime mai scump decât aurul. Acest lucru s-a explicat prin faptul că metalul era destul de greu de separat de impurități. Deci numai oamenii bogați și influenți își puteau permite bijuterii din aluminiu.

Dar în 1886, Charles Hall a venit cu o metodă de extragere a aluminiului la scară industrială, care a redus dramatic costul acestui metal și a făcut posibilă utilizarea lui în producția metalurgică. Metoda industrială a implicat electroliza criolitului topit în care s-a dizolvat oxidul de aluminiu.

Aluminiul este un metal foarte popular, deoarece multe lucruri pe care oamenii le folosesc în viața de zi cu zi sunt făcute din el.

Aplicarea aluminiului

Datorită maleabilității și ușurinței sale, precum și rezistenței sale la coroziune, aluminiul este un metal valoros în industria modernă. Nu numai ustensilele de bucătărie sunt fabricate din aluminiu, ci sunt utilizate pe scară largă în construcția de automobile și avioane.

Aluminiul este, de asemenea, unul dintre cele mai ieftine și mai economice materiale, deoarece poate fi folosit la nesfârșit prin topirea articolelor nedorite din aluminiu, cum ar fi conservele.

Aluminiul metalic este sigur, dar compușii săi pot fi toxici pentru oameni și animale (în special clorură de aluminiu, acetat și sulfat).

Proprietățile fizice ale aluminiului

Aluminiul este un metal destul de ușor, de culoare argintie, care poate forma aliaje cu majoritatea metalelor, în special cuprul și siliciul. De asemenea, este foarte plastic; poate fi ușor transformat într-o farfurie subțire sau folie. Punctul de topire al aluminiului = 660 °C și punctul de fierbere este 2470 °C.

Proprietățile chimice ale aluminiului

La temperatura camerei, metalul este acoperit cu o peliculă durabilă de oxid de aluminiu Al₂O₃, care îl protejează de coroziune.

Aluminiul practic nu reacționează cu agenții oxidanți datorită peliculei de oxid care îl protejează. Cu toate acestea, poate fi ușor distrus, astfel încât metalul să prezinte proprietăți active de restaurare. Filmul de oxid de aluminiu poate fi distrus cu o soluție sau topitură de alcalii, acizi sau cu ajutorul clorurii de mercur.

Datorită proprietăților sale reducătoare, aluminiul și-a găsit aplicație în industrie pentru producerea altor metale. Acest proces se numește aluminotermie. Această caracteristică a aluminiului este interacțiunea sa cu oxizii altor metale.

De exemplu, luați în considerare reacția cu oxidul de crom:

Cr203 + Al = Al203 + Cr.

Aluminiul reacționează bine cu substanțele simple. De exemplu, cu halogeni (cu excepția fluorului), aluminiul poate forma iodură, clorură sau bromură de aluminiu:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Cu alte nemetale precum fluor, sulf, azot, carbon etc. aluminiul poate reacționa numai atunci când este încălzit.

Metalul argintiu reacționează și cu substanțe chimice complexe. De exemplu, cu alcalii formează aluminați, adică compuși complecși care sunt utilizați activ în industria hârtiei și textilelor. Mai mult, reacţionează ca hidroxid de aluminiu

Al(OH)₃ + NaOH = Na),

și aluminiu metalic sau oxid de aluminiu:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al203 + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Aluminiul reacționează destul de calm cu acizii agresivi (de exemplu, acizii sulfuric și clorhidric), fără aprindere.

Dacă scufundați o bucată de metal în acid clorhidric, reacția va fi lentă - filmul de oxid se va dizolva la început - dar apoi se va accelera. Aluminiul se dizolvă în acid clorhidric pentru a elibera mercur timp de două minute, apoi se clătește bine. Rezultatul este un amalgam, un aliaj de mercur și aluminiu:

3HgCI2 + 2Al = 2AlCI3 + 3Hg

În plus, nu se lipește de suprafața metalică. Acum, prin scufundarea metalului purificat în apă, puteți observa o reacție lentă, care este însoțită de eliberarea de hidrogen și formarea de hidroxid de aluminiu:

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2.

La determinarea concentrației de impurități în apa potabilă și naturală, se acordă atenție volumului de nitrați, sulfați, nitriți, cloruri, uitând de aluminiu - cel mai comun metal din natură. În condiții normale, aluminiul se dizolvă în apă pentru a forma diferiți compuși care reacționează activ cu alte impurități. Ca rezultat, substanța este saturată cu clorhidrat de aluminiu, săruri și alți compuși. Și acest lucru duce la o schimbare a calității apei - o deteriorare a compoziției chimice, proprietăților organoleptice, microbiologice, indicatorii bacterieni.
MPC oficial al aluminiului în apă pentru băutură și rezervoare naturale este calculat de OMS și organizațiile de mediu. Dar acest parametru nu ține cont de numeroasele moduri prin care metalul intră în sursele naturale și în corpul uman. Prin urmare, determinarea precisă a aluminiului în apă este importantă.

Aluminiu în corpurile naturale de apă

Saturația naturală a apei cu metal apare datorită pătrunderii aluminosilicaților și a unor tipuri de argilă în ea. După dizolvarea lor, începe interacțiunea aluminiului cu apa, direct în funcție de pH-ul acestuia. Dizolvarea în condiții naturale are loc lent, dar întotdeauna cu eliberarea de hidroxid, bauxită, clorhidrat și alți compuși. Substanțele și aluminiul în sine sunt conținute atât în ​​apa de mare, cât și în apa râului. Dar acest lucru este în condiții normale.

Metalul intră în apele naturale din:

• scurgeri ale apelor industriale și menajere;
• ape uzate din producția chimică (orice producție crește concentrația de aluminiu în apele uzate de 2-5 ori);
• deșeuri de construcții și emisii.

În fiecare an apar din ce în ce mai multe astfel de emisii în mediu, iar controlul asupra gradului de poluare a acestora devine din ce în ce mai mic. În apele uzate murdare cu un conținut ridicat de impurități și materii în suspensie, aluminiul se dizolvă mai repede în apă. Pătrunde în corpurile de apă sub formă de forme suspendate, ioni și coloizi. Ionii și oxizii sunt cei care au toxicitate crescută. Au un efect dăunător asupra majorității organismelor vii care trăiesc în surse naturale. Conform standardelor, concentrația de aluminiu în apele naturale nu trebuie să depășească 0,5 mg/dm3.

Aluminiu în apa potabilă

Cel mai comun metal de pe planetă va fi cu siguranță conținut în apa potabilă. Conform standardelor și cerințelor GOST, aluminiul în apă trebuie să conțină:

• nu mai mult de 0,5 mg/l în apa de la robinet;
• în interval de 0,2-0,3 mg/l în apă îmbuteliată;
• în interval de 0,1-0,2 mg/l în apă filtrată.

