Koja kiselina otapa aluminij. Otapanje aluminijskih ljuski. Metal ulazi u prirodne vode iz


Aluminij je element s rednim brojem 13, relativna atomska masa - 26,98154. Smješten u razdoblju III, grupa III, glavna podskupina. Elektronička konfiguracija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Stabilno oksidacijsko stanje aluminija je "+3". Dobiveni kation ima omotač od plemenitog plina, što pridonosi njegovoj stabilnosti, ali je omjer naboja i radijusa, odnosno koncentracija naboja, prilično visok, što povećava energiju kationa. Ova značajka dovodi do činjenice da aluminij, zajedno s ionskim spojevima, tvori niz kovalentnih spojeva, a njegov kation prolazi značajnu hidrolizu u otopini.

Aluminij može pokazivati ​​valenciju I samo na temperaturama iznad 1500 o C. Poznati su Al 2 O i AlCl.

Što se tiče fizičkih svojstava, aluminij je tipičan metal, visoke toplinske i električne vodljivosti, odmah iza srebra i bakra. Potencijal ionizacije aluminija nije jako visok, pa bi se od njega očekivala visoka kemijska aktivnost, ali je značajno smanjen zbog činjenice da se metal pasivizira na zraku zbog stvaranja jakog oksidnog filma na njegovoj površini. Ako se metal aktivira: a) mehanički ukloni film, b) amalgamira (reagira sa živom), c) upotrijebi prah, tada takav metal postaje toliko reaktivan da čak stupa u interakciju s vlagom i kisikom u zraku, kolabirajući u skladu s postupak:

4(Al,Hg) +3O 2 + 6H 2 O = 4Al(OH) 3 + (Hg)

Interakcija s jednostavnim tvarima.

1. Aluminij u prahu reagira pri jakom zagrijavanju s kisikom. Ovi uvjeti su nužni zbog pasivizacije, a sama reakcija nastanka aluminijevog oksida je izrazito egzotermna - oslobađa se 1676 kJ/mol topline.

2. S klorom i bromom reagira pod standardnim uvjetima i može se čak i zapaliti u svojoj okolini. Samo ne odgovara s fluorom, jer Aluminijev fluorid, poput oksida, stvara zaštitni sloj soli na metalnoj površini. S jodom reagira pri zagrijavanju i u prisutnosti vode kao katalizatora.

3. Sa sumporom reagira pri fuziji dajući aluminijev sulfid sastava Al 2 S 3.

4. Također reagira s fosforom kada se zagrijava da nastane fosfid: AlP.

5. Izravno s vodikom aluminij ne reagira.

6. S dušikom reagira na 800 o C dajući aluminijev nitrid (AlN). Treba reći da se izgaranje aluminija u zraku odvija pri približno istim temperaturama, pa su produkti izgaranja (uzimajući u obzir sastav zraka) i oksidi i nitridi.

7. S ugljikom aluminij međudjeluje na još višoj temperaturi: 2000 o C. Aluminijev karbid sastava Al 4 C 3 spada u metanide, ne sadrži C-C veze, a pri hidrolizi se oslobađa metan: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH ) 3 + 3CH 4

Interakcija sa složenim tvarima

1. S vodom aktiviran (bez zaštitnog filma) aluminij aktivno stupa u interakciju s oslobađanjem vodika: 2Al (akt.) + 6H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3H 2 Aluminijev hidroksid se dobiva u obliku bijelog rastresitog praha; odsutnost filma ne ometa završetak reakcije.

2. Interakcija s kiselinama: a) Aluminij aktivno komunicira s neoksidirajućim kiselinama u skladu s jednadžbom: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Interakcija s oksidirajućim kiselinama odvija se sa sljedećim karakteristikama. Koncentrirana dušična i sumporna kiselina, kao i vrlo razrijeđena dušična kiselina, na hladnoći pasiviziraju aluminij (brza oksidacija površine dovodi do stvaranja oksidnog filma). Zagrijavanjem se film prekida i reakcija se odvija, ali se iz koncentriranih kiselina zagrijavanjem oslobađaju samo produkti njihove minimalne redukcije: 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 Uz umjereno razrijeđenu dušičnu kiselinu, ovisno o reakcijskim uvjetima, možete dobiti NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Interakcija s alkalijama. Aluminij je amfoteran element (po kemijskim svojstvima), jer ima prilično visoku elektronegativnost za metale - 1,61. Zbog toga se prilično lako otapa u otopinama lužina uz stvaranje hidrokso kompleksa i vodika. Sastav hidrokso kompleksa ovisi o omjeru reagensa: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Omjer aluminija i vodika određuje se elektronskom ravnoteža redoks reakcije koja se odvija između njih i o omjeru reagensa ne ovisi.

4. Nizak potencijal ionizacije i visok afinitet prema kisiku (visoka stabilnost oksida) dovode do činjenice da aluminij aktivno djeluje s oksidi mnogih metala, obnavljajući ih. Reakcije se odvijaju tijekom početnog zagrijavanja uz daljnje oslobađanje topline, tako da temperatura raste do 1200 o - 3000 o C. Smjesa od 75% aluminijskog praha i 25% (težinski) Fe 3 O 4 naziva se “termit”. Prethodno se reakcija izgaranja ove smjese koristila za zavarivanje tračnica. Redukcija metala iz oksida pomoću aluminija naziva se aluminotermija i koristi se u industriji kao metoda za proizvodnju metala kao što su mangan, krom, vanadij, volfram i feroslitine.

5. S otopinama soli aluminij reagira na dva različita načina. 1. Ako, kao rezultat hidrolize, otopina soli ima kiseli ili alkalni okoliš, oslobađa se vodik (kod kiselih otopina, reakcija se događa samo uz značajno zagrijavanje, budući da se zaštitni oksidni film bolje otapa u alkalijama nego u kiselinama). 2Al + 6KHSO 4 + (H 2 O) = Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 + 3H 2 2Al + 2K 2 CO 3 + 8H 2 O = 2K + 2KHCO 3 + 3H 2. 2. Aluminij može istisnuti iz sastava soli metale koji su u nizu napona desno od njega, t.j. zapravo će se oksidirati kationima ovih metala. Zbog oksidnog filma, ova reakcija se ne odvija uvijek. Na primjer, kloridni anioni mogu poremetiti film i dolazi do reakcije 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, ali slična reakcija sa sulfatima na sobnoj temperaturi neće funkcionirati. S aktiviranim aluminijem, svaka interakcija koja nije u suprotnosti s općim pravilom će funkcionirati.

Aluminijski priključci.

