Alumiinium pluss võrrand. Alumiiniumi korrosioon

Alumiinium on element seerianumbriga 13, suhteline aatommass - 26,98154. Asub III perioodi III rühma põhialagrupis. Elektrooniline konfiguratsioon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Alumiiniumi stabiilne oksüdatsiooniaste on “+3”. Saadud katioonil on väärisgaasi kest, mis aitab kaasa selle stabiilsusele, kuid laengu ja raadiuse suhe ehk laengu kontsentratsioon on üsna kõrge, mis suurendab katiooni energiat. See omadus toob kaasa asjaolu, et alumiinium moodustab koos ioonsete ühenditega mitmeid kovalentseid ühendeid ja selle katioon läbib lahuses olulise hüdrolüüsi.

Alumiinium võib omada valentsi I ainult temperatuuril üle 1500 o C. Al 2 O ja AlCl on teada.

Füüsikaliste omaduste poolest on alumiinium tüüpiline metall, millel on kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, hõbeda ja vase järel teisel kohal. Alumiiniumi ionisatsioonipotentsiaal ei ole väga kõrge, seega võiks sellelt oodata kõrget keemilist aktiivsust, kuid see väheneb oluliselt tänu sellele, et metall passiveerub õhus, kuna selle pinnale tekib tugev oksiidkile. Kui metall aktiveeritakse: a) eemaldage kile mehaaniliselt, b) amalgamaate (reageerige elavhõbedaga), c) kasutage pulbrit, siis muutub selline metall nii reaktiivseks, et interakteerub isegi õhu niiskuse ja hapnikuga, vajudes kokku vastavalt protsess:

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

Koostoime lihtsate ainetega.

1. Alumiiniumpulber reageerib tugeval kuumutamisel hapnikuga. Need tingimused on vajalikud passiveerumise tõttu ning alumiiniumoksiidi moodustumise reaktsioon ise on väga eksotermiline – soojust eraldub 1676 kJ/mol.

2. Kloori ja broomiga reageerib standardtingimustes ja võib isegi oma keskkonnas süttida. Ainult ei reageeri fluoriga, sest Alumiiniumfluoriid, nagu oksiid, moodustab metalli pinnale kaitsva soolakile. Joodiga reageerib kuumutamisel ja katalüsaatorina vee juuresolekul.

3. Väävliga reageerib sulamisel, andes alumiiniumsulfiidi koostisega Al 2 S 3.

4. Samuti reageerib see kuumutamisel fosforiga, moodustades fosfiidi: AlP.

5. Otseselt vesinikuga alumiinium ei reageeri.

6. Lämmastikuga reageerib 800 o C juures, andes alumiiniumnitriidi (AlN). Olgu öeldud, et alumiiniumi põlemine õhus toimub ligikaudu samadel temperatuuridel, seega on põlemisproduktideks (võttes arvesse õhu koostist) nii oksiid kui nitriid.

7. Süsinikega alumiinium interakteerub veelgi kõrgemal temperatuuril: 2000 o C. Al 4 C 3 koostisega alumiiniumkarbiid kuulub metaniidide hulka, see ei sisalda C-C sidemeid ning hüdrolüüsi käigus eraldub metaan: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH)3 + 3CH4

Koostoime keeruliste ainetega

1. Koos veega aktiveeritud (ilma kaitsekileta) alumiinium suhtleb aktiivselt vesiniku vabanemisega: 2Al (akt.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Alumiiniumhüdroksiid saadakse valge lahtise pulbri kujul; puudub kile ei sega reaktsiooni lõppemist.

2. Koostoime hapetega: a) Alumiinium interakteerub aktiivselt mitteoksüdeerivate hapetega vastavalt võrrandile: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Koostoime oksüdeerivate hapetega toimub järgmiste tunnustega. Kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhape, samuti väga lahjendatud lämmastikhape passiveerivad alumiiniumi (pinna kiire oksüdeerumine viib oksiidkile moodustumiseni) külma käes. Kuumutamisel kile puruneb ja reaktsioon toimub, kuid kontsentreeritud hapetest eralduvad kuumutamisel ainult nende minimaalse redutseerimise produktid: 2Al + 6H 2 SO 4 (konts.) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 (konts.) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Mõõdukalt lahjendatud lämmastikhappega, sõltuvalt reaktsioonitingimustest, saate NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Koostoime leelistega. Alumiinium on amfoteerne element (keemiliste omaduste poolest), kuna metallide elektronegatiivsus on üsna kõrge - 1,61. Seetõttu lahustub see üsna kergesti leeliselahustes koos hüdroksokomplekside ja vesiniku moodustumisega. Hüdroksokompleksi koostis sõltub reaktiivide vahekorrast: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Alumiiniumi ja vesiniku suhe määratakse elektroonika abil. Nende vahel toimuva redoksreaktsiooni tasakaal ja reaktiivide vahekord ei sõltu.

4. Madal ionisatsioonipotentsiaal ja kõrge afiinsus hapniku suhtes (kõrge oksiidistabiilsus) põhjustavad asjaolu, et alumiinium interakteerub aktiivselt paljude metallide oksiidid, nende taastamine. Reaktsioonid toimuvad esialgsel kuumutamisel koos edasise soojuse vabanemisega, nii et temperatuur tõuseb 1200 o - 3000 o C-ni. 75% alumiiniumipulbri ja 25% (massi järgi) Fe 3 O 4 segu nimetatakse "termiidiks". Varem kasutati selle segu põlemisreaktsiooni rööbaste keevitamiseks. Metallide redutseerimist oksiididest alumiiniumi abil nimetatakse aluminotermiaks ja seda kasutatakse tööstuses selliste metallide nagu mangaan, kroom, vanaadium, volfram ja ferrosulamid tootmise meetodina.