În fiecare zi, corpul uman ar trebui să primească nu mai mult de 90 mg de metal. Dar după ce reacția aluminiului cu apa este finalizată, în el apar impurități toxice. Prin urmare, apa de la robinet, precum și substanțele din foraj trebuie verificate pentru concentrația de impurități și componente nesigure. Mai jos este un tabel cu limitele maxime de concentrație pentru aluminiu din apa potabilă și alte substanțe importante pentru sănătatea umană.

De ce ar trebui să bei apă cu o concentrație minimă de aluminiu?

După ce am aflat unde apare aluminiul în apă, merită să ne uităm la celelalte moduri în care intră în organism. Acest lucru va ajuta la controlul necesarului zilnic de metal. Cea mai mare parte a elementului chimic provine din alimente.
Metalul este, de asemenea, conținut în:

• preparate cosmetice;
• ustensile din același metal;
• medicamente;
• deodorante etc.

Cu conținutul standard de aluminiu în apă, nu va exista niciun efect asupra organismului. Cu concentrare excesivă, sistemul nervos are de suferit, memoria scade, apar depresia și iritabilitatea. Consecințele nu apar imediat. Acest lucru se datorează faptului că nu întregul volum de metal este absorbit de organism. Oamenii de știință au demonstrat, de asemenea, că un conținut ridicat de aluminiu în apă duce la boli neurologice și la perturbarea metabolismului calciu-fosfor, care inhibă producția de hemoglobină. Prin urmare, se recomandă utilizarea unei substanțe de băut cu un volum de metal de cel mult 0,3 mg/l. Cu acest conținut de aluminiu dizolvat în apă, consumul zilnic nu va depăși 50 mg/l. Pentru curățare se folosesc sisteme de filtrare de uz casnic.

Purificarea apei prin metoda coagulării

Pentru ca din robinete să curgă un lichid potrivit pentru băut sau necesități tehnice, acesta trebuie mai întâi curățat. Atât apele subterane, cât și cele de suprafață trebuie să fie supuse acestei proceduri înainte de orice utilizare. Este descris mai sus ce se întâmplă când aluminiul interacționează cu apa - un miros neplăcut, se formează impurități nedorite, substanța devine tulbure și apare un sediment. Prin deteriorarea calităților organoleptice ale lichidului, unii compuși metalici pot acționa ca coagulanți excelenți - elemente care leagă particulele periculoase și inutile din substanță. Ele sunt utilizate eficient pentru a îmbunătăți calitatea lichidelor din sistemele de tratare a apei.

Sulfatul de aluminiu este cel mai des folosit pentru a purifica apa pentru orice nevoie. Coagulumul este cel mai activ într-un mediu cu o aciditate de 4,4-6,1 pH. Dar se aplică și substanțelor cu un pH de la 7 la 8. Procedura de tratare a apei este următoarea:

• adăugarea de sulfat de aluminiu la lichid;
• medii de amestecare - amestecarea completă are loc în 1-3 minute;
• coagulare, în care mediul trece de la un rezervor la altul (procesul durează de la 30 de minute la 1 oră);
• decantarea sedimentului legat;
• filtrarea mediului purificat.

În prezent, purificarea apei cu aluminiu este o modalitate accesibilă și eficientă de a îndepărta particulele în suspensie din lichide. În timpul coagulării se observă și îndepărtarea bicarbonaților și carbonaților de sodiu și calciu. La finalizarea procedurii de tratare a apei, consumatorul primește apă curată și cu miros plăcut.

Principala materie primă pentru producția de aluminiu este bauxita care conține alumină. Cele mai importante minereuri de aluminiu includ și alunita și nefelina.

URSS are rezerve de aluminiu. Pe lângă bauxită, zăcăminte de care dispunem în Urali, în Republica Autonomă Sovietică Socialistă Bashkir și în Kazahstan, cea mai bogată sursă de aluminiu este nefelina, care se găsește împreună cu apatita în Munții Khibiny. În Siberia sunt disponibile zăcăminte semnificative de materii prime de aluminiu.

Aluminiul a fost obținut pentru prima dată de Wöhler în 1827 prin acțiunea metalului de potasiu asupra clorurii de aluminiu. Cu toate acestea, în ciuda apariției sale pe scară largă în natură, aluminiul a fost unul dintre metalele rare până la sfârșitul secolului al XIX-lea.

În prezent, aluminiul este produs în cantități uriașe din oxid de aluminiu prin metoda electrolitică. Oxidul de aluminiu utilizat pentru aceasta trebuie să fie suficient de pur, deoarece impuritățile sunt greu de îndepărtat din aluminiul topit. Bauxita purificată se obține prin prelucrarea bauxitei naturale.

Producerea aluminiului este un proces complex, plin de mari dificultăți. Principala materie primă - oxidul de aluminiu - nu conduce electricitatea și are un punct de topire foarte ridicat (aproximativ 2050). Prin urmare, un amestec topit de criolit și oxid de aluminiu este supus electrolizei.

Un amestec care conține aproximativ (masă) se topește și are conductivitate electrică, densitate și vâscozitate care sunt cele mai favorabile procesului. Pentru a îmbunătăți în continuare aceste caracteristici, la amestec se adaugă aditivi și. Datorită acestui fapt, electroliza este posibilă la .

Electrolizorul pentru topirea aluminiului este o carcasă de fier căptușită cu cărămizi refractare pe interior. Fundul său (dedesubt), asamblat din blocuri de cărbune comprimat, servește drept catod. Anozii (unul sau mai mulți) sunt amplasați deasupra: acestea sunt cadre de aluminiu umplute cu brichete de cărbune. În fabricile moderne, electrolizatoarele sunt instalate în serie; fiecare serie constă din 150 sau mai multe electrolizoare.

În timpul electrolizei, aluminiul este eliberat la catod și oxigenul la anod. Aluminiul, care are o densitate mai mare decât topitura originală, este colectat într-un electrolizor; de aici este eliberat periodic. Pe măsură ce metalul este eliberat, noi porțiuni de oxid de aluminiu sunt adăugate în topitură. Oxigenul eliberat în timpul electrolizei interacționează cu carbonul anodului, care se arde, formând CO și.

Aluminiul nu a fost produs în Rusia pre-revoluționară. Prima topitorie de aluminiu din URSS (Volkhovsky) a intrat în funcțiune în 1932, iar deja în 1935 țara noastră ocupa locul al treilea în lume în producția de aluminiu.

Structura identică a stratului electronic exterior al atomului de bor și aluminiu determină asemănarea proprietăților acestor elemente. Astfel, aluminiul, ca și borul, se caracterizează doar prin starea sa de oxidare. Cu toate acestea, la trecerea de la bor la aluminiu, raza atomului crește foarte mult (de la 0,091 la ) și, în plus, apare un alt strat intermediar de opt electroni, care protejează nucleul. Toate acestea conduc la o slăbire a conexiunii dintre electronii exteriori și nucleu și la o scădere a energiei de ionizare a atomului (vezi Tabelul 35). Prin urmare, aluminiul are proprietăți metalice mult mai pronunțate decât borul. Cu toate acestea, legăturile chimice formate de aluminiu cu alte elemente sunt în principal de natură covalentă.

