Jaká kyselina rozpouští hliník. Rozpouštění hliníkových skořepin. Kov vstupuje do přírodních vod z

Hliník je prvek s pořadovým číslem 13, relativní atomová hmotnost - 26,98154. Nachází se v období III, skupina III, hlavní podskupina. Elektronická konfigurace: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Stabilní oxidační stav hliníku je „+3“. Výsledný kation má obal ušlechtilého plynu, což přispívá k jeho stabilitě, ale poměr náboje k poloměru, tedy koncentrace náboje, je poměrně vysoký, což zvyšuje energii kationtu. Tato vlastnost vede k tomu, že hliník spolu s iontovými sloučeninami tvoří řadu kovalentních sloučenin a jeho kationt podléhá v roztoku výrazné hydrolýze.

Hliník může vykazovat mocenství I pouze při teplotách nad 1500 o C. Al 2 O a AlCl jsou známé.

Z hlediska fyzikálních vlastností je hliník typickým kovem s vysokou tepelnou a elektrickou vodivostí, na druhém místě za stříbrem a mědí. Ionizační potenciál hliníku není příliš vysoký, takže by se od něj očekávala vysoká chemická aktivita, je však výrazně snížena díky tomu, že kov je na vzduchu pasivován díky vytvoření silného oxidového filmu na jeho povrchu. Pokud je kov aktivován: a) mechanicky odstranit film, b) amalgamovat (reagovat se rtutí), c) použít prášek, pak se takový kov stane natolik reaktivním, že dokonce interaguje s vlhkostí a kyslíkem ve vzduchu a zhroutí se v souladu s proces:

4(Al,Hg) +3O2 + 6H20 = 4Al(OH)3 + (Hg)

Interakce s jednoduchými látkami.

1. Práškový hliník reaguje při silném zahřátí s kyslíkem. Tyto podmínky jsou nutné z důvodu pasivace a samotná reakce tvorby oxidu hlinitého je vysoce exotermická - uvolňuje se 1676 kJ/mol tepla.

2. S chlórem a bromem reaguje za standardních podmínek a může se ve svém prostředí i vznítit. Pouze nereaguje s fluorem, protože Fluorid hlinitý, stejně jako oxid, vytváří na povrchu kovu ochranný solný film. S jódem reaguje při zahřátí a v přítomnosti vody jako katalyzátoru.

3. Se sírou po fúzi reaguje za vzniku sulfidu hlinitého o složení Al2S3.

4. Při zahřívání také reaguje s fosforem za vzniku fosfidu: AlP.

5. Přímo s vodíkem hliník nereaguje.

6. S dusíkem reaguje při 800 o C za vzniku nitridu hliníku (AlN). Je třeba říci, že ke spalování hliníku na vzduchu dochází při přibližně stejných teplotách, takže produkty spalování (s přihlédnutím ke složení vzduchu) jsou jak oxid, tak nitrid.

7. S karbonem hliník interaguje při ještě vyšší teplotě: 2000 o C. Karbid hliníku složení Al 4 C 3 patří mezi methanidy, neobsahuje vazby C-C a při hydrolýze se uvolňuje metan: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH)3 + 3CH4

Interakce s komplexními látkami

1. S vodou aktivovaný (bez ochranného filmu) hliník aktivně interaguje s uvolňováním vodíku: 2Al (akt.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Hydroxid hlinitý se získává ve formě bílého sypkého prášku, nepřítomnost filmu neinterferuje s dokončením reakce.

2. Interakce s kyselinami: a) Hliník aktivně interaguje s neoxidačními kyselinami v souladu s rovnicí: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Interakce s oxidujícími kyselinami nastává s následujícími znaky. Koncentrované kyseliny dusičná a sírová, stejně jako velmi zředěná kyselina dusičná, pasivují hliník (rychlá oxidace povrchu vede k vytvoření oxidového filmu) za studena. Při zahřívání se film naruší a reakce probíhá, ale z koncentrovaných kyselin se při zahřívání uvolňují pouze produkty jejich minimální redukce: 2Al + 6H 2 SO 4 (konc) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 ( konc) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Se středně zředěnou kyselinou dusičnou lze v závislosti na reakčních podmínkách získat NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Interakce s alkáliemi. Hliník je amfoterní prvek (z hlediska chemických vlastností), protože má poměrně vysokou elektronegativitu pro kovy - 1,61. Proto se celkem snadno rozpouští v alkalických roztocích za vzniku hydroxokomplexů a vodíku. Složení hydroxokomplexu závisí na poměru činidel: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Poměr hliníku a vodíku určuje elektron. rovnováha redoxní reakce probíhající mezi nimi a na poměru činidel nezávisí.

4. Nízký ionizační potenciál a vysoká afinita ke kyslíku (vysoká oxidová stabilita) vedou k tomu, že hliník aktivně interaguje s oxidy mnoha kovů, jejich obnovení. Reakce probíhají při počátečním zahřívání s dalším uvolňováním tepla, takže teplota stoupne na 1200 o - 3000 o C. Směs 75 % hliníkového prášku a 25 % (hmotnostních) Fe 3 O 4 se nazývá „termit“. Dříve se spalovací reakce této směsi využívala ke svařování kolejnic. Redukce kovů z oxidů pomocí hliníku se nazývá aluminotermie a používá se v průmyslu jako způsob výroby kovů, jako je mangan, chrom, vanad, wolfram a feroslitiny.

5. Se solnými roztoky hliník reaguje dvěma různými způsoby. 1. Pokud má solný roztok v důsledku hydrolýzy kyselé nebo zásadité prostředí, uvolňuje se vodík (u kyselých roztoků k reakci dochází pouze při výrazném zahřátí, protože ochranný oxidový film se lépe rozpouští v zásadách než v kyselinách). 2Al + 6KHS04+ (H20) = AI2(SO4)3 + 3K2S04 + 3H22Al + 2K2C03 + 8H20 = 2K + 2KHC03 + 3H2. 2. Hliník může ze složení soli vytlačit kovy, které jsou v napěťové řadě napravo od něj, tzn. budou skutečně oxidovány kationty těchto kovů. Kvůli oxidovému filmu tato reakce neprobíhá vždy. Například chloridové anionty mohou narušit film a dojde k reakci 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, ale podobná reakce se sírany při pokojové teplotě nebude fungovat. S aktivovaným hliníkem bude fungovat jakákoliv interakce, která neodporuje obecnému pravidlu.

Hliníkové spoje.