5. Soolalahustega alumiinium reageerib kahel erineval viisil. 1. Kui hüdrolüüsi tulemusena on soolalahuses happeline või aluseline keskkond, eraldub vesinik (happeliste lahustega toimub reaktsioon ainult olulise kuumutamise korral, kuna kaitsev oksiidkile lahustub leelistes paremini kui hapetes). 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. Alumiinium võib soola koostisest välja tõrjuda metallid, mis asuvad pingereas temast paremal, s.t. oksüdeeritakse tegelikult nende metallide katioonide poolt. Oksiidkile tõttu see reaktsioon alati ei toimu. Näiteks võivad kloriidi anioonid kile lõhkuda ja toimub reaktsioon 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, kuid sarnane reaktsioon sulfaatidega toatemperatuuril ei toimi. Aktiveeritud alumiiniumiga toimib igasugune koostoime, mis ei ole vastuolus üldreegliga.

Alumiiniumist ühendused.

1. Oksiid (Al 2 O 3). Tuntud mitme modifikatsioonina, millest enamik on väga vastupidavad ja keemiliselt inertsed. Modifikatsioon α-Al 2 O 3 esineb looduses mineraalse korundi kujul. Selle ühendi kristallvõres on alumiiniumkatioonid mõnikord osaliselt asendatud teiste metallide katioonidega, mis annab mineraalile värvi. Cr(III) lisamine annab punase värvi, selline korund on juba rubiinkivi. Ti(III) ja Fe(III) segamisel tekib sinine safiir. Amorfne modifikatsioon on keemiliselt aktiivne. Alumiiniumoksiid on tüüpiline amfoteerne oksiid, mis reageerib nii hapete ja happeliste oksiididega kui ka leeliste ja aluseliste oksiididega, eelistatavalt leelised. Reaktsiooniproduktid lahuses ja tahkes faasis sulamise ajal on erinevad: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (fusioon) - naatriummetaluminaat, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (sulamine ) - naatriumortoaluminaat, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fusioon) - alumiiniumkromaat. Lisaks oksiididele ja tahketele leelistele reageerib alumiinium sulamisel lenduvate happeoksiidide poolt moodustatud sooladega, tõrjudes need soola koostisest välja: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reaktsioonid lahuses: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – naatriumtetrahüdroksüaluminaat. Tetrahüdroksoaluminaadi anioon on tegelikult 1-tetrahüdroksodiakvaanioon, sest Alumiiniumi puhul on eelistatav koordineerimisnumber 6. Leelise liia korral moodustub heksahüdroksoaluminaat: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Lisaks hapetele ja leelistele võib oodata reaktsioone happeliste sooladega: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Alumiiniumhüdroksiidid. On teada kaks alumiiniumhüdroksiidi - metahüdroksiid -AlO(OH) ja ortohüdroksiid - Al(OH) 3. Mõlemad on vees lahustumatud, kuid on ka amfoteersed, seetõttu lahustuvad nad hapete ja leeliste lahustes, samuti soolades, millel on hüdrolüüsi tulemusena happeline või aluseline keskkond. Sulandumisel reageerivad hüdroksiidid sarnaselt oksiididega. Nagu kõik lahustumatud alused, lagunevad ka alumiiniumhüdroksiidid kuumutamisel: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Leeliselistes lahustes lahustuvad alumiiniumhüdroksiidid ei lahustu ammoniaagi vesilahuses, mistõttu saab neid lahustuvast ammoniaagist sadestada. sool: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, selle reaktsiooni käigus tekib metahüdroksiid. Hüdroksiidi on leeliste toimel raske sadestada, kuna tekkiv sade lahustub kergesti ja kogu reaktsioon on kujul: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Alumiiniumi soolad. Peaaegu kõik alumiiniumisoolad lahustuvad vees hästi. AlPO 4 fosfaat ja AlF 3 fluoriid on lahustumatud. Sest alumiiniumkatioonil on kõrge laengukontsentratsioon, selle vesikompleks omandab katioonhappe omadused: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, s.o. alumiiniumsoolad läbivad tugeva katioonide hüdrolüüsi. Nõrkade hapete soolade puhul muutub hüdrolüüs katioonil ja anioonil toimuva hüdrolüüsi vastastikuse tugevnemise tõttu pöördumatuks. Lahuses lagunevad alumiiniumkarbonaat, sulfit, sulfiid ja silikaat täielikult vee toimel või ei ole neid võimalik saada vahetusreaktsiooniga: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K 2CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3. Mõne soola puhul muutub hüdrolüüs kuumutamisel pöördumatuks. Kuumutamisel laguneb märg alumiiniumatsetaat vastavalt võrrandile: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH Alumiiniumhalogeniidide puhul soodustab soola lagunemist alanemine. gaasiliste vesinikhalogeniidide lahustuvus kuumutamisel: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Alumiiniumhalogeniididest on ainult fluoriid ioonühend, ülejäänud halogeniidid on kovalentsed ühendid, nende sulamistemperatuurid on oluliselt madalamad kui fluoriidil, alumiiniumkloriid on sublimatsioonivõimeline. Väga kõrgel temperatuuril sisaldab aur üksikuid alumiiniumhalogeniidide molekule, millel on keskaatomi aatomiorbitaalide sp 2 hübridisatsiooni tõttu lame kolmnurkne struktuur. Nende ühendite põhiolek aurudes ja mõnes orgaanilises lahustis on dimeerid, näiteks Al 2 Cl 6 . Alumiiniumhalogeniidid on tugevad Lewise happed, sest neil on vaba aatomiorbitaal. Vees lahustumine toimub seetõttu suure soojushulga vabanemisega. Alumiiniumiühendite (nagu ka teiste kolmevalentsete metallide) huvitavaks klassiks on maarjas – 12-vesilahuselised kaksiksulfaadid M I M III (SO 4) 2, mis lahustumisel nagu kõik kaksiksoolad annavad vastavate katioonide ja anioonide segu.