O altă caracteristică a aluminiului (precum și analogii săi - galiu, indiu și taliu) în comparație cu borul este existența subnivelurilor libere în stratul electronic exterior al atomului său. Datorită acestui fapt, numărul de coordonare al aluminiului din compușii săi poate fi nu numai patru, precum borul, ci și șase.

Orez. 165. Schema structurii spațiale a unei molecule: cercurile negre sunt atomi de aluminiu, cercurile de lumină sunt atomi de clor.

Aluminiul este conectat ca și compuși similari de bor; în moleculele individuale ale unor astfel de compuși există doar șase electroni în stratul exterior de electroni al atomului de aluminiu. Prin urmare, aici atomul de aluminiu este capabil să fie un acceptor de perechi de electroni. În special, halogenurile de aluminiu se caracterizează prin formarea de dimeri, realizată conform metodei donor-acceptor (în diagrama D - atom de halogen):

După cum se poate observa, astfel de molecule dimerice conțin doi atomi de halogen „punte”. Structura spațială este prezentată în Fig. 165. Halogenurile de aluminiu există sub formă de molecule dimerice în topituri și vapori. Cu toate acestea, în mod tradițional, compoziția lor este de obicei exprimată sub forma . Mai jos vom adera și la această metodă de scriere a formulelor pentru halogenuri de aluminiu.

Hidrura de aluminiu este, de asemenea, un compus cu deficit de electroni. Cu toate acestea, atomul de hidrogen, spre deosebire de atomii de halogen din molecule, nu are o pereche de electroni singură și nu poate juca rolul unui donator de electroni. Prin urmare, aici moleculele individuale sunt conectate între ele prin „puneți” atomilor de hidrogen prin legături cu trei centre, similar legăturilor din moleculele de borohidrură (vezi p. 612). Ca rezultat, se formează un polimer solid, a cărui compoziție poate fi exprimată prin formula.

Aluminiul este un metal ușor alb-argintiu. Se trage ușor în sârmă și se rulează în foi subțiri.

La temperatura camerei, aluminiul nu se schimbă în aer, ci doar pentru că suprafața sa este acoperită cu o peliculă subțire de oxid, care are un efect protector foarte puternic. Distrugerea acestui film, de exemplu, prin amalgamarea aluminiului, determină oxidarea rapidă a metalului, însoțită de încălzire vizibilă.

Potențialul standard al electrodului aluminiului este de -1,663 V. În ciuda valorii sale negative, aluminiul, datorită formării unei pelicule de oxid de protecție pe suprafața sa, nu înlocuiește hidrogenul din apă. Cu toate acestea, aluminiul amalgamat, care nu formează un strat dens de oxid, reacționează energic cu apa pentru a elibera hidrogen.

Acizii clorhidric și sulfuric diluați dizolvă ușor aluminiul, mai ales atunci când sunt încălziți. Acidul azotic foarte diluat și concentrat la rece nu dizolvă aluminiul.

Când soluțiile apoase de alcalii acționează asupra aluminiului, stratul de oxid se dizolvă și se formează aluminați - săruri care conțin aluminiu ca parte a anionului:

tetrahidroxialuminat de sodiu

Aluminiul, lipsit de peliculă de protecție, interacționează cu apa, înlocuind hidrogenul din aceasta:

Hidroxidul de aluminiu rezultat reacţionează cu excesul de alcali, formând hidroxoaluminat:

Dubland ultima ecuație și adăugând-o la cea anterioară, obținem ecuația totală pentru dizolvarea aluminiului într-o soluție apoasă alcalină:

Aluminiul se dizolvă vizibil în soluții de săruri care, datorită hidrolizei lor, au o reacție acidă sau alcalină, de exemplu, într-o soluție.

Dacă pulberea de aluminiu (sau folia subțire de aluminiu) este încălzită puternic, se aprinde și arde cu o flacără albă orbitoare, formând oxid de aluminiu.

Principala utilizare a aluminiului este producerea de aliaje pe baza acestuia. Aditivii de aliere (de exemplu, cupru, siliciu, magneziu, zinc, mangan) sunt adăugați la aluminiu în principal pentru a crește rezistența acestuia. Dura homins care conțin cupru și magneziu, silumini, în care aditivul principal este siliciul, și magneziu (un aliaj de aluminiu și magneziu) sunt larg răspândite. Principalele avantaje ale tuturor aliajelor de aluminiu sunt densitatea lor scăzută, rezistența ridicată (pe unitate de masă), rezistența satisfăcătoare la coroziunea atmosferică, ieftinitatea comparativă și ușurința de producție și procesare. Aliajele de aluminiu sunt folosite în rachete, avioane, auto, construcții navale și fabricarea de instrumente, în producția de veselă și în multe alte industrii. Aliajele de aluminiu ocupă locul al doilea în ceea ce privește amploarea de aplicare, după oțel și fontă.

Aluminiul este unul dintre cei mai comuni aditivi în aliajele pe bază de cupru, magneziu, titan, nichel, zinc și fier.

Sub formă de metal pur, aluminiul este utilizat pentru fabricarea de echipamente chimice, fire electrice și condensatoare. Deși conductivitatea electrică a aluminiului este mai mică decât cea a cuprului (aproximativ conductivitatea electrică a cuprului), aceasta este compensată de ușurința aluminiului, ceea ce permite ca firele să fie mai groase: cu aceeași conductivitate electrică, un fir de aluminiu cântărește jumătate. cât un fir de cupru.

Este important să folosiți aluminiu pentru aluminizare, care constă în saturarea suprafeței produselor din oțel sau fontă cu aluminiu pentru a proteja materialul de bază de oxidare la căldură ridicată. În metalurgie, aluminiul este folosit pentru a produce calciu, bariu, litiu și alte metale prin aluminotermie (vezi § 192).

Oxidul de aluminiu, numit și alumină, se găsește în mod natural sub formă cristalină, formând corindonul mineral. Corindonul are o duritate foarte mare. Cristalele sale transparente, colorate în roșu sau albastru de impurități, sunt pietrele prețioase rubin și safir. Rubinele sunt acum produse artificial prin topirea aluminei într-un cuptor electric. Sunt folosite nu atât pentru bijuterii, cât în ​​scopuri tehnice, de exemplu, pentru fabricarea de piese pentru instrumente de precizie, pietre în ceasuri etc. Cristalele de rubin care conțin o mică impuritate sunt folosite ca generatoare cuantice - lasere care creează un fascicul direcționat de radiații monocromatice.

Corindonul și varietatea sa cu granulație fină care conține o cantitate mare de impurități, șmirghel, sunt folosite ca materiale abrazive.

Hidroxidul de aluminiu precipită sub formă de precipitat gelatinos sub acțiunea alcalinelor asupra soluțiilor de săruri de aluminiu și formează cu ușurință soluții coloidale.