1. Oksid (Al 2 O 3). Poznat u obliku nekoliko modifikacija, od kojih je većina vrlo izdržljiva i kemijski inertna. Modifikacija α-Al 2 O 3 javlja se u prirodi u obliku minerala korunda. U kristalnoj rešetki ovog spoja kationi aluminija ponekad su djelomično zamijenjeni kationima drugih metala, što mineralu daje boju. Primjesa Cr(III) daje crvenu boju, takav korund je već rubin dragi kamen. Primjesa Ti(III) i Fe(III) daje plavi safir. Amorfna modifikacija je kemijski aktivna. Aluminijev oksid tipičan je amfoterni oksid, reagira i s kiselinama i kiselim oksidima, i s alkalijama i bazičnim oksidima, pri čemu su lužine poželjnije. Reakcijski produkti u otopini i u čvrstoj fazi tijekom taljenja su različiti: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (tapanje) - natrijev metaaluminat, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (tapanje ) - natrijev ortoaluminat, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fuzijski) - aluminijev kromat. Osim s oksidima i čvrstim alkalijama, aluminij tijekom taljenja reagira i sa solima nastalim od hlapljivih kiselinskih oksida, istiskujući ih iz sastava soli: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reakcije u otopini: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – natrijev tetrahidroksialuminat. Tetrahidroksoaluminatni anion je zapravo 1-tetrahidroksodiakvaanion, jer koordinacijski broj 6 je poželjniji za aluminij. S viškom lužine nastaje heksahidroksoaluminat: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Osim s kiselinama i lužinama, mogu se očekivati ​​reakcije s kiselim solima: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Aluminijevi hidroksidi. Poznata su dva aluminijeva hidroksida - metahidroksid -AlO(OH) i ortohidroksid - Al(OH) 3. Obje su netopljive u vodi, ali su i amfoterne, stoga se otapaju u otopinama kiselina i lužina, kao i soli koje hidrolizom imaju kiselu ili alkalnu sredinu. Kada se stope, hidroksidi reagiraju slično kao oksidi. Kao i sve netopljive baze, aluminijevi hidroksidi se zagrijavanjem razgrađuju: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Otapajući se u lužnatim otopinama, aluminijevi hidroksidi se ne otapaju u vodenoj otopini amonijaka, pa se mogu istaložiti amonijakom iz topljive sol: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, ovom reakcijom nastaje metahidroksid. Teško je taložiti hidroksid djelovanjem lužina jer nastali talog se lako otapa, a ukupna reakcija ima oblik: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Aluminijeve soli. Gotovo sve aluminijeve soli vrlo su topive u vodi. AlPO 4 fosfat i AlF 3 fluorid su netopljivi. Jer aluminijev kation ima visoku koncentraciju naboja, njegov akva kompleks poprima svojstva kationske kiseline: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, tj. aluminijeve soli podliježu snažnoj kationskoj hidrolizi. U slučaju soli slabih kiselina, zbog međusobnog pojačavanja hidrolize na kationu i anionu, hidroliza postaje ireverzibilna. U otopini se aluminijev karbonat, sulfit, sulfid i silikat potpuno razgrađuju vodom ili se ne mogu dobiti reakcijom izmjene: 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. Za neke soli, hidroliza postaje nepovratna kada se zagrijavaju. Kada se zagrijava, mokri aluminijev acetat se raspada u skladu s jednadžbom: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH. U slučaju aluminijevih halogenida, raspad soli je olakšan smanjenjem topljivost plinovitih halogenovodika pri zagrijavanju: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Od aluminijevih halogenida samo je fluorid ionski spoj, preostali halogenidi su kovalentni spojevi, tališta su im znatno niža od tališta fluorida, aluminijev klorid je sposoban za sublimaciju. Na vrlo visokim temperaturama, para sadrži pojedinačne molekule aluminijevih halogenida, koji imaju ravnu trokutastu strukturu zbog sp 2 hibridizacije atomskih orbitala središnjeg atoma. Osnovno stanje ovih spojeva u parama iu nekim organskim otapalima su dimeri, na primjer Al 2 Cl 6 . Aluminijevi halogenidi su jake Lewisove kiseline jer imaju praznu atomsku orbitalu. Otapanje u vodi stoga se događa uz oslobađanje velike količine topline. Zanimljiva klasa spojeva aluminija (kao i ostalih trovalentnih metala) su stipse - 12-vodeni dvostruki sulfati M I M III (SO 4) 2, koji otopljeni kao i sve dvostruke soli daju smjesu odgovarajućih kationa i aniona.

5. Složene veze. Razmotrimo hidrokso komplekse aluminija. To su soli u kojima je kompleksna čestica anion. Sve soli su topive. Oni se uništavaju u interakciji s kiselinama. U tom slučaju jake kiseline otapaju nastali ortohidroksid, a slabe ili odgovarajući kiseli oksidi (H 2 S, CO 2, SO 2) ga talože: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH ) 3 ↓ + KHCO 3

Kad se kalciniraju, hidroksoaluminati se pretvaraju u orto- ili meta-aluminate, gubeći vodu.

Željezo

Element s atomskim brojem 26, s relativnom atomskom masom od 55,847. Pripada 3d obitelji elemenata, ima elektronsku konfiguraciju: 3d 6 4s 2 i nalazi se u IV periodi, VIII skupini, sekundarnoj podskupini u periodnom sustavu. U spojevima željezo pretežno pokazuje oksidacijska stanja +2 i +3. Ion Fe 3+ ima poluispunjenu d-elektronsku ljusku, 3d 5, što mu daje dodatnu stabilnost. Mnogo je teže postići oksidacijska stanja +4, +6, +8.

Željezo je po svojim fizikalnim svojstvima srebrnastobijel, sjajan, relativno mekan, kovak, lako magnetizira i demagnetizira metal. Talište 1539 o C. Ima nekoliko alotropskih modifikacija, koje se razlikuju po tipu kristalne rešetke.

Svojstva jednostavne tvari.

1. Kada se spali na zraku, formira se mješoviti oksid Fe 3 O 4, au interakciji s čistim kisikom - Fe 2 O 3. Željezo u prahu je piroforno – spontano se zapali na zraku.

2. Fluor, klor i brom lako reagiraju sa željezom, oksidirajući ga do Fe 3+. FeJ 2 nastaje s jodom, budući da kation trovalentnog željeza oksidira jodidni anion, pa stoga spoj FeJ 3 ne postoji.

3. Iz sličnog razloga spoj Fe 2 S 3 ne postoji, a interakcijom željeza i sumpora na talištu sumpora dolazi do spoja FeS. S viškom sumpora dobiva se pirit - željezo (II) disulfid - FeS 2. Nastaju i nestehiometrijski spojevi.

4. Željezo pod jakim zagrijavanjem reagira s drugim nemetalima, stvarajući čvrste otopine ili spojeve slične metalima. Možete dati reakciju koja se odvija na 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Ovaj spoj željeza i ugljika naziva se cementit.

5. Željezo tvori legure s mnogim metalima.

6. Na zraku na sobnoj temperaturi, željezo je prekriveno oksidnim filmom, tako da ne stupa u interakciju s vodom. Interakcija s pregrijanom parom daje sljedeće produkte: 3Fe + 4H 2 O (para) = Fe 3 O 4 + 4H 2. U prisutnosti kisika željezo čak stupa u interakciju s vlagom iz zraka: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Gornja jednadžba odražava proces hrđanja kojem godišnje prolazi do 10% metalnih proizvoda.

7. Budući da je željezo u naponskom nizu prije vodika, lako reagira s neoksidirajućim kiselinama, ali se oksidira samo do Fe 2+.

8. Koncentrirana dušična i sumporna kiselina pasiviziraju željezo, ali reakcija nastaje zagrijavanjem. Razrijeđena dušična kiselina također reagira na sobnoj temperaturi. Sa svim oksidirajućim kiselinama, željezo stvara soli željeza (III) (prema nekim izvješćima, stvaranje željezovog (II) nitrata je moguće s razrijeđenom dušičnom kiselinom), i reducira HNO 3 (razrijeđen) u NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + ovisno o uvjetima, a HNO 3 (konc.) - u NO 2 zbog zagrijavanja koje je potrebno za odvijanje reakcije.

9. Željezo je sposobno reagirati s koncentriranim (50%) alkalijama kada se zagrijava: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Reagirajući s otopinama soli manje aktivnih metala, željezo uklanja te metale iz sastava soli, pretvarajući se u dvovalentni kation: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Svojstva spojeva željeza.

Fe 2+ Omjer naboja i polumjera ovog kationa blizak je onom Mg 2+, pa je kemijsko ponašanje oksida, hidroksida i soli željeznog željeza slično ponašanju odgovarajućih spojeva magnezija. U vodenoj otopini dvovalentni kation željeza tvori aqua kompleks 2+ blijedo zelene boje. Ovaj kation se lako oksidira čak i izravno u otopini pomoću atmosferskog kisika. Otopina FeCl 2 sadrži složene čestice 0. Koncentracija naboja takvog kationa je mala, pa je hidroliza soli umjerena.

1. FeO - glavni oksid, crne boje, ne otapa se u vodi. Lako se otapa u kiselinama. Zagrijavanjem iznad 500 0 C dolazi do disproporcije: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Može se dobiti pažljivim kalciniranjem odgovarajućeg hidroksida, karbonata i oksalata, dok toplinska razgradnja ostalih Fe 2+ soli dovodi do stvaranja željeznog oksida: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, ali 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe (NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Sam željezov (II) oksid može djelovati kao oksidacijsko sredstvo, na primjer, kada se zagrijava, dolazi do reakcije: 3FeO + 2NH3 = 3Fe + N2 +3H2O

2. Fe(OH) 2 – željezov (II) hidroksid – netopljiva baza. Reagira s kiselinama. S oksidirajućim kiselinama, kiselinsko-bazna interakcija i oksidacija u feri željezo odvijaju se istovremeno: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (konc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Može se dobiti pomoću reakcije izmjene iz topljive soli. To je bijeli spoj koji na zraku prvo pozeleni zbog interakcije s vlagom iz zraka, a zatim posmeđi uslijed oksidacije kisikom iz zraka: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.

3. Soli. Kao što je već spomenuto, većina Fe(II) soli sporo oksidira na zraku ili u otopini. Najotpornija na oksidaciju je Mohrova sol - dvostruko željezo (II) i amonijev sulfat: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. Fe 2+ kation lako se oksidira u Fe 3+, stoga većina oksidacijskih sredstava, posebice oksidacijskih kiselina, oksidira fero željezne soli. Pečenjem željeznog sulfida i disulfida dobivaju se željezov (III) oksid i sumporov (IV) oksid: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Željezov (II) sulfid se također otapa u jakim kiselinama: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Željezo (II) karbonat je netopljiv, dok je bikarbonat topiv u vodi.

