Яка кислота розчиняє алюміній? Розчинення оболонок із алюмінію. У природні води метал потрапляє зі


Алюміній – елемент із порядковим номером 13, відносною атомною масою – 26,98154. Знаходиться у III періоді, III групі, головній підгрупі. Електронна конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Стійкий рівень окислення алюмінію – «+3». Катіон, що при цьому утворюється, має оболонку благородного газу, що сприяє його стійкості, але відношення заряду до радіусу, тобто концентрація заряду, досить високі, що підвищує енергію катіону. Ця особливість призводить до того, що алюміній поряд з іонними сполуками утворює цілу низку ковалентних сполук, а його катіон піддається в розчині значному гідролізу.

Валентність I алюміній може виявляти лише за температури вище 1500 про З. Відомі Al 2 O і AlCl.

За фізичними властивостями алюміній – типовий метал, з високою тепло- та електропровідністю, що поступається тільки сріблу та міді. Потенціал іонізації алюмінію не дуже високий, тому від нього можна було б очікувати великої хімічної активності, але вона значно знижена через те, що на повітрі метал пасивується за рахунок утворення на поверхні міцної оксидної плівки. Якщо метал активізувати: а) механічно видалити плівку; б) амальгамувати (привести у взаємодію з ртуттю); в) використовувати порошок, то такий метал стає настільки реакційним, що взаємодіє навіть з вологою та киснем повітря, руйнуючись при цьому відповідно до процесу:

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

Взаємодія із простими речовинами.

1. Порошкоподібний алюміній при сильному нагріванні реагує із киснем.Ці умови потрібні через пасивацію, а сама реакція утворення оксиду алюмінію дуже екзотермічна – виділяється 1676 кДж/моль теплоти.

2. З хлором та бромомреагує за стандартних умов, здатний навіть загорятися у тому середовищі. Не реагує тільки з фтором,т.к. фторид алюмінію, подібно до оксиду, утворює на поверхні металу захисну сольову плівку. З йодомреагує при нагріванні та у присутності води як каталізатора.

3. Із сіроюреагує при сплавленні, даючи сульфід алюмінію складу Al 2 S 3 .

4. З фосфором також реагує при нагріванні з утворенням фосфіду: AlP.

5. Безпосередньо з воднемалюміній не взаємодіє.

6. З азотомвзаємодіє при 800 про З даючи нітрид алюмінію (AlN). Слід сказати, що горіння алюмінію на повітрі відбувається приблизно за таких температур, тому продуктами горіння (з урахуванням складу повітря) є одночасно і оксид, і нітрид.

7. З вуглецемалюміній взаємодіє при ще вищій температурі: 2000 про С. Карбід алюмінію складу Al 4 C 3 відноситься до метанідів, у його складі немає зв'язків С-С, і при гідроліз виділяється метан: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH ) 3 + 3CH 4

Взаємодія зі складними речовинами

1. З водоюактивований (позбавлений захисної плівки) алюміній активно взаємодіє з виділенням водню: 2Al (акт.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Гідроксид алюмінію утворюється у вигляді білого пухкого порошку, відсутність плівки не заважає проходженню реакції до кінця.

2. Взаємодія з кислотами:а) З кислотами-неокислювачами алюміній активно взаємодіє відповідно до рівняння: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2 ,

б) З кислотами-окислювачами взаємодія відбувається з такими особливостями. Концентровані азотна та сірчана кислоти, а також дуже розбавлена ​​азотна кислота пасивують алюміній (швидке окислення поверхні призводить до утворення оксидної плівки) на холоді. При нагріванні плівка порушується, і реакція проходить, але з концентрованих кислот при нагріванні виділяються тільки продукти їх мінімального відновлення: 2Al + 6H 2 SO 4 (кінець) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 ( конц) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O З помірно розведеною азотною кислотою в залежності від умов реакції можна отримати NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + .

3. Взаємодія із лугами.Алюміній є амфотерний елемент (за хімічними властивостями), т.к. має досить великий для металів електронегативність - 1,61. Тому він досить легко розчиняється у розчинах лугів з утворенням гідроксокомплексів та водню. Склад гідроксокомплексу залежить від співвідношення реагентів: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Співвідношення алюмінію і водню визначається електронним балансом реакції, що відбувається між ними не залежить.

4. Низький потенціал іонізації та велика спорідненість до кисню (велика стійкість оксиду) призводять до того, що алюміній активно взаємодіє з оксидами багатьох металів,відновлюючи їх. Реакції проходять при початковому нагріванні з подальшим виділенням теплоти, так що температура підвищується до 1200 про - 3000 про С. Суміш 75% алюмінієвого порошку і 25% (за масою) Fe 3 O 4 називають "термітом". Раніше реакцію горіння цієї суміші використовували для зварювання рейок. Відновлення металів з оксидів за допомогою алюмінію називається алюмотермією і використовується в промисловості як спосіб одержання таких металів як марганець, хром, ванадій, вольфрам, феросплави.

5. З розчинами солейалюміній взаємодіє двома різними способами. 1. Якщо в результаті гідролізу розчин солі має кисле або лужне середовище, відбувається виділення водню (з кислими розчинами реакція йде тільки при значному нагріванні, тому що захисна плівка оксидна краще розчиняється в лугах, ніж в кислотах). 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. Алюміній може витісняти зі складу солі метали, які у ряду напруги правіше, ніж, тобто. фактично окислюватиметься катіонами цих металів. Через оксидну плівку ця реакція проходить не завжди. Наприклад, хлорид-аніони здатні порушувати плівку і реакція 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe проходить, а аналогічна реакція з сульфатами при кімнатній температурі не піде. З активованим алюмінієм будь-яка взаємодія, яка не суперечить загальному правилу, піде.

Сполуки алюмінію.

1. Оксид (Al2O3).Відомий у вигляді кількох модифікацій, більшість з яких дуже міцні та хімічно інертні. Модифікація α-Al 2 O 3 зустрічається у природі як мінералу корунд. У кристалічній решітці цієї сполуки катіони алюмінію іноді частково заміщені на катіони інших металів, що надає мінералу фарбування. Домішка Cr(III) дає червоний колір, такий корунд – це дорогоцінний камінь рубін. Домішка Ti(III) та Fe(III) дає сапфір синього кольору. Хімічно активна аморфна модифікація. Оксид алюмінію – типовий амфотерний оксид, що реагує як з кислотами та кислотними оксидами, так і з лугами та основними оксидами, причому з лугами краще. Продукти реакції у розчині та у твердій фазі при сплавленні відрізняються: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (сплавлення) – метаалюмінат натрію, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (сплавлення) – ортоалюмінат натрію, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (сплавлення) – хромат алюмінію. Крім оксидів та твердих лугів алюміній при сплавленні реагує з солями, утвореними летючими кислотними оксидами, витісняючи їх зі складу солі: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Реакції у розчині: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – тетрагідроксоалюмінат натрію. Тетрагідроксоалюмінат-аніон насправді є тетрагідроксодіаквааніоном 1-, т.к. координаційне число 6 для алюмінію краще. При надлишку лугу утворюється гексагідроксоалюмінат: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 . Крім кислот і лугів очікується реакцій з кислими солями: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Гідроксиди алюмінію. Відомо два гідроксиду алюмінію - метагідроксід -AlO(OH) і ортогідроксід - Al(OH) 3 . Обидва вони у воді не розчиняються, але є амфотерними, тому розчиняються в розчинах кислот і лугів, а також солей, що мають кисле або лужне середовище в результаті гідролізу. При сплавленні гідроксиди реагують аналогічно до оксиду. Як усі нерозчинні основи гідроксиди алюмінію при нагріванні розкладаються: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Розчиняючись у лужних розчинах, гідроксиди алюмінію не розчиняються у водному аміаку, тому їх можна осадити аміаком з розчинної солі: Al( 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 , за цією реакцією виходить саме метагідроксід. Облогити гідроксид дією лугів складно, т.к. осад, що вийшов, легко розчиняється, і сумарна реакція має вигляд: AlCl 3 +4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Солі алюмінію.Майже всі солі алюмінію добре розчиняються у воді. Нерозчинні фосфат AlPO 4 та фторид AlF 3 . Т.к. катіон алюмінію має велику концентрацію заряду, його аквакомплекс набуває властивостей катіонної кислоти: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+ , тобто. солі алюмінію піддаються сильному гідролізу катіону. У разі солей слабких кислот через взаємне посилення гідролізу по катіону та аніону гідроліз стає незворотним. У розчині повністю розкладаються водою або не можуть бути отримані за реакції обміну карбонат, сульфіт, сульфід і силікат алюмінію: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3 . Для деяких солей гідроліз стає незворотним під час нагрівання. Вологий ацетат алюмінію при нагріванні розкладається відповідно до рівняння: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH У разі галогенідів алюмінію розкладу солі сприяє зменшення розчинності газоподібних галогеноводородів при нагріванні 3H2 = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. З галогенідів алюмінію тільки фторид є іонним з'єднанням, інші галогеніди – ковалентні сполуки, їх температури плавлення значно нижчі, ніж фториду, хлорид алюмінію здатний возгоняться. При дуже високій температурі в парах знаходяться одиночні молекули галогенідів алюмінію, що мають плоску трикутну будову через sp 2 -гібридизації атомних орбіталей центрального атома. Основний стан цих сполук у парах та деяких органічних розчинниках – це димери, наприклад, Al 2 Cl 6 . Галогеніди алюмінію є сильними кислотами Льюїса, т.к. мають вакантну атомну орбіталь. Розчинення у воді тому відбувається з виділенням великої кількості теплоти. Цікавим класом сполук алюмінію (як і інших тривалентних металів) є галун - 12-водні подвійні сульфати M I M III (SO 4) 2 , які при розчиненні як всі подвійні солі дають суміш відповідних катіонів і аніонів.