5. Komplekssed ühendused. Vaatleme alumiiniumi hüdroksokomplekse. Need on soolad, milles kompleksosakeseks on anioon. Kõik soolad on lahustuvad. Need hävivad hapetega suhtlemisel. Sel juhul tugevad happed lahustavad tekkinud ortohüdroksiidi ning nõrgad või vastavad happelised oksiidid (H 2 S, CO 2, SO 2) sadestavad selle: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) ) 3 ↓ + KHCO 3

Kaltsineerimisel muutuvad hüdroksoaluminaadid orto- või meta-aluminaatideks, kaotades vett.

Raud

Element aatomnumbriga 26 suhtelise aatommassiga 55,847. Kuulub 3d elementide perekonda, on elektroonilise konfiguratsiooniga: 3d 6 4s 2 ja on IV perioodis, VIII rühmas, perioodilisuse tabeli teiseses alarühmas. Ühendites on raua oksüdatsiooniastmed valdavalt +2 ja +3. Fe 3+ ioonil on pooleldi täidetud d-elektronkest 3d 5, mis annab sellele täiendava stabiilsuse. Oksüdatsiooniastmeid +4, +6, +8 on palju keerulisem saavutada.

Oma füüsikaliste omaduste järgi on raud hõbevalge, läikiv, suhteliselt pehme, tempermalmist, kergesti magnetiseeritav ja demagnetiseeritav metall. Sulamistemperatuur 1539 o C. Sellel on mitu allotroopset modifikatsiooni, mis erinevad kristallvõre tüübi poolest.

Lihtaine omadused.

1. Õhus põletamisel moodustub segatud oksiid Fe 3 O 4 ja kokkupuutel puhta hapnikuga - Fe 2 O 3. Pulberraud on pürofooriline – süttib õhu käes spontaanselt.

2. Fluor, kloor ja broom reageerivad kergesti rauaga, oksüdeerides selle Fe 3+-ks. FeJ 2 moodustub joodiga, kuna kolmevalentne raudkatioon oksüdeerib jodiidi aniooni ja seetõttu FeJ 3 ühendit ei eksisteeri.

3. Sarnasel põhjusel ei eksisteeri Fe 2 S 3 ühendit ning raua ja väävli vastasmõju väävli sulamistemperatuuril viib FeS ühendini. Väävli liiaga saadakse püriit - raud (II) disulfiid - FeS 2. Tekivad ka mittestöhhiomeetrilised ühendid.

4. Raud reageerib tugeval kuumutamisel teiste mittemetallidega, moodustades tahkeid lahuseid või metallitaolisi ühendeid. Võite anda reaktsiooni, mis toimub temperatuuril 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Seda raua ja süsiniku ühendit nimetatakse tsementiidiks.

5. Raud moodustab paljude metallidega sulameid.

6. Toatemperatuuril õhus on raud kaetud oksiidkilega, mistõttu see ei suhtle veega. Koostoime ülekuumendatud auruga annab järgmised produktid: 3Fe + 4H 2 O (aur) = Fe 3 O 4 + 4H 2. Hapniku juuresolekul suhtleb raud isegi õhuniiskusega: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Ülaltoodud võrrand kajastab roostetamisprotsessi, mille läbib aastas kuni 10% metalltoodetest.

7. Kuna raud on pingereas enne vesinikku, siis reageerib ta kergesti mitteoksüdeerivate hapetega, kuid oksüdeerub ainult Fe 2+-ks.

8. Kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhape passiveerivad rauda, ​​kuid reaktsioon toimub kuumutamisel. Lahjendatud lämmastikhape reageerib ka toatemperatuuril. Kõigi oksüdeerivate hapetega toodab raud raua (III) sooli (mõnede teadete kohaselt on lahjendatud lämmastikhappega võimalik raud (II) nitraadi moodustumine) ja redutseerib HNO 3 (lahjendatud) NO, N 2 O, N 2-ks. , NH 4 + sõltuvalt tingimustest ja HNO 3 (konts.) - NO 2 -ks reaktsiooni toimumiseks vajaliku kuumutamise tõttu.

9. Raud on kuumutamisel võimeline reageerima kontsentreeritud (50%) leelistega: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Reageerides vähemaktiivsete metallide soolade lahustega, eemaldab raud need metallid soola koostisest, muutudes kahevalentseks katiooniks: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Rauaühendite omadused.

Fe 2+ Selle katiooni laengu ja raadiuse suhe on lähedane Mg 2+ omale, seega on raua oksiidi, hüdroksiidi ja soolade keemiline käitumine sarnane vastavate magneesiumiühendite käitumisega. Vesilahuses moodustab kahevalentne raudkatioon kahvaturohelist värvi vesikompleksi 2+. See katioon oksüdeerub õhuhapniku toimel kergesti isegi otse lahuses. FeCl2 lahus sisaldab kompleksosakesi 0. Sellise katiooni laengukontsentratsioon on madal, seega on soolade hüdrolüüs mõõdukas.

1. FeO - peamine oksiid, musta värvi, ei lahustu vees. Lahustub kergesti hapetes. Kuumutamisel üle 500 0 C on see ebaproportsionaalne: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Seda saab saada vastava hüdroksiidi, karbonaadi ja oksalaadi hoolika kaltsineerimisega, samas kui teiste Fe 2+ soolade termiline lagunemine viib raudoksiidi moodustumiseni: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, aga 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Raud(II) oksiid ise võib toimida oksüdeeriva ainena, näiteks kuumutamisel toimub reaktsioon: 3FeO + 2NH3 = 3Fe + N2 +3H2O

2. Fe(OH) 2 – raud(II)hüdroksiid – lahustumatu alus. Reageerib hapetega. Oksüdeerivate hapetega toimub happe-aluse interaktsioon ja oksüdatsioon raudraudseks samaaegselt: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (konts.) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Võib saada vahetusreaktsioonid lahustuvast soolast. See on valge ühend, mis esmalt muutub õhus õhuniiskusega suhtlemisel roheliseks ja seejärel õhuhapniku oksüdeerumisel pruuniks: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.