Hidroxidul de aluminiu este un hidroxid amfoter tipic. Cu acizi formează săruri care conțin cationi de aluminiu, cu alcalii - aluminați. Când hidroxidul de aluminiu reacționează cu soluții apoase de alcalii sau când aluminiul metalic este dizolvat în soluții alcaline, se formează hidroxoaluminați, așa cum s-a menționat mai sus, de exemplu. Când oxidul de aluminiu este topit cu oxizii sau hidroxizii corespunzători, se obțin derivați ai meta-aluminiului, de exemplu:

Atât sărurile de aluminiu, cât și aluminații din soluții sunt puternic hidrolizați. Prin urmare, sărurile de aluminiu și acizii slabi din soluții sunt transformate în săruri bazice sau sunt supuse hidrolizei complete. De exemplu, când o sare de aluminiu reacționează într-o soluție cu aluminiu, nu se formează carbonatul de aluminiu, ci hidroxidul său și se eliberează dioxid de carbon:

Clorura de aluminiu. Clorura de aluminiu anhidra se obtine prin interactiunea directa a clorului cu aluminiul. Este utilizat pe scară largă ca catalizator în diferite sinteze organice.

Se dizolvă în apă, eliberând o cantitate mare de căldură. Când soluția este evaporată, are loc hidroliza, se eliberează acid clorhidric și se obține hidroxid de aluminiu. Dacă evaporarea este efectuată în prezența unui exces de acid clorhidric, atunci pot fi obținute cristale ale compoziției.

După cum sa indicat deja la pagina 614, legăturile chimice formate de atomul de aluminiu sunt predominant de natură covalentă. Acest lucru afectează proprietățile compușilor pe care îi formează. Astfel, la presiunea atmosferică normală, clorura de aluminiu anhidru se sublimează deja la, iar la presiuni mari se topește la, iar în stare topită nu conduce curentul electric. Prin urmare, topitura nu poate fi utilizată pentru producerea electrolitică a aluminiului.

Sulfatul de aluminiu se obține prin acțiunea acidului sulfuric fierbinte asupra oxidului de aluminiu sau caolinului. Folosit pentru purificarea apei (vezi pagina 598), precum și la prepararea anumitor tipuri de hârtie.

Alaunul de potasiu este folosit în cantități mari pentru bronzare, precum și în vopsire ca mordant pentru țesăturile de bumbac. În acest din urmă caz, efectul alaunului se bazează pe faptul că hidroxidul de aluminiu format ca urmare a hidrolizei sale se depune în fibrele țesăturii într-o stare fin dispersată și, adsorbând colorantul, îl ține ferm pe fibră.

Aluminiul este un element cu numărul de serie 13, masa atomică relativă - 26,98154. Situat în perioada III, grupa III, subgrupa principală. Configuratie electronica: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Starea stabilă de oxidare a aluminiului este „+3”. Cationul rezultat are o înveliș de gaz nobil, care contribuie la stabilitatea sa, dar raportul dintre sarcină și rază, adică concentrația de sarcină, este destul de mare, ceea ce crește energia cationului. Această caracteristică duce la faptul că aluminiul, împreună cu compușii ionici, formează o serie de compuși covalenti, iar cationul său suferă o hidroliză semnificativă în soluție.

Aluminiul poate prezenta valența I numai la temperaturi peste 1500 o C. Al 2 O și AlCl sunt cunoscute.

În ceea ce privește proprietățile fizice, aluminiul este un metal tipic, cu conductivitate termică și electrică ridicată, al doilea doar după argint și cupru. Potențialul de ionizare al aluminiului nu este foarte mare, așa că ar fi de așteptat o activitate chimică ridicată de la acesta, dar este redus semnificativ datorită faptului că metalul este pasivizat în aer datorită formării unei pelicule puternice de oxid pe suprafața sa. Dacă metalul este activat: a) îndepărtați mecanic pelicula, b) amalgamează (reacționează cu mercurul), c) folosește pulbere, atunci un astfel de metal devine atât de reactiv încât chiar interacționează cu umiditatea și oxigenul din aer, prăbușindu-se în conformitate cu procesul:

4(Al,Hg) +3O2 + 6H2O = 4Al(OH)3 + (Hg)

Interacțiunea cu substanțe simple.

1. Pulbere de aluminiu reacţionează atunci când este încălzită puternic cu oxigen. Aceste condiții sunt necesare datorită pasivării, iar reacția de formare a oxidului de aluminiu în sine este extrem de exotermă - se eliberează 1676 kJ/mol de căldură.

2. Cu clor și brom reacționează în condiții standard și chiar se pot aprinde în mediul lor. Numai că nu răspunde cu fluor, deoarece Fluorura de aluminiu, ca și oxidul, formează o peliculă de sare protectoare pe suprafața metalului. Cu iod reacţionează la încălzire şi în prezenţa apei ca catalizator.

3. Cu sulf reacţionează la fuziune, dând sulfură de aluminiu din compoziţia Al2S3.

4. De asemenea, reacţionează cu fosforul când este încălzit pentru a forma fosfură: AlP.

5. Direct cu hidrogen aluminiul nu reactioneaza.

6. Cu azot reacţionează la 800 o C, dând nitrură de aluminiu (AlN). Trebuie spus că arderea aluminiului în aer are loc la aproximativ aceleași temperaturi, deci produsele de ardere (ținând cont de compoziția aerului) sunt atât oxid, cât și nitrură.

7. Cu carbon aluminiul interacționează la o temperatură și mai mare: 2000 o C. Carbura de aluminiu din compoziția Al 4 C 3 aparține metanidelor, nu conține legături C-C, iar în timpul hidrolizei se eliberează metan: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH)3 + 3CH4

Interacțiunea cu substanțe complexe

1. Cu apă aluminiul activat (fără peliculă de protecție) interacționează activ cu eliberarea de hidrogen: 2Al (act.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Hidroxidul de aluminiu se obține sub formă de pulbere liberă albă; absența a unui film nu interferează cu finalizarea reacției.

2. Interacțiunea cu acizii: a) Aluminiul interacționează activ cu acizii neoxidanți în conformitate cu ecuația: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Interacțiunea cu acizii oxidanți are loc cu următoarele caracteristici. Acizii nitric și sulfuric concentrați, precum și acidul azotic foarte diluat, pasivează aluminiul (oxidarea rapidă a suprafeței duce la formarea unei pelicule de oxid) la rece. Când este încălzită, pelicula este întreruptă și are loc reacția, dar numai produsele reducerii minime a acestora sunt eliberate din acizii concentrați când sunt încălzite: 2Al + 6H 2 SO 4 (conc) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 ( conc) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Cu acid azotic moderat diluat, în funcție de condițiile de reacție, se poate obține NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Interacțiunea cu alcalii. Aluminiul este un element amfoter (din punct de vedere al proprietăților chimice), deoarece are o electronegativitate destul de mare pentru metale - 1,61. Prin urmare, se dizolvă destul de ușor în soluții alcaline cu formarea de complexe hidroxo și hidrogen. Compoziția complexului hidroxo depinde de raportul dintre reactivi: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Raportul dintre aluminiu și hidrogen este determinat de sistemul electronic. echilibrul reacţiei redox care are loc între ele şi de raportul dintre reactivi nu depinde.

