Aluminium pluss ligning. Aluminiumskorrosjon

Aluminium er et grunnstoff med serienummer 13, relativ atommasse - 26,98154. Ligger i periode III, gruppe III, hovedundergruppe. Elektronisk konfigurasjon: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Den stabile oksidasjonstilstanden til aluminium er "+3". Det resulterende kationen har et edelgassskall, som bidrar til stabiliteten, men forholdet mellom ladning og radius, det vil si ladningskonsentrasjonen, er ganske høy, noe som øker kationens energi. Denne egenskapen fører til det faktum at aluminium, sammen med ioniske forbindelser, danner en rekke kovalente forbindelser, og dets kation gjennomgår betydelig hydrolyse i løsning.

Aluminium kan kun vise valens I ved temperaturer over 1500 o C. Al 2 O og AlCl er kjent.

Når det gjelder fysiske egenskaper, er aluminium et typisk metall, med høy termisk og elektrisk ledningsevne, nest etter sølv og kobber. Ioniseringspotensialet til aluminium er ikke veldig høyt, så man kan forvente høy kjemisk aktivitet fra det, men det reduseres betydelig på grunn av at metallet passiveres i luft på grunn av dannelsen av en sterk oksidfilm på overflaten. Hvis metallet aktiveres: a) fjerner filmen mekanisk, b) amalgamerer (reagerer med kvikksølv), c) bruker pulver, da blir et slikt metall så reaktivt at det til og med interagerer med fuktighet og oksygen i luften, kollapser iht. prosessen:

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

Interaksjon med enkle stoffer.

1. Pulverisert aluminium reagerer ved sterk oppvarming med oksygen. Disse forholdene er nødvendige på grunn av passivering, og reaksjonen med dannelse av aluminiumoksid i seg selv er svært eksoterm - 1676 kJ/mol varme frigjøres.

2. Med klor og brom reagerer under standardforhold og kan til og med antennes i miljøet. Bare svarer ikke med fluor, fordi Aluminiumfluorid, som oksid, danner en beskyttende saltfilm på metalloverflaten. Med jod reagerer ved oppvarming og i nærvær av vann som katalysator.

3. Med svovel reagerer ved fusjon, og gir aluminiumsulfid med sammensetningen Al 2 S 3.

4. Det reagerer også med fosfor når det varmes opp for å danne fosfid: AlP.

5. Direkte med hydrogen aluminium reagerer ikke.

6. Med nitrogen reagerer ved 800 o C, og gir aluminiumnitrid (AlN). Det skal sies at forbrenningen av aluminium i luft skjer ved omtrent samme temperaturer, så forbrenningsproduktene (med tanke på luftens sammensetning) er både oksid og nitrid.

7. Med karbon aluminium interagerer ved en enda høyere temperatur: 2000 o C. Aluminiumkarbid av sammensetningen Al 4 C 3 tilhører metanidene, den inneholder ikke C-C-bindinger, og under hydrolyse frigjøres metan: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH)3 + 3CH4

Interaksjon med komplekse stoffer

1. Med vann aktivert (uten beskyttende film) aluminium interagerer aktivt med frigjøring av hydrogen: 2Al (akt.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Aluminiumhydroksid oppnås i form av et hvitt løst pulver; fraværet av en film forstyrrer ikke fullføringen av reaksjonen.

2. Interaksjon med syrer: a) Aluminium interagerer aktivt med ikke-oksiderende syrer i henhold til ligningen: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Interaksjon med oksiderende syrer skjer med følgende egenskaper. Konsentrerte salpeter- og svovelsyrer, samt svært fortynnet salpetersyre, passiverer aluminium (rask oksidasjon av overflaten fører til dannelse av en oksidfilm) i kulde. Ved oppvarming avbrytes filmen og reaksjonen finner sted, men bare produktene av deres minimale reduksjon frigjøres fra konsentrerte syrer ved oppvarming: 2Al + 6H 2 SO 4 (kons.) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 ( kons.) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Med moderat fortynnet salpetersyre kan man, avhengig av reaksjonsbetingelsene, få NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Interaksjon med alkalier. Aluminium er et amfoterisk grunnstoff (i form av kjemiske egenskaper), fordi har en ganske høy elektronegativitet for metaller - 1,61. Derfor oppløses det ganske lett i alkaliske løsninger med dannelse av hydroxokomplekser og hydrogen. Sammensetningen av hydroxokomplekset avhenger av forholdet mellom reagensene: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Forholdet mellom aluminium og hydrogen bestemmes av den elektroniske balansen mellom redoksreaksjonen mellom dem og forholdet mellom reagensene avhenger ikke.