3. Soolad. Nagu juba mainitud, oksüdeeruvad enamik Fe(II) sooli õhus või lahuses aeglaselt. Oksüdatsioonile kõige vastupidavam on Mohri sool – topeltraud (II) ja ammooniumsulfaat: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. Fe 2+ katioon oksüdeerub kergesti Fe 3+-ks, mistõttu enamik oksüdeerivaid aineid, eriti oksüdeerivad happed, oksüdeerivad raudmetalli sooli. Raudsulfiidi ja disulfiidi põletamisel saadakse raud(III)oksiid ja väävel(IV)oksiid: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Raud(II)sulfiid lahustub ka tugevates hapetes: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Raud(II)karbonaat on lahustumatu, bikarbonaat aga vees lahustuv.

Fe 3+ Laengu ja raadiuse suhe see katioon vastab alumiiniumkatioonile , seetõttu on raud(III) katioonühendite omadused sarnased vastavate alumiiniumiühenditega.

Fe 2 O 3 on hematiit, amfoteerne oksiid, milles domineerivad aluselised omadused. Amfoteersus avaldub sulandumise võimaluses tahkete leeliste ja leelismetallikarbonaatidega: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - kollane või punane, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferraadid (II) lagunevad koos veega, vabastades Fe 2 O 3. nH2O.

Fe3O4- magnetiit, must aine, mida võib pidada kas segaoksiidiks - FeO. Fe 2 O 3 või raud (II) oksometaferraat (III): Fe (FeO 2) 2. Hapetega suheldes annab see soolade segu: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 ehk FeO(OH) on punakaspruun želatiinne sade, amfoteerne hüdroksiid. Lisaks interaktsioonidele hapetega reageerib see kuuma kontsentreeritud leeliselahusega ning sulandub tahkete leeliste ja karbonaatidega: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

soola. Enamik raudsoolasid on lahustuvad. Nii nagu alumiiniumsoolad, läbivad nad katioonil tugeva hüdrolüüsi, mis nõrkade ja ebastabiilsete või lahustumatute hapete anioonide juuresolekul võib muutuda pöördumatuks: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. Raud(III)kloriidi lahuse keetmisega saab ka hüdrolüüsi muuta pöördumatuks, sest vesinikkloriidi, nagu iga gaasi, lahustuvus väheneb kuumutamisel ja see väljub reaktsioonisfäärist: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (kuumutamisel).

Selle katiooni oksüdeerimisvõime on väga kõrge, eriti seoses muundamisega Fe 2+ katiooniks: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Tulemuseks:

a) raua rauasoolade lahused oksüdeerivad kõik metallid kuni vaseks: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) samaaegselt nende oksüdeerumisega toimuvad vahetusreaktsioonid kergesti oksüdeeruvaid anioone sisaldavate sooladega: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Nagu teisedki kolmevalentsed katioonid, on raud (III) võimeline moodustama leelismetalli või ammooniumi katioonidega maarja-kaksiksulfaate, näiteks: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

Komplekssed ühendused. Mõlemad rauakatioonid kalduvad moodustama anioonseid komplekse, eriti raud(III). FeCl3 + KCl = K, FeCl3 + Cl2 = Cl + -. Viimane reaktsioon peegeldab raud(III)kloriidi toimet elektrofiilse kloorimise katalüsaatorina. Huvi pakuvad tsüaniidkompleksid: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – kaaliumheksatsüanoferraat (II), kollane veresool. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – kaaliumheksatsüanoferraat (III), punaveresool. Raudmetalli kompleks annab raudsoolaga sinise sademe või lahuse, olenevalt reaktiivide vahekorrast. Sama reaktsioon toimub punase veresoola ja mis tahes rauasoola vahel. Esimesel juhul nimetati setet Preisi siniseks, teisel - Turnbulli siniseks. Hiljem selgus, et vähemalt lahused on ühesuguse koostisega: K – kaaliumraud(II,III)heksatsüanoferraat. Kirjeldatud reaktsioonid on kvalitatiivsed vastavate raudkatioonide olemasolu suhtes lahuses. Kvalitatiivne reaktsioon raudkatiooni olemasolule on veripunase värvuse ilmumine koostoimel kaaliumtiotsüanaadiga (rodaniid): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Raua oksüdatsiooniaste +6 on ebastabiilne. Võimalik on saada ainult FeO 4 2- anioon, mis eksisteerib ainult pH > 7-9 juures, kuid on tugev oksüdeerija.

Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 = 2K2FeO4 + 3KNO2 + 2H2O

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

2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 6H2O

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 (kuumutamine) = 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

Raua hankimine tööstuses:

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

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

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

KROOM – element aatomnumbriga 24, suhtelise aatommassiga 51,996. See kuulub 3d elementide perekonda, selle elektrooniline konfiguratsioon on 3d 5 4s 1 ja see on IV perioodi VI rühmas, perioodilisuse tabeli teiseses alamrühmas. Võimalikud oksüdatsiooniastmed: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Neist kõige stabiilsemad on +2, +3, +6 ja +3 on minimaalse energiaga.

Füüsikaliste omaduste järgi on kroom hallikasvalge, läikiv kõva metall sulamistemperatuuriga 1890 o C. Selle kristallvõre tugevus tuleneb viie paaritu d-elektroni olemasolust, mis on võimelised osaliselt kovalentseks sidemeks.

Lihtsa aine keemilised omadused.

Madalatel temperatuuridel on kroom oksiidkile olemasolu tõttu inertne ega suhtle vee ja õhuga.

1. See interakteerub hapnikuga temperatuuril üle 600 o C. Sel juhul tekib kroom(III)oksiid – Cr 2 O 3.

2. Koostoime halogeenidega toimub erineval viisil: Cr + 2F 2 = CrF 4 (toatemperatuuril), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (olulise kuumenemisega ). Tuleb öelda, et kroom(III)jodiid võib eksisteerida ja saadakse vahetusreaktsioonil kristalse hüdraadi CrJ3 kujul. 9H 2 O, kuid selle termiline stabiilsus on madal ja kuumutamisel laguneb see CrJ 2-ks ja J2-ks.