1. Oxid (Al 2 O 3). Známé ve formě několika modifikací, z nichž většina je velmi odolná a chemicky inertní. Modifikace α-Al 2 O 3 se v přírodě vyskytuje ve formě minerálu korundu. V krystalové mřížce této sloučeniny jsou někdy kationty hliníku částečně nahrazeny kationty jiných kovů, což dává minerálu jeho barvu. Příměs Cr(III) dává červenou barvu, takový korund je již rubínový drahokam. Příměs Ti(III) a Fe(III) vytváří modrý safír. Amorfní modifikace je chemicky aktivní. Oxid hlinitý je typickým amfoterním oxidem, který reaguje jak s kyselinami, tak s kyselými oxidy, a s alkáliemi a zásaditými oxidy, přičemž alkálie jsou výhodné. Reakční produkty v roztoku a v pevné fázi při fúzi jsou různé: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (fúze) - metahlinitan sodný, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (fúze ) - orthoaluminát sodný, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fúzní) - chromát hlinitý. Kromě oxidů a pevných alkálií hliník při tavení reaguje se solemi tvořenými těkavými oxidy kyselin a vytěsňuje je ze složení soli: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reakce v roztoku: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – tetrahydroxyaluminát sodný. Tetrahydroxoaluminátový aniont je ve skutečnosti 1-tetrahydroxodiaquaanion, protože koordinační číslo 6 je výhodné pro hliník. Při přebytku alkálie vzniká hexahydroxoaluminát: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Kromě kyselin a zásad lze očekávat reakce s kyselými solemi: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Hydroxidy hliníku. Existují dva známé hydroxidy hliníku - metahydroxid -AlO(OH) a ortohydroxid - Al(OH) 3. Oba jsou nerozpustné ve vodě, ale jsou také amfoterní, proto se rozpouštějí v roztocích kyselin a zásad a také solí, které mají v důsledku hydrolýzy kyselé nebo zásadité prostředí. Při tavení reagují hydroxidy podobně jako oxidy. Jako všechny nerozpustné zásady se hydroxidy hlinité při zahřívání rozkládají: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Hydroxidy hlinité se rozpouštějí v alkalických roztocích, nerozpouštějí se ve vodném čpavku, lze je tedy vysrážet čpavkem z rozp. sůl: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, touto reakcí vzniká metahydroxid. Hydroxid je obtížné vysrážet působením alkálií, protože výsledná sraženina se snadno rozpustí a celková reakce má tvar: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Soli hliníku. Téměř všechny soli hliníku jsou vysoce rozpustné ve vodě. AlPO 4 fosfát a AlF 3 fluorid jsou nerozpustné. Protože kationt hliníku má vysokou koncentraci náboje, jeho akvakomplex získává vlastnosti kationtové kyseliny: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, tzn. hlinité soli podléhají silné kationtové hydrolýze. V případě solí slabých kyselin se díky vzájemnému zesílení hydrolýzy na kationtu a aniontu stává hydrolýza nevratná. V roztoku se uhličitan hlinitý, siřičitan, sulfid a křemičitan zcela rozloží vodou nebo je nelze získat výměnnou reakcí: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K2CO3 + 3H20 = 2Al(OH)3↓ + 3CO2 + 6KNO3. U některých solí se hydrolýza po zahřátí stává nevratnou. Mokrý octan hlinitý se při zahřívání rozkládá v souladu s rovnicí: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH V případě halogenidů hliníku je rozklad soli usnadněn poklesem rozpustnost plynných halogenovodíků při zahřívání: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Z halogenidů hliníku je pouze fluorid iontovou sloučeninou, zbývající halogenidy jsou kovalentní sloučeniny, jejich teploty tání jsou výrazně nižší než u fluoridu, chlorid hlinitý je schopen sublimace. Při velmi vysokých teplotách pára obsahuje jednotlivé molekuly halogenidů hliníku, které mají plochou trojúhelníkovou strukturu díky sp 2 hybridizaci atomových orbitalů centrálního atomu. Základním stavem těchto sloučenin v parách a v některých organických rozpouštědlech jsou dimery, například Al 2 Cl 6 . Halogenidy hliníku jsou silné Lewisovy kyseliny, protože mají prázdný atomový orbital. K rozpuštění ve vodě tedy dochází za uvolnění velkého množství tepla. Zajímavou třídou sloučenin hliníku (ale i dalších trojmocných kovů) jsou kamenec - 12-vodné podvojné sírany M I M III (SO 4) 2, které po rozpuštění jako všechny podvojné soli dávají směs odpovídajících kationtů a aniontů.

5. Složitá spojení. Uvažujme hydroxokomplexy hliníku. Jedná se o soli, ve kterých je komplexní částicí anion. Všechny soli jsou rozpustné. Při interakci s kyselinami se ničí. V tomto případě silné kyseliny rozpouštějí výsledný ortohydroxid a slabé nebo odpovídající kyselé oxidy (H 2 S, CO 2, SO 2) jej vysrážejí: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH ) 3 ↓ + KHCO 3

Při kalcinaci se hydroxoalumináty přeměňují na ortho- nebo meta-alumináty, přičemž ztrácejí vodu.

Žehlička

Prvek s atomovým číslem 26, s relativní atomovou hmotností 55,847. Patří do 3d rodiny prvků, má elektronickou konfiguraci: 3d 6 4s 2 a je ve IV periodě, VIII skupině, sekundární podskupině v periodické tabulce. Ve sloučeninách železo vykazuje převážně oxidační stavy +2 a +3. Iont Fe 3+ má z poloviny vyplněný d-elektronový obal, 3d 5, což mu dodává dodatečnou stabilitu. Mnohem obtížnější je dosáhnout oxidačních stavů +4, +6, +8.

Železo je podle svých fyzikálních vlastností stříbřitě bílý, lesklý, poměrně měkký, tvárný, snadno magnetizovatelný a demagnetizovaný kov. Teplota tání 1539 o C. Má několik alotropních modifikací, lišících se typem krystalové mřížky.

Vlastnosti jednoduché látky.

1. Při spalování na vzduchu tvoří směsný oxid Fe 3 O 4 a při interakci s čistým kyslíkem - Fe 2 O 3. Práškové železo je samozápalné – na vzduchu se samovolně vznítí.

2. Fluor, chlor a brom snadno reagují se železem a oxidují ho na Fe 3+. FeJ 2 se tvoří s jódem, protože kationt trojmocného železa oxiduje jodidový aniont a sloučenina FeJ 3 tedy neexistuje.

3. Z podobného důvodu neexistuje sloučenina Fe 2 S 3 a interakce železa a síry při teplotě tání síry vede ke sloučenině FeS. S přebytkem síry se získá pyrit - disulfid železnatý - FeS 2. Vznikají také nestechiometrické sloučeniny.

4. Železo reaguje s jinými nekovy při silném zahřívání a vytváří pevné roztoky nebo sloučeniny podobné kovům. Můžete uvést reakci, která probíhá při 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Tato sloučenina železa a uhlíku se nazývá cementit.

5. Železo tvoří slitiny s mnoha kovy.

6. Na vzduchu při pokojové teplotě je železo pokryto oxidovým filmem, takže neinteraguje s vodou. Interakcí s přehřátou párou vznikají následující produkty: 3Fe + 4H2O (pára) = Fe3O4 + 4H2. V přítomnosti kyslíku železo dokonce interaguje se vzdušnou vlhkostí: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Výše uvedená rovnice odráží proces koroze, kterému ročně projde až 10 % kovových výrobků.

7. Jelikož je železo v napěťové řadě před vodíkem, snadno reaguje s neoxidačními kyselinami, ale oxiduje se pouze na Fe 2+.

8. Koncentrovaná kyselina dusičná a sírová pasivuje železo, ale při zahřátí dochází k reakci. Při pokojové teplotě reaguje i zředěná kyselina dusičná. Se všemi oxidačními kyselinami železo vytváří železité soli (podle některých zpráv je tvorba dusičnanu železnatého (II) možná se zředěnou kyselinou dusičnou) a redukuje HNO 3 (zředěnou) na NO, N 2 O, N 2 NH 4 + v závislosti na podmínkách a HNO 3 (konc.) - na NO 2 v důsledku zahřívání, které je nezbytné pro průběh reakce.

9. Železo je při zahřívání schopno reagovat s koncentrovanými (50%) alkáliemi: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Reakcí s roztoky solí méně aktivních kovů železo odstraňuje tyto kovy ze složení soli a mění se na dvojmocný kation: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Vlastnosti sloučenin železa.

Fe 2+ Poměr náboje k poloměru tohoto kationtu se blíží poměru Mg 2+, takže chemické chování oxidu, hydroxidu a solí železnatého železa je podobné chování odpovídajících sloučenin hořčíku. Ve vodném roztoku tvoří kationt dvojmocného železa akvakomplex 2+ světle zelené barvy. Tento kation se snadno oxiduje i přímo v roztoku vzdušným kyslíkem. Roztok FeCl2 obsahuje komplexní částice 0. Nábojová koncentrace takového kationtu je nízká, takže hydrolýza solí je mírná.

1. FeO - hlavní oxid, černé barvy, nerozpouští se ve vodě. Snadno se rozpouští v kyselinách. Při zahřátí nad 500 0 C disproporcionuje: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Lze jej získat pečlivou kalcinací odpovídajícího hydroxidu, uhličitanu a šťavelanu, zatímco tepelný rozklad ostatních solí Fe 2+ vede ke vzniku oxidu železitého: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, ale 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Samotný oxid železitý může působit jako oxidační činidlo, například při zahřátí dochází k reakci: 3FeO + 2NH3 = 3Fe + N2 + 3H20

2. Fe(OH) 2 – hydroxid železitý – nerozpustná zásada. Reaguje s kyselinami. S oxidujícími kyselinami dochází současně k acidobazické interakci a oxidaci na trojmocné železo: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (konc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Lze získat pomocí výměnné reakce z rozpustné soli. Jedná se o bílou sloučeninu, která na vzduchu nejprve zezelená v důsledku interakce se vzdušnou vlhkostí a poté zhnědne v důsledku oxidace vzdušným kyslíkem: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.