5. Комплексні з'єднання.Розглянемо гідроксокомплекси алюмінію. Це солі, у яких комплексна частка є аніоном. Усі солі розчинні. Руйнуються при взаємодії із кислотами. При цьому сильні кислоти розчиняють ортогидроксид, що утворюється, а слабкі або відповідні їм кислотні оксиди (H 2 S, CO 2 , SO 2) його осаджують: K +4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) 3 ↓ + KHCO 3

При прожарюванні гідроксоалюмінати перетворюються на орто- або метаалюмінати, втрачаючи воду.

Залізо

Елемент із порядковим номером 26, з відносною атомною масою 55,847. Належить до 3d-сімейства елементів, має електронну конфігурацію: 3d 6 4s 2 і в періодичній системі знаходиться в IV періоді, VIII групі, побічній підгрупі. У сполуках залізо переважно виявляє ступеня окиснення +2 та +3. Іон Fe 3+ має наполовину заповнену d-електронну оболонку, 3d 5 що надає йому додаткову стійкість. Значно важче досягаються ступеня окиснення +4, +6, +8.

За фізичними властивостями залізо - сріблясто-білий, блискучий, відносно м'який, ковкий, метал, що легко намагнічується і розмагнічується. Температура плавлення 1539 про С. Має кілька алотропних модифікацій, що відрізняються типом кристалічних ґрат.

Властивості простої речовини.

1. При горінні на повітрі утворює змішаний оксид Fe3O4, а при взаємодії з чистим киснем – Fe2O3. Порошкоподібне залізо пірофорно - самозаймається на повітрі.

2. Фтор, хлор та бром легко реагують із залізом, окислюючи його до Fe 3+ . З йодом утворюється FeJ 2 так як тривалентний катіон заліза окислює йодид-аніон, у зв'язку з чим, сполуки FeJ 3 не існує.

3. З аналогічної причини немає сполуки Fe 2 S 3 , а взаємодія заліза і сірки при температурі плавлення сірки призводить до з'єднання FeS. При надлишку сірки виходить пірит – дисульфід заліза (II) – FeS 2 . Утворюються також нестехіометричні сполуки.

4. З рештою неметал залізо реагує при сильному нагріванні, утворюючи тверді розчини або металоподібні сполуки. Можна навести реакцію, що йде при 500 про С: 3Fe + C = Fe 3 C. Така сполука заліза та вуглецю називається цементит.

5. З багатьма металами залізо утворює сплави.

6. На повітрі за кімнатної температури залізо вкрите оксидною плівкою, тому з водою не взаємодіє. Взаємодія з перегрітою парою дає такі продукти: 3Fe + 4H 2 O (пар) = Fe 3 O 4 + 4H 2 . У присутності кисню залізо взаємодіє навіть із вологою повітря: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 . Наведене рівняння відбиває процес іржавіння, якому піддається рік до 10% металевих виробів.

7. Оскільки залізо стоїть у ряді напруги до водню, воно легко реагує з кислотами-неокислювачами, але окислюється при цьому лише до Fe 2+ .

8. Концентровані азотна та сірчана кислоти пасивують залізо, але при нагріванні реакція відбувається. Розведена азотна кислота реагує при кімнатній температурі. З усіма кислотами-окислювачами залізо дає солі заліза (III) (за деякими відомостями, з розведеною азотною кислотою можливе утворення нітрату заліза (II)), а відновлює HNO 3 (розб.) до NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + залежно від умов, а HNO 3 (конц.) – до NO 2 через нагрівання, яке необхідне проходження реакції.

9. Залізо здатне реагувати з концентрованими (50%) лугами при нагріванні: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Реагуючи з розчинами солей менш активних металів, залізо витіняє ці метали зі складу солі, перетворюючись на двовалентний катіон: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Властивості сполук заліза.

Fe 2+Відношення заряду до радіусу даного катіону близьке до такого у Mg 2+ , тому хімічна поведінка оксиду, гідроксиду та солей двовалентного заліза подібна до поведінки відповідних сполук магнію. У водному розчині катіон двовалентного заліза утворює аквакомплекс 2+ блідо-зеленого кольору. Цей катіон легко окислюється навіть у розчині киснем повітря. У розчині FeCl 2 містяться комплексні частки 0. Концентрація заряду такого катіону невелика, тому гідроліз помірний солей.

1. FeO – основний оксид, чорного кольору, у воді не розчиняється. Легко розчиняється у кислотах. При нагріванні понад 500 0 С диспропорціонує: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4 . Він може бути отриманий при обережному прожарюванні відповідних гідроксиду, карбонату та оксалату, тоді як термічне розкладання інших солей Fe 2+ призводить до утворення оксиду тривалентного заліза: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2 , але FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Сам оксид заліза (II) може виступати як окислювач, наприклад, при нагріванні йде реакція: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 +3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – гідроксид заліза (II) – нерозчинна основа. Реагує із кислотами. З кислотами-окислювачами відбувається одночасно кислотно-основна взаємодія та окислення до тривалентного заліза: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (кінець) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Може бути отриманий за обмінною реакції розчинної солі. Це з'єднання білого кольору, яке на повітрі спочатку зеленіє через взаємодію з вологою повітря, а потім буріє через окислення киснем повітря: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 .

3. Солі. Як мовилося раніше, більшість солей Fe(II) повільно окислюються повітря чи розчині. Найбільш стійкою до окислення є сіль Мора – подвійний сульфат заліза (II) та амонію: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 . 6H 2 O. Катіон Fe 2+ легко окислюється до Fe 3+ тому більшість окислювачів, зокрема, кислоти-окислювачі окислюють солі двовалентного заліза. При випаленні сульфіду і дисульфіду заліза виходить оксид заліза (III) і оксид сірки (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Сульфід заліза (II) розчиняється також у сильних кислотах: 2H 2 S Карбонат заліза (II) нерозчинний, тоді як гідрокарбонат у воді розчиняється.