Fe 3+ Omjer naboja i radijusa ovaj kation odgovara kationu aluminija , stoga su svojstva kationskih spojeva željeza(III) slična odgovarajućim spojevima aluminija.

Fe 2 O 3 je hematit, amfoterni oksid u kojem prevladavaju bazična svojstva. Amfoternost se očituje u mogućnosti spajanja s krutim alkalijama i karbonatima alkalnih metala: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - žuta ili crvena, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferati (II) se razlažu s vodom, oslobađajući Fe 2 O 3. nH2O.

Fe3O4- magnetit, crna tvar koja se može smatrati ili miješanim oksidom - FeO. Fe 2 O 3, ili kao željezo (II) oksometaferat (III): Fe(FeO 2) 2. U interakciji s kiselinama daje smjesu soli: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 ili FeO(OH) je crveno-smeđi želatinasti talog, amfoterni hidroksid. Osim interakcija s kiselinama, reagira s vrućom koncentriranom otopinom lužine i stapa se s krutim lužinama i karbonatima: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Sol. Većina soli željeza (III) je topiva. Kao i aluminijeve soli, podliježu snažnoj hidrolizi na kationu, koja u prisutnosti aniona slabih i nestabilnih ili netopljivih kiselina može postati ireverzibilna: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. Kuhanjem otopine željezovog (III) klorida, hidroliza se također može učiniti nepovratnom, jer topljivost klorovodika, kao i svakog plina, smanjuje se zagrijavanjem i izlazi iz reakcijske sfere: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (pri zagrijavanju).

Oksidacijski kapacitet ovog kationa je vrlo visok, posebno u odnosu na konverziju u kation Fe 2+: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Rezultat:

a) otopine soli feri željeza oksidiraju sve metale do bakra: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) reakcije izmjene sa solima koje sadrže lako oksidirajuće anione odvijaju se istovremeno s njihovom oksidacijom: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Kao i drugi trovalentni kationi, željezo (III) je sposobno stvarati dvostruke sulfate stipse s kationima alkalnih metala ili amonija, na primjer: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

Složene veze. Oba kationa željeza teže stvaranju anionskih kompleksa, osobito željezo(III). FeCl3 + KCl = K, FeCl3 + Cl2 = Cl + -. Potonja reakcija odražava djelovanje željezovog (III) klorida kao katalizatora za elektrofilno kloriranje. Od interesa su cijanidni kompleksi: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – kalijev heksacijanoferat (II), žuta krvna sol. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – kalijev heksacijanoferat (III), crvena krvna sol. Kompleks feri željeza daje plavi talog ili otopinu s feri soli, ovisno o omjeru reagensa. Ista reakcija događa se između crvene krvne soli i bilo koje soli željeza. U prvom slučaju, sediment je nazvan prusko plavo, u drugom - Turnbull plavo. Kasnije se pokazalo da su barem otopine istog sastava: K – kalij željezo (II,III) heksacijanoferat. Opisane reakcije su kvalitativne za prisutnost odgovarajućih kationa željeza u otopini. Kvalitativna reakcija na prisutnost željeznog kationa je pojava krvavo crvene boje u interakciji s kalijevim tiocijanatom (rodanidom): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Oksidacijsko stanje +6 za željezo je nestabilno. Moguće je dobiti samo FeO 4 2- anion, koji postoji samo pri pH>7-9, ali je jak oksidans.

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

Fe (piljevina) + 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 (grijanje) = 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

Dobivanje željeza u industriji:

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

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

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

KROM – element s atomskim brojem 24, s relativnom atomskom masom od 51,996. Pripada obitelji 3d elemenata, ima elektroničku konfiguraciju 3d 5 4s 1 i nalazi se u periodu IV, skupini VI, sekundarnoj podskupini u periodnom sustavu. Moguća oksidacijska stanja: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Od njih su najstabilniji +2, +3, +6, a +3 ima minimalnu energiju.

Prema svojim fizičkim svojstvima, krom je sivkasto-bijeli, sjajni, tvrdi metal s talištem od 1890 o C. Čvrstoća njegove kristalne rešetke je posljedica prisutnosti pet nesparenih d-elektrona, sposobnih za djelomičnu kovalentnu vezu.

Kemijska svojstva jednostavne tvari.

Na niskim temperaturama, krom je inertan zbog prisutnosti oksidnog filma i ne stupa u interakciju s vodom i zrakom.

1. Interagira s kisikom na temperaturama iznad 600 o C. Pri tome nastaje kromov (III) oksid – Cr 2 O 3 .

2. Interakcija s halogenima odvija se na različite načine: Cr + 2F 2 = CrF 4 (na sobnoj temperaturi), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (uz značajno zagrijavanje ). Treba reći da krom (III) jodid može postojati i dobiva se reakcijom izmjene u obliku kristalnog hidrata CrJ 3. 9H 2 O, ali mu je toplinska stabilnost niska, a zagrijavanjem se raspada na CrJ 2 i J 2.

3. Na temperaturama iznad 120 o C krom reagira s rastaljenim sumporom dajući krom (II) sulfid - CrS (crni).

4. Na temperaturama iznad 1000 o C krom reagira s dušikom i ugljikom dajući nestehiometrijske, kemijski inertne spojeve. Među njima možemo primijetiti karbid s približnim sastavom CrC, koji je po tvrdoći blizak dijamantu.

5. Krom ne reagira s vodikom.

6. Reakcija s vodenom parom je sljedeća: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reakcija s neoksidirajućim kiselinama odvija se prilično lako, što rezultira stvaranjem aqua kompleksa 2+ nebesko plave boje, koji je stabilan samo u odsutnosti zraka ili u atmosferi vodika. U prisutnosti kisika reakcija teče drugačije: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Razrijeđene kiseline zasićene kisikom čak i pasiviziraju krom zbog stvaranja jakog oksidnog filma na površini.

8. Oksidirajuće kiseline: dušična kiselina bilo koje koncentracije, koncentrirana sumporna kiselina i perklorna kiselina pasiviziraju krom tako da nakon tretiranja površine tim kiselinama on više ne reagira s drugim kiselinama. Pasivacija se uklanja zagrijavanjem. Pritom nastaju kromove (III) soli i sumporni ili dušikovi dioksidi (klorid iz perklorne kiseline). Pasivacija zbog stvaranja filma soli događa se kada krom reagira s fosfornom kiselinom.

9. Krom ne reagira izravno s alkalijama, već s alkalnim talinama uz dodatak oksidansa: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Krom je sposoban reagirati s otopinama soli, istiskujući manje aktivne metale (one desno od njega u nizu napona) iz sastava soli. Sam krom se pretvara u Cr 2+ kation.

Topljivost A1 hidroksida u kiselim medijima izravno je proporcionalna trećoj potenciji koncentracije vodikovih iona, au lužnatim medijima joj je obrnuto proporcionalna. U izoelektričnoj točki, aluminijev hidroksid ima minimalnu topljivost. Prema Kolthoffu, za A1(OH)3 ova točka leži unutar pH raspona od 6,5-7,5. Za brzinu hidrolize aluminijevih soli također postoji određena optimalna pH vrijednost, koja se za koncentracije ABO od 400 do 100 mg/l kreće od 4,95 do 5,40, te granične pH vrijednosti. kod kojih još uvijek dolazi do hidrolize su 3 i 6,8.[...]

Veza između topljivosti i kemijske interakcije posebno je jasna u sustavima s tvorbom kompleksa. Ovdje se možemo prisjetiti dobro poznate činjenice o naglom porastu topljivosti molekularnog joda u vodi u prisutnosti kalijevog jodida zbog stvaranja polijodida: natrijev klorid, na primjer, praktički je netopljiv u nitrobenzenu, ali u prisutnosti aluminijevog klorida njegova topljivost naglo raste zbog stvaranja kompleksne soli NaAlC, koja se savršeno otapa u tom otapalu.[...]

Minimalna topljivost aluminijevog hidroksida leži u području pH = 6,5+7,5. Taloženje aluminijevog hidroksida počinje pri pH = 3,0 i doseže maksimum pri pH = = 7. Daljnjim povećanjem pH talog se počinje otapati, što postaje vidljivo pri pH = 9.[...]