4. Potențialul scăzut de ionizare și afinitatea ridicată pentru oxigen (stabilitate ridicată a oxidului) duc la faptul că aluminiul interacționează activ cu oxizi ai multor metale, restabilindu-le. Reacțiile au loc în timpul încălzirii inițiale cu degajare suplimentară de căldură, astfel încât temperatura să se ridice la 1200 o - 3000 o C. Un amestec de 75% pulbere de aluminiu și 25% (în greutate) Fe 3 O 4 se numește „termit”. Anterior, reacția de ardere a acestui amestec a fost folosită pentru sudarea șinelor. Reducerea metalelor din oxizi folosind aluminiu se numește aluminotermie și este utilizată în industrie ca metodă de producere a metalelor precum mangan, crom, vanadiu, wolfram și feroaliaje.

5. Cu soluții sărate aluminiul reacţionează în două moduri diferite. 1. Dacă, ca urmare a hidrolizei, soluția de sare are un mediu acid sau alcalin, se eliberează hidrogen (cu soluții acide, reacția are loc numai cu încălzire semnificativă, deoarece filmul protector de oxid se dizolvă mai bine în alcali decât în ​​acizi). 2Al + 6KHS04 + (H2O) = Al2 (SO4) 3 + 3K2SO4 + 3H22Al + 2K2CO3 + 8H2O = 2K + 2KHCO3 + 3H2. 2. Aluminiul poate deplasa din compoziția sării metalele care se află în seria de tensiune în dreapta acestuia, adică. va fi de fapt oxidat de cationii acestor metale. Din cauza peliculei de oxid, această reacție nu are loc întotdeauna. De exemplu, anionii de clorură pot perturba filmul și are loc reacția 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, dar o reacție similară cu sulfații la temperatura camerei nu va funcționa. Cu aluminiu activat, orice interacțiune care nu contrazice regula generală va funcționa.

Conexiuni din aluminiu.

1. Oxid (Al2O3). Cunoscut sub forma mai multor modificări, dintre care majoritatea sunt foarte durabile și inerte din punct de vedere chimic. Modificarea α-Al 2 O 3 are loc în natură sub formă de corindon mineral. În rețeaua cristalină a acestui compus, cationii de aluminiu sunt uneori înlocuiți parțial cu cationi ai altor metale, ceea ce conferă mineralului culoarea sa. Amestecul de Cr(III) dă o culoare roșie, un astfel de corindon este deja o piatră prețioasă de rubin. Amestecul de Ti(III) și Fe(III) produce safir albastru. Modificarea amorfă este activă din punct de vedere chimic. Oxidul de aluminiu este un oxid amfoter tipic, care reacţionează atât cu acizi şi oxizi acizi, cât şi cu alcalii şi oxizi bazici, fiind de preferat alcalii. Produșii de reacție în soluție și în faza solidă în timpul fuziunii sunt diferiți: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (fuziune) - metaaluminat de sodiu, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (fuziune) ) - ortoaluminat de sodiu, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fuziune) - cromat de aluminiu. Pe lângă oxizi și alcalii solide, aluminiul în timpul fuziunii reacţionează cu sărurile formate din oxizi acizi volatili, deplasându-le din compoziţia sărurilor: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reacții în soluție: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – tetrahidroxialuminat de sodiu. Anionul tetrahidroxoaluminat este de fapt 1-tetrahidroxodiaquaanion, deoarece numărul de coordonare 6 este de preferat pentru aluminiu. Cu un exces de alcali se formează hexahidroxoaluminat: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Pe lângă acizi și alcalii, pot fi așteptate reacții cu sărurile acide: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Hidroxizi de aluminiu. Există doi hidroxizi de aluminiu cunoscuți - metahidroxid -AlO(OH) și ortohidroxid - Al(OH)3. Ambele sunt insolubile în apă, dar sunt și amfotere, prin urmare se dizolvă în soluții de acizi și alcalii, precum și săruri care au un mediu acid sau alcalin ca urmare a hidrolizei. Când sunt topi, hidroxizii reacţionează similar cu oxizii. Ca toate bazele insolubile, hidroxizii de aluminiu se descompun la încălzire: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Dizolvându-se în soluții alcaline, hidroxizii de aluminiu nu se dizolvă în amoniac apos, deci pot fi precipitați cu amoniac dintr-un solubil. sare: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, această reacție produce metahidroxid. Este dificil să se precipite hidroxidul prin acțiunea alcalinelor, deoarece precipitatul rezultat se dizolvă ușor, iar reacția totală are forma: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Săruri de aluminiu. Aproape toate sărurile de aluminiu sunt foarte solubile în apă. Fosfatul de AlPO4 și fluorura de AlF3 sunt insolubile. Deoarece cationul de aluminiu are o concentrație mare de sarcină, complexul său acvatic capătă proprietățile unui acid cationic: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, adică. sărurile de aluminiu suferă o hidroliză puternică de cationi. În cazul sărurilor acizilor slabi, datorită intensificării reciproce a hidrolizei la nivelul cationului și anionului, hidroliza devine ireversibilă. În soluție, carbonatul, sulfitul, sulfura și silicatul de aluminiu sunt complet descompuse de apă sau nu pot fi obținute prin reacție de schimb: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3. Pentru unele săruri, hidroliza devine ireversibilă atunci când este încălzită. La încălzire, acetatul de aluminiu umed se descompune conform ecuației: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH În cazul halogenurilor de aluminiu, descompunerea sării este facilitată de scăderea solubilitatea halogenurilor de hidrogen gazoase la încălzire: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Dintre halogenurile de aluminiu, doar fluorura este un compus ionic, halogenurile rămase sunt compuși covalenti, punctele lor de topire sunt semnificativ mai mici decât cele ale fluorurii, clorura de aluminiu este capabilă de sublimare. La temperaturi foarte ridicate, vaporii conțin molecule singulare de halogenuri de aluminiu, care au o structură triunghiulară plată datorită hibridizării sp 2 a orbitalilor atomici ai atomului central. Starea fundamentală a acestor compuși în vapori și în unii solvenți organici este dimeri, de exemplu, Al2Cl6. Halogenurile de aluminiu sunt acizi Lewis puternici deoarece au un orbital atomic liber. Prin urmare, dizolvarea în apă are loc cu degajarea unei cantități mari de căldură. O clasă interesantă de compuși ai aluminiului (precum și alte metale trivalente) sunt alaun - 12 sulfați dubli apoși M I M III (SO 4) 2, care, atunci când sunt dizolvați ca toate sărurile duble, dau un amestec de cationi și anioni corespunzători.