Fe 3+Щодо заряду до радіусу даний катіон відповідає катіону алюмінію , тому властивості сполук катіону заліза (III) аналогічні відповідним сполукам алюмінію.

Fe2O3 – гематит, амфотерний оксид, у якого переважають основні властивості. Амфотерність проявляється у можливості сплавлення з твердими лугами та карбонатами лужних металів: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 – жовтого або червоного кольору, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 . Ферати (II) розкладаються водою з виділенням Fe2O3. nH 2 O.

Fe 3 O 4- Магнетит, речовина чорного кольору, яку можна розглядати або як змішаний оксид - FeO. Fe 2 O 3 або як оксометаферрат (III) заліза (II): Fe(FeO 2) 2 . При взаємодії з кислотами дає суміш солей: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 або FeO(OH) – червоно-бурий драглистий осад, амфотерний гідроксид. Крім взаємодій з кислотами реагує з гарячим концентрованим розчином лугу та сплавляється з твердими лугами та карбонатами: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Солі.Більшість солей тривалентного заліза розчинна. Так само як солі алюмінію, вони піддаються сильному гідролізу по катіону, який у присутності аніонів слабких і нестійких або нерозчинних кислот може стати незворотним: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 2 При кип'ятінні розчину хлориду заліза (III) гідроліз можна зробити незворотним, т.к. розчинність хлороводню як будь-якого газу при нагріванні зменшується і він йде зі сфери реакції: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (при нагріванні).

Окислювальна здатність даного катіону дуже висока, особливо, щодо перетворення на катіон Fe 2+ : Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o =0,77в. В результаті чого:

а) розчини солей тривалентного заліза окислюють усі метали аж до міді: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2 ,

б) обмінні реакції з солями, що містять легко окислювані аніони, проходять одночасно з їх окисленням: 2FeCl3+2KJ = FeCl2+J2+2KCl

Як і інші тривалентні катіони, залізо (III) здатне до утворення галунів - подвійних сульфатів з катіонами лужних металів або амонію, наприклад: NH4Fe(SO4)2. 12H 2 O.

Комплексні з'єднання.Обидва катіони заліза схильні до утворення аніонних комплексів, особливо залізо (III). FeCl 3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + -. Остання реакція відбиває дію хлориду заліза (III) як каталізатора електрофільного хлорування. Інтерес представляють ціанідні комплекси: 6KCN + FeSO 4 = K 4 - гексаціаноферрат (II) калію, жовта кров'яна сіль. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl - гексаціаноферрат (III) калію, червона кров'яна сіль. Комплекс двовалентного заліза дає із сіллю тривалентного заліза синій осад або розчин залежно від співвідношення реагентів. Така ж реакція відбувається між червоною кров'яною сіллю та будь-якою сіллю двовалентного заліза. У першому випадку осад називали берлінською блакиттю, у другому – турнбулевою синьою. Пізніше з'ясувалося, що принаймні розчини мають однаковий склад: K - гексаціаноферрат заліза (II, III) калію. Описані реакції є якісними на наявність у розчині відповідних катіонів заліза. Якісною реакцією на наявність катіону тривалентного заліза є поява криваво-червоного забарвлення при взаємодії з тіоціанатом (роданідом) калію:2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Ступінь окиснення +6 для заліза малостійка. Вдається отримати тільки аніон FeO 4 2- , який існує тільки при pH>7-9, але є сильним окислювачем.

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

Fe (тирса) + 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 (нагрівання) = 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

Отримання заліза у промисловості:

А) доменний процес: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

Б) алюмотермія: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe

ХРОМ - Елемент з порядковим номером 24, з відносною атомною масою 51,996. Належить до 3d-сімейства елементів, має електронну конфігурацію 3d 5 4s 1 і в періодичній системі знаходиться в IV періоді, VI групі, побічній підгрупі. Можливі ступені окислення: +1, +2, +3, +4, +5, +6. З них найбільш стійкими є +2, +3, +6, а мінімальну енергію має +3.

За фізичними властивостями хром – сірувато-білий, блискучий, твердий метал з температурою плавлення 1890 про С. Міцність його кристалічних ґрат обумовлена ​​наявністю п'яти неспарених d-електронів, здатних до часткового ковалентного зв'язування.

Хімічні властивості простої речовини.

При низьких температурах хром інертний через наявність оксидної плівки, що не взаємодіє з водою та повітрям.

1. З киснем взаємодіє за температур вище 600 про З. У цьому утворюється оксид хрому (III) – Cr 2 O 3 .

2. Взаємодія з галогенами відбувається по-різному: Cr + 2F 2 = CrF 4 (при кімнатній температурі), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (при значному нагріванні ). Слід сказати, що йодид хрому (III) може існувати і виходить за обмінною реакцією у вигляді кристалогідрату CrJ 3 . 9H 2 O, але його термічна стійкість невелика, і при нагріванні він розкладається на CrJ 2 та J 2 .

3. При температурі вище 120 про С хром взаємодіє з розплавленою сіркою, даючи сульфід хрому (II) - CrS (чорного кольору).

4. При температурах вище 1000 про С хром реагує з азотом та вуглецем, даючи нестехіометричні, хімічно інертні сполуки. Серед них можна відзначити карбід із зразковим складом CrC, який за твердістю наближається до алмазу.

5. З воднем хром не реагує.

6. Реакція з водяною парою проходить наступним чином: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Реакція з кислотами-неокислювачами відбувається досить легко, при цьому утворюється аква-комплекс 2+ небесно-блакитного кольору, який стійкий тільки за відсутності повітря або в атмосфері водню. У присутності кисню реакція йде інакше: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Розведені кислоти, насичені киснем, навіть пасивують хром за рахунок утворення на поверхні міцної оксидної плівки.

8. Кислоти-окислювачі: азотна кислота будь-якої концентрації,сірчана концентрована хлорна кислота пасивують хром так, що після обробки поверхні цими кислотами він вже не реагує і з іншими кислотами. Пасивація знімається під час нагрівання. При цьому виходять солі хрому (III) та діоксиди сірки або азоту (з хлорної кислоти – хлорид). Пасивація за рахунок утворення сольової плівки відбувається при взаємодії хрому із фосфорною кислотою.

9. Безпосередньо з лугом хром не реагує, але вступає в реакцію з лужними розплавами з додаванням окислювачів: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (ж) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Хром здатний реагувати з розчинами солей, витісняючи менш активні метали (які стоять правіше за нього в ряді напруги) зі складу солі. Сам хром при цьому перетворюється на катіон Cr 2+.

Розчинність гідроксидів А1 в кислих середовищах прямо пропорційна третього ступеня концентрації водневих іонів, а в лужних середовищах обернено пропорційна їй . В ізоелектричній точці гідроксид алюмінію має мінімальну розчинність. По Кольтгофу для А1(ОН)3 ця точка лежить у межах значень pH 6,5-7,5. Для швидкості гідролізу солей алюмінію також існує певний оптимум значень pH, який для концентрацій АБО з від 400 до 100 мг/л коливається в межах 4,95-5,40, а граничні значення pH. при яких гідроліз ще протікає, становлять 3 та 6,8.

Зв'язок розчинності з хімічною взаємодією особливо чітко проявляється у системах із комплексоутворенням. Тут можна нагадати широко відомий факт різкого підвищення розчинності молекулярного йоду у воді в присутності йодистого калію внаслідок утворення полііодиду: Ы-К1 = К1з-Хлористий натрій, наприклад, практично нерозчинний в нітробензолі, але в присутності хлористого алюмінію розчинність його різко підвищується ЫаАЮЦ, яка добре розчиняється у тому розчиннику.