3. Temperatuuridel üle 120 o C reageerib kroom sulaväävliga, andes kroom(II)sulfiidi - CrS (must).

4. Temperatuuridel üle 1000 o C reageerib kroom lämmastiku ja süsinikuga, andes mittestöhhiomeetrilisi, keemiliselt inertseid ühendeid. Nende hulgas võime märkida ligikaudse CrC koostisega karbiidi, mis on kõvaduse poolest lähedane teemandile.

5. Kroom ei reageeri vesinikuga.

6. Reaktsioon veeauruga on järgmine: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reaktsioon mitteoksüdeerivate hapetega toimub üsna kergesti, mille tulemusena moodustub taevasinist värvi vesikompleks 2+, mis on stabiilne ainult õhu puudumisel või vesiniku atmosfääris. Hapniku juuresolekul kulgeb reaktsioon erinevalt: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Hapnikuga küllastunud lahjendatud happed muudavad kroomi isegi passiivseks, kuna pinnale tekib tugev oksiidkile.

8. Oksüdeerivad happed: mis tahes kontsentratsiooniga lämmastikhape, kontsentreeritud väävelhape ja perkloorhape passiveerivad kroomi nii, et pärast pinna töötlemist nende hapetega ei reageeri see enam teiste hapetega. Passiveerimine eemaldatakse kuumutamisel. Nii tekivad kroom(III) soolad ja väävel- või lämmastikdioksiidid (perkloorhappest kloriid). Kui kroom reageerib fosforhappega, tekib soolakile moodustumise tõttu passivatsioon.

9. Kroom ei reageeri otseselt leelisega, vaid reageerib leeliseliste sulamitega oksüdeerivate ainete lisamisel: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Kroom on võimeline reageerima soolalahustega, tõrjudes soola koostisest välja vähemaktiivsed metallid (need, mis jäävad pingereas sellest paremale). Kroom ise muundatakse Cr 2+ katiooniks.

Alumiiniumist hakati tootma alles 19. sajandi alguses. Seda tegi füüsik Hans Oersted. Ta viis läbi oma katse kaaliumamalgaami, alumiiniumkloriidi ja.

Muide, selle hõbedase materjali nimi pärineb ladinakeelsest sõnast "maarjas", sest just nendest seda elementi kaevandatakse.

Alum

Maarjas on looduslik metallipõhine mineraal, mille koostises on ühendatud väävelhappe soolad.

Varem peeti seda väärismetalliks ja see oli kullast suurusjärgu võrra kallim. Seda seletati asjaoluga, et metalli oli lisanditest üsna raske eraldada. Nii said alumiiniumehteid endale lubada vaid rikkad ja mõjukad inimesed.

Jaapani alumiiniumist kaunistus

Kuid 1886. aastal tuli Charles Hall välja meetodi alumiiniumi tööstuslikuks kaevandamiseks, mis vähendas dramaatiliselt selle metalli maksumust ja võimaldas seda kasutada metallurgia tootmises. Tööstuslik meetod hõlmas sulatatud krüoliidi elektrolüüsi, milles lahustati alumiiniumoksiid.

Alumiinium on väga populaarne metall, sest paljud asjad, mida inimesed igapäevaelus kasutavad, on sellest valmistatud.

Alumiiniumi pealekandmine

Tänu oma tempermalmistusele ja kergusele ning korrosioonikindlusele on alumiinium tänapäevases tööstuses väärtuslik metall. Alumiiniumist ei valmistata mitte ainult kööginõusid – seda kasutatakse laialdaselt auto- ja lennukiehituses.

Alumiinium on ka üks odavamaid ja ökonoomsemaid materjale, kuna seda saab lõputult kasutada soovimatute alumiiniumesemete, näiteks purkide sulatamisel.

Alumiiniumist purgid

Alumiiniummetall on ohutu, kuid selle ühendid võivad olla inimestele ja loomadele mürgised (eriti alumiiniumkloriid, atsetaat ja sulfaat).

Alumiiniumi füüsikalised omadused

Alumiinium on üsna kerge hõbedane metall, mis võib moodustada sulameid enamiku metallidega, eriti vase ja räniga. See on ka väga plastiline, seda saab hõlpsasti muuta õhukeseks plaadiks või fooliumiks. Alumiiniumi sulamistemperatuur = 660 °C ja keemistemperatuur on 2470 °C.

Alumiiniumi keemilised omadused

Toatemperatuuril on metall kaetud vastupidava alumiiniumoksiidi Al₂O3 kilega, mis kaitseb seda korrosiooni eest.

Alumiinium praktiliselt ei reageeri oksüdeerivate ainetega seda kaitsva oksiidkile tõttu. Seda saab aga kergesti hävitada, nii et metallil on aktiivsed taastavad omadused. Alumiiniumoksiidkilet saab hävitada leeliste, hapete lahuse või sulamiga või elavhõbekloriidi abil.

Tänu redutseerivatele omadustele on alumiinium leidnud rakendust tööstuses teiste metallide tootmiseks. Seda protsessi nimetatakse aluminotermiaks. See alumiiniumi omadus seisneb selle koostoimes teiste metallide oksiididega.

Aluminotermiline reaktsioon, mis hõlmab raud(III)oksiidi

Mõelge näiteks reaktsioonile kroomoksiidiga:

Cr₂O3 + Al = Al₂O3 + Cr.

Alumiinium reageerib hästi lihtsate ainetega. Näiteks halogeenidega (va fluor) võib alumiinium moodustada alumiiniumjodiidi, kloriidi või bromiidi:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Teiste mittemetallidega nagu fluor, väävel, lämmastik, süsinik jne. alumiinium saab reageerida ainult kuumutamisel.

Hõbemetall reageerib ka keeruliste kemikaalidega. Näiteks koos leelistega moodustab see aluminaate, see tähendab keerulisi ühendeid, mida kasutatakse aktiivselt paberi- ja tekstiilitööstuses. Lisaks reageerib see alumiiniumhüdroksiidina

Al(OH)₃ + NaOH = Na),

ja metalliline alumiinium või alumiiniumoksiid:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Alumiinium reageerib üsna rahulikult agressiivsete hapetega (näiteks väävel- ja vesinikkloriidhape), ilma süttimiseta.