4. Lavt ioniseringspotensial og høy affinitet for oksygen (høy oksidstabilitet) fører til at aluminium aktivt interagerer med oksider av mange metaller, gjenopprette dem. Reaksjonene skjer under innledende oppvarming med videre frigjøring av varme, slik at temperaturen stiger til 1200 o - 3000 o C. En blanding av 75 % aluminiumspulver og 25 % (i vekt) Fe 3 O 4 kalles «termitt». Tidligere ble forbrenningsreaksjonen til denne blandingen brukt til å sveise skinner. Reduksjon av metaller fra oksider ved bruk av aluminium kalles aluminotermi og brukes i industrien som en metode for å produsere metaller som mangan, krom, vanadium, wolfram og ferrolegeringer.

5. Med saltløsninger aluminium reagerer på to forskjellige måter. 1. Hvis saltløsningen som følge av hydrolyse har et surt eller alkalisk miljø, frigjøres hydrogen (med sure løsninger skjer reaksjonen bare med betydelig oppvarming, siden den beskyttende oksidfilmen løses bedre opp i alkalier enn i syrer). 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. Aluminium kan fortrenge fra saltsammensetningen metaller som er i spenningsserien til høyre for den, dvs. vil faktisk bli oksidert av kationer av disse metallene. På grunn av oksidfilmen finner denne reaksjonen ikke alltid sted. For eksempel kan kloridanioner forstyrre filmen, og reaksjonen 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe finner sted, men en lignende reaksjon med sulfater ved romtemperatur vil ikke fungere. Med aktivert aluminium vil enhver interaksjon som ikke er i strid med den generelle regelen fungere.

Aluminiumskoblinger.