Мінімальна розчинність гідроксиду алюмінію лежить у ділянці pH = 6,5+7,5. Осадження гідроксиду алюмінію починається при pH = 3,0 і досягає максимуму при pH = = 7. При подальшому збільшенні pH осад починає розчинятися, що стає помітним при pH = 9.

Сірчанокислий алюміній використовують для очищення каламутних і кольорових вод: очищений - при високій каламутності, неочищений або містить в якості інгредієнтів глини і силікатні матеріали - при низькій каламутності води. Цей коагулянт ефективний в діапазоні значень pH 5-7,5, причому чим вище жорсткість води і нижче її кольоровість, тим вище оптимальні значення pH середовища. Відносно низька вартість, хороша розчинність, відсутність особливих вимог до поводження з сухим та розчиненим продуктом зробили сульфат алюмінію найпоширенішим коагулянтом.

Добуток розчинності HgS у дистильованій воді становить 1,6ХЮ 52, що відповідає залишковій концентрації іонів ртуті в розчині, що дорівнює 2,5X10-21 мг/л. У виробничих стічних водах добуток розчинності HgS дещо більший, основна ж частина сульфіду ртуті знаходиться у воді у вигляді тонкодисперсних колоїдних частинок, виділити які в осад можна коагулюванням стічних вод водним сульфатом алюмінію Al2(S04)3-I8H2O, водним сульфатом заліза вапном СаО, сумішшю цих коагулянтів і т. д.

Таким чином, розчинність гідроксиду алюмінію в лужному середовищі обернено пропорційна концентрації водневих іонів у першому ступені.

При застосуванні розчинних електродів (зазвичай залізних або алюмінієвих) на аноді відбувається анодне розчинення металу, в результаті чого у воду переходять катіони заліза або алюмінію, що призводять до утворення пластівців гідроксиду. Одночасне утворення пластівців коагулянту і бульбашок газу в обмежених умовах міжелектричного простору створює передумови для надійного закріплення газових бульбашок на пластівцях і інтенсивної,.оагуляції забруднень, що забезпечує ефективність флотаційного процесу. Такі установки називаються електрокоагуляційно-флотаційними. При пропускній здатності до 10-15 м3/год установки можуть бути однокамерними, а при більшій пропускній здатності - двокамерними горизонтального або вертикального типу.

Деякі важко розчинні барвники розчиняють разом із содою і обробляють спочатку розчином сірчанокислого алюмінію, а потім хлористого барію.

Крім перерахованих розчинних домішок у природних водах містяться у зваженому стані нерозчинні речовини – від грубодисперсних суспензій до колоїдно розчинених сполук. Вони представлені частинками піску, лесу, мулистих речовин і карбонатних порід, водних оксидів алюмінію, заліза, марганцю, а також високомолекулярних гумусових речовин.

Гідратовані іони алюмінію в процесі гідролізу віддають протон від координованої молекули води, послідовно утворюючи комплексні іони [А1 (Н20) 5 (ОН) ]2+ і [А1 (Н20)4 (ОН)2]+, що залишаються в розчині. Коли останній нейтральний комплекс [А1(Н20)з(ОН)з] втрачає воду, утворюється погано розчинний гідроксид алюмінію. Ступінчасто гідролізуються і солі заліза (III). Але, на відміну від солей алюмінію, крім гідроксидів заліза можуть утворюватися і важкорозчинні гідроксосолі.

2

У розведеній кислоті розчинність А12(804)з вище, ніж у чистій воді, але з подальшим збільшенням концентрації Н2Б04 розчинність різко знижується, досягаючи 1% в 60% сірчаної кислоти. У міцнішій кислоті розчинність сульфату алюмінію знову підвищується.

Свіжоосаджені фосфати алюмінію та заліза можуть засвоюватися рослинами, але при старінні опадів вони кристалізуються і стають менш розчинними та слабодоступними для рослин. Тому фосфорна кислота в червоноземах і дерново-підзолистих ґрунтах закріплюється дуже міцно і значно сильніше, ніж у сіроземах та чорноземах.

З викладеного видно, що розчинність гідроксиду алюмінію в кислому середовищі прямо пропорційна третього ступеня концентрації водневих іонів [Н+]3, а в лужному - обернено пропорційна [Н+].

У кислих розчинах із надлишком алюмінію найбільш стійкою твердою фазою є основний фосфат алюмінію. Якщо значення pH більше, ніж pH, що відповідає мінімуму розчинності фосфату (pH = 6), основна сіль гідролізується до гідроксиду алюмінію, на поверхні якого сорбується фосфат. При великій концентрації фосфату виділяється в осад таранакіт, який переходить у середню сіль, якщо pH системи зростає.

Поліакриламід - біла аморфна, добре розчинна у воді речовина, що містить іоногенні групи; при гідролізі утворює акрилову кислоту та її солі. Механізм дії ПАВ заснований на адсорбції його молекул на частинках домішок води, гідроксидів алюмінію або заліза (III), що утворюються при гідролізі солей - коагулянтів. Завдяки витягнутій формі молекули адсорбція відбувається в різних місцях з декількома частинками гідроксиду, внаслідок чого останні зв'язуються полімерними містками у важкі, великі та міцні агрегати (глобули).

Тільки зразки, що мають обмежену розчинність у воді (у=38), утримуються деревною целюлозою в кількості 60 %. Додавання сірчанокислого алюмінію викликає повне утримання КМЦ, причому воно не залежить від стехіометричного співвідношення між кількістю А13+, необхідного для повного утримання КМЦ, і кількістю ОСН2СОО -груп, присутніх в КМЦ. Інакше висловлюючись, утримання -КМЦ обумовлюється як отриманням нерозчинної алюмінієвої солі, а й електростатичної адсорбцією між позитивно зарядженої А1-КМЦ і негативно зарядженими волокнами целюлози.[ ...]

Розроблено нову технологію з використанням розчинних кількостей хлориду алюмінію у високотемпературному процесі алкілнування бензолу пропіленом.

У цьому розділі розглянуто взаємодію між алюмінієм (III) і фосфатом у широкій області концентрацій та pH. Для того щоб дати характеристику реакцій між розчиненими частинками та розчинними фазами, була вивчена розчинність опадів фосфату алюмінію. Крім того, були ідентифіковані розчинні та нерозчинні продукти реакцій між алюмінієм (III) і фосфатом та визначено розподіл їх концентрацій у широкій ділянці pH та концентрацій Р та А1. Ці дослідження проводили з використанням чистих розчинів фосфатів алюмінію певного складу. Інших диспергованих твердих фаз у системі, що вивчається, крім тих, що осаджувалися при взаємодії між алюмінієм і фосфатом або в результаті зміни pH, не було.

У спрощеному вигляді можна вважати, що осадження залізом і алюмінієм багато в чому дуже схоже і що визначальними факторами і в тому, і в іншому випадку є розчинність і співвідношення концентрацій іона доданого металу Ме і присутнього ортофосфату. Процес осадження іонами кальцію сильно залежить від pH, тому, розраховуючи необхідну кількість солі кальцію, необхідно враховувати лужність стічної води.

Солі заліза як коагулянти мають ряд переваг перед солями алюмінію: краща дія при низьких температурах води; ширша область оптимальних значень pH середовища; велика міцність та гідравлічна крупність пластівців; можливість використовувати для вод із ширшим діапазоном сольового складу; здатність усувати шкідливі запахи та присмаки, зумовлені присутністю сірководню. Однак є й недоліки: освіта при реакції катіонів заліза з деякими органічними сполуками, що сильно забарвлюють розчинних комплексів; сильні кислотні властивості, що посилюють корозію апаратури; менш розвинена поверхня пластівців.