Kui kastate metallitüki soolhappesse, on reaktsioon aeglane – algul lahustub oksiidkile –, aga siis kiireneb. Alumiinium lahustatakse vesinikkloriidhappes, et vabastada elavhõbe kaheks minutiks, ja seejärel loputage seda hästi. Tulemuseks on amalgaam, elavhõbeda ja alumiiniumi sulam:

3HgCI₂ + 2Al = 2AlCI₃ + 3Hg

Pealegi ei kleepu see metallpinnale. Nüüd, kastes puhastatud metalli vette, saate jälgida aeglast reaktsiooni, millega kaasneb vesiniku vabanemine ja alumiiniumhüdroksiidi moodustumine:

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

Alumiinium – metalli hävimine keskkonna mõjul.

Reaktsiooni Al 3+ +3e → Al korral on alumiiniumi elektroodi standardpotentsiaal -1,66 V.

Alumiiniumi sulamistemperatuur on 660 °C.

Alumiiniumi tihedus on 2,6989 g/cm 3 (normaalsetes tingimustes).

Kuigi alumiinium on aktiivne metall, on sellel üsna head korrosiooniomadused. Seda võib seletada võimega passiivida paljudes agressiivsetes keskkondades.

Alumiiniumi korrosioonikindlus sõltub paljudest teguritest: metalli puhtus, söövitav keskkond, agressiivsete lisandite kontsentratsioon keskkonnas, temperatuur jne. Lahuste pH-l on tugev mõju. Alumiiniumoksiid tekib metalli pinnale ainult pH vahemikus 3 kuni 9!

Al-i korrosioonikindlust mõjutab suuresti selle puhtus. Keemiliste sõlmede ja seadmete valmistamiseks kasutatakse ainult kõrge puhtusastmega metalli (ilma lisanditeta), näiteks alumiiniumi AB1 ja AB2.

Alumiiniumi korrosiooni ei täheldata ainult nendes keskkondades, kus metalli pinnale tekib kaitsev oksiidkile.

Kuumutamisel võib alumiinium reageerida mõne mittemetalliga:

2Al + N 2 → 2AlN – alumiiniumi ja lämmastiku koostoime alumiiniumnitriidi moodustumisega;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – alumiiniumi reaktsioon süsinikuga alumiiniumkarbiidiks;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – alumiiniumi ja väävli koostoime alumiiniumsulfiidi moodustumisega.

Alumiiniumi korrosioon õhus (alumiiniumi korrosioon atmosfääris)

Alumiinium muutub õhuga suhtlemisel passiivseks. Kui puhas metall puutub kokku õhuga, tekib alumiiniumoksiidist õhuke kaitsekile koheselt alumiiniumi pinnale. Lisaks aeglustub filmi kasv. Alumiiniumoksiidi valem on Al 2 O 3 või Al 2 O 3 H 2 O.

Alumiiniumi reaktsioon hapnikuga:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

Selle oksiidkile paksus on vahemikus 5 kuni 100 nm (olenevalt töötingimustest). Alumiiniumoksiidil on hea nakkumine pinnaga ja see rahuldab oksiidkilede pidevuse tingimust. Laos hoides on alumiiniumoksiidi paksus metallpinnal umbes 0,01 - 0,02 mikronit. Kuiva hapnikuga suhtlemisel – 0,02–0,04 mikronit. Alumiiniumi kuumtöötlemisel võib oksiidkile paksus ulatuda 0,1 mikronini.

Alumiinium on üsna vastupidav nii puhtas maaõhus kui ka tööstuskeskkonnas (sisaldab väävliauru, vesiniksulfiidi, gaasilist ammoniaaki, kuiva vesinikkloriidi jne). Sest väävliühendid ei avalda mingit mõju alumiiniumi korrosioonile gaasikeskkonnas – seda kasutatakse hapu toornafta töötlemise tehaste ja kummi vulkaniseerimisseadmete valmistamisel.

Alumiiniumi korrosioon vees

Puhta, värske, destilleeritud veega suhtlemisel alumiiniumi korrosiooni peaaegu ei täheldata. Temperatuuri tõstmine 180 °C-ni ei anna erilist efekti. Kuum veeaur ei mõjuta ka alumiiniumi korrosiooni. Kui lisada veele veidi leelist, isegi toatemperatuuril, suureneb alumiiniumi korrosioonikiirus sellises keskkonnas veidi.

Puhta alumiiniumi (pole oksiidkilega kaetud) koostoimet veega saab kirjeldada reaktsioonivõrrandiga:

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

Mereveega suheldes hakkab puhas alumiinium korrodeeruma, sest... tundlik lahustunud soolade suhtes. Alumiiniumi kasutamiseks merevees lisatakse selle koostisesse väike kogus magneesiumi ja räni. Alumiiniumi ja selle sulamite korrosioonikindlus mereveega kokkupuutel väheneb oluliselt, kui metall sisaldab vaske.

Alumiiniumi korrosioon hapetes

Alumiiniumi puhtuse suurenedes suureneb selle vastupidavus hapetele.

Alumiiniumi korrosioon väävelhappes

Väävelhape (omab oksüdeerivaid omadusi) on keskmises kontsentratsioonis alumiiniumile ja selle sulamitele väga ohtlik. Reaktsiooni lahjendatud väävelhappega kirjeldatakse võrrandiga:

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

Kontsentreeritud külm väävelhape ei mõju. Ja kuumutamisel alumiinium korrodeerub:

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

Sel juhul moodustub lahustuv sool - alumiiniumsulfaat.

Al on ooleumis (suitsetav väävelhape) stabiilne temperatuuril kuni 200 °C. Tänu sellele kasutatakse seda klorosulfoonhappe (HSO 3 Cl) ja oleumi tootmiseks.