1. Oksyd (Al 2 O 3). Kjent i form av flere modifikasjoner, hvorav de fleste er svært holdbare og kjemisk inerte. Modifikasjonen α-Al 2 O 3 forekommer i naturen i form av mineralet korund. I krystallgitteret til denne forbindelsen blir aluminiumkationer noen ganger delvis erstattet av kationer av andre metaller, noe som gir mineralet fargen. Blandingen av Cr(III) gir en rød farge, slik korund er allerede en rubin edelsten. Blandingen av Ti(III) og Fe(III) produserer blå safir. Den amorfe modifikasjonen er kjemisk aktiv. Aluminiumoksid er et typisk amfotert oksid, som reagerer både med syrer og sure oksider, og med alkalier og basiske oksider, med alkalier som å foretrekke. Reaksjonsproduktene i løsning og i fast fase under fusjon er forskjellige: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (fusjon) - natriummetaluminat, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (fusjon) ) - ortoaluminatnatrium, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fusjon) - aluminiumkromat. I tillegg til oksider og faste alkalier, reagerer aluminium under fusjon med salter dannet av flyktige syreoksider, og fortrenger dem fra saltsammensetningen: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reaksjoner i løsning: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – natriumtetrahydroksyaluminat. Tetrahydroxoaluminate anion er faktisk 1-tetrahydroxodiaquaanion, fordi koordinasjonsnummer 6 er å foretrekke for aluminium. Med et overskudd av alkali dannes heksahydroksoaluminat: Al 2 O 3 + 6 NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. I tillegg til syrer og alkalier kan det forventes reaksjoner med sure salter: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Aluminiumhydroksider. Det er to kjente aluminiumhydroksider - metahydroksid -AlO(OH) og ortohydroksid - Al(OH) 3. Begge er uløselige i vann, men er også amfotere, derfor løses de opp i løsninger av syrer og alkalier, samt salter som har et surt eller alkalisk miljø som følge av hydrolyse. Når de er smeltet, reagerer hydroksyder på samme måte som oksider. Som alle uløselige baser brytes aluminiumhydroksider ned ved oppvarming: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Oppløses i alkaliske løsninger, løses ikke aluminiumhydroksider i vandig ammoniakk, så de kan utfelles med ammoniakk fra en løselig salt: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, denne reaksjonen produserer metahydroksid. Det er vanskelig å utfelle hydroksyd ved virkning av alkalier, fordi det resulterende bunnfallet løses lett opp, og den totale reaksjonen har formen: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Aluminiumssalter. Nesten alle aluminiumssalter er svært løselige i vann. AlPO 4 fosfat og AlF 3 fluorid er uløselige. Fordi aluminiumkationen har en høy ladningskonsentrasjon, dens vannkompleks får egenskapene til en kationsyre: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, dvs. aluminiumsalter gjennomgår sterk kationhydrolyse. Når det gjelder salter av svake syrer, på grunn av den gjensidige forbedringen av hydrolyse ved kation og anion, blir hydrolyse irreversibel. I løsning blir aluminiumkarbonat, sulfitt, sulfid og silikat fullstendig spaltet av vann eller kan ikke oppnås ved utvekslingsreaksjon: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S 2Al(NO 3) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3CO 2 + 6KNO 3. For noen salter blir hydrolyse irreversibel ved oppvarming. Ved oppvarming spaltes vått aluminiumacetat i henhold til ligningen: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH Når det gjelder aluminiumhalogenider, lettes nedbrytningen av saltet av en reduksjon i løseligheten til gassformige hydrogenhalogenider ved oppvarming: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Av aluminiumhalogenidene er bare fluorid en ionisk forbindelse, de resterende halogenidene er kovalente forbindelser, deres smeltepunkter er betydelig lavere enn fluorid, aluminiumklorid er i stand til å sublimere. Ved svært høye temperaturer inneholder dampen enkeltmolekyler av aluminiumhalogenider, som har en flat trekantet struktur på grunn av sp 2 hybridisering av atomorbitalene til sentralatomet. Grunntilstanden til disse forbindelsene i damper og i enkelte organiske løsningsmidler er dimerer, for eksempel Al 2 Cl 6 . Aluminiumhalogenider er sterke Lewis-syrer pga har en ledig atombane. Oppløsning i vann skjer derfor med frigjøring av en stor mengde varme. En interessant klasse av aluminiumforbindelser (så vel som andre treverdige metaller) er alun - 12-vandige dobbeltsulfater M I M III (SO 4) 2, som når de er oppløst som alle dobbeltsalter, gir en blanding av de tilsvarende kationer og anioner.

5. Komplekse forbindelser. La oss vurdere hydroxo-komplekser av aluminium. Dette er salter der den komplekse partikkelen er et anion. Alle salter er løselige. De blir ødelagt når de samhandler med syrer. I dette tilfellet løser sterke syrer opp det resulterende ortohydroksidet, og svake eller tilsvarende sure oksider (H 2 S, CO 2, SO 2) utfeller det: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) ) 3 ↓ + KHCO 3

Ved kalsinering forvandles hydroksoaluminater til orto- eller meta-aluminater og mister vann.

Jern

Et grunnstoff med atomnummer 26, med en relativ atommasse på 55,847. Tilhører 3d-familien av elementer, har en elektronisk konfigurasjon: 3d 6 4s 2 og er i IV-perioden, VIII-gruppe, sekundær undergruppe i det periodiske systemet. I forbindelser viser jern overveiende oksidasjonstilstander +2 og +3. Fe 3+-ionet har et halvfylt d-elektronskall, 3d 5, som gir det ekstra stabilitet. Det er mye vanskeligere å oppnå oksidasjonstilstander +4, +6, +8.

I henhold til dets fysiske egenskaper er jern et sølvhvitt, skinnende, relativt mykt, formbart, lett magnetisert og avmagnetisert metall. Smeltepunkt 1539 o C. Den har flere allotropiske modifikasjoner, forskjellig i typen krystallgitter.

Egenskaper til et enkelt stoff.

1. Når det brennes i luft, danner det et blandet oksid Fe 3 O 4, og når det interagerer med rent oksygen - Fe 2 O 3. Jernpulver er pyrofor - antennes spontant i luft.