При значному вмісті в ґрунті обміннопоглинених іонів водню та алюмінію (наприклад, у дерново-підзолистих ґрунтах та червоноземах) багато властивостей його також погіршуються. Іони водню не диспергують ґрунтові колоїди, але, вступаючи в поглинений стан, викликають поступове руйнування мінералів, що входять до складу ґрунтового поглинаючого комплексу. В результаті ґрунт збіднюється колоїдною фракцією, погіршується її структура та зменшується ємність поглинання. Крім того, іони алюмінію та водню з поглиненого стану витісняються в розчин в обмін на катіони розчинних солей. Висока концентрація в розчині іонів водню та алюмінію надає шкідливу дію на розвиток рослин.

Останніми роками почали застосовувати метод отримання коагулянтів в електролізерах з розчинними електродами, що називається методом електрокоагуляції. Сутність методу полягає в анодному розчиненні металів, переважно алюмінію та заліза, у водних середовищах під впливом електричного струму з подальшим утворенням гідроксидів. Цей метод дозволяє проводити ефективне очищення води від суспензій мінерального, органічного та біологічного походження, колоїдів та речовин у молекулярному чи іонному стані. Електрокоагуляція має суттєві переваги перед реагентними методами: компактністю установки, простотою обслуговування та можливістю повної автоматизації. Цей метод є перспективним для використання на невеликих автономних об'єктах (на судах річкового флоту, для малих селищ та ін.).

Негативна дія високої кислотності значною мірою пов'язана зі збільшенням розчинності сполук алюмінію та марганцю у ґрунті. Підвищений вміст їх у розчині погіршує розвиток рослин навіть сильніше, ніж надлишок іонів водню.

Рівняння (4.17) було вирішено методом проб та помилок для значення pH, що відповідає мінімуму розчинності фосфату, близько 6. При рН […]

При дослідженні гідролізу в системі Ре2(504)з-А1203-Н20 при 100 °С встановлено, що зі збільшенням кількості оксиду алюмінію в системі вихід заліза в осад основної солі підвищується, досягаючи 98% при масовому відношенні А1203/Ре2(504)3 = 0,111 та 90 % НГО. У розчині оксид алюмінію внаслідок хімічної взаємодії перетворюється на розчинні основні сульфати алюмінію. Зі збільшенням вмісту сульфату заліза(III) у системі кількість оксиду алюмінію, що прореагував, підвищується і при масовому відношенні А1203/Ре2(804)з = 3 і 40 % Н20 досягає 91 %.[ ...]

Перебіг процесу коагуляції значною мірою залежить від pH середовища. При додаванні до води розчину коагулянту сірчанокислого алюмінію цро відбувається гідроліз з утворенням колоїдного гідроксиду алюмінію. Оптимальною величиною стічних вод даного каталізаторного цроизводства є рН=7,5-8,5. На рис.1 представлена ​​залежність ступеня очищення стічних вод із вмістом завислих речовин 1200 мг/л від pH.

Зі збільшенням дози 50% сірчаної кислоти в межах 80-100% стехіометричного кількості при температурі 120°С і тривалості процесу 1,5 год ступінь розкладання гідроксиду алюмінію зростає. Так, для дози кислоти 83,3 % (мол. відношення 503/А1203 = ло = 2,5) ступінь розкладання гідроксиду алюмінію становить 92,4 %, тоді як для дози 90 % (цо = 2,7) у зазначених умовах гідроксид повністю розклався Розкладання гідроксиду алюмінію при неповній дозі сірчаної кислоти можна пояснити взаємодією гідроксиду з сульфатом алюмінію з утворенням основних розчинних солей алюмінію, що більш докладно обговорюється нижче.

Електрохімічний метод має такі переваги перед реагентним: зниження навантаження на знесолюючі установки, оскільки при його використанні у воду не надходять розчинні солі, а алюміній, що дозується, повністю видаляється з води в процесі її попереднього очищення. Метод знекремування води в електролізерах з алюмінієвим анодом може бути рекомендований для попередньої підготовки води у схемах водопідготовки на ТЕЦ та інших промислових підприємствах.

Для активування зазвичай використовують 1,5%-ні (у перерахунку на БЮг) розчини силікату натрію за ступенем нейтралізації лужності 80-85%. У разі застосування активного хлору ступінь нейтралізації розчинного скла підвищують до 100% і навіть вводять його надлишок. Після змішування реагентів золь деякий час "визріває", а потім його розбавляють водою до вмісту 5Ю2 менше 1%. Найбільш перспективним способом приготування активної крем'яної кислоти є обробка рідкого скла хлором і сульфатом алюмінію, які зазвичай використовуються в процесах очищення води.

При взаємодії з ґрунтовим покривом посилюються процеси вилуговування біогенів. При pH […]

Доменні та мартенівські шлаки виходять як відходи при виплавці чавуну та сталі та мають різний склад: СаО – 30-50%; Si02-12-37; А1203-Ю-15; MgO-2-10; МПО -0,4-5,6; Р205 – 0,1-3,5; S – 0,1 – 4,5%. У більшості випадків вони вимагають попереднього розмелювання. Велика частина кальцію в шлаках знаходиться у вигляді менш розчинних кремнекислих сполук (CaSiO3 і Ca2Si04), тому тонина їх розмелювання повинна бути дрібнішою, ніж вапняного борошна. За нейтралізуючою здатністю основні шлаки (з вмістом CaO + MgO понад 40%) близькі до вуглекислого вапна. Ефективність їх часто вища, ніж вапна. Це пояснюється присутністю в шлаках магнію, фосфору, марганцю, сірки та інших елементів живлення рослин. Крім того, кремнієва кислота, що міститься в них, може зменшувати кількість рухомого алюмінію в грунтах і сприяти кращому засвоєнню фосфору рослинами. Для дерново-підзолистих ґрунтів у районах, близько розташованих від металургійних заводів, доменні шлаки, багаті на вапно, є цінним добривом.

З'єднання фтору являють собою ще одну групу специфічних речовин, присутність яких встановлена ​​в атмосферному повітрі ряду населених місць і які можуть вплинути на здоров'я людини. В атмосферному повітрі виявлені різні фтористі сполуки – від порівняно добре розчинних у рідких середовищах організму до абсолютно нерозчинних; від вкрай дратівливого та корозійного фтористого водню до відносно інертних сполук. Основними промисловими процесами, що супроводжуються викидом в атмосферу фтористих сполук, є виробництво штучних добрив, виробництво алюмінію та деякі способи виробництва сталі.

Прибавка врожаю від вапна та мінеральних добрив при спільному їх внесенні здебільшого буває значно вищою від суми добавок від роздільного використання цих добрив. Особливо різко підвищується при вапні ефективності фізіологічно кислих аміачних і калійних добрив. Ці добрива при систематичному внесенні на малобуферних кислих дерново-підзолистих ґрунтах викликають подальше їх підкислення. Тому при систематичному внесенні таких добрив на невапнованому грунті збільшення урожаю поступово знижуються, а в наступні роки в результаті сильного підкислення грунту врожай може бути нижче, ніж на контролі. Позитивний вплив вапна на ефективність фізіологічно кислих форм мінеральних добрив сильніше проявляється при внесенні їх під культури, чутливі до підвищеної кислотності (буряк, кукурудза, пшениця), і менше або зовсім не виявляється при; застосування під культури, стійкі до кислої реакції. Дія вапнування на ефективність фосфорних добрив залежить від властивостей ґрунту та форм цих добрив. Ефективність розчинних фосфорних добрив [наприклад, суперфосфату Са(Н2Р04)2] на сильнокислих ґрунтах із значним вмістом рухомих сполук алюмінію та заліза від вапнування помітно повизається. При внесенні вапна у нормальній дозі рухливі сполуки алюмінію та заліза переходять у нерозчинні форми, тому зменшується хімічне закріплення ними фосфору суперфосфату та підвищується використання його рослинами.