Alumiiniumi korrosioon vesinikkloriidhappes

Alumiinium või selle sulamid lahustuvad kiiresti vesinikkloriidhappes (eriti kui temperatuur tõuseb). Korrosiooni võrrand:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H 2.

Vesinikbromiid- (HBr) ja vesinikfluoriidhapete (HF) lahused toimivad sarnaselt.

Alumiiniumi korrosioon lämmastikhappes

Lämmastikhappe kontsentreeritud lahusel on kõrged oksüdeerivad omadused. Alumiinium lämmastikhappes on normaaltemperatuuril ülimalt vastupidav (vastupidavus on suurem kui roostevaba teras 12Х18Н9). Seda kasutatakse isegi kontsentreeritud lämmastikhappe tootmiseks otsese sünteesi teel.

Kuumutamisel toimub alumiiniumi korrosioon lämmastikhappes vastavalt reaktsioonile:

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

Alumiiniumi korrosioon äädikhappes

Alumiinium on üsna vastupidav mis tahes kontsentratsiooniga äädikhappele, kuid ainult siis, kui temperatuur ei ületa 65 °C. Seda kasutatakse formaldehüüdi ja äädikhappe tootmiseks. Kõrgematel temperatuuridel alumiinium lahustub (erandiks on happekontsentratsioon 98–99,8%).

Alumiinium on toatemperatuuril stabiilne broomi- ja nõrkades kroom- (kuni 10%) ja fosforhapete (kuni 1%) lahustes.

Sidrun-, või-, õun-, viin-, propioonhape, vein ja puuviljamahlad avaldavad alumiiniumile ja selle sulamitele nõrka mõju.

Oksaal-, sipelg- ja kloororgaanilised happed hävitavad metalli.

Alumiiniumi korrosioonikindlust mõjutavad suuresti aur ja vedel elavhõbe. Pärast lühikest kokkupuudet korrodeeruvad metall ja selle sulamid intensiivselt, moodustades amalgaame.

Alumiiniumi korrosioon leelises

Leelised lahustavad kergesti alumiiniumi pinnal oleva kaitsva oksiidkile, see hakkab reageerima veega, mille tulemusena metall lahustub koos vesiniku vabanemisega (alumiiniumi korrosioon vesiniku depolarisatsiooniga).

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2;

2(NaOHH2O) + 2Al → 2NaAlO2 + 3H2.

Moodustuvad aluminaadid.

Samuti hävitavad oksiidkilet elavhõbeda, vase ja klooriioonid.

Üks planeedi levinumaid elemente on alumiinium. Alumiiniumi füüsikalisi ja keemilisi omadusi kasutatakse tööstuses. Meie artiklist leiate kõik, mida peate selle metalli kohta teadma.

Aatomi struktuur

Alumiinium on perioodilisuse tabeli 13. element. See on kolmandas perioodis, III grupis, põhialagrupis.

Alumiiniumi omadused ja kasutusalad on seotud selle elektroonilise struktuuriga. Alumiiniumi aatomil on positiivselt laetud tuum (+13) ja 13 negatiivselt laetud elektroni, mis paiknevad kolmel energiatasemel. Aatomi elektrooniline konfiguratsioon on 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1.

Väline energiatase sisaldab kolme elektroni, mis määravad III konstantse valentsi. Reaktsioonides ainetega läheb alumiinium ergastatud olekusse ja on võimeline loobuma kõigist kolmest elektronist, moodustades kovalentsed sidemed. Nagu teisedki aktiivsed metallid, on alumiinium võimas redutseerija.

Riis. 1. Alumiiniumi aatomi ehitus.

Alumiinium on amfoteerne metall, mis moodustab amfoteerseid oksiide ja hüdroksiide. Olenevalt tingimustest on ühenditel happelised või aluselised omadused.

Füüsiline kirjeldus

Alumiiniumil on:

• kergus (tihedus 2,7 g/cm 3);
• hõbehall värv;
• kõrge elektrijuhtivus;
• tempermalmistavus;
• plastilisus;
• sulamistemperatuur - 658°C;
• keemistemperatuur - 2518,8°C.

Metallist on valmistatud tinamahutid, foolium, traat ja sulamid. Alumiiniumi kasutatakse mikroskeemide, peeglite ja komposiitmaterjalide valmistamisel.

Riis. 2. Plekist anumad.

Alumiinium on paramagnetiline. Metalli tõmbab magnet ainult magnetvälja olemasolul.

Keemilised omadused

Õhus oksüdeerub alumiinium kiiresti ja kaetakse oksiidkilega. See kaitseb metalli korrosiooni eest ja takistab ka koostoimet kontsentreeritud hapetega (lämmastik, väävelhape). Seetõttu hoitakse ja transporditakse happeid alumiiniummahutites.

Normaalsetes tingimustes on reaktsioonid alumiiniumiga võimalikud alles pärast oksiidkile eemaldamist. Enamik reaktsioone toimub kõrgel temperatuuril.

Elemendi peamised keemilised omadused on kirjeldatud tabelis.

Reaktsioon	Kirjeldus	Võrrand
Hapnikuga	Põleb kõrgel temperatuuril, eraldades soojust	4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Mittemetalliga	Reageerib väävliga temperatuuril üle 200°C, fosforiga - 500°C, lämmastikuga - 800°C, süsinikuga - temperatuuril 2000°C	2Al + 3S → Al2S3; Al + P → AlP; 2Al + N2 → 2AlN; 4Al + 3C → Al 4C 3
Halogeenidega	Reageerib normaalsetes tingimustes joodiga - kuumutamisel katalüsaatori (vee) juuresolekul	2Al + 3Cl2 → 2AlCl3; 2Al + 3I2 → 2Al13; 2Al + 3Br 2 → 2AlBr 3
Hapetega	Reageerib normaalsetes tingimustes lahjendatud hapetega, kuumutamisel kontsentreeritud hapetega	2Al + 3H2SO4 (lahjendatud) → Al2(SO4)3 + 3H2; Al + 6HNO 3 (konts.) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Leelistega	Reageerib leeliste vesilahustega ja sulamisel	2Al + 2NaOH + 10H20 → 2Na + 3H2; 2Al + 6KOH → 2KAlO2 + 2K2O + 3H2
Oksiididega	Tõrjub välja vähemaktiivsed metallid	2Al + Fe2O3 → 2Fe + Al2O3

Alumiinium ei reageeri otseselt vesinikuga. Pärast oksiidkile eemaldamist on võimalik reageerida veega.