2. Fluor, klor og brom reagerer lett med jern og oksiderer det til Fe 3+. FeJ 2 dannes med jod, siden det treverdige jernkationet oksiderer jodidanionet, og FeJ 3-forbindelsen eksisterer derfor ikke.

3. Av lignende grunn eksisterer ikke Fe 2 S 3-forbindelsen, og samspillet mellom jern og svovel ved smeltepunktet til svovel fører til FeS-forbindelsen. Med et overskudd av svovel oppnås pyritt - jern (II) disulfid - FeS 2. Ikke-støkiometriske forbindelser dannes også.

4. Jern reagerer med andre ikke-metaller under sterk oppvarming, og danner faste løsninger eller metalllignende forbindelser. Du kan gi en reaksjon som skjer ved 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Denne forbindelsen av jern og karbon kalles sementitt.

5. Jern danner legeringer med mange metaller.

6. I luft ved romtemperatur er jern dekket med en oksidfilm, så det interagerer ikke med vann. Interaksjon med overopphetet damp gir følgende produkter: 3Fe + 4H 2 O (damp) = Fe 3 O 4 + 4H 2. I nærvær av oksygen interagerer jern til og med med luftfuktighet: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Ovennevnte ligning gjenspeiler rustprosessen, som opptil 10 % av metallproduktene gjennomgår per år.

7. Siden jern er i spenningsserien før hydrogen, reagerer det lett med ikke-oksiderende syrer, men oksideres kun til Fe 2+.

8. Konsentrerte salpeter- og svovelsyrer passiverer jern, men reaksjonen skjer ved oppvarming. Fortynnet salpetersyre reagerer også ved romtemperatur. Med alle oksiderende syrer produserer jern jern (III) salter (ifølge noen rapporter er dannelse av jern (II) nitrat mulig med fortynnet salpetersyre), og reduserer HNO 3 (fortynnet) til NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + avhengig av forhold, og HNO 3 (kons.) - til NO 2 på grunn av oppvarmingen som er nødvendig for at reaksjonen skal skje.

9. Jern er i stand til å reagere med konsentrerte (50 %) alkalier ved oppvarming: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Ved å reagere med løsninger av salter av mindre aktive metaller, fjerner jern disse metallene fra sammensetningen av saltet, og blir til et toverdig kation: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Egenskaper til jernforbindelser.

Fe 2+ Ladningen til radiusforholdet til dette kationet er nær det for Mg 2+, så den kjemiske oppførselen til oksid, hydroksyd og salter av jernholdig jern er lik oppførselen til de tilsvarende magnesiumforbindelsene. I en vandig løsning danner det toverdige jernkationet et vannkompleks 2+ med en blekgrønn farge. Dette kation oksideres lett selv direkte i løsning av atmosfærisk oksygen. FeCl 2-løsningen inneholder komplekse partikler 0. Ladningskonsentrasjonen til et slikt kation er lav, så hydrolysen av salter er moderat.

1. FeO - hovedoksidet, svart i fargen, løses ikke opp i vann. Løser lett opp i syrer. Når det varmes opp over 500 0 C, er det uforholdsmessig: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Det kan oppnås ved forsiktig kalsinering av tilsvarende hydroksyd, karbonat og oksalat, mens termisk dekomponering av andre Fe 2+ salter fører til dannelse av jernoksid: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, men 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Jern (II) oksid kan i seg selv fungere som et oksidasjonsmiddel, for eksempel ved oppvarming skjer reaksjonen: 3FeO + 2NH3 = 3Fe + N2 +3H2O

2. Fe(OH) 2 – jern(II)hydroksid – uløselig base. Reagerer med syrer. Med oksiderende syrer skjer det samtidig en syre-base interaksjon og oksidasjon til jern(III)jern: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (kons) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Kan oppnås ved å utvekslingsreaksjoner fra løselig salt. Dette er en hvit forbindelse som først blir grønn i luft på grunn av interaksjon med luftfuktighet, og deretter blir brun på grunn av oksidasjon med luftoksygen: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.