3. Soli. Jak již bylo zmíněno, většina Fe(II) solí oxiduje pomalu na vzduchu nebo v roztoku. Nejodolnější vůči oxidaci je Mohrova sůl - podvojné železo (II) a síran amonný: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. Kationt Fe 2+ se snadno oxiduje na Fe 3+, proto většina oxidačních činidel, zejména oxidačních kyselin, oxiduje soli železnatého železa. Při vypalování sulfidu a disulfidu železa se získá oxid železitý a oxid sírový: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 sulfid železitý se rozpouští také v silných kyselinách: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Uhličitan železitý je nerozpustný, zatímco hydrogenuhličitan je rozpustný ve vodě.

Fe 3+ Poměr náboje k poloměru tento kation odpovídá kationtu hliníku , vlastnosti kationtových sloučenin trojmocného železa jsou tedy podobné jako u odpovídajících sloučenin hliníku.

Fe 2 O 3 je hematit, amfoterní oxid, u kterého převládají bazické vlastnosti. Amfoterita se projevuje v možnosti fúze s pevnými alkáliemi a uhličitany alkalických kovů: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - žlutá nebo červená, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferráty (II) se rozkládají vodou a uvolňují Fe 2 O 3. nH20.

Fe3O4- magnetit, černá látka, kterou lze považovat buď za směsný oxid - FeO. Fe 2 O 3, nebo jako oxometaferát železnatý (III): Fe (FeO 2) 2. Při interakci s kyselinami poskytuje směs solí: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 nebo FeO(OH) je červenohnědá želatinová sraženina, amfoterní hydroxid. Kromě interakcí s kyselinami reaguje s horkým koncentrovaným roztokem alkálie a fúzuje s pevnými alkáliemi a uhličitany: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Sůl. Většina železitých solí je rozpustná. Stejně jako soli hliníku procházejí silnou hydrolýzou na kationtu, která se v přítomnosti aniontů slabých a nestabilních nebo nerozpustných kyselin může stát nevratnými: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. Vařením roztoku chloridu železitého lze hydrolýzu také učinit nevratnou, protože rozpustnost chlorovodíku, jako každého plynu, při zahřátí klesá a opouští reakční sféru: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (při zahřátí).

Oxidační kapacita tohoto kationtu je velmi vysoká, zejména ve vztahu k přeměně na kation Fe 2+: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Což má za následek:

a) roztoky železitých solí oxidují všechny kovy až na měď: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) výměnné reakce se solemi obsahujícími snadno oxidovatelné anionty probíhají současně s jejich oxidací: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Stejně jako ostatní trojmocné kationty je železo (III) schopné tvořit alum - podvojné sírany s kationty alkalických kovů nebo amoniem, např.: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H20.

Složitá spojení. Oba kationty železa mají tendenci tvořit aniontové komplexy, zejména trojmocné železo. FeCl3 + KCl = K, FeCl3 + Cl2 = Cl + -. Tato reakce odráží působení chloridu železitého jako katalyzátoru pro elektrofilní chloraci. Zajímavé jsou kyanidové komplexy: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – hexakyanoželezitan draselný (II), žlutá krevní sůl. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – hexakyanoželezitan draselný (III), červená krevní sůl. Komplex železnatého železa poskytuje modrou sraženinu nebo roztok s železitou solí, v závislosti na poměru činidel. Ke stejné reakci dochází mezi červenou krevní solí a jakoukoli železitou solí. V prvním případě se sraženina nazývala pruská modř, ve druhém - Turnbullova modrá. Později se ukázalo, že minimálně roztoky mají stejné složení: K – hexakyanoželezitan draselný (II,III). Popsané reakce jsou kvalitativní pro přítomnost odpovídajících kationtů železa v roztoku. Kvalitativní reakcí na přítomnost železitého kationtu je výskyt krvavě červeného zbarvení při interakci s thiokyanátem draselným (rhodanidem): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Oxidační stav +6 pro železo je nestabilní. Je možné získat pouze anion FeO 4 2-, který existuje pouze při pH>7-9, ale je silným oxidačním činidlem.

Fe203 + 4KOH + 3KNO3 = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H20

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

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 6H20

Fe 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + KCl + 2H20

4K2FeO4 + 6H20 = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O2

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

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

Získávání železa v průmyslu:

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

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO2

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

CHROM – prvek s atomovým číslem 24, s relativní atomovou hmotností 51,996. Patří do rodiny 3d prvků, má elektronovou konfiguraci 3d 5 4s 1 a je v periodě IV, skupině VI, sekundární podskupině v periodické tabulce. Možné oxidační stavy: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Z nich jsou nejstabilnější +2, +3, +6 a +3 má minimální energii.

Chrom je podle fyzikálních vlastností šedobílý, lesklý, tvrdý kov s teplotou tání 1890 o C. Pevnost jeho krystalové mřížky je dána přítomností pěti nepárových d-elektronů, schopných částečné kovalentní vazby.

Chemické vlastnosti jednoduché látky.

Při nízkých teplotách je chrom inertní díky přítomnosti oxidového filmu a neinteraguje s vodou a vzduchem.

1. Interaguje s kyslíkem při teplotách nad 600 o C. V tomto případě vzniká oxid chromitý – Cr 2 O 3 .

2. Interakce s halogeny probíhá různými způsoby: Cr + 2F 2 = CrF 4 (při pokojové teplotě), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (při výrazném zahřívání ). Je třeba říci, že jodid chromitý může existovat a získává se výměnnou reakcí ve formě krystalického hydrátu CrJ 3. 9H 2 O, ale jeho tepelná stabilita je nízká a při zahřátí se rozkládá na CrJ 2 a J 2.

3. Při teplotách nad 120 o C reaguje chrom s roztavenou sírou za vzniku sulfidu chromitého - CrS (černý).

4. Při teplotách nad 1000 o C reaguje chrom s dusíkem a uhlíkem za vzniku nestechiometrických, chemicky inertních sloučenin. Mezi nimi můžeme zaznamenat karbid s přibližným složením CrC, který se tvrdostí blíží diamantu.

5. Chrom nereaguje s vodíkem.

6. Reakce s vodní párou je následující: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reakce s neoxidačními kyselinami probíhá celkem snadno, výsledkem je vznik akvakomplexu 2+ nebesky modré barvy, který je stabilní pouze za nepřítomnosti vzduchu nebo ve vodíkové atmosféře. V přítomnosti kyslíku probíhá reakce odlišně: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Zředěné kyseliny nasycené kyslíkem dokonce chrom pasivují díky vytvoření silného oxidového filmu na povrchu.

8. Oxidující kyseliny: kyselina dusičná v jakékoli koncentraci, koncentrovaná kyselina sírová a kyselina chloristá pasivují chrom tak, že po ošetření povrchu těmito kyselinami již nereaguje s jinými kyselinami. Pasivace je odstraněna při zahřátí. Vznikají tak chromité soli a oxidy síry nebo dusičité (chlorid z kyseliny chloristé). Pasivace v důsledku tvorby solného filmu nastává, když chrom reaguje s kyselinou fosforečnou.

9. Chrom nereaguje přímo s alkálií, ale reaguje s alkalickými taveninami s přídavkem oxidačních činidel: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Chrom je schopen reagovat s roztoky solí a vytlačovat méně aktivní kovy (ty napravo od něj v napěťové řadě) ze složení soli. Samotný chrom se přeměňuje na kationt Cr 2+.

Rozpustnost hydroxidů A1 v kyselém prostředí je přímo úměrná třetí mocnině koncentrace vodíkových iontů a v alkalickém prostředí je jí nepřímo úměrná. V izoelektrickém bodě má hydroxid hlinitý minimální rozpustnost. Podle Kolthoffa leží tento bod pro A1(OH)3 v rozmezí pH 6,5-7,5. Pro rychlost hydrolýzy hlinitých solí je také určitá optimální hodnota pH, která se pro koncentrace ABO od 400 do 100 mg/l pohybuje v rozmezí 4,95 až 5,40, a mezní hodnoty pH. při kterých ještě dochází k hydrolýze jsou 3 a 6,8.[...]

Souvislost mezi rozpustností a chemickou interakcí je zvláště jasná v systémech s komplexní tvorbou. Zde si můžeme připomenout známou skutečnost prudkého zvýšení rozpustnosti molekulárního jódu ve vodě za přítomnosti jodidu draselného v důsledku tvorby polyjodidu: Například chlorid sodný je prakticky nerozpustný v nitrobenzenu, ale v přítomnosti chloridu hlinitého se jeho rozpustnost prudce zvyšuje v důsledku tvorby komplexní soli NaAlC, která se v tomto rozpouštědle dokonale rozpouští.[...]