Riis. 3. Alumiiniumi reaktsioon veega.

Mida me õppisime?

Alumiinium on konstantse valentsiga amfoteerne aktiivne metall. Sellel on madal tihedus, kõrge elektrijuhtivus ja plastilisus. Tõmbab magnetiga ainult magnetvälja olemasolul. Alumiinium reageerib hapnikuga, moodustades kaitsekile, mis takistab reaktsioone vee, kontsentreeritud lämmastik- ja väävelhappega. Kuumutamisel suhtleb see mittemetallide ja kontsentreeritud hapetega ning tavatingimustes - halogeenide ja lahjendatud hapetega. Oksiidides tõrjub see välja vähemaktiivsed metallid. Ei reageeri vesinikuga.

Test teemal

Aruande hindamine

Keskmine hinne: 4.3. Kokku saadud hinnanguid: 73.

MÄÄRATLUS

Alumiiniumist– IIIA rühma 3. perioodi keemiline element. Seerianumber – 13. Metall. Alumiinium kuulub p-perekonna elementide hulka. Sümbol – Al.

Aatommass – 27 amu. Välise energiataseme elektrooniline konfiguratsioon on 3s 2 3p 1. Alumiiniumi ühendites on oksüdatsiooniaste "+3".

Alumiiniumi keemilised omadused

Alumiiniumil on reaktsioone redutseerivad omadused. Kuna õhuga kokkupuutel tekib selle pinnale oksiidkile, on see vastupidav koostoimele teiste ainetega. Näiteks alumiinium passiveeritakse vees, kontsentreeritud lämmastikhappes ja kaaliumdikromaadi lahuses. Kuid pärast oksiidkile eemaldamist selle pinnalt on see võimeline suhtlema lihtsate ainetega. Enamik reaktsioone toimub kuumutamisel:

2Al pulber +3/2O2 = Al 2O 3;

2Al + 3F2 = 2AlF3 (t);

2Al pulber + 3Hal2 = 2AlHal3 (t = 25 °C);

2AI + N2 = 2AlN (t);

2AI +3S = Al2S3 (t);

4Al + 3C grafiit = Al 4 C 3 (t);

4Al + P 4 = 4AlP (t, H 2 atmosfääris).

Samuti on alumiinium pärast oksiidkile eemaldamist selle pinnalt võimeline suhtlema veega, moodustades hüdroksiidi:

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

Alumiiniumil on amfoteersed omadused, nii et see lahustub hapete ja leeliste lahjendatud lahustes:

2Al + 3H2S04 (lahjendatud) = Al2(SO4)3 + 3H2;

2Al + 6HCl lahjendatud = 2AlCl3 + 3 H2;

8Al + 30HNO3 (lahjendatud) = 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O;

2Al +2NaOH +3H20 = 2Na + 3H2;

2Al + 2 (NaOH × H 2 O) = 2 NaAlO 2 + 3 H 2.

Aluminotermia on meetod metallide tootmiseks nende oksiididest, mis põhineb nende metallide redutseerimisel alumiiniumiga:

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe;

2Al + Cr 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Cr.

Alumiiniumi füüsikalised omadused

Alumiinium on hõbevalge värvusega. Alumiiniumi peamised füüsikalised omadused on kergus, kõrge soojus- ja elektrijuhtivus. Vabas olekus on alumiinium õhuga kokkupuutel kaetud vastupidava Al 2 O 3 oksiidi kilega, mis muudab selle kontsentreeritud hapete toimele vastupidavaks. Sulamistemperatuur – 660,37C, keemistemperatuur – 2500C.

Alumiiniumi tootmine ja kasutamine

Alumiiniumi toodetakse selle elemendi sulaoksiidi elektrolüüsil:

2Al 2O 3 = 4Al + 3O 2

Toote madala saagise tõttu kasutatakse aga sagedamini alumiiniumi tootmise meetodit Na 3 ja Al 2 O 3 segu elektrolüüsi teel. Reaktsioon toimub kuumutamisel temperatuurini 960 C ja katalüsaatorite - fluoriidide (AlF 3, CaF 2 jne) juuresolekul, samal ajal kui alumiinium vabaneb katoodil ja hapnik vabaneb anoodil.

Alumiinium on leidnud laialdast rakendust tööstuses; alumiiniumipõhised sulamid on lennuki- ja laevaehituse peamised konstruktsioonimaterjalid.

Näited probleemide lahendamisest

NÄIDE 1

Harjutus	Alumiiniumi reageerimisel väävelhappega tekkis alumiiniumsulfaat massiga 3,42 g Määrake reageerinud alumiiniumaine mass ja kogus.
Lahendus	Kirjutame reaktsioonivõrrandi: 2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2. Alumiiniumi ja alumiiniumsulfaadi molaarmassid, mis on arvutatud D.I. keemiliste elementide tabeli abil. Mendelejev – vastavalt 27 ja 342 g/mol. Seejärel on moodustunud alumiiniumsulfaadi aine kogus võrdne: n(Al2(SO4)3) = m(Al2(SO4)3) / M(Al2(SO4)3); n(Al2(SO4)3) = 3,42/342 = 0,01 mol. Vastavalt reaktsioonivõrrandile n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, seega n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 mol. Siis on alumiiniumi mass võrdne: m(AI) = n(AI) × M(AI); m(Al) = 0,02 × 27 = 0,54 g.
Vastus	Alumiiniumi kogus on 0,02 mol; alumiiniumi mass – 0,54 g.