Aluminijev sulfat se koristi za pročišćavanje zamućenih i obojenih voda: pročišćeni - za visoku zamućenost, nepročišćeni ili koji sadrže gline i silikatne materijale kao sastojke - za nisku zamućenost vode. Ovaj koagulant je učinkovit u pH rasponu od 5-7,5, a što je veća tvrdoća vode i niža boja, to su optimalne pH vrijednosti veće. Relativno niska cijena, dobra topljivost i nepostojanje posebnih zahtjeva za rukovanje suhim i otopljenim proizvodima učinili su aluminijev sulfat najčešćim koagulansom.[...]

Produkt topljivosti HgS u destiliranoj vodi je 1,6X10-21 mg/l, što odgovara rezidualnoj koncentraciji živinih iona u otopini od 2,5X10-21 mg/l. U industrijskim otpadnim vodama produkt topljivosti HgS je nešto veći, ali glavni dio živinog sulfida nalazi se u vodi u obliku fino raspršenih koloidnih čestica, koje se mogu odvojiti u sediment koagulacijom otpadne vode s vodenom otopinom aluminijevog sulfata Al2(S04)3 -I8H2O, vodeni željezni sulfat FeS04-7H20, vapno CaO, mješavina ovih koagulansa itd. [...]

Dakle, topljivost aluminijevog hidroksida u alkalnom mediju obrnuto je proporcionalna koncentraciji vodikovih iona na prvu potenciju.[...]

Kada se na anodi koriste topive elektrode (obično željezo ili aluminij), dolazi do anodnog otapanja metala, uslijed čega kationi željeza ili aluminija prelaze u vodu, što dovodi do stvaranja ljuskica hidroksida. Istodobno stvaranje koagulantnih pahuljica i mjehurića plina u skučenim uvjetima međuelektrodnog prostora stvara preduvjete za pouzdanu fiksaciju mjehurića plina na pahuljicama i intenzivnu koagulaciju onečišćenja, što osigurava učinkovitost procesa flotacije. Takve instalacije nazivaju se elektrokoagulacijsko-flotacijske instalacije. S protokom do 10-15 m3/h instalacije mogu biti jednokomorne, a s većim protokom - dvokomorni horizontalni ili vertikalni tip.[...]

Neke se slabo topljive boje otapaju zajedno sa sodom i prvo tretiraju otopinom aluminijevog sulfata, a zatim barijevog klorida.[...]

Osim navedenih topivih nečistoća, prirodne vode sadrže netopive tvari u suspenziji - od grubih suspenzija do koloidno otopljenih spojeva. Predstavljeni su česticama pijeska, lesa, muljevitih tvari i karbonatnih stijena, vodenih oksida aluminija, željeza, mangana, kao i visokomolekularnih humusnih tvari.[...]

Hidratizirani ioni aluminija u procesu hidrolize doniraju proton iz koordinirane molekule vode, sukcesivno tvoreći kompleksne ione [A1 (H20) 5 (OH) ]2+ i [A1 (H20)4 (OH)2] +, ostajući u riješenje. Kada posljednji neutralni kompleks [Al(H20)3(OH)3] izgubi vodu, nastaje slabo topljivi aluminijev hidroksid. Soli željeza(III) također hidroliziraju postupno. No, za razliku od aluminijevih soli, osim željeznih hidroksida mogu nastati i teško topive hidrokso soli.[...]

2

U razrijeđenoj kiselini, topljivost Al2(804)3 je veća nego u čistoj vodi, ali s daljnjim povećanjem koncentracije H2O4, topljivost naglo opada, dostižući 1% u 60% sumpornoj kiselini. U jačoj kiselini, topljivost aluminijevog sulfata ponovno raste.[...]

Svježe istaložene fosfate aluminija i željeza biljke mogu apsorbirati, ali kako sedimenti stare, oni se kristaliziraju i postaju manje topljivi i manje dostupni biljkama. Stoga je fosforna kiselina u crvenicama i sodno-podzolastim tlima vezana vrlo čvrsto i mnogo jače nego u sivim tlima i černozemima.[...]

Iz navedenog je jasno da je topljivost aluminijevog hidroksida u kiseloj sredini izravno proporcionalna trećoj potenciji koncentracije vodikovih iona [H+]3, a u alkalnoj sredini obrnuto proporcionalna [H+]..[. ..]

U kiselim otopinama s viškom aluminija najstabilnija kruta faza je bazični aluminijev fosfat. Ako je pH vrijednost veća od pH koji odgovara minimalnoj topljivosti fosfata (pH = 6), tada se glavna sol hidrolizira u aluminijev hidroksid, na čijoj se površini fosfat sorbira. Pri visokoj koncentraciji fosfata dolazi do taloženja taranakita koji se pretvara u srednju sol ako se pH sustava poveća. [...]

Poliakrilamid je bijela amorfna tvar visoko topljiva u vodi koja sadrži ionske skupine; hidrolizom stvara akrilnu kiselinu i njezine soli. Mehanizam djelovanja PAA temelji se na adsorpciji njegovih molekula na čestice nečistoća vode, aluminijevih ili željeznih (III) hidroksida nastalih tijekom hidrolize koagulantnih soli. Zbog izduženog oblika molekule dolazi do adsorpcije na različitim mjestima s nekoliko čestica hidroksida, pri čemu se potonje povezuju polimernim mostovima u teške, velike i postojane agregate (globule). [...]

Samo uzorke ograničene topivosti u vodi (y = 38) zadržava drvna celuloza u količini od 60%. Dodatak aluminijevog sulfata uzrokuje potpuno zadržavanje -CMC, a ne ovisi o stehiometrijskom omjeru između količine A13+ potrebnog za potpuno zadržavanje -CMC i broja OCH2COO -skupina prisutnih u CMC. Drugim riječima, zadržavanje -CMC nije određeno samo proizvodnjom netopljive aluminijeve soli, već i elektrostatskom adsorpcijom između pozitivno nabijenog Al-CMC i negativno nabijenih celuloznih vlakana. [...]

Razvijena je nova tehnologija korištenjem topljivih količina aluminijevog klorida u visokotemperaturnom procesu alkilacije benzena propilenom.[...]

Ovo poglavlje ispituje interakciju između aluminija(III) i fosfata u širokom rasponu koncentracija i pH. Kako bi se opisale reakcije između otopljenih vrsta i topljivih faza, proučavana je topljivost taloga aluminijevog fosfata. Osim toga, identificirani su topivi i netopivi produkti reakcije između aluminija (III) i fosfata i određena je distribucija njihovih koncentracija u širokom rasponu pH i koncentracija P i Al. Ova su istraživanja provedena korištenjem čistih otopina aluminijevih fosfata određenog sastava. U sustavu koji se proučava nije bilo drugih dispergiranih čvrstih faza, osim onih koje su se taložile tijekom interakcije aluminija i fosfata ili kao rezultat promjena pH. [...]

U pojednostavljenom obliku, može se smatrati da je taloženje željezom i aluminijem vrlo slično u mnogim aspektima i da su odlučujući čimbenici u oba slučaja topljivost i omjer koncentracije dodanog metalnog iona Me i prisutnog ortofosfata. Proces taloženja kalcijevim ionima jako ovisi o pH vrijednosti, stoga je pri izračunavanju potrebne količine kalcijeve soli potrebno uzeti u obzir lužnatost otpadne vode.[...]

Soli željeza kao koagulansi imaju niz prednosti u odnosu na aluminijeve soli: bolje djelovanje pri niskim temperaturama vode; širi raspon optimalnih pH vrijednosti; veća čvrstoća i hidraulička finoća pahuljica; mogućnost korištenja za vode sa širim rasponom sastava soli; sposobnost uklanjanja štetnih mirisa i okusa uzrokovanih prisutnošću sumporovodika. Međutim, postoje i nedostaci: stvaranje jako obojenih topivih kompleksa tijekom reakcije kationa željeza s nekim organskim spojevima; jaka kisela svojstva koja povećavaju koroziju opreme; slabije razvijena površina ljuskica.[...]

Kada u tlu postoji značajan sadržaj izmijenjeno apsorbiranih iona vodika i aluminija (na primjer, u zemljano-podzolastim tlima i crvenicama), mnoga njegova svojstva također se pogoršavaju. Vodikovi ioni ne raspršuju koloide tla, već, ulazeći u apsorbirano stanje, uzrokuju postupno uništavanje minerala koji čine apsorpcijski kompleks tla. Kao rezultat toga, tlo je osiromašeno koloidnom frakcijom, njegova struktura se pogoršava i sposobnost upijanja se smanjuje. Osim toga, ioni aluminija i vodika iz apsorbiranog stanja istiskuju se u otopinu u zamjenu za katione topljivih soli. Visoka koncentracija iona vodika i aluminija u otopini štetno djeluje na razvoj biljaka.[...]