Minimální rozpustnost hydroxidu hlinitého leží v oblasti pH = 6,5+7,5. Srážení hydroxidu hlinitého začíná při pH = 3,0 a dosahuje maxima při pH = = 7. S dalším zvyšováním pH se sraženina začíná rozpouštět, což je patrné při pH = 9.[...]

Síran hlinitý se používá k čištění zakalených a barevných vod: čištěný - pro vysoký zákal, nečištěný nebo obsahující jako přísady jíly a silikátové materiály - pro nízký zákal vody. Tento koagulant je účinný v rozmezí pH 5-7,5 a čím vyšší je tvrdost vody a čím nižší je její barva, tím vyšší jsou optimální hodnoty pH. Relativně nízká cena, dobrá rozpustnost a absence speciálních požadavků na manipulaci se suchými a rozpuštěnými produkty učinily ze síranu hlinitého nejběžnější koagulant.[...]

Součin rozpustnosti HgS v destilované vodě je 1,6X10-21 mg/l, což odpovídá zbytkové koncentraci rtuťových iontů v roztoku rovné 2,5X10-21 mg/l. V průmyslových odpadních vodách je součin rozpustnosti HgS o něco vyšší, ale hlavní část sulfidu rtuťnatého je ve vodě ve formě jemně rozptýlených koloidních částic, které lze oddělit do sedimentu koagulací odpadní vody vodným síranem hlinitým Al2(S04)3 -I8H2O, vodný síran železnatý FeS04-7H20, vápno CaO, směs těchto koagulantů atd. [...]

Rozpustnost hydroxidu hlinitého v alkalickém prostředí je tedy nepřímo úměrná koncentraci vodíkových iontů na první mocninu.[...]

Při použití rozpustných elektrod (obvykle železa nebo hliníku) na anodě dochází k anodickému rozpouštění kovu, v důsledku čehož kationty železa nebo hliníku přecházejí do vody, což vede k tvorbě hydroxidových vloček. Současná tvorba koagulačních vloček a plynových bublin ve stísněných podmínkách mezielektrodového prostoru vytváří předpoklady pro spolehlivou fixaci plynových bublin na vločkách a intenzivní koagulaci kontaminantů, která zajišťuje účinnost flotačního procesu. Taková zařízení se nazývají elektrokoagulační-flotační zařízení. S propustností až 10-15 m3/h mohou být instalace jednokomorové, s vyšší propustností - dvoukomorové horizontálního nebo vertikálního typu.[...]

Některá špatně rozpustná barviva jsou rozpuštěna spolu se sodou a ošetřena nejprve roztokem síranu hlinitého a poté chloridem barnatým.[...]

Kromě uvedených rozpustných nečistot obsahují přírodní vody nerozpustné látky v suspenzi - od hrubých suspenzí až po koloidně rozpuštěné sloučeniny. Jsou zastoupeny částicemi písku, spraše, prachovitých látek a uhličitanových hornin, vodnatými oxidy hliníku, železa, manganu, ale i vysokomolekulárními humusovými látkami. [...]

Hydratované hliníkové ionty v procesu hydrolýzy darují proton z koordinované molekuly vody a postupně tvoří komplexní ionty [A1 (H20) 5 (OH) ]2+ a [A1 (H20)4 (OH)2] +, které zůstávají v řešení. Když poslední neutrální komplex [Al(H20)3(OH)3] ztratí vodu, vznikne špatně rozpustný hydroxid hlinitý. Železné soli také hydrolyzují postupně. Ale na rozdíl od solí hliníku mohou vedle hydroxidů železa vznikat i těžko rozpustné hydroxosoli.[...]

2

Ve zředěné kyselině je rozpustnost Al2(804)3 vyšší než v čisté vodě, ale s dalším zvyšováním koncentrace H2O4 rozpustnost prudce klesá a dosahuje 1 % v 60% kyselině sírové. V silnější kyselině se zase zvyšuje rozpustnost síranu hlinitého.[...]

Čerstvě vysrážené fosforečnany hliníku a železa mohou být rostlinami absorbovány, ale jak sedimenty stárnou, krystalizují a stávají se méně rozpustnými a hůře přístupnými rostlinám. Proto je kyselina fosforečná v červených půdách a sodno-podzolových půdách fixována velmi pevně a mnohem pevněji než v šedých půdách a černozemích.[...]

Z výše uvedeného je zřejmé, že rozpustnost hydroxidu hlinitého v kyselém prostředí je přímo úměrná třetí mocnině koncentrace vodíkových iontů [H+]3 a v alkalickém prostředí je nepřímo úměrná [H+].[. ..]

V kyselých roztocích s přebytkem hliníku je nejstabilnější pevnou fází zásaditý fosforečnan hlinitý. Pokud je hodnota pH větší než pH odpovídající minimální rozpustnosti fosforečnanu (pH = 6), pak se hlavní sůl hydrolyzuje na hydroxid hlinitý, na jehož povrchu se fosforečnan sorbuje. Při vysoké koncentraci fosfátu se vysráží taranakit, který se při zvýšení pH systému změní na střední sůl.[...]

Polyakrylamid je bílá amorfní, ve vodě vysoce rozpustná látka obsahující iontové skupiny; při hydrolýze tvoří kyselinu akrylovou a její soli. Mechanismus účinku PAA je založen na adsorpci jeho molekul na částicích vodních nečistot, hydroxidů hlinitých nebo železitých vznikajících při hydrolýze koagulačních solí. Díky protáhlému tvaru molekuly dochází k adsorpci na různých místech několika částicemi hydroxidu, v důsledku čehož jsou tyto spojeny polymerními můstky do těžkých, velkých a odolných agregátů (globulí).

Pouze vzorky s omezenou rozpustností ve vodě (y = 38) zadrží dřevní celulóza v množství 60 %. Přídavek síranu hlinitého způsobuje úplnou retenci -CMC a nezávisí na stechiometrickém poměru mezi množstvím A13+ potřebným pro úplnou retenci -CMC a počtem OCH2COO-skupin přítomných v CMC. Jinými slovy, retence -CMC je určena nejen produkcí nerozpustné hliníkové soli, ale také elektrostatickou adsorpcí mezi kladně nabitým Al-CMC a záporně nabitými celulózovými vlákny.

Byla vyvinuta nová technologie využívající rozpustná množství chloridu hlinitého při vysokoteplotním procesu alkylace benzenu propylenem.[...]

Tato kapitola zkoumá interakci mezi hliníkem (III) a fosforečnanem v širokém rozmezí koncentrací a pH. Aby bylo možné charakterizovat reakce mezi rozpuštěnými látkami a rozpustnými fázemi, byla studována rozpustnost sraženin fosforečnanu hlinitého. Kromě toho byly identifikovány rozpustné a nerozpustné reakční produkty mezi hlinitým (III) a fosforečnanem a byla stanovena distribuce jejich koncentrací v širokém rozmezí pH a koncentrací P a Al. Tyto studie byly provedeny za použití čistých roztoků fosforečnanů hlinitých určitého složení. Ve studovaném systému nebyly žádné další rozptýlené pevné fáze, kromě těch, které byly usazeny během interakce mezi hliníkem a fosfátem nebo v důsledku změn pH. [...]

Ve zjednodušené podobě lze mít za to, že srážení železem a hliníkem je v mnoha ohledech velmi podobné a že určujícími faktory v obou případech jsou rozpustnost a poměr koncentrací přidaného kovového iontu Me a přítomného ortofosfátu. Proces srážení vápenatými ionty je vysoce závislý na pH, proto je při výpočtu potřebného množství vápenaté soli nutné zohlednit alkalitu odpadní vody.[...]

Soli železa jako koagulanty mají oproti solím hliníku řadu výhod: lepší působení při nízkých teplotách vody; širší rozsah optimálních hodnot pH; větší pevnost a hydraulická jemnost vloček; možnost použití pro vody s širším rozsahem složení soli; schopnost eliminovat škodlivé pachy a chutě způsobené přítomností sirovodíku. Existují však i nevýhody: tvorba silně barvících rozpustných komplexů při reakci kationtů železa s některými organickými sloučeninami; silné kyselé vlastnosti, které zvyšují korozi zařízení; méně vyvinutý povrch vloček.[...]