5. Conexiuni complexe. Să luăm în considerare hidroxocomplecșii de aluminiu. Acestea sunt săruri în care particula complexă este un anion. Toate sărurile sunt solubile. Ele sunt distruse atunci când interacționează cu acizii. În acest caz, acizii tari dizolvă ortohidroxidul rezultat, iar oxizii acizi slabi sau corespunzători (H 2 S, CO 2, SO 2) îl precipită: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) ) 3 ↓ + KHCO 3

La calcinare, hidroxoaluminații se transformă în orto- sau meta-aluminați, pierzând apă.

Fier

Un element cu număr atomic 26, cu o masă atomică relativă de 55,847. Aparține familiei de elemente 3d, are o configurație electronică: 3d 6 4s 2 și se află în perioada IV, grupa VIII, subgrup secundar în tabelul periodic. În compuși, fierul prezintă predominant stări de oxidare +2 și +3. Ionul Fe 3+ are un înveliș de electron d pe jumătate umplut, 3d 5, ceea ce îi conferă stabilitate suplimentară. Este mult mai dificil să se obțină stările de oxidare +4, +6, +8.

Conform proprietăților sale fizice, fierul este un metal alb-argintiu, strălucitor, relativ moale, maleabil, ușor de magnetizat și demagnetizat. Punct de topire 1539 o C. Are mai multe modificări alotropice, care diferă prin tipul rețelei cristaline.

Proprietățile unei substanțe simple.

1. Când este ars în aer, formează un oxid amestecat Fe 3 O 4, iar atunci când interacționează cu oxigenul pur - Fe 2 O 3. Pudra de fier este piroforică - se aprinde spontan în aer.

2. Fluorul, clorul și bromul reacţionează ușor cu fierul, oxidându-l la Fe 3+. FeJ 2 se formează cu iod, deoarece cationul de fier trivalent oxidează anionul iodură și, prin urmare, compusul FeJ 3 nu există.

3. Dintr-un motiv similar, compusul Fe 2 S 3 nu există, iar interacțiunea fierului și sulfului la punctul de topire al sulfului duce la compusul FeS. Cu un exces de sulf se obține pirita - disulfură de fier (II) - FeS 2. Se formează și compuși nestoichiometrici.

4. Fierul reacționează cu alte nemetale sub încălzire puternică, formând soluții solide sau compuși asemănătoare metalelor. Puteți da o reacție care are loc la 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Acest compus de fier și carbon se numește cementită.

5. Fierul formează aliaje cu multe metale.

6. În aer la temperatura camerei, fierul este acoperit cu o peliculă de oxid, astfel încât să nu interacționeze cu apa. Interacțiunea cu aburul supraîncălzit dă următoarele produse: 3Fe + 4H 2 O (abur) = Fe 3 O 4 + 4H 2. În prezența oxigenului, fierul interacționează chiar și cu umiditatea aerului: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Ecuația de mai sus reflectă procesul de ruginire, pe care îl suferă până la 10% din produsele metalice pe an.

7. Deoarece fierul se află în seria tensiunii înaintea hidrogenului, reacţionează uşor cu acizii neoxidanţi, dar se oxidează doar la Fe 2+.

8. Acizii azotic și sulfuric concentrați pasivează fierul, dar reacția are loc la încălzire. Acidul azotic diluat reacționează și la temperatura camerei. Cu toți acizii oxidanți, fierul produce săruri de fier (III) (conform unor rapoarte, formarea azotatului de fier (II) este posibilă cu acid azotic diluat) și reduce HNO 3 (diluat) la NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + în funcție de condiții și HNO 3 (conc.) - la NO 2 datorită încălzirii necesare pentru ca reacția să aibă loc.

9. Fierul este capabil să reacționeze cu alcalii concentrate (50%) atunci când este încălzit: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Reacţionând cu soluţii de săruri ale metalelor mai puţin active, fierul elimină aceste metale din compoziţia sării, transformându-se într-un cation bivalent: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Proprietățile compușilor de fier.

Fe 2+ Raportul sarcină/rază al acestui cation este apropiat de cel al Mg 2+, astfel încât comportamentul chimic al oxidului, hidroxidului și sărurilor fierului feros este similar cu comportamentul compușilor corespunzători de magneziu. Într-o soluție apoasă, cationul de fier bivalent formează un complex acvatic 2+ de culoare verde pal. Acest cation este ușor oxidat chiar și direct în soluție de oxigenul atmosferic. Soluția de FeCl2 conține particule complexe 0. Concentrația de sarcină a unui astfel de cation este scăzută, astfel încât hidroliza sărurilor este moderată.

1. FeO - oxidul principal, de culoare neagră, nu se dizolvă în apă. Se dizolvă ușor în acizi. Când este încălzit peste 500 0 C, este disproporționat: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Se poate obține prin calcinarea atentă a hidroxidului, carbonatului și oxalatului corespunzător, în timp ce descompunerea termică a altor săruri de Fe 2+ duce la formarea oxidului feric: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, dar 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Oxidul de fier (II) însuși poate acționa ca agent oxidant, de exemplu, atunci când este încălzit, reacția are loc: 3FeO + 2NH3 = 3Fe + N2 +3H2O

2. Fe(OH) 2 – hidroxid de fier (II) – bază insolubilă. Reacționează cu acizii. Cu acizii oxidanți se produce simultan o interacțiune acido-bază și oxidarea la fier feric: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (conc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Poate fi obținut prin reacții de schimb din sare solubilă. Acesta este un compus alb care devine mai întâi verde în aer datorită interacțiunii cu umiditatea aerului și apoi devine maro din cauza oxidării de către oxigenul aerului: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.

3. Săruri. După cum sa menționat deja, majoritatea sărurilor de Fe(II) se oxidează lent în aer sau în soluție. Cea mai rezistentă la oxidare este sarea lui Mohr - fier dublu (II) și sulfat de amoniu: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. Cationul Fe 2+ este ușor oxidat la Fe 3+, prin urmare majoritatea agenților oxidanți, în special acizii oxidanți, oxidează sărurile de fier feros. Când se ard sulfura și disulfura de fier, se obțin oxid de fier (III) și oxid de sulf (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Sulfura de fier (II) se dizolvă și în acizi tari: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Carbonatul de fier (II) este insolubil, în timp ce bicarbonatul este solubil în apă.

Fe 3+ Raportul de încărcare la rază acest cation corespunde cationului de aluminiu , prin urmare, proprietățile compușilor cationici de fier (III) sunt similare cu compușii corespunzători de aluminiu.

Fe 2 O 3 este hematit, un oxid amfoter în care predomină proprietățile de bază. Amfoteritatea se manifestă prin posibilitatea fuziunii cu alcaline solide și carbonați de metale alcaline: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - galben sau roșu, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferratele (II) se descompun cu apă, eliberând Fe 2 O 3. nH2O.