3. Salter. Som allerede nevnt oksiderer de fleste Fe(II)-salter sakte i luft eller i løsning. Den mest motstandsdyktige mot oksidasjon er Mohrs salt - dobbeltjern (II) og ammoniumsulfat: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. Fe 2+-kationen oksideres lett til Fe 3+, derfor oksiderer de fleste oksidasjonsmidler, spesielt oksiderende syrer, jernholdige jernsalter. Når jernsulfid og disulfid fyres, får man jern(III)oksid og svovel(IV)oksid: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Jern(II)sulfid løses også opp i sterke syrer: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Jern (II) karbonat er uløselig, mens bikarbonat er løselig i vann.

Fe 3+ Forholdet mellom ladning og radius denne kationen tilsvarer aluminiumskationen , derfor er egenskapene til jern(III)kationforbindelser lik de tilsvarende aluminiumforbindelsene.

Fe 2 O 3 er hematitt, et amfotert oksid hvor grunnleggende egenskaper dominerer. Amfoterisitet manifesteres i muligheten for fusjon med faste alkalier og alkalimetallkarbonater: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - gul eller rød, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferrater (II) spaltes med vann og frigjør Fe 2 O 3. nH2O.

Fe3O4- magnetitt, et svart stoff som kan betraktes enten som et blandet oksid - FeO. Fe 2 O 3, eller som jern (II) oksometaferrat (III): Fe(FeO 2) 2. Ved interaksjon med syrer gir det en blanding av salter: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 eller FeO(OH) er et rødbrunt gelatinøst bunnfall, amfotert hydroksid. I tillegg til interaksjoner med syrer, reagerer den med en varm konsentrert alkaliløsning og smelter sammen med faste alkalier og karbonater: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Salt. De fleste jernsalter er løselige. Akkurat som aluminiumsalter gjennomgår de sterk hydrolyse ved kationet, som i nærvær av anioner av svake og ustabile eller uløselige syrer kan bli irreversible: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6 NaCl. Ved å koke en løsning av jern(III)klorid kan hydrolyse også gjøres irreversibel, fordi løseligheten til hydrogenklorid, som enhver gass, avtar ved oppvarming og den forlater reaksjonssfæren: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (ved oppvarming).

Oksydasjonskapasiteten til dette kationen er meget høy, spesielt i forhold til omdannelsen til Fe 2+ kationen: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Resulterer i:

a) løsninger av jern(III)jernsalter oksiderer alle metaller opp til kobber: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) utvekslingsreaksjoner med salter som inneholder lett oksiderte anioner finner sted samtidig med deres oksidasjon: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Som andre treverdige kationer er jern (III) i stand til å danne alun-dobbeltsulfater med alkalimetall- eller ammoniumkationer, for eksempel: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

Komplekse forbindelser. Begge jernkationer har en tendens til å danne anioniske komplekser, spesielt jern(III). FeCl3 + KCl = K, FeCl3 + Cl2 = Cl + -. Sistnevnte reaksjon gjenspeiler virkningen av jern(III)klorid som en katalysator for elektrofil klorering. Cyanidkomplekser er av interesse: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – kaliumheksacyanoferrat (II), gult blodsalt. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – kaliumheksacyanoferrat (III), rødt blodsalt. Jernjernkomplekset gir et blått bunnfall eller løsning med jernsaltet, avhengig av forholdet mellom reagensene. Den samme reaksjonen skjer mellom rødt blodsalt og eventuelt jernholdig salt. I det første tilfellet ble sedimentet kalt prøyssisk blått, i det andre - Turnbull blått. Senere viste det seg at i det minste løsningene har samme sammensetning: K – kaliumjern (II,III) heksacyanoferrat. De beskrevne reaksjonene er kvalitative for tilstedeværelsen av de tilsvarende jernkationene i løsningen. En kvalitativ reaksjon på tilstedeværelsen av jernkation er utseendet til en blodrød farge ved interaksjon med kaliumtiocyanat (rhodanid): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Oksydasjonstilstanden +6 for jern er ustabil. Det er mulig å oppnå bare FeO 4 2-anion, som kun eksisterer ved pH>7-9, men er et sterkt oksidasjonsmiddel.