Když je v půdě významný obsah výměnou absorbovaných iontů vodíku a hliníku (například v sodno-podzolických půdách a červených půdách), zhoršují se i mnohé její vlastnosti. Vodíkové ionty nerozptylují půdní koloidy, ale vstupem do absorbovaného stavu způsobují postupnou destrukci minerálů, které tvoří půdní absorpční komplex. V důsledku toho se půda ochuzuje o koloidní frakci, zhoršuje se její struktura a snižuje se absorpční schopnost. Kromě toho jsou hliníkové a vodíkové ionty z absorbovaného stavu vytěsněny do roztoku výměnou za kationty rozpustných solí. Vysoká koncentrace vodíkových a hliníkových iontů v roztoku má škodlivý vliv na vývoj rostlin.[...]

V posledních letech se začala používat metoda výroby koagulantů v elektrolyzérech s rozpustnými elektrodami, nazývaná metoda elektrokoagulace. Podstatou metody je anodické rozpouštění kovů, především hliníku a železa, ve vodném prostředí za působení elektrického proudu s následnou tvorbou hydroxidů. Tato metoda umožňuje efektivní čištění vody od suspendovaných látek minerálního, organického a biologického původu, koloidů a látek v molekulárním nebo iontovém stavu. Elektrokoagulace má oproti reagenčním metodám významné výhody: kompaktní instalaci, snadnou údržbu a možnost plné automatizace. Tato metoda je slibná pro použití na malých autonomních objektech (na říčních plavidlech, pro malé vesnice atd.).[...]

Negativní vliv vysoké kyselosti je do značné míry spojen se zvýšením rozpustnosti sloučenin hliníku a manganu v půdě. Jejich zvýšený obsah v roztoku zhoršuje vývoj rostlin ještě více než přebytek vodíkových iontů.[...]

Rovnice (4.17) byla řešena metodou pokus-omyl pro hodnotu pH odpovídající minimální rozpustnosti fosforečnanů, asi 6. Při pH [...]

Při studiu hydrolýzy v systému Fe2(504)3-Al203-H20 při 100 °C bylo zjištěno, že s nárůstem množství oxidu hlinitého v systému se zvyšuje výtěžnost železa ve sraženině hlavní soli, dosahující 98 % při hmotnostním poměru Al203/Fe2(504)3 = 0,111 a 90 % HgO. V roztoku se oxid hlinitý chemickou interakcí přeměňuje na rozpustné zásadité sírany hlinité. S nárůstem obsahu síranu železitého v systému se zvyšuje množství zreagovaného oxidu hlinitého a při hmotnostním poměru Al203/Fe2(804)3 = 3 a 40 % H20 dosahuje 91 %. ..]

Průběh koagulačního procesu do značné míry závisí na pH prostředí. Když se koagulační roztok síranu hlinitého přidá do vody, dojde k hydrolýze za vzniku koloidního hydroxidu hlinitého. Optimální hodnota pro odpadní vodu z této výroby katalyzátoru je pH = 7,5-8,5. Obrázek 1 ukazuje závislost stupně čištění odpadních vod s obsahem nerozpuštěných látek 1200 mg/l na pH.[...]

Se zvýšením dávky 50% kyseliny sírové v rozmezí 80-100% stechiometrického množství při teplotě 120 °C a době trvání procesu 1,5 hodiny se stupeň rozkladu hydroxidu hlinitého zvyšuje. Pro dávku kyseliny 83,3 % (mol. poměr 503/A1203 = lo = 2,5) je tedy stupeň rozkladu hydroxidu hlinitého 92,4 %, zatímco pro dávku 90 % (co = 2,7) v uvedených podmínkách hydroxid se zcela rozložil. Rozklad hydroxidu hlinitého neúplnou dávkou kyseliny sírové lze vysvětlit reakcí hydroxidu se síranem hlinitým za vzniku rozpustných zásaditých hlinitých solí, která je podrobněji diskutována níže. [...]

Elektrochemická metoda má oproti reagenční metodě následující výhody: snížení zatížení odsolovacích zařízení, protože při jejím použití se do vody nedostanou rozpustné soli a při jejím předběžném čištění je z vody zcela odstraněn dávkovaný hliník. Metodu desilikonizace vody v elektrolyzérech s hliníkovou anodou lze doporučit pro předúpravu vody ve schématech úpravy vody v tepelných elektrárnách a jiných průmyslových podnicích.[...]

K aktivaci se obvykle používají 1,5% (v přepočtu na SOr) roztoky křemičitanu sodného se stupněm neutralizace alkality 80-85%. V případě použití aktivního chloru se stupeň neutralizace rozpustného skla zvýší na 100 % a dokonce se zavede jeho přebytek. Po smíchání činidel sol nějakou dobu „zraje“ a poté se zředí vodou na obsah SiO2 menší než 1 %. Nejslibnějším způsobem přípravy aktivní kyseliny křemičité je ošetření kapalného skla chlorem a síranem hlinitým, běžně používaným v procesech čištění vody.[...]

Při interakci s půdním pokryvem se zintenzivňují procesy vyplavování živin. Při pH [...]

Vysokopecní strusky a strusky z otevřené nístěje se získávají jako odpad z tavení litiny a oceli a mají různé složení: CaO - 30-50%; Si02-12-37; A1203-Yu-15; MgO-2-10; MnO -0,4-5,6; P205 - 0,1-3,5; S - 0,1 - 4,5 %. Ve většině případů vyžadují předběžné broušení. Většina vápníku ve strusce je ve formě méně rozpustných sloučenin kyseliny křemičité (CaSiO3 a Ca2Si04), takže jejich jemnost mletí by měla být jemnější než vápenná moučka. Z hlediska neutralizační schopnosti se bazické strusky (s obsahem CaO + MgO nad 40 %) blíží vápennému uhličitanu. Jejich účinnost je často vyšší než u vápna. To se vysvětluje přítomností hořčíku, fosforu, manganu, síry a dalších rostlinných živin ve strusce. Kromě toho může kyselina křemičitá, kterou obsahují, snížit množství mobilního hliníku v půdách a podporovat lepší absorpci fosforu rostlinami. Pro sodno-podzolové půdy v oblastech blízkých hutním provozům je cenným hnojivem vysokopecní struska bohatá na vápno.[...]

Sloučeniny fluoru představují další skupinu specifických látek, jejichž přítomnost byla zjištěna v atmosférickém ovzduší řady obydlených oblastí a které mohou mít významný vliv na lidské zdraví. V atmosférickém vzduchu byly nalezeny různé fluoridové sloučeniny – od relativně dobře rozpustných v tělesných tekutinách až po zcela nerozpustné; od vysoce dráždivého a žíravého fluorovodíku až po relativně inertní sloučeniny. Hlavními průmyslovými procesy, které jsou doprovázeny uvolňováním fluoridových sloučenin do atmosféry, jsou výroba umělých hnojiv, výroba hliníku a některé způsoby výroby oceli.[...]

Zvýšení výnosu vápna a minerálních hnojiv při společné aplikaci je ve většině případů výrazně vyšší než součet nárůstů při samostatném použití těchto hnojiv. Účinnost fyziologicky kyselých amoniakálních a draselných hnojiv se zvláště prudce zvyšuje při vápnění. Tato hnojiva při systematické aplikaci na málo pufrované kyselé sodno-podzolové půdy způsobují jejich další tvrdnutí. Při systematické aplikaci takových hnojiv na nevápněné půdě proto výnosový přírůstek postupně klesá a v dalších letech v důsledku silného okyselení půdy může být výnos nižší než u kontroly. Pozitivní vliv vápna na účinnost fyziologicky kyselých forem minerálních hnojiv je výraznější při aplikaci na plodiny citlivé na vysokou kyselost (řepa, kukuřice, pšenice), při aplikaci méně nebo vůbec; aplikace pro plodiny odolné vůči kyselé reakci. Vliv vápnění na účinnost fosforečných hnojiv závisí na vlastnostech půdy a formách těchto hnojiv. Účinnost rozpustných fosforečných hnojiv [např. superfosfát Ca(H2P04)2] na silně kyselých půdách s významným obsahem mobilních sloučenin hliníku a železa znatelně stoupá vápněním. Při přidávání vápna v normální dávce se pohyblivé sloučeniny hliníku a železa přeměňují na nerozpustné formy, proto se jimi snižuje chemická fixace superfosfátového fosforu a zvyšuje se jeho využití rostlinami.