Fe3O4- magnetita, o substanta neagra care poate fi considerata fie ca un oxid mixt - FeO. Fe 2 O 3 sau ca fier (II) oxometaferrat (III): Fe(FeO 2) 2. Când interacționează cu acizii, dă un amestec de săruri: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH)3 sau FeO(OH) este un precipitat gelatinos roșu-brun, hidroxid amfoter. Pe lângă interacțiunile cu acizii, reacționează cu o soluție alcalină concentrată fierbinte și se topește cu alcaline solide și carbonați: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Sare. Majoritatea sărurilor ferice sunt solubile. La fel ca sărurile de aluminiu, ele suferă o hidroliză puternică la cation, care în prezența anionilor de acizi slabi și instabili sau insolubili pot deveni ireversibile: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. Prin fierberea unei soluții de clorură de fier (III), hidroliza poate fi, de asemenea, ireversibilă, deoarece solubilitatea acidului clorhidric, ca orice gaz, scade la încălzire și iese din sfera de reacție: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (când este încălzit).

Capacitatea de oxidare a acestui cation este foarte mare, mai ales în raport cu conversia în cationul Fe 2+: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Rezultând:

a) soluțiile de săruri ferice de fier oxidează toate metalele până la cupru: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) reacțiile de schimb cu săruri care conțin anioni ușor oxidați au loc concomitent cu oxidarea acestora: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Ca și alți cationi trivalenți, fierul (III) este capabil să formeze alaun - sulfați dubli cu cationi de metale alcaline sau de amoniu, de exemplu: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

Conexiuni complexe. Ambii cationi de fier tind să formeze complexe anionice, în special fier (III). FeCl3 + KCI = K, FeCl3 + CI2 = CI + -. Ultima reacție reflectă acțiunea clorurii de fier (III) ca catalizator pentru clorurarea electrofilă. Complexele de cianuri prezintă interes: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – hexacianoferrat de potasiu (II), sare galbenă din sânge. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – hexacianoferat de potasiu (III), sare roșie din sânge. Complexul de fier feros dă un precipitat sau o soluție albastră cu sarea ferică, în funcție de raportul dintre reactivi. Aceeași reacție are loc între sarea roșie din sânge și orice sare feroasă. În primul caz, precipitatul a fost numit albastru prusac, în al doilea - albastru Turnbull. Ulterior s-a dovedit că cel puțin soluțiile au aceeași compoziție: K – hexacianoferat de fier de potasiu (II,III). Reacțiile descrise sunt calitative pentru prezența cationilor de fier corespunzători în soluție. O reacție calitativă la prezența cationului feric este apariția unei culori roșii-sânge la interacțiunea cu tiocianatul de potasiu (rodanid): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Starea de oxidare +6 pentru fier este instabilă. Este posibil să se obțină doar anionul FeO 4 2-, care există doar la pH>7-9, dar este un agent oxidant puternic.

Fe 2 O 3 + 4KOH + 3KNO 3 = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O

Fe (rumeguș) + H 2 O + KOH + KNO 3 = K 2 FeO 4 + KNO 2 + H 2

2Fe(OH) 3 + 3Cl 2 + 10KOH = 2K 2 FeO 4 + 6KCl + 6H 2 O

Fe 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + KCl + 2H 2 O

4K 2 FeO 4 + 6H 2 O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O 2

4BaFeO 4 (încălzire) = 4BaO + 2Fe 2 O 3 + 3O 2

2K 2 FeO 4 + 2CrCl 3 + 2HCl = FeCl 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

Obținerea fierului în industrie:

A) proces de domeniu: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

B) aluminotermie: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe

CROM – element cu număr atomic 24, cu masa atomică relativă de 51.996. Aparține familiei de elemente 3d, are o configurație electronică de 3d 5 4s 1 și se află în perioada IV, grupa VI, un subgrup secundar în tabelul periodic. Stari de oxidare posibile: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Dintre acestea, cele mai stabile sunt +2, +3, +6 și +3 are energia minimă.

După proprietățile sale fizice, cromul este un metal dur alb-cenușiu, strălucitor, cu un punct de topire de 1890 o C. Forța rețelei sale cristaline se datorează prezenței a cinci electroni d nepereche, capabili de legături covalente parțiale.

Proprietățile chimice ale unei substanțe simple.

La temperaturi scăzute, cromul este inert datorită prezenței unei pelicule de oxid și nu interacționează cu apa și aerul.

1. Interacționează cu oxigenul la temperaturi peste 600 o C. În acest caz se formează oxidul de crom (III) – Cr 2 O 3 –.

2. Interacțiunea cu halogenii are loc în diferite moduri: Cr + 2F 2 = CrF 4 (la temperatura camerei), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (cu încălzire semnificativă ). Trebuie spus că iodura de crom (III) poate exista și se obține printr-o reacție de schimb sub formă de hidrat cristalin CrJ 3. 9H 2 O, dar stabilitatea sa termică este scăzută, iar când este încălzit se descompune în CrJ 2 și J 2.

3. La temperaturi peste 120 o C, cromul reacţionează cu sulful topit, dând sulfură de crom (II) - CrS (negru).

4. La temperaturi peste 1000 o C, cromul reacţionează cu azotul şi carbonul, dând compuşi nestoichiometrici, inerţi din punct de vedere chimic. Printre acestea, putem remarca carbura cu o compoziție aproximativă de CrC, care este aproape de duritatea diamantului.

5. Cromul nu reacționează cu hidrogenul.

6. Reacția cu vaporii de apă este următoarea: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reacția cu acizii neoxidanți are loc destul de ușor, rezultând formarea unui complex acvatic 2+ de culoare albastru cer, care este stabil doar în absența aerului sau în atmosferă de hidrogen. În prezența oxigenului, reacția se desfășoară diferit: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Acizii diluați saturati cu oxigen chiar pasivează cromul datorită formării unei pelicule puternice de oxid la suprafață.

8. Acizi oxidanți: acid azotic de orice concentrație, acidul sulfuric concentrat și acidul percloric pasivează cromul astfel încât după tratarea suprafeței cu acești acizi, acesta să nu mai reacționeze cu alți acizi. Pasivația este îndepărtată atunci când este încălzită. Aceasta produce săruri de crom (III) și dioxizi de sulf sau de azot (clorura din acid percloric). Pasivarea datorată formării unui film de sare are loc atunci când cromul reacţionează cu acidul fosforic.

9. Cromul nu reacționează direct cu alcalii, ci reacționează cu topiturile alcaline cu adaos de agenți de oxidare: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Cromul este capabil să reacționeze cu soluțiile sărate, înlocuind metalele mai puțin active (cele din dreapta acestuia în seria de tensiune) din compoziția sării. Cromul însuși este transformat în cationul Cr2+.

Aluminiu – distrugerea metalului sub influența mediului.

Pentru reacția Al 3+ +3e → Al, potențialul standard al electrodului aluminiului este -1,66 V.

Punctul de topire al aluminiului este de 660 °C.