Posljednjih godina počela se koristiti metoda za proizvodnju koagulansa u elektrolizerima s topljivim elektrodama, nazvana metoda elektrokoagulacije. Bit metode je anodno otapanje metala, uglavnom aluminija i željeza, u vodenom mediju pod utjecajem električne struje s naknadnim stvaranjem hidroksida. Ova metoda omogućuje učinkovito pročišćavanje vode od suspendiranih tvari mineralnog, organskog i biološkog podrijetla, koloida i tvari u molekularnom ili ionskom stanju. Elektrokoagulacija ima značajne prednosti u odnosu na metode reagensa: kompaktna instalacija, jednostavnost održavanja i mogućnost potpune automatizacije. Ova metoda je obećavajuća za korištenje na malim autonomnim objektima (na riječnim plovilima, za mala sela, itd.).[...]

Negativni učinak visoke kiselosti uvelike je povezan s povećanjem topljivosti spojeva aluminija i mangana u tlu. Njihov povećani sadržaj u otopini oštećuje razvoj biljaka još više nego višak vodikovih iona.[...]

Jednadžba (4.17) je riješena metodom pokušaja i pogreške za pH vrijednost koja odgovara minimalnoj topljivosti fosfata, oko 6. Na pH [...]

Proučavanjem hidrolize u sustavu Fe2(504)3-Al203-H20 pri 100 °C utvrđeno je da se s povećanjem količine aluminijevog oksida u sustavu povećava prinos željeza u talogu glavne soli, dostižući 98% pri masenom omjeru Al203/Fe2(504)3 = 0,111 i 90% HgO. U otopini se aluminijev oksid kemijskom interakcijom pretvara u topljive bazične aluminijeve sulfate. S porastom udjela željezo(III) sulfata u sustavu povećava se količina izreagiranog aluminijevog oksida i pri masenom omjeru Al203/Fe2(804)3 = 3 i 40% H20 doseže 91%..[. ..]

Tijek procesa koagulacije uvelike ovisi o pH okoline. Kada se u vodu doda koagulantna otopina aluminijevog sulfata, dolazi do hidrolize uz stvaranje koloidnog aluminijevog hidroksida. Optimalna vrijednost za otpadnu vodu iz proizvodnje ovog katalizatora je pH = 7,5-8,5. Na slici 1 prikazana je ovisnost stupnja pročišćavanja otpadnih voda s udjelom suspendiranih tvari od 1200 mg/l o pH.[...]

Povećanjem doze 50% sumporne kiseline unutar 80-100% stehiometrijske količine pri temperaturi od 120°C i trajanju procesa od 1,5 sati, povećava se stupanj razgradnje aluminijevog hidroksida. Tako je za dozu kiseline od 83,3% (mol. omjer 503/A1203 = lo = 2,5) stupanj razgradnje aluminijevog hidroksida 92,4%, dok je za dozu od 90% (co = 2,7) u navedenim uvjetima, hidroksid se potpuno razgradio. Razgradnja aluminijevog hidroksida s nepotpunom dozom sumporne kiseline može se objasniti reakcijom hidroksida s aluminijevim sulfatom da nastane topljive bazične aluminijeve soli, o čemu se detaljnije raspravlja u nastavku.[...]

Elektrokemijska metoda ima sljedeće prednosti u odnosu na metodu reagensa: smanjenje opterećenja na postrojenjima za odsoljavanje, jer kada se koristi, topljive soli ne ulaze u vodu, a dozirani aluminij potpuno se uklanja iz vode tijekom njenog preliminarnog pročišćavanja. Metoda desilikonizacije vode u elektrolizerima s aluminijskom anodom može se preporučiti za prethodnu obradu vode u shemama obrade vode u termoelektranama i drugim industrijskim poduzećima.[...]

Za aktivaciju se obično koriste 1,5% (u smislu SOr) otopine natrijeva silikata sa stupnjem neutralizacije alkalnosti od 80-85%. U slučaju korištenja aktivnog klora, stupanj neutralizacije topljivog stakla se povećava na 100%, a čak se uvodi i njegov višak. Nakon miješanja reagensa, sol “sazrijeva” neko vrijeme, a zatim se razrjeđuje vodom do sadržaja SiO2 manjeg od 1%. Način pripreme aktivne silicijske kiseline koji najviše obećava je obrada tekućeg stakla klorom i aluminijevim sulfatom, koji se obično koriste u procesima pročišćavanja vode.[...]

U interakciji s pokrovom tla intenziviraju se procesi ispiranja hranjivih tvari. Na pH [...]

Troske iz visokih peći i otvorenog ložišta dobivaju se kao otpad od taljenja lijevanog željeza i čelika i imaju različite sastave: 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 %. U većini slučajeva zahtijevaju prethodno brušenje. Najveći dio kalcija u troski nalazi se u obliku manje topljivih spojeva kremene kiseline (CaSiO3 i Ca2Si04), pa bi njihova finoća mljevenja trebala biti finija od vapnenog brašna. Po neutralizacijskoj sposobnosti, bazne troske (s udjelom CaO + MgO preko 40%) bliske su vapnenom karbonatu. Njihova učinkovitost je često veća od vapna. To se objašnjava prisutnošću magnezija, fosfora, mangana, sumpora i drugih biljnih hranjivih tvari u troski. Osim toga, silicijeva kiselina koju sadrže može smanjiti količinu pokretnog aluminija u tlu i pospješiti bolju apsorpciju fosfora u biljkama. Za travnato-podzolasta tla u područjima u blizini metalurških postrojenja, troska iz visokih peći, bogata vapnom, dragocjeno je gnojivo.[...]

Spojevi fluora predstavljaju drugu skupinu specifičnih tvari čija je prisutnost utvrđena u atmosferskom zraku niza naseljenih mjesta i koje mogu imati značajan utjecaj na zdravlje ljudi. U atmosferskom zraku pronađeni su različiti spojevi fluora – od relativno dobro topivih u tjelesnim tekućinama do potpuno netopivih; od vrlo iritantnog i korozivnog fluorovodika do relativno inertnih spojeva. Glavni industrijski procesi koji su popraćeni ispuštanjem fluoridnih spojeva u atmosferu su proizvodnja umjetnih gnojiva, proizvodnja aluminija i neke metode proizvodnje čelika.[...]

Povećanje prinosa od vapna i mineralnih gnojiva kada se primjenjuju zajedno u većini slučajeva znatno je veće od zbroja povećanja od odvojene uporabe ovih gnojiva. Učinkovitost fiziološki kiselih amonijačnih i kalijevih gnojiva posebno se naglo povećava vapnenjem. Ova gnojiva, kada se sustavno primjenjuju na nisko-puferskim kiselim soddy-podzolic tlima, uzrokuju njihovo daljnje otvrdnjavanje. Stoga se sustavnom primjenom takvih gnojiva na nevapnenom tlu prirast prinosa postupno smanjuje, au narednim godinama, kao posljedica jakog zakiseljavanja tla, prinos može biti manji nego u kontroli. Pozitivan učinak vapna na učinkovitost fiziološki kiselih oblika mineralnih gnojiva izraženiji je kod primjene na usjevima osjetljivim na visoku kiselost (cikla, kukuruz, pšenica), a manji ili nikakav kod primjene; primjena za usjeve otporne na kiselu reakciju. Utjecaj kalcizacije na učinkovitost fosfornih gnojiva ovisi o svojstvima tla i oblicima tih gnojiva. Učinkovitost topivih fosfornih gnojiva [na primjer, superfosfat Ca(H2P04)2] na jako kiselim tlima sa značajnim sadržajem mobilnih spojeva aluminija i željeza značajno se povećava vapnenjem. Kada se vapno doda u normalnoj dozi, pokretni spojevi aluminija i željeza prelaze u netopljive oblike, stoga se njima smanjuje kemijska fiksacija superfosfatnog fosfora i povećava njegova upotreba u biljkama.