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

Fe (sagflis) + 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 (oppvarming) = 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

Å skaffe jern i industrien:

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

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

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

KROM – grunnstoff med atomnummer 24, med en relativ atommasse på 51.996. Den tilhører 3d-familien av grunnstoffer, har en elektronisk konfigurasjon på 3d 5 4s 1 og er i periode IV, gruppe VI, en sekundær undergruppe i det periodiske systemet. Mulige oksidasjonstilstander: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Av disse er de mest stabile +2, +3, +6, og +3 har minimumsenergien.

I henhold til dets fysiske egenskaper er krom et gråhvitt, skinnende hardt metall med et smeltepunkt på 1890 o C. Styrken til dets krystallgitter skyldes tilstedeværelsen av fem uparrede d-elektroner, som er i stand til delvis kovalent binding.

Kjemiske egenskaper til et enkelt stoff.

Ved lave temperaturer er krom inert på grunn av tilstedeværelsen av en oksidfilm og interagerer ikke med vann og luft.

1. Det samhandler med oksygen ved temperaturer over 600 o C. I dette tilfellet dannes krom(III)oksid – Cr 2 O 3 –.

2. Interaksjon med halogener skjer på forskjellige måter: Cr + 2F 2 = CrF 4 (ved romtemperatur), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (med betydelig oppvarming ). Det skal sies at krom (III) jodid kan eksistere og oppnås ved en utvekslingsreaksjon i form av krystallinsk hydrat CrJ 3. 9H 2 O, men dens termiske stabilitet er lav, og når den varmes opp, brytes den ned til CrJ 2 og J 2.

3. Ved temperaturer over 120 o C reagerer krom med smeltet svovel og gir krom(II)sulfid - CrS (svart).

4. Ved temperaturer over 1000 o C reagerer krom med nitrogen og karbon, og gir ikke-støkiometriske, kjemisk inerte forbindelser. Blant dem kan vi merke oss karbid med en omtrentlig sammensetning av CrC, som er nær diamant i hardhet.

5. Krom reagerer ikke med hydrogen.

6. Reaksjonen med vanndamp er som følger: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reaksjonen med ikke-oksiderende syrer skjer ganske enkelt, noe som resulterer i dannelsen av et vannkompleks 2+ av en himmelblå farge, som er stabil kun i fravær av luft eller i en hydrogenatmosfære. I nærvær av oksygen forløper reaksjonen annerledes: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Fortynne syrer mettet med oksygen passiverer til og med krom på grunn av dannelsen av en sterk oksidfilm på overflaten.

8. Oksiderende syrer: salpetersyre uansett konsentrasjon, konsentrert svovelsyre og perklorsyre passiverer krom slik at det etter behandling av overflaten med disse syrene ikke lenger reagerer med andre syrer. Passivering fjernes ved oppvarming. Dette produserer krom (III) salter og svovel eller nitrogendioksider (klorid fra perklorsyre). Passivering på grunn av dannelsen av en saltfilm oppstår når krom reagerer med fosforsyre.

9. Krom reagerer ikke direkte med alkali, men reagerer med alkaliske smelter med tilsetning av oksidasjonsmidler: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Krom er i stand til å reagere med saltløsninger, og fortrenge mindre aktive metaller (de til høyre for det i spenningsserien) fra saltsammensetningen. Krom i seg selv omdannes til Cr 2+ kation.

Aluminium ble først produsert først på begynnelsen av 1800-tallet. Dette ble gjort av fysiker Hans Oersted. Han utførte sitt forsøk med kaliumamalgam, aluminiumklorid og.

Forresten, navnet på dette sølvfargede materialet kommer fra det latinske ordet "alun", fordi det er fra dem at dette elementet blir utvunnet.

Alun

Alun er et naturlig metallbasert mineral som kombinerer svovelsyresalter i sammensetningen.

Tidligere ble det ansett som et edelt metall og var verdt en størrelsesorden dyrere enn gull. Dette ble forklart av det faktum at metallet var ganske vanskelig å skille fra urenheter. Så bare rike og innflytelsesrike mennesker hadde råd til aluminiumssmykker.

Japansk aluminiumsdekor

Men i 1886 kom Charles Hall opp med en metode for å utvinne aluminium i industriell skala, som dramatisk reduserte kostnadene for dette metallet og gjorde det mulig å bruke det i metallurgisk produksjon. Den industrielle metoden innebar