Při stanovení koncentrace nečistot v pitné a přírodní vodě je věnována pozornost objemu dusičnanů, síranů, dusitanů, chloridů, zapomíná se na hliník - nejrozšířenější kov v přírodě. Za normálních podmínek se hliník rozpouští ve vodě za vzniku různých sloučenin, které aktivně reagují s jinými nečistotami. V důsledku toho je látka nasycena hydrochloridem hlinitým, solemi a dalšími sloučeninami. A to vede ke změně kvality vody - zhoršení chemického složení, organoleptických vlastností, mikrobiologických, bakteriálních ukazatelů.
Oficiální MPC hliníku ve vodě pro pitnou vodu a v přírodních nádržích je vypočítána WHO a ekologickými organizacemi. Tento parametr však nebere v úvahu četné způsoby, jak kov vstupuje do přírodních zdrojů a do lidského těla. Proto je důležité přesné stanovení hliníku ve vodě.

Hliník v přírodních vodních plochách

K přirozenému nasycení vody kovem dochází v důsledku vnikání hlinitokřemičitanů a některých typů jílů do ní. Po jejich rozpuštění začíná interakce hliníku s vodou v přímé závislosti na jejím pH. Rozpouštění za přirozených podmínek probíhá pomalu, ale vždy s uvolňováním hydroxidu, bauxitu, hydrochloridu a dalších sloučenin. Látky a samotný hliník jsou obsaženy jak v mořské vodě, tak v říční vodě. Ale to je za normálních podmínek.

Kov vstupuje do přírodních vod z:

• odtoky průmyslových a domácích vod;
• odpadní voda z chemické výroby (jakákoli výroba zvyšuje koncentraci hliníku v odpadních vodách 2-5x);
• stavební odpad a emise.

Takových emisí do životního prostředí každým rokem přibývá a kontrola nad mírou jejich znečištění je stále menší a menší. Ve znečištěných odpadních vodách s vysokým obsahem nečistot a suspendovaných látek se hliník rychleji rozpouští ve vodě. Do vodních útvarů se dostává ve formě suspendovaných forem, iontů a koloidů. Právě ionty a oxidy mají zvýšenou toxicitu. Mají škodlivý vliv na většinu živých organismů žijících v přírodních zdrojích. Podle norem by koncentrace hliníku v přírodních vodách neměla překročit 0,5 mg/dm3.

Hliník v pitné vodě

Nejrozšířenější kov na planetě bude jistě obsažen v pitné vodě. Podle norem a požadavků GOST musí hliník ve vodě obsahovat:

• ne více než 0,5 mg/l ve vodě z vodovodu;
• v rozmezí 0,2-0,3 mg/l v balené vodě;
• v rozmezí 0,1-0,2 mg/l ve filtrované vodě.

Každý den by lidské tělo nemělo přijmout více než 90 mg kovu. Ale po dokončení reakce hliníku s vodou se v něm objevují toxické nečistoty. Voda z vodovodu, stejně jako látky z vrtů by proto měly být kontrolovány na koncentraci nebezpečných nečistot a složek. Níže je uvedena tabulka maximálních koncentračních limitů hliníku v pitné vodě a dalších látek důležitých pro lidské zdraví.

Proč byste měli pít vodu s minimální koncentrací hliníku?

Poté, co jsme zjistili, kde se hliník ve vodě objevuje, stojí za to podívat se na další cesty, kterými se dostává do těla. To pomůže kontrolovat denní potřebu kovu. Hlavní objem chemického prvku pochází z potravy.
Kov je také obsažen v:

• kosmetické přípravky;
• nádobí vyrobené ze stejného kovu;
• léky;
• deodoranty atd.

Při standardním obsahu hliníku ve vodě nebude mít na tělo žádný vliv. Při nadměrné koncentraci trpí nervový systém, snižuje se paměť, objevují se deprese a podrážděnost. Následky se nedostaví okamžitě. To je způsobeno tím, že ne celý objem kovu je absorbován tělem. Vědci také prokázali, že vysoký obsah hliníku ve vodě vede k neurologickým onemocněním a narušení metabolismu vápníku a fosforu, což brzdí tvorbu hemoglobinu. Proto se doporučuje používat pitnou látku s obsahem kovu nejvýše 0,3 mg/l. Při tomto obsahu rozpuštěného hliníku ve vodě nepřesáhne denní spotřeba 50 mg/l. K čištění se používají domácí filtrační systémy.

Čištění vody koagulační metodou

Aby z kohoutků tekla tekutina vhodná k pití nebo technické potřebě, je třeba ji nejprve vyčistit. Podzemní i povrchová voda musí projít tímto postupem před každým použitím. Výše je popsáno, co se stane při interakci hliníku s vodou – vzniká nepříjemný zápach, nežádoucí nečistoty, látka se zakalí, objeví se sediment. Zhoršením organoleptických vlastností kapaliny mohou některé kovové sloučeniny působit jako vynikající koagulanty - prvky, které vážou nebezpečné a nepotřebné částice v látce. Účinně se používají ke zlepšení kvality kapalin v systémech úpravy vody.

K čištění vody pro jakoukoli potřebu se nejčastěji používá síran hlinitý. Koagulum je nejaktivnější v prostředí s kyselostí 4,4-6,1 pH. Platí ale i pro látky s pH od 7 do 8. Postup úpravy vody je následující:

• přidání síranu hlinitého do kapaliny;
• míchací média - úplné promíchání nastane během 1-3 minut;
• koagulace, při které médium prochází z jednoho zásobníku do druhého (proces trvá od 30 minut do 1 hodiny);
• usazování vázaného sedimentu;
• filtrace vyčištěného média.

V současné době je čištění vody hliníkem cenově dostupným a účinným způsobem odstranění suspendovaných částic z kapalin. Během koagulace je také pozorováno odstraňování hydrogenuhličitanů a uhličitanů sodných a vápenatých. Po dokončení úpravy vody dostane spotřebitel čistou a příjemně vonící vodu.

Hliník – zničení kovu vlivem prostředí.

Pro reakci Al 3+ +3e → Al je standardní elektrodový potenciál hliníku -1,66 V.

Teplota tání hliníku je 660 °C.

Hustota hliníku je 2,6989 g/cm 3 (za normálních podmínek).

Hliník, ačkoliv je aktivním kovem, má poměrně dobré korozní vlastnosti. To lze vysvětlit schopností pasivace v mnoha agresivních prostředích.

Odolnost hliníku proti korozi závisí na mnoha faktorech: čistota kovu, korozní prostředí, koncentrace agresivních nečistot v prostředí, teplota atd. pH roztoků má silný vliv. Oxid hlinitý se na povrchu kovu tvoří pouze v rozmezí pH od 3 do 9!

Odolnost Al proti korozi je značně ovlivněna jeho čistotou. Pro výrobu chemických jednotek a zařízení se používá pouze vysoce čistý kov (bez nečistot), například hliník AB1 a AB2.

Koroze hliníku není pozorována pouze v těch prostředích, kde se na povrchu kovu vytváří ochranný oxidový film.

Při zahřívání může hliník reagovat s některými nekovy:

2Al + N 2 → 2AlN – interakce hliníku a dusíku za vzniku nitridu hliníku;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – reakce hliníku s uhlíkem za vzniku karbidu hliníku;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – interakce hliníku a síry za vzniku sulfidu hlinitého.

Koroze hliníku na vzduchu (atmosférická koroze hliníku)

Hliník se při interakci se vzduchem stává pasivním. Když se čistý kov dostane do kontaktu se vzduchem, na hliníkovém povrchu se okamžitě objeví tenký ochranný film oxidu hlinitého. Dále se zpomaluje růst filmu. Vzorec oxidu hlinitého je Al203 nebo Al203H20.

Reakce hliníku s kyslíkem:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

Tloušťka tohoto oxidového filmu se pohybuje od 5 do 100 nm (v závislosti na provozních podmínkách). Oxid hlinitý má dobrou přilnavost k povrchu a splňuje podmínku spojitosti oxidových filmů. Při skladování ve skladu je tloušťka oxidu hlinitého na kovovém povrchu asi 0,01 - 0,02 mikronů. Při interakci se suchým kyslíkem – 0,02 – 0,04 mikronů. Při tepelném zpracování hliníku může tloušťka oxidového filmu dosáhnout 0,1 mikronu.