Pri određivanju koncentracije nečistoća u vodi za piće i prirodnoj vodi pozornost se posvećuje volumenu nitrata, sulfata, nitrita, klorida, zaboravljajući na aluminij - najčešći metal u prirodi. U normalnim uvjetima, aluminij se otapa u vodi i stvara razne spojeve koji aktivno reagiraju s drugim nečistoćama. Kao rezultat, tvar je zasićena aluminijevim hidrokloridom, solima i drugim spojevima. A to dovodi do promjene kvalitete vode - pogoršanja kemijskog sastava, organoleptičkih svojstava, mikrobioloških, bakterijskih pokazatelja.
Službenu najveću granicu koncentracije aluminija u vodi za piće i prirodnim rezervoarima izračunavaju SZO i organizacije za zaštitu okoliša. Ali ovaj parametar ne uzima u obzir brojne načine na koje metal ulazi u prirodne izvore i ljudsko tijelo. Stoga je važno točno određivanje aluminija u vodi.

Aluminij u prirodnim vodenim tijelima

Prirodno zasićenje vode metalom nastaje zbog ulaska aluminosilikata i nekih vrsta gline u nju. Nakon njihovog otapanja počinje interakcija aluminija s vodom, izravno ovisno o njezinom pH. Otapanje u prirodnim uvjetima odvija se sporo, ali uvijek uz oslobađanje hidroksida, boksita, hidroklorida i drugih spojeva. Tvari i sam aluminij sadržani su u morskoj i riječnoj vodi. Ali to je pod normalnim uvjetima.

Metal ulazi u prirodne vode iz:

  • odvodi industrijskih i kućnih voda;
  • otpadne vode iz kemijske proizvodnje (svaka proizvodnja povećava koncentraciju aluminija u otpadnim vodama za 2-5 puta);
  • građevinski otpad i emisije.

Takvih je emisija u okoliš svake godine sve više, a kontrola nad stupnjem njihova zagađenja sve je manja. U prljavoj otpadnoj vodi s visokim sadržajem nečistoća i suspendiranih tvari aluminij se brže otapa u vodi. U vodna tijela ulazi u obliku suspendiranih oblika, iona i koloida. Ioni i oksidi su ti koji su povećali toksičnost. Imaju štetan učinak na većinu živih organizama koji žive u prirodnim izvorima. Prema standardima, koncentracija aluminija u prirodnim vodama ne smije biti veća od 0,5 mg/dm3.

Aluminij u vodi za piće

Najzastupljeniji metal na planetu zasigurno će biti sadržan u pitkoj vodi. Prema standardima i zahtjevima GOST-a, aluminij u vodi mora sadržavati:

  • ne više od 0,5 mg/l u vodi iz slavine;
  • unutar 0,2-0,3 mg/l u flaširanoj vodi;
  • unutar 0,1-0,2 mg/l u filtriranoj vodi.

Svaki dan ljudsko tijelo ne bi trebalo primiti više od 90 mg metala. Ali nakon što je reakcija aluminija s vodom završena, u njemu se pojavljuju otrovne nečistoće. Stoga vodu iz slavine, kao i tvari iz bunara i bušotina, treba provjeriti na koncentraciju nesigurnih nečistoća i komponenti. U nastavku se nalazi tablica najvećih dopuštenih koncentracija aluminija u pitkoj vodi i drugih tvari važnih za ljudsko zdravlje.

Zašto biste trebali piti vodu s minimalnom koncentracijom aluminija?

Nakon što smo saznali gdje se aluminij pojavljuje u vodi, vrijedi pogledati i druge načine njegovog ulaska u tijelo. To će pomoći u kontroli dnevnih potreba za metalom. Većina kemijskog elementa dolazi iz hrane.
Metal se također nalazi u:

  • kozmetički pripravci;
  • posuđe od istog metala;
  • lijekovi;
  • dezodoransi itd.

Sa standardnim sadržajem aluminija u vodi neće biti utjecaja na tijelo. Uz pretjeranu koncentraciju, živčani sustav pati, pamćenje se smanjuje, javlja se depresija i razdražljivost. Posljedice ne nastupaju odmah. To je zbog činjenice da tijelo ne apsorbira cijeli volumen metala. Znanstvenici su također dokazali da visok sadržaj aluminija u vodi dovodi do neuroloških bolesti i poremećaja metabolizma kalcija i fosfora, što inhibira proizvodnju hemoglobina. Stoga se preporuča koristiti tvar za piće s volumenom metala ne većim od 0,3 mg/l. Uz ovaj sadržaj otopljenog aluminija u vodi dnevna potrošnja neće prelaziti 50 mg/l. Za čišćenje se koriste kućanski filtarski sustavi.

Pročišćavanje vode metodom koagulacije

Da bi iz slavina potekla tekućina prikladna za piće ili tehničke potrebe, potrebno ju je prethodno očistiti. I podzemna i površinska voda moraju proći ovaj postupak prije bilo kakve uporabe. Gore je opisano što se događa kada aluminij stupi u interakciju s vodom - stvaraju se neugodan miris, neželjene nečistoće, tvar postaje mutna i pojavljuje se talog. Pogoršanjem organoleptičkih svojstava tekućine, neki metalni spojevi mogu djelovati kao izvrsni koagulansi - elementi koji vežu opasne i nepotrebne čestice u tvari. Učinkovito se koriste za poboljšanje kvalitete tekućina u sustavima za obradu vode.

Aluminijev sulfat se najčešće koristi za pročišćavanje vode za bilo koju potrebu. Koagulum je najaktivniji u sredini s kiselošću od 4,4-6,1 pH. Ali također se odnose na tvari s pH od 7 do 8. Postupak obrade vode je sljedeći:

  • dodavanje aluminijevog sulfata u tekućinu;
  • medij za miješanje - potpuno miješanje događa se u roku od 1-3 minute;
  • koagulacija, u kojoj medij prelazi iz jednog spremnika u drugi (proces traje od 30 minuta do 1 sata);
  • taloženje vezanog sedimenta;
  • filtracija pročišćenog medija.

Trenutačno je pročišćavanje vode aluminijem pristupačan i učinkovit način uklanjanja suspendiranih čestica iz tekućina. Tijekom koagulacije također se opaža uklanjanje natrijevih i kalcijevih bikarbonata i karbonata. Po završetku postupka pripreme vode potrošač dobiva čistu vodu ugodnog mirisa.

Aluminij – uništavanje metala pod utjecajem okoliša.

Za reakciju Al 3+ +3e → Al, standardni elektrodni potencijal aluminija je -1,66 V.

Talište aluminija je 660 °C.

Gustoća aluminija je 2,6989 g/cm 3 (u normalnim uvjetima).

Aluminij, iako je aktivan metal, ima prilično dobra korozijska svojstva. To se može objasniti sposobnošću pasivizacije u mnogim agresivnim okruženjima.

Otpornost aluminija na koroziju ovisi o mnogim čimbenicima: čistoći metala, korozivnoj okolini, koncentraciji agresivnih nečistoća u okolini, temperaturi itd. pH otopina ima snažan utjecaj. Aluminijev oksid se stvara na površini metala samo u pH rasponu od 3 do 9!

Na otpornost aluminija na koroziju uvelike utječe njegova čistoća. Za proizvodnju kemijskih jedinica i opreme koristi se samo metal visoke čistoće (bez nečistoća), na primjer, aluminij AB1 i AB2.

Korozija aluminija ne opaža se samo u onim sredinama gdje se na površini metala stvara zaštitni oksidni film.

Kada se zagrijava, aluminij može reagirati s nekim nemetalima:

2Al + N 2 → 2AlN – međudjelovanje aluminija i dušika uz nastajanje aluminijevog nitrida;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – reakcija aluminija s ugljikom pri čemu nastaje aluminijev karbid;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – interakcija aluminija i sumpora uz nastanak aluminijevog sulfida.

Korozija aluminija na zraku (atmosferska korozija aluminija)

Aluminij, u interakciji sa zrakom, postaje pasivan. Kada čisti metal dođe u dodir sa zrakom, na površini aluminija trenutno se pojavljuje tanki zaštitni film od aluminijevog oksida. Nadalje, rast filma se usporava. Formula aluminijevog oksida je Al 2 O 3 ili Al 2 O 3 H 2 O.

Reakcija aluminija s kisikom:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

Debljina ovog oksidnog filma kreće se od 5 do 100 nm (ovisno o uvjetima rada). Aluminijev oksid ima dobro prianjanje na površinu i zadovoljava uvjet kontinuiteta oksidnih filmova. Kada se skladišti u skladištu, debljina aluminijevog oksida na površini metala je oko 0,01 - 0,02 mikrona. U interakciji sa suhim kisikom - 0,02 - 0,04 mikrona. Kod toplinske obrade aluminija, debljina oksidnog filma može doseći 0,1 mikrona.