При визначенні концентрації домішок у питній та природній воді приділяють увагу обсягу нітратів, сульфатів, нітритів, хлоридів, забуваючи про алюміній - найбільш поширений у природі метал. За звичайних умов алюміній у воді розчиняється з утворенням різних сполук, що активно реагує з іншими домішками. Внаслідок чого субстанція насичується гідрохлоридом алюмінію, солями та іншими сполуками. А це призводить до зміни якості води – погіршення хімічного складу, органолептичних властивостей, мікробіологічних, бактеріальних показників.
Офіційна ГДК алюмінію у воді для пиття та природних водойм розрахована ВООЗ та природоохоронними організаціями. Але цей параметр не враховує численні шляхи надходження до природних джерел та організму людини металу. Тому точне визначення алюмінію у воді має важливе значення.

Алюміній у природних водоймах

Природне насичення води металом відбувається за рахунок влучення в неї алюмосилікатів та деяких сортів глини. Після їх розчинення починається взаємодія алюмінію з водою, що прямо залежить від її pH. Розчинення за природних умов відбувається повільно, але завжди з виділенням гідроксиду, бокситу, гідрохлориду та інших сполук. Містяться речовини і сам алюміній і в морській воді, і в річковій. Але це за нормальних умов.

У природні води метал потрапляє з:

  • стоками технічних та побутових вод;
  • стоками хімічних виробництв (будь-яке виробництво збільшують концентрацію алюмінію в стічній воді в 2-5 разів);
  • будівельними зливами та викидами.

З кожним роком таких викидів у довкілля стає дедалі більше, а контроль за ступенем їх забруднення дедалі нижчим. У брудних стоках з великим вмістом домішок та суспензій розчинність у воді алюміній проходить швидше. У водоймища він потрапляє у вигляді зважених форм, іонів і колоїдів. Саме іони і оксиди мають підвищену токсичність. Вони надають згубний вплив більшість живих організмів, що у природних джерелах. Згідно з нормами, концентрація алюмінію в природних водах має перевищувати 0.5 мг/дм3.

Алюміній у питній воді

Найпоширеніший на планеті метал обов'язково утримуватиметься і в питній воді. Відповідно до нормативів та вимог ГОСТ алюміній у воді повинен містити в обсязі:

  • не більше 0.5 мг/л у водопровідній субстанції;
  • у межах 0.2-0.3 мг/л у бутильованій воді;
  • у межах 0.1-0.2 мг/л у фільтрованій воді.

Щодня в організм людини має надходити металу трохи більше 90 мг. Але після завершення реакції алюмінію з водою, в ній з'являються і токсичні домішки. Тому водопровідну, як і колодязну, свердловинну субстанцію, слід перевіряти на концентрацію небезпечних домішок та компонентів. Нижче наведено таблицю ГДК алюмінію у питній воді та інших важливих для здоров'я людини речовини.

Чому варто пити воду із мінімальною концентрацією алюмінію?

З'ясувавши звідки у воді утворюється алюміній, варто зупинитися на інших шляхах його потрапляння в організм. Це допоможе контролювати добову норму металу. Основний обсяг хімічного елемента надходить із їжею.
Міститься метал і в:

  • косметичні препарати;
  • посуд із однойменного металу;
  • лікарських засобів;
  • дезодорантах та ін.

При нормативному вмісті алюмінію у питній воді вплив на організм нічого очікувати. При надмірній концентрації страждає нервова система, знижується пам'ять, з'являються депресія та дратівливість. Наслідки настають не відразу. Це з тим, що не весь обсяг металу засвоюється організмом. Вчені також довели, що великий вміст алюмінію у воді призводить до неврологічним хвороб та порушення кальцієво-фосфорного обміну, що гальмує вироблення гемоглобіну. Тому рекомендують вживати питну субстанцію з об'ємом металу трохи більше 0.3 мг/л. За такого вмісту розчиненого алюмінію у воді добове споживання не перевищить 50 мг/л. Для очищення використовують побутові системи, що фільтрують.

Очищення вод методом коагуляції

Щоб з кранів текла придатна для пиття або технічних потреб рідина, її потрібно очищати. Цю процедуру повинні проходити і підземні, і поверхневі води перед вживанням. Вище описано, що відбувається при взаємодії алюмінію з водою – утворюється неприємний запах, небажані домішки, субстанція каламутніє, з'являється осад. Погіршуючи органолептичні якості рідини, деякі сполуки металу можуть бути відмінними коагулянтами - елементи, що зв'язують небезпечні та непотрібні в субстанції частинки. Їх ефективно використовують у разі підвищення якості рідини у системах водопідготовки.

Найчастіше застосовують сульфат алюмінію для очищення води для будь-яких потреб. Найбільш активний коагулят серед кислотністю 4.4-6.1 pH. Але застосовують і до субстанцій pH від 7 до 8. Процедура водопідготовки наступна:

  • додавання сульфат алюмінію до рідини;
  • змішування середовищ - повне перемішування відбувається протягом 1-3 хвилин;
  • коагуляція, при якій середовище переходить з одного резервуара до іншого (процес триває від 30 хвилин до 1 години);
  • осідання зв'язаного осаду;
  • фільтрація очищеного середовища.

На даний момент очищення води алюмінієм - доступний і ефективний спосіб видалення рідин зважених частинок. У ході коагуляції спостерігається і виведення гідрокарбонатів та карбонатів натрію та кальцію. Після завершення процедури водопідготовки споживач отримує чисту і приємно пахнучу воду.

Алюмінія – руйнація металу під впливом довкілля.

Для реакції Al 3+ +3e → Al стандартний електродний потенціал алюмінію становить -1,66.

Температура плавлення алюмінію – 660 °C.

Щільність алюмінію – 2,6989 г/см 3 (за нормальних умов).

Алюміній, хоч і є активним металом, відрізняється досить добрими корозійними властивостями. Це можна пояснити здатністю пасивуватися у багатьох агресивних середовищах.

Корозійна стійкість алюмінію залежить від багатьох факторів: чистоти металу, корозійного середовища, концентрації агресивних домішок у середовищі, температури тощо. Сильне впливає рН розчинів. Оксид алюмінію на поверхні металу утворюється лише в інтервалі рН від 3 до 9!

Дуже сильно впливає корозійну стійкість Al його чистота. Для виготовлення хімічних агрегатів обладнання використовують тільки метал високої чистоти (без домішок), наприклад алюміній марки АВ1 і АВ2.

Корозія алюмінію не спостерігається тільки в тих середовищах, де на поверхні металу утворюється оксидна захисна плівка.

При нагріванні алюміній може реагувати з деякими неметалами:

2Al + N 2 → 2AlN – взаємодія алюмінію та азоту з утворенням нітриду алюмінію;

4Al + 3С → Al 4 З 3 – реакція взаємодії алюмінію з вуглецем з утворенням карбіду алюмінію;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – взаємодія алюмінію та сірки з утворенням сульфіду алюмінію.

Корозія алюмінію повітря (атмосферна корозія алюмінію)

Алюміній при взаємодії з повітрям перетворюється на пасивний стан. При зіткненні чистого металу з повітрям поверхні алюмінію миттєво з'являється тонка захисна плівка оксиду алюмінію. Далі зростання плівки сповільнюється. Формула оксиду алюмінію – Al 2 O 3 чи Al 2 O 3 H 2 O.

Реакція взаємодії алюмінію з киснем:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

Товщина цієї оксидної плівки становить від 5 до 100 нм (залежно від умов експлуатації). Оксид алюмінію має гарне зчеплення з поверхнею, задовольняє умову суцільності оксидних плівок. При зберіганні складі, товщина оксиду алюмінію лежить на поверхні металу становить близько 0,01 – 0,02 мкм. При взаємодії із сухим киснем – 0,02 – 0,04 мкм. При термічній обробці алюмінію товщина оксидної плівки може досягати 0,1 мкм.