Hliník je poměrně odolný jak v čistém venkovském ovzduší, tak v průmyslové atmosféře (obsahuje páry síry, sirovodík, plynný čpavek, suchý chlorovodík atd.). Protože sloučeniny síry nemají žádný vliv na korozi hliníku v plynném prostředí - používá se k výrobě zařízení na zpracování kyselé ropy a zařízení na vulkanizaci pryže.

Koroze hliníku ve vodě

Při interakci s čistou, čerstvou, destilovanou vodou není koroze hliníku téměř pozorována. Zvýšení teploty na 180 °C nemá žádný zvláštní efekt. Horká vodní pára také nemá vliv na korozi hliníku. Pokud do vody přidáte trochu alkálie i při pokojové teplotě, rychlost koroze hliníku v takovém prostředí mírně vzroste.

Interakci čistého hliníku (nepokrytého oxidovým filmem) s vodou lze popsat pomocí reakční rovnice:

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

Při interakci s mořskou vodou začíná čistý hliník korodovat, protože... citlivé na rozpuštěné soli. Pro použití hliníku v mořské vodě se do jejího složení přidává malé množství hořčíku a křemíku. Odolnost hliníku a jeho slitin proti korozi při vystavení mořské vodě se výrazně sníží, pokud kov obsahuje měď.

Koroze hliníku v kyselinách

Se zvyšující se čistotou hliníku se zvyšuje jeho odolnost vůči kyselinám.

Koroze hliníku v kyselině sírové

Kyselina sírová (má oxidační vlastnosti) ve středních koncentracích je pro hliník a jeho slitiny velmi nebezpečná. Reakce se zředěnou kyselinou sírovou je popsána rovnicí:

2Al + 3H2S04 (zředěný) → AI2 (SO4)3 + 3H2.

Koncentrovaná studená kyselina sírová nemá žádný účinek. A při zahřátí hliník koroduje:

2Al + 6H2S04 (konc) -> AI2(SO4)3 + 3S02 + 6H20.

V tomto případě vzniká rozpustná sůl – síran hlinitý.

Al je stabilní v oleu (dýmavá kyselina sírová) při teplotách do 200 °C. Díky tomu se používá k výrobě kyseliny chlorsulfonové (HSO 3 Cl) a olea.

Koroze hliníku v kyselině chlorovodíkové

Hliník nebo jeho slitiny se rychle rozpouštějí v kyselině chlorovodíkové (zejména při zvýšení teploty). Korozní rovnice:

2Al + 6HCl -> 2AlCl3 + 3H 2.

Podobně působí roztoky kyseliny bromovodíkové (HBr) a kyseliny fluorovodíkové (HF).

Koroze hliníku v kyselině dusičné

Koncentrovaný roztok kyseliny dusičné má vysoké oxidační vlastnosti. Hliník v kyselině dusičné je za normálních teplot extrémně odolný (odolnost je vyšší než u nerezové oceli 12H18H9). Dokonce se používá k výrobě koncentrované kyseliny dusičné přímou syntézou.

Při zahřívání probíhá koroze hliníku v kyselině dusičné podle reakce:

Al + 6HN03 (konc) -> Al(N03)3 + 3N02 + 3H20.

Koroze hliníku v kyselině octové

Hliník je docela odolný vůči kyselině octové jakékoli koncentrace, ale pouze pokud teplota nepřesáhne 65 °C. Používá se k výrobě formaldehydu a kyseliny octové. Při vyšších teplotách se hliník rozpouští (s výjimkou koncentrací kyselin 98 - 99,8 %).

Hliník je stabilní v bromových a slabých roztocích kyselin chromových (do 10 %), fosforečné (do 1 %) při pokojové teplotě.

Na hliník a jeho slitiny slabě působí kyselina citrónová, máselná, jablečná, vinná, propionová, víno a ovocné šťávy.

Kyseliny šťavelové, mravenčí a organochlorové ničí kov.

Odolnost hliníku proti korozi je značně ovlivněna výpary a kapalnou rtutí. Po krátkém kontaktu kov a jeho slitiny intenzivně korodují a tvoří amalgámy.

Koroze hliníku v alkáliích

Alkálie snadno rozpouštějí ochranný oxidový film na povrchu hliníku, začíná reagovat s vodou, následkem čehož se kov rozpouští za uvolňování vodíku (koroze hliníku s depolarizací vodíku).

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H2;

2(NaOHH20) + 2Al -> 2NaAl02 + 3H2.

Vznikají hlinitany.

Oxidový film je také zničen ionty rtuti, mědi a chlóru.

Hliník je nejběžnějším kovem v zemské kůře. Je součástí jílů, živců, slíd a mnoha dalších minerálů. Celkový obsah hliníku v zemské kůře je .

Hlavní surovinou pro výrobu hliníku je bauxit obsahující oxid hlinitý. Mezi nejvýznamnější hliníkové rudy dále patří alunit a nefelin.

SSSR má zásoby hliníku. Kromě bauxitu, jehož ložiska máme na Uralu, v Baškirské autonomní sovětské socialistické republice a v Kazachstánu, je nejbohatším zdrojem hliníku nefelin, který se vyskytuje spolu s apatitem v pohoří Khibiny. Na Sibiři jsou k dispozici významná ložiska hliníkových surovin.

Hliník poprvé získal Wöhler v roce 1827 působením kovového draslíku na chlorid hlinitý. Hliník však i přes svůj rozšířený výskyt v přírodě patřil až do konce 19. století mezi vzácné kovy.

V současné době se hliník vyrábí ve velkém množství z oxidu hlinitého elektrolytickou metodou. Oxid hlinitý použitý k tomu musí být dostatečně čistý, protože nečistoty se z taveného hliníku obtížně odstraňují. Čištěný bauxit se získává zpracováním přírodního bauxitu.

Výroba hliníku je složitý proces s velkými obtížemi. Hlavní výchozí materiál - oxid hlinitý - nevede elektrický proud a má velmi vysoký bod tání (asi 2050). Proto je roztavená směs kryolitu a oxidu hlinitého podrobena elektrolýze.

Směs obsahující asi (hmot.) taje při a má elektrickou vodivost, hustotu a viskozitu, které jsou pro proces nejpříznivější. Pro další zlepšení těchto vlastností se do směsi přidávají přísady a. Díky tomu je možná elektrolýza při .

Elektrolyzér pro tavení hliníku je železný plášť vyložený zevnitř žáruvzdornými cihlami. Jeho dno (spodní), sestavené z bloků stlačeného uhlí, slouží jako katoda. Anody (jedna nebo více) jsou umístěny nahoře: jedná se o hliníkové rámy plněné uhelnými briketami. V moderních továrnách jsou elektrolyzéry instalovány v sérii; každá série se skládá ze 150 nebo více elektrolyzérů.

Při elektrolýze se na katodě uvolňuje hliník a na anodě kyslík. Hliník, který má vyšší hustotu než původní tavenina, se shromažďuje v elektrolyzéru; odtud je pravidelně propouštěn. Jak se kov uvolňuje, přidávají se do taveniny nové části oxidu hlinitého. Kyslík uvolněný během elektrolýzy interaguje s uhlíkem anody, který shoří a tvoří CO a.

V předrevolučním Rusku se hliník nevyráběl. První hliníková huť v SSSR (Volkhovsky) byla uvedena do provozu v roce 1932 a již v roce 1935 naše země obsadila třetí místo na světě ve výrobě hliníku.

Identická struktura vnější elektronové vrstvy atomu boru a hliníku určuje podobnost vlastností těchto prvků. Hliník se tedy stejně jako bór vyznačuje pouze svým oxidačním stavem. Při přechodu od boru k hliníku se však poloměr atomu velmi zvětší (z 0,091 na ) a navíc se objeví další mezilehlá osmielektronová vrstva, která jádro stíní. To vše vede k oslabení spojení mezi vnějšími elektrony a jádrem a ke snížení ionizační energie atomu (viz tabulka 35). Proto má hliník mnohem výraznější kovové vlastnosti než bor. Chemické vazby tvořené hliníkem s jinými prvky jsou však primárně kovalentní povahy.

Dalším rysem hliníku (stejně jako jeho analogů - gallia, india a thalia) ve srovnání s borem je existence volných podúrovní ve vnější elektronické vrstvě jeho atomu. Díky tomu může být koordinační číslo hliníku v jeho sloučeninách nejen čtyři, jako je bor, ale také šest.

Rýže. 165. Schéma prostorové struktury molekuly: černé kruhy jsou atomy hliníku, světlé kruhy jsou atomy chloru.