Densitatea aluminiului este de 2,6989 g/cm 3 (în condiții normale).

Aluminiul, deși este un metal activ, are proprietăți de coroziune destul de bune. Acest lucru poate fi explicat prin capacitatea de a pasiva în multe medii agresive.

Rezistența la coroziune a aluminiului depinde de mulți factori: puritatea metalului, mediul coroziv, concentrația de impurități agresive în mediu, temperatură etc. pH-ul soluțiilor are o influență puternică. Oxidul de aluminiu se formează pe suprafața metalului numai în intervalul de pH de la 3 la 9!

Rezistența la coroziune a Al este foarte influențată de puritatea acestuia. Pentru fabricarea unităților și echipamentelor chimice, se utilizează numai metal de înaltă puritate (fără impurități), de exemplu, aluminiu AB1 și AB2.

Coroziunea aluminiului nu se observă numai în acele medii în care se formează o peliculă de oxid de protecție pe suprafața metalului.

Când este încălzit, aluminiul poate reacționa cu unele nemetale:

2Al + N 2 → 2AlN – interacțiunea aluminiului și azotului cu formarea nitrurii de aluminiu;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – reacția aluminiului cu carbonul pentru a forma carbură de aluminiu;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – interacțiunea aluminiului și sulfului cu formarea sulfurei de aluminiu.

Coroziunea aluminiului în aer (coroziunea atmosferică a aluminiului)

Aluminiul, atunci când interacționează cu aerul, devine pasiv. Când metalul pur intră în contact cu aerul, pe suprafața aluminiului apare instantaneu o peliculă protectoare subțire de oxid de aluminiu. În plus, creșterea filmului încetinește. Formula oxidului de aluminiu este Al 2 O 3 sau Al 2 O 3 H 2 O.

Reacția aluminiului cu oxigenul:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

Grosimea acestui film de oxid variază de la 5 la 100 nm (în funcție de condițiile de funcționare). Oxidul de aluminiu are o bună aderență la suprafață și satisface condiția de continuitate a filmelor de oxid. Când este depozitat într-un depozit, grosimea oxidului de aluminiu pe suprafața metalului este de aproximativ 0,01 - 0,02 microni. Când interacționează cu oxigenul uscat – 0,02 – 0,04 microni. La tratarea termică a aluminiului, grosimea peliculei de oxid poate ajunge la 0,1 microni.

Aluminiul este destul de rezistent atât în ​​aer curat din mediul rural, cât și în atmosferă industrială (conținând vapori de sulf, hidrogen sulfurat, amoniac gazos, acid clorhidric uscat etc.). Deoarece compușii cu sulf nu au niciun efect asupra coroziunii aluminiului în medii gazoase - este utilizat pentru fabricarea instalațiilor de prelucrare a țițeiului acru și a dispozitivelor de vulcanizare a cauciucului.

Coroziunea aluminiului în apă

Coroziunea aluminiului aproape nu este observată atunci când interacționează cu apă curată, proaspătă, distilată. Creșterea temperaturii la 180 °C nu are niciun efect special. Vaporii de apă fierbinte nu au nici un efect asupra coroziunii aluminiului. Dacă adăugați puțină alcalină în apă, chiar și la temperatura camerei, rata de coroziune a aluminiului într-un astfel de mediu va crește ușor.

Interacțiunea aluminiului pur (neacoperit cu o peliculă de oxid) cu apa poate fi descrisă folosind ecuația reacției:

2Al + 6H20 = 2Al(OH)3 + 3H2.

Când interacționează cu apa de mare, aluminiul pur începe să se corodeze, deoarece... sensibil la sarurile dizolvate. Pentru a utiliza aluminiu în apa de mare, se adaugă în compoziția sa o cantitate mică de magneziu și siliciu. Rezistența la coroziune a aluminiului și a aliajelor sale atunci când sunt expuse la apa de mare este semnificativ redusă dacă metalul conține cupru.

Coroziunea aluminiului în acizi

Pe măsură ce puritatea aluminiului crește, crește rezistența acestuia la acizi.

Coroziunea aluminiului în acid sulfuric

Acidul sulfuric (are proprietăți oxidante) în concentrații medii este foarte periculos pentru aluminiu și aliajele sale. Reacția cu acid sulfuric diluat este descrisă de ecuația:

2Al + 3H2SO4 (dil) → Al2 (SO4)3 + 3H2.

Acidul sulfuric la rece concentrat nu are efect. Și când este încălzit, aluminiul corodează:

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

În acest caz, se formează o sare solubilă - sulfat de aluminiu.

Al este stabil în oleum (acid sulfuric fumos) la temperaturi de până la 200 °C. Din acest motiv, este utilizat pentru producerea de acid clorosulfonic (HSO 3 Cl) și oleum.

Coroziunea aluminiului în acid clorhidric

Aluminiul sau aliajele sale se dizolvă rapid în acid clorhidric (mai ales când temperatura crește). Ecuația coroziunii:

2Al + 6HCI → 2AlCI3 + 3H2.

Soluțiile de acizi bromhidric (HBr) și fluorhidric (HF) acționează în mod similar.

Coroziunea aluminiului în acid azotic

O soluție concentrată de acid azotic are proprietăți oxidante ridicate. Aluminiul în acid azotic la temperaturi normale este extrem de rezistent (rezistența este mai mare decât cea a oțelului inoxidabil 12Х18Н9). Este folosit chiar și pentru a produce acid azotic concentrat prin sinteză directă.

Când este încălzit, coroziunea aluminiului în acid azotic are loc conform reacției:

Al + 6HNO3 (conc) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O.

Coroziunea aluminiului în acid acetic

Aluminiul este destul de rezistent la acidul acetic de orice concentrație, dar numai dacă temperatura nu depășește 65 °C. Este folosit pentru a produce formaldehidă și acid acetic. La temperaturi mai ridicate, aluminiul se dizolvă (cu excepția concentrațiilor acide de 98 - 99,8%).

Aluminiul este stabil în soluții bromice și slabe de acizi cromic (până la 10%), fosforic (până la 1%) la temperatura camerei.

Acizii citric, butiric, malic, tartric, propionic, vinul și sucurile de fructe au un efect slab asupra aluminiului și aliajelor sale.

Acizii oxalici, formici și organoclorați distrug metalul.

Rezistența la coroziune a aluminiului este foarte influențată de vapori și mercur lichid. După un scurt contact, metalul și aliajele sale se corodează intens, formând amalgame.

Coroziunea aluminiului în alcalii

Alcalii dizolvă cu ușurință pelicula de oxid de protecție de pe suprafața aluminiului, începe să reacționeze cu apa, drept urmare metalul se dizolvă cu eliberarea de hidrogen (coroziunea aluminiului cu depolarizare a hidrogenului).

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2;

2(NaOHH2O) + 2Al → 2NaAlO2 + 3H2.

Se formează aluminați.

De asemenea, pelicula de oxid este distrusă de ionii de mercur, cupru și clor.