Алюміній досить стійкий як на чистому сільському повітрі, так і перебуваючи в промисловій атмосфері (що містить пари сірки, сірководень, газоподібний аміак, сухий хлороводень тощо). Т.к. на корозію алюмінію в газових середовищах не впливають сірчисті сполуки – його застосовують виготовлення установок переробки сірчистої нафти, апаратів вулканізації каучуку.

Корозія алюмінію у воді

Корозія алюмінію майже не спостерігається при взаємодії з чистою прісною дистильованою водою. Підвищення температури до 180 ° С особливого впливу не має. Гаряча водяна пара на корозію алюмінію впливу також не надає. Якщо у воду, навіть за кімнатної температури, додати трохи лугу – швидкість корозії алюмінію в такому середовищі трохи збільшиться.

Взаємодія чистого алюмінію (не покритого оксидною плівкою) з водою можна описати за допомогою рівняння реакції:

2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 .

При взаємодії із морською водою чистий алюміній починає корродировать, т.к. чутливий до розчинених солей. Для експлуатації алюмінію в морській воді до його складу вводять невелику кількість магнію та кремнію. Корозійна стійкість алюмінію та його сплавів, при дії морської води, значно знижується, якщо до складу металу входитиме мідь.

Корозія алюмінію в кислотах

З підвищенням чистоти алюмінію його стійкість у кислотах збільшується.

Корозія алюмінію у сірчаній кислоті

Для алюмінію та його сплавів дуже небезпечна сірчана кислота (має окисні властивості) середніх концентрацій. Реакція з розведеною сірчаною кислотою описується рівнянням:

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

Концентрована холодна сірчана кислота не впливає. А при нагріванні алюміній корродує:

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

При цьому утворюється розчинна сіль – сульфат алюмінію.

Al стійок в олеумі (димна сірчана кислота) при температурі до 200 °С. Завдяки цьому його використовують для виробництва хлорсульфонової кислоти (HSO 3 Cl) та олеуму.

Корозія алюмінію в соляній кислоті

У соляній кислоті алюміній чи його сплави швидко розчиняються (особливо у разі підвищення температури). Рівняння корозії:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 .

Аналогічно діють розчини бромистоводневої (HBr), плавикової (HF) кислот.

Корозія алюмінію в азотній кислоті

Концентрований розчин азотної кислоти відрізняється високими окисними властивостями. Алюміній в азотній кислоті за нормальної температури виключно стійкий (стійкість вища, ніж у нержавіючої сталі 12Х18Н9). Його навіть використовують для виробництва концентрованої азотної кислоти методом прямого синтезу

При нагріванні корозію алюмінію в азотній кислоті проходить за реакцією:

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

Корозія алюмінію в оцтовій кислоті

Алюміній має досить високу стійкість до впливу оцтової кислоти будь-яких концентрацій, але тільки якщо температура не перевищує 65 °С. Його використовують для виробництва формальдегіду та оцтової к-ти. При вищих температурах алюміній розчиняється (виняток становлять концентрації кислоти 98 – 99,8%).

У бромових, слабких розчинах хромової (до 10%), фосфорної (до 1%) кислотах при кімнатній температурі алюміній стійкий.

Слабкий вплив на алюміній та його сплави мають лимонна, масляна, яблучна, винна, пропіонова кислоти, вино, фруктові соки.

Щавлева, мурашина, хлорорганічні кислоти руйнують метал.

На корозійну стійкість алюмінію дуже сильно впливає пароподібна та крапельнорідка ртуть. Після недовгого контакту метал та його сплави інтенсивно корродирують, утворюючи амальгами.

Корозія алюмінію в лугах

Луги легко розчиняють захисну оксидну плівку на поверхні алюмінію, він починає реагувати з водою, у результаті метал розчиняється з виділенням водню (корозія алюмінію з водневою деполяризацією).

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ;

2(NaOH H 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2 .

Утворюються алюмінати.

Також оксидну плівку руйнують солі ртуті, міді та іони хлору.

Алюміній - найпоширеніший у земній корі метал. Він входить до складу глин, польових шпатів, слюд та багатьох інших мінералів. Загальний вміст алюмінію у земній корі становить.

Основною сировиною для алюмінію служать боксити, що містять глинозему. До найважливіших алюмінієвих руд відносяться також алуніт і нефелін.

СРСР має в своєму розпорядженні запаси алюмінієвих. Окрім бокситів, родовища яких є у нас на Уралі, в Башкирській АРСР та в Казахстані, найбагатшим джерелом алюмінію є нефелін, що залягає спільно з апатитом у Хібінах. Значні поклади алюмінієвої сировини є у Сибіру.

Вперше алюміній був отриманий Велером в 1827 дією металевого калію на хлорид алюмінію. Однак, незважаючи на широку поширеність у природі, алюміній до кінця XIX століття належав до рідкісних металів.

В даний час алюміній у величезних кількостях отримують з оксиду алюмінію електролітичним шляхом. Використовуваний для цього оксид алюмінію повинен бути досить чистим, оскільки з виплавленого алюмінію домішки видаляються з великими труднощами. Очищений отримують переробкою природного бокситу.

Отримання алюмінію - складний процес, пов'язаний із великими труднощами. Основна вихідна речовина – оксид алюмінію – не проводить електричний струм і має дуже високу температуру плавлення (близько 2050). Тому електролізу піддають розплавлену суміш кріоліту та оксиду алюмінію.

Суміш, що містить близько (мас.) , плавиться при і має електричну провідність, щільність і в'язкість, що найбільш сприяють проведенню процесу. Для додаткового поліпшення цих характеристик складу суміші вводять добавки і . Завдяки цьому проведення електролізу виявляється можливим при .

Електролізер для виплавки алюмінію є залізним кожухом, викладеним зсередини вогнетривкою цеглою. Його дно (під), зібране з блоків спресованого вугілля, є катодом. Аноди (один або кілька) розташовуються зверху: це – алюмінієві каркаси, заповнені вугільними брикетами. На сучасних заводах електролізери встановлюють серіями; кожна серія складається з 150 і більше електролізерів.

При електролізі на катоді виділяється алюміній, але в аноді - кисень. Алюміній, що має більшу щільність, ніж вихідний розплав, збирається на електролізера; звідси його періодично випускають. У міру виділення металу, розплав додають нові порції оксиду алюмінію. Кисень, що виділяється при електролізі, взаємодіє з вуглецем анода, який вигоряє, утворюючи СО і .

У дореволюційній Росії алюміній не виготовлявся. Перший у СРСР алюмінієвий завод (Волховський) почав працювати в 1932 р., а вже 1935 р. наша країна посіла з виробництва алюмінію третє місце у світі.

Однакова будова зовнішнього електронного шару атома бору та алюмінію обумовлює схожість у властивостях цих елементів. Так, для алюмінію, як і для бору, характерна лише ступінь окислення. Однак при переході від бору до алюмінію сильно зростає радіус атома (від 0,091 до ) і, крім того, з'являється ще один проміжний восьмиелектронний шар, що екранує ядро. Усе це призводить до ослаблення зв'язку зовнішніх електронів з ядром і зменшення енергії іонізації атома (див. табл. 35). Тому у алюмінію металеві властивості виражені набагато сильніше, ніж у бору. Тим не менш, хімічні зв'язки, які утворюються алюмінієм з іншими елементами, мають в основному ковалентний характер.

Інша особливість алюмінію (як і його аналогів - галію, індію та талію) в порівнянні з бором полягає в існуванні вільних -підрівнів у зовнішньому електронному шарі його атома. Завдяки цьому координаційне число алюмінію в його з'єднаннях може дорівнювати не тільки чотирьом, як у бору, але і шести.

Мал. 165. Схема просторової будови молекули: чорні кружки – атоми алюмінію, світлі – атоми хлору.