Hliník je spojen jako podobné sloučeniny boru, v jednotlivých molekulách takových sloučenin je pouze šest elektronů ve vnější elektronové vrstvě atomu hliníku. Proto je zde atom hliníku schopen být akceptorem elektronových párů. Zejména halogenidy hliníku se vyznačují tvorbou dimerů, prováděnou podle metody donor-akceptor (v diagramu D - atom halogenu):

Jak je vidět, takové dimerní molekuly obsahují dva „můstkové“ atomy halogenu. Prostorová struktura je znázorněna na Obr. 165. Halogenidy hliníku existují ve formě dimerních molekul v tavenině a parách. Tradičně se však jejich složení obvykle vyjadřuje ve tvaru . Níže se také budeme držet tohoto způsobu psaní vzorců pro halogenidy hliníku.

Hydrid hlinitý je také sloučenina s nedostatkem elektronů. Atom vodíku však na rozdíl od atomů halogenu v molekulách nemá osamocený elektronový pár a nemůže hrát roli donoru elektronů. Proto jsou zde jednotlivé molekuly navzájem spojeny „přemostěním“ atomů vodíku třístředovými vazbami, podobně jako vazby v molekulách borohydridu (viz str. 612). V důsledku toho vzniká pevný polymer, jehož složení lze vyjádřit vzorcem.

Hliník je stříbřitě bílý lehký kov. Snadno se táhne do drátu a válcuje do tenkých plátů.

Při pokojové teplotě se hliník na vzduchu nemění, ale jen proto, že jeho povrch je pokryt tenkým filmem oxidu, který má velmi silný ochranný účinek. Destrukce tohoto filmu, například amalgamováním hliníku, způsobuje rychlou oxidaci kovu doprovázenou znatelným zahříváním.

Standardní elektrodový potenciál hliníku je -1,663 V. Přes svou zápornou hodnotu hliník díky vytvoření ochranného oxidového filmu na svém povrchu nevytěsňuje vodík z vody. Avšak amalgamovaný hliník, který netvoří hustou oxidovou vrstvu, prudce reaguje s vodou a uvolňuje vodík.

Zředěné kyseliny chlorovodíkové a sírové snadno rozpouštějí hliník, zvláště při zahřívání. Vysoce zředěná a studená koncentrovaná kyselina dusičná nerozpouští hliník.

Když vodné roztoky alkálií působí na hliník, oxidová vrstva se rozpouští a tvoří se hlinitany - soli obsahující hliník jako součást aniontu:

tetrahydroxyaluminát sodný

Hliník bez ochranného filmu interaguje s vodou a vytlačuje z ní vodík:

Výsledný hydroxid hlinitý reaguje s přebytkem alkálie za vzniku hydroxoaluminátu:

Zdvojnásobením poslední rovnice a jejím přidáním k předchozí získáme celkovou rovnici pro rozpouštění hliníku ve vodném alkalickém roztoku:

Hliník se znatelně rozpouští v roztocích solí, které v důsledku své hydrolýzy reagují kysele nebo zásaditě, například v roztoku.

Pokud se hliníkový prášek (nebo tenká hliníková fólie) silně zahřeje, vznítí se a hoří oslepujícím bílým plamenem za vzniku oxidu hlinitého.

Hlavním využitím hliníku je výroba slitin na jeho bázi. Legující přísady (například měď, křemík, hořčík, zinek, mangan) se do hliníku přidávají především pro zvýšení jeho pevnosti. Rozšířené jsou hominy dura obsahující měď a hořčík, siluminy, ve kterých je hlavní přísadou křemík, a magnalium (slitina hliníku a hořčíku). Hlavní předností všech hliníkových slitin je jejich nízká hustota, vysoká pevnost (na jednotku hmotnosti), uspokojivá odolnost proti atmosférické korozi, srovnatelná levnost a snadná výroba a zpracování. Slitiny hliníku se používají v raketové technice, letadlech, automobilech, stavbě lodí a přístrojů, při výrobě nádobí a v mnoha dalších průmyslových odvětvích. Slitiny hliníku zaujímají druhé místo z hlediska šíře použití po oceli a litině.

Hliník je jednou z nejběžnějších přísad ve slitinách na bázi mědi, hořčíku, titanu, niklu, zinku a železa.

Hliník se ve formě čistého kovu používá k výrobě chemických zařízení, elektrických vodičů a kondenzátorů. Ačkoli je elektrická vodivost hliníku nižší než elektrická vodivost mědi (přibližně elektrická vodivost mědi), je to kompenzováno lehkostí hliníku, která umožňuje, aby byly dráty silnější: při stejné elektrické vodivosti váží hliníkový drát poloviční hmotnost. stejně jako měděný drát.

Důležité je použití hliníku pro hliníkování, které spočívá v nasycení povrchu ocelových nebo litinových výrobků hliníkem, aby byl základní materiál chráněn před oxidací při vysokém žáru. V hutnictví se hliník používá k výrobě vápníku, barya, lithia a některých dalších kovů aluminotermou (viz § 192).

Oxid hlinitý, nazývaný také oxid hlinitý, se přirozeně vyskytuje v krystalické formě a tvoří minerál korund. Korund má velmi vysokou tvrdost. Jeho průhledné krystaly, zbarvené nečistotami do červena nebo modra, jsou drahé kameny rubín a safír. Rubíny se nyní vyrábějí uměle tavením oxidu hlinitého v elektrické peci. Používají se ani ne tak pro šperky, jako pro technické účely, například pro výrobu dílů přesných přístrojů, kamenů v hodinkách apod. Krystaly rubínu obsahující malou příměs se používají jako kvantové generátory - lasery, které vytvářejí směrovaný paprsek monochromatické záření.

Jako abrazivní materiály se používá korund a jeho jemnozrnná odrůda obsahující velké množství nečistot, smirku.

Hydroxid hlinitý se působením alkálií sráží ve formě želatinové sraženiny na roztoky solí hliníku a snadno tvoří koloidní roztoky.

Hydroxid hlinitý je typickým amfoterním hydroxidem. S kyselinami tvoří soli obsahující kationt hliníku, s alkáliemi - hlinitany. Když hydroxid hlinitý reaguje s vodnými roztoky alkálií nebo když je kovový hliník rozpuštěn v alkalických roztocích, vznikají hydroxoalumináty, jak je uvedeno například výše. Když se oxid hlinitý taví s odpovídajícími oxidy nebo hydroxidy, získají se deriváty kyseliny metahlinité, například:

Jak soli hliníku, tak hlinitany v roztocích jsou vysoce hydrolyzovány. Proto se soli hliníku a slabé kyseliny v roztocích přeměňují na zásadité soli nebo podléhají úplné hydrolýze. Například, když sůl hliníku reaguje v roztoku s hliníkem, nevzniká uhličitan hlinitý, ale jeho hydroxid a uvolňuje se oxid uhličitý:

Chlorid hlinitý. Bezvodý chlorid hlinitý se získává přímou interakcí chloru s hliníkem. Je široce používán jako katalyzátor v různých organických syntézách.

Rozpouští se ve vodě a uvolňuje velké množství tepla. Když se roztok odpaří, dojde k hydrolýze, uvolňuje se chlorovodík a získá se hydroxid hlinitý. Pokud se odpařování provádí v přítomnosti přebytku kyseliny chlorovodíkové, lze získat krystaly kompozice.

Jak již bylo uvedeno na straně 614, chemické vazby tvořené atomem hliníku jsou převážně kovalentní povahy. To ovlivňuje vlastnosti sloučenin, které tvoří. Při normálním atmosférickém tlaku tedy bezvodý chlorid hlinitý již sublimuje a při vysokých tlacích taje a v roztaveném stavu nevede elektrický proud. Taveninu proto nelze použít pro elektrolytickou výrobu hliníku.

Síran hlinitý se získává působením horké kyseliny sírové na oxid hlinitý nebo kaolin. Používá se k čištění vody (viz strana 598) a také k přípravě určitých typů papíru.

Kamenec draselný se používá ve velkém množství k činění, jakož i k barvení jako mořidlo bavlněných tkanin. V posledním případě je účinek kamence založen na tom, že hydroxid hlinitý vzniklý v důsledku jeho hydrolýzy se ukládá ve vláknech tkaniny v jemně rozptýleném stavu a adsorbováním barviva je pevně drží na vláknu.