Aluminij je prilično otporan i na čistom ruralnom zraku iu industrijskoj atmosferi (sadrži sumporne pare, sumporovodik, plin amonijak, suhi klorovodik, itd.). Jer spojevi sumpora ne utječu na koroziju aluminija u plinskim sredinama - koristi se za proizvodnju postrojenja za preradu kisele sirove nafte i uređaja za vulkanizaciju gume.

Korozija aluminija u vodi

Korozija aluminija gotovo da se ne opaža u interakciji s čistom, svježom, destiliranom vodom. Povećanje temperature na 180 °C nema neki poseban učinak. Vruća vodena para također nema utjecaja na koroziju aluminija. Ako u vodu dodate malo lužine, čak i na sobnoj temperaturi, stopa korozije aluminija u takvom okruženju malo će se povećati.

Interakcija čistog aluminija (neprekrivenog oksidnim filmom) s vodom može se opisati pomoću jednadžbe reakcije:

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

U interakciji s morskom vodom, čisti aluminij počinje korodirati, jer... osjetljiv na otopljene soli. Za korištenje aluminija u morskoj vodi, u njegov sastav se dodaje mala količina magnezija i silicija. Otpornost aluminija i njegovih legura na koroziju kada su izloženi morskoj vodi značajno je smanjena ako metal sadrži bakar.

Korozija aluminija u kiselinama

Kako se povećava čistoća aluminija, povećava se njegova otpornost na kiseline.

Korozija aluminija u sumpornoj kiselini

Sumporna kiselina (ima oksidirajuća svojstva) u srednjim je koncentracijama vrlo opasna za aluminij i njegove legure. Reakcija s razrijeđenom sumpornom kiselinom opisana je jednadžbom:

2Al + 3H 2 SO 4 (razdijeljen) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Koncentrirana hladna sumporna kiselina nema učinka. A kad se zagrije, aluminij korodira:

2Al + 6H 2 SO 4 (konc) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.

U tom slučaju nastaje topljiva sol - aluminijev sulfat.

Al je stabilan u oleumu (dimeći sumporna kiselina) na temperaturama do 200 °C. Zbog toga se koristi za proizvodnju klorosulfonske kiseline (HSO 3 Cl) i oleuma.

Korozija aluminija u klorovodičnoj kiselini

Aluminij ili njegove legure brzo se otapaju u klorovodičnoj kiselini (osobito kada temperatura poraste). Jednadžba korozije:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2.

Slično djeluju otopine bromovodične (HBr) i fluorovodične (HF) kiseline.

Korozija aluminija u dušičnoj kiselini

Koncentrirana otopina dušične kiseline ima visoka oksidacijska svojstva. Aluminij u dušičnoj kiselini na normalnim temperaturama izuzetno je otporan (otpornost je veća nego kod nehrđajućeg čelika 12H18N9). Čak se koristi za proizvodnju koncentrirane dušične kiseline izravnom sintezom.

Kada se zagrijava, korozija aluminija u dušičnoj kiselini odvija se prema reakciji:

Al + 6HNO 3 (konc) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.

Korozija aluminija u octenoj kiselini

Aluminij je prilično otporan na octenu kiselinu bilo koje koncentracije, ali samo ako temperatura ne prelazi 65 °C. Koristi se za proizvodnju formaldehida i octene kiseline. Pri višim temperaturama aluminij se otapa (osim koncentracije kiseline od 98 - 99,8%).

Aluminij je stabilan u bromnim i slabim otopinama kromne (do 10%), fosforne (do 1%) kiseline na sobnoj temperaturi.

Limunska, maslačna, jabučna, vinska, propionska kiselina, vino i voćni sokovi slabo djeluju na aluminij i njegove legure.

Oksalna, mravlja i organoklorna kiselina razaraju metal.

Na otpornost aluminija na koroziju uvelike utječu pare i tekuća živa. Nakon kratkotrajnog kontakta metal i njegove legure intenzivno korodiraju stvarajući amalgame.

Korozija aluminija u alkalijama

Alkalije lako otapaju zaštitni oksidni film na površini aluminija, počinje reagirati s vodom, uslijed čega se metal otapa uz oslobađanje vodika (korozija aluminija s depolarizacijom vodika).

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2;

2(NaOHH 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2.

Nastaju aluminati.

Također, oksidni film uništavaju ioni žive, bakra i klora.

Aluminij je najčešći metal u zemljinoj kori. Sastojak je gline, glinenca, tinjca i mnogih drugih minerala. Ukupni sadržaj aluminija u zemljinoj kori iznosi.

Glavna sirovina za proizvodnju aluminija je boksit koji sadrži glinicu. Najvažnije rude aluminija također uključuju alunit i nefelin.

SSSR ima zalihe aluminija. Uz boksit, čija nalazišta imamo na Uralu, u Baškirskoj Autonomnoj Sovjetskoj Socijalističkoj Republici i u Kazahstanu, najbogatiji izvor aluminija je nefelin, koji se pojavljuje zajedno s apatitom u planinama Khibiny. U Sibiru postoje značajna nalazišta aluminijskih sirovina.

Aluminij je prvi dobio Wöhler 1827. djelovanjem metalnog kalija na aluminijev klorid. No, unatoč širokoj rasprostranjenosti u prirodi, aluminij je sve do kraja 19. stoljeća bio jedan od rijetkih metala.

Trenutno se aluminij proizvodi u ogromnim količinama iz aluminijevog oksida elektrolitičkom metodom. Aluminijev oksid koji se za to koristi mora biti dovoljno čist, budući da je nečistoće teško ukloniti iz taljenog aluminija. Pročišćeni boksit dobiva se preradom prirodnog boksita.

Proizvodnja aluminija složen je proces s velikim poteškoćama. Glavni polazni materijal - aluminijev oksid - ne provodi struju i ima vrlo visoko talište (oko 2050). Stoga se rastaljena smjesa kriolita i aluminijevog oksida podvrgava elektrolizi.

Smjesa koja sadrži oko (mas.) tali se na i ima električnu vodljivost, gustoću i viskoznost koji su najpovoljniji za proces. Kako bi se ta svojstva dodatno poboljšala, smjesi se dodaju aditivi i . Zahvaljujući tome moguća je elektroliza na .

Elektrolizer za taljenje aluminija je željezno kućište obloženo iznutra vatrostalnom opekom. Njegovo dno (ispod), sastavljeno od blokova komprimiranog ugljena, služi kao katoda. Anode (jedna ili više) nalaze se na vrhu: to su aluminijski okviri punjeni briketima ugljena. U modernim tvornicama elektrolizatori se postavljaju u nizu; svaka serija se sastoji od 150 ili više elektrolizera.

Tijekom elektrolize aluminij se oslobađa na katodi, a kisik na anodi. Aluminij, koji ima veću gustoću od izvorne taline, skuplja se u elektrolizeru; odavde se povremeno pušta. Kako se metal oslobađa, u talinu se dodaju novi dijelovi aluminijevog oksida. Kisik koji se oslobađa tijekom elektrolize stupa u interakciju s ugljikom anode, koji izgara, stvarajući CO i.

Aluminij se nije proizvodio u predrevolucionarnoj Rusiji. Prva talionica aluminija u SSSR-u (Volkhovski) počela je s radom 1932. godine, a već 1935. godine naša je zemlja zauzela treće mjesto u svijetu po proizvodnji aluminija.

Identična struktura vanjskog elektroničkog sloja atoma bora i aluminija određuje sličnost svojstava ovih elemenata. Dakle, aluminij, kao i bor, karakterizira samo stanje oksidacije. Međutim, kada se prelazi s bora na aluminij, radijus atoma se jako povećava (od 0,091 do ) i, osim toga, pojavljuje se još jedan međusloj od osam elektrona, koji štiti jezgru. Sve to dovodi do slabljenja veze između vanjskih elektrona i jezgre i do smanjenja ionizacijske energije atoma (vidi tablicu 35). Stoga aluminij ima mnogo izraženija metalna svojstva od bora. Međutim, kemijske veze koje tvori aluminij s drugim elementima prvenstveno su kovalentne prirode.

Još jedna značajka aluminija (kao i njegovih analoga - galija, indija i talija) u usporedbi s borom je postojanje slobodnih podrazina u vanjskom elektronskom sloju njegovog atoma. Zbog toga koordinacijski broj aluminija u njegovim spojevima može biti ne samo četiri, poput bora, već i šest.

Riža. 165. Shema prostorne strukture molekule: crni krugovi su atomi aluminija, svijetli krugovi su atomi klora.

Aluminij je povezan poput sličnih spojeva bora, u pojedinačnim molekulama takvih spojeva postoji samo šest elektrona u vanjskom sloju elektrona atoma aluminija. Stoga je ovdje atom aluminija sposoban biti akceptor elektronskih parova. Konkretno, aluminijeve halogenide karakterizira stvaranje dimera, izvedeno prema donor-akceptorskoj metodi (u dijagramu D - atom halogena):

Kao što se može vidjeti, takve dimerne molekule sadrže dva "mostna" atoma halogena. Prostorna struktura prikazana je na sl. 165. Aluminijevi halogenidi postoje u obliku dimernih molekula u talinama i parama. Međutim, tradicionalno se njihov sastav obično izražava u obliku . U nastavku ćemo se također pridržavati ove metode pisanja formula za aluminijeve halogenide.

Aluminijev hidrid također je spoj s manjkom elektrona. Međutim, atom vodika, za razliku od atoma halogena u molekulama, nema usamljeni elektronski par i ne može imati ulogu donora elektrona. Stoga su ovdje pojedinačne molekule međusobno povezane “premošćivanjem” atoma vodika trocentralnim vezama, slično vezama u molekulama borohidrida (vidi str. 612). Kao rezultat toga nastaje čvrsti polimer čiji se sastav može izraziti formulom.

Aluminij je srebrno-bijeli laki metal. Lako se izvlači u žicu i mota u tanke listove.

Na sobnoj temperaturi aluminij se ne mijenja na zraku, ali samo zato što je njegova površina prekrivena tankim slojem oksida koji ima vrlo jak zaštitni učinak. Uništavanje tog filma, na primjer, amalgamiranjem aluminija, uzrokuje brzu oksidaciju metala, popraćenu primjetnim zagrijavanjem.

Standardni elektrodni potencijal aluminija je -1,663 V. Unatoč negativnoj vrijednosti, aluminij, zbog stvaranja zaštitnog oksidnog filma na svojoj površini, ne istiskuje vodik iz vode. Međutim, amalgamirani aluminij, koji ne tvori gusti oksidni sloj, snažno reagira s vodom i oslobađa vodik.

Razrijeđena klorovodična i sumporna kiselina lako otapaju aluminij, osobito pri zagrijavanju. Visoko razrijeđena i hladna koncentrirana dušična kiselina ne otapa aluminij.

Kada vodene otopine lužina djeluju na aluminij, oksidni sloj se otapa i nastaju aluminati - soli koje sadrže aluminij kao dio aniona:

natrijev tetrahidroksialuminat

Aluminij, bez zaštitnog filma, stupa u interakciju s vodom, istiskujući vodik iz nje:

Nastali aluminijev hidroksid reagira s viškom lužine, stvarajući hidroksoaluminat:

Udvostručavanjem zadnje jednadžbe i njezinim dodavanjem prethodnoj dobivamo ukupnu jednadžbu za otapanje aluminija u vodenoj otopini lužine:

Aluminij se znatno otapa u otopinama soli koje zbog svoje hidrolize imaju kiselu ili alkalnu reakciju, npr. u otopini.

Ako se aluminijski prah (ili tanka aluminijska folija) jako zagrije, zapali se i gori zasljepljujući bijelim plamenom, stvarajući aluminijev oksid.

Glavna upotreba aluminija je proizvodnja legura na njegovoj osnovi. Aditivi za legiranje (na primjer, bakar, silicij, magnezij, cink, mangan) dodaju se aluminiju uglavnom radi povećanja njegove čvrstoće. Rasprostranjeni su dura homini koji sadrže bakar i magnezij, silumini u kojima je glavni dodatak silicij i magnalij (legura aluminija i magnezija). Glavne prednosti svih aluminijskih legura su njihova mala gustoća, visoka čvrstoća (po jedinici mase), zadovoljavajuća otpornost na atmosfersku koroziju, razmjerna jeftinost i jednostavnost proizvodnje i obrade. Aluminijske legure koriste se u raketnoj tehnici, zrakoplovstvu, automobilskoj, brodogradnji i izradi instrumenata, u proizvodnji posuđa iu mnogim drugim industrijama. Aluminijske legure zauzimaju drugo mjesto po širini primjene iza čelika i lijevanog željeza.

Aluminij je jedan od najčešćih dodataka u legurama na bazi bakra, magnezija, titana, nikla, cinka i željeza.

U obliku čistog metala, aluminij se koristi za proizvodnju kemijske opreme, električnih žica i kondenzatora. Iako je električna vodljivost aluminija manja od električne vodljivosti bakra (otprilike električna vodljivost bakra), to se kompenzira lakoćom aluminija, što omogućuje da žice budu deblje: uz istu električnu vodljivost, aluminijska žica teži pola koliko i bakrena žica.

Važno je koristiti aluminij za aluminiziranje, koje se sastoji od zasićenja površine proizvoda od čelika ili lijevanog željeza aluminijem kako bi se osnovni materijal zaštitio od oksidacije pod visokom temperaturom. U metalurgiji se aluminij koristi za dobivanje kalcija, barija, litija i nekih drugih metala aluminotermijom (vidi § 192).

Aluminijev oksid, koji se naziva i glinica, prirodno se pojavljuje u kristalnom obliku, tvoreći mineral korund. Korund ima vrlo visoku tvrdoću. Njegovi prozirni kristali, crveno ili plavo obojeni nečistoćama, su drago kamenje rubin i safir. Rubini se danas proizvode umjetno taljenjem glinice u električnim pećima. Koriste se ne toliko za nakit koliko u tehničke svrhe, na primjer, za izradu dijelova za precizne instrumente, kamenje u satovima itd. Kristali rubina koji sadrže malu nečistoću koriste se kao kvantni generatori - laseri koji stvaraju usmjerenu zraku monokromatsko zračenje.

Korund i njegova sitnozrnata sorta koja sadrži veliku količinu nečistoća, šmirgla, koriste se kao abrazivni materijali.

Aluminijev hidroksid se pod djelovanjem lužina na otopine aluminijevih soli taloži u obliku želatinoznog taloga i lako stvara koloidne otopine.

Aluminijev hidroksid tipičan je amfoterni hidroksid. S kiselinama tvori soli koje sadrže aluminijev kation, s alkalijama - aluminate. Kada aluminijev hidroksid reagira s vodenim otopinama lužina ili kada se metalni aluminij otopi u otopinama lužina, nastaju hidroksoaluminati, kao što je na primjer gore spomenuto. Kada se aluminijev oksid stopi s odgovarajućim oksidima ili hidroksidima, dobivaju se derivati ​​meta-aluminijevih kiselina, na primjer:

I aluminijeve soli i aluminati u otopinama su visoko hidrolizirani. Stoga se aluminijeve soli i slabe kiseline u otopinama pretvaraju u bazične soli ili podvrgavaju potpunoj hidrolizi. Na primjer, kada aluminijeva sol reagira u otopini s aluminijem, ne nastaje aluminijev karbonat, već njegov hidroksid, a oslobađa se ugljični dioksid:

Aluminijev klorid. Bezvodni aluminijev klorid dobiva se izravnom interakcijom klora s aluminijem. Široko se koristi kao katalizator u raznim organskim sintezama.

Otapa se u vodi, pri čemu se oslobađa velika količina topline. Kad se otopina ispari, dolazi do hidrolize, oslobađa se klorovodik i dobiva se aluminijev hidroksid. Ako se uparavanje provodi u prisustvu viška klorovodične kiseline, tada se mogu dobiti kristali pripravka.

Kao što je već navedeno na stranici 614, kemijske veze koje tvori atom aluminija uglavnom su kovalentne prirode. To utječe na svojstva spojeva koje stvara. Dakle, pri normalnom atmosferskom tlaku bezvodni aluminijev klorid već sublimira, a pri visokim tlakovima se tali i u rastaljenom stanju ne provodi električnu struju. Stoga se talina ne može koristiti za elektrolitičku proizvodnju aluminija.

Aluminijev sulfat se dobiva djelovanjem vruće sumporne kiseline na aluminijev oksid ili kaolin. Koristi se za pročišćavanje vode (vidi str. 598), kao i u pripremi određenih vrsta papira.

Kalijeva stipsa koristi se u velikim količinama za štavljenje, kao i za bojanje kao sredstvo za jedkanje pamučnih tkanina. U potonjem slučaju, učinak stipse temelji se na činjenici da se aluminijev hidroksid nastao kao rezultat njegove hidrolize taloži u vlaknima tkanine u fino raspršenom stanju i, adsorbirajući boju, čvrsto je drži na vlaknu.