Сполучена алюмінію типу , як і аналогічні сполуки бору, електронодефіцит пьг в окремих молекулах подібних сполук у зовнішньому електронному шарі атома алюмінію знаходиться лише шість електронів. Тому атом алюмінію здатний бути акцептором електронних пар. Зокрема, для галогенідів алюмінію характерне утворення димерів, яке здійснюється за донорно-акцепторним способом (на схемі Г - атом галогену):

Як видно, подібні димерні молекули містять по два «місткові» атоми галогену. Просторова будова показана на рис. 165. Галогеніди алюмінію існують у вигляді димерних молекул у розплавах та парах. Однак за традицією їх склад зазвичай виражають у формі. Нижче ми також дотримуватимемося цього способу написання формул галогенідів алюмінію.

Гідрид алюмінію також електронодефіцитне з'єднання. Проте атом водню, на відміну атомів галогенів в молекулах , немає неподіленої електронної пари і може грати ролі донора електронів. Тому окремі молекули зв'язуються один з одним через «місткові» атоми водню трицентровими зв'язками, аналогічними зв'язкам в молекулах бороводнів (див. стор. 612). В результаті утворюється полімер твердий, склад якого можна виразити формулою .

Алюміній – сріблясто-білий легкий метал. Він легко витягується у дріт і прокочується у тонкі листи.

При кімнатній температурі алюміній не змінюється на повітрі, але лише тому, що його поверхня покрита тонкою плівкою оксиду, що має дуже сильну захисну дію. Знищення цієї плівки, наприклад, шляхом амальгамування алюмінію, викликає швидке окислення металу, що супроводжується помітним розігріванням.

Стандартний електродний потенціал алюмінію дорівнює -1663 В. Незважаючи на таке негативне його значення, алюміній, внаслідок утворення на його поверхні захисної оксидної плівки, не витісняє водень з води. Однак амальгамований алюміній, на якому не утворюється щільний шар оксиду, енергійно взаємодіє з водою з виділенням водню.

Розведені соляна та сірчана кислоти легко розчиняють алюміній, особливо при нагріванні. Сильно розбавлена ​​та холодна концентрована азотна кислота алюміній не розчиняє.

При дії на алюміній водних розчинів луговий шар оксиду розчиняється, причому утворюються алюмінії - солі, що містять алюміній у складі аніону:

тетрагідроксоалюмінат натрію

Алюміній, позбавлений захисної плівки, взаємодіє з водою, витісняючи з неї водень:

гідроксид алюмінію, що утворюється, реагує з надлишком лугу, утворюючи гідроксоалюмінат:

Подвоївши останнє рівняння та склавши його з попереднім, отримаємо сумарне рівняння розчинення алюмінію у водному розчині лугу:

Алюміній помітно розчиняється в розчинах солей, що мають внаслідок їхнього гідролізу кислу або лужну реакцію, наприклад, в розчині .

Якщо порошок алюмінію (або тонку алюмінієву фольгу) сильно нагріти, він запалюється і згоряє сліпучим білим полум'ям, утворюючи оксид алюмінію .

Основне застосування алюмінію – виробництво сплавів на його основі. Добавки, що легують (наприклад, мідь, кремній, магній, цинк, марганець) вводять в алюміній головним чином для підвищення його міцності. Широке поширення мають дурагоміни, що містять мідь і магній, силуміни, в яких основною добавкою служить кремній, магналій (сплав алюмінію з магнію). Основні переваги всіх сплавів алюмінію - це їх мала щільність, висока міцність (з розрахунку на одиницю маси), задовільна стійкість проти атмосферної корозії, порівняльна дешевизна та простота отримання та обробки. Алюмінієві сплави застосовуються в ракетній техніці, в авіа-, авто-, судно- та приладобудуванні, у виробництві посуду та в багатьох інших галузях промисловості. За широтою застосування сплави алюмінію посідають друге місце після сталі та чавуну.

Алюміній – одна з найбільш поширених добавок у сплавах на основі міді, магнію, титану, нікелю, цинку, заліза.

У вигляді чистого металу алюміній використовується виготовлення хімічної апаратури, електричних проводів, конденсаторів. Хоча електрична провідність алюмінію менша, ніж у міді (біля електричної провідності міді), але це компенсується легкістю алюмінію, що дозволяє робити дроти товстішими: при однаковій електричній провідності алюмінієвий провід важить удвічі менше мідного.

Важливим є застосування алюмінію для алітування, яке полягає у насиченні поверхні сталевих чи чавунних виробів алюмінієм з метою захисту основного матеріалу від окиснення при сильному нагріванні. У металургії алюміній застосовується для одержання кальцію, барію, літію та деяких інших металів методом алюмінотермії (див. § 192).

Оксид алюмінію, званий також глиноземом, зустрічається в природі кристалічному вигляді, утворюючи мінерал корунд. Корунд має дуже високу твердість. Його прозорі кристали, пофарбовані домішками в червоний або синій колір, є дорогоцінним камінням - рубін і сапфір. Тепер рубіни одержують штучно, сплавляючи глинозем в електричній печі. Вони використовуються не стільки для прикрас, скільки для технічних цілей, наприклад, для виготовлення деталей точних приладів, каміння в годиннику і т. п. Кристали рубінів, що містять малу домішку, застосовують як квантові генератори - лазери, що створюють спрямований пучок монохроматичного випромінювання.

Корунд та його дрібнозернистий різновид, що містить велику кількість домішок, - наждак, застосовуються як абразивні матеріали.

Гідроксид алюмінію випадає у вигляді драглистого осаду при дії лугів на розчини солей алюмінію і легко утворює колоїдні розчини.

Гідроксид алюмінію – типовий амфотерний гідроксид. З кислотами він утворює солі, що містять катіон алюмінію, з лугами – алюмінії. При взаємодії гідроксиду алюмінію з водними розчинами лугів або при розчиненні металевого алюмінію в розчинах лугів утворюються, як говорилося вище, гідроксоалюмінати, наприклад, . При сплавленні ж оксиду алюмінію з відповідними оксидами або гідроксидами виходять - похідні метаалюмінієвої кислоти, наприклад:

Як солі алюмінію, і алюмінію в розчинах сильно гидролизованы. Тому солі алюмінію та слабких кислот у розчинах перетворюються на основні солі або піддаються повному гідролізу. Наприклад, при взаємодії в розчині будь-якої солі алюмінію утворюється не карбонат алюмінію, а його гідроксид і виділяється діоксид вуглецю:

Хлорид алюмінію. Безводний хлорид алюмінію виходить за безпосередньої взаємодії хлору з алюмінієм. Він широко застосовується як каталізатор при різних органічних синтезах.

У воді розчиняється із виділенням великої кількості теплоти. При випаровуванні розчину відбувається гідроліз, виділяється хлороводень і виходить гідроксид алюмінію. Якщо випарювання вести у присутності надлишку соляної кислоти, можна отримати кристали складу .

Як вказувалося на стор. 614, хімічні зв'язки, утворені атомом алюмінію, мають переважно ковалентний характер. Це позначається на властивостях утворених їм сполук. Так, при нормальному атмосферному тиску безводний хлорид алюмінію вже при сублімується, а при високих тисках плавиться при , причому в розплавленому стані не проводить електричний струм. Тому розплав не можна використовувати для електролітичного одержання алюмінію.

Сульфат алюмінію виходить при дії гарячої сірчаної кислоти на оксид алюмінію або каолін. Застосовується для очищення води (див. стор. 598), а також для приготування деяких видів паперу.

Алюмокалієві галун застосовуються у великих кількостях для дублення, а також в фарбувальній справі як протрава для бавовняних тканин. В останньому випадку дія галунів заснована на тому, що гідролізу, що утворюється внаслідок їх гідролізу алюмінію, відкладається в волокнах тканини в дрібнодисперсному стані і, адсорбуючи барвник, міцно утримує його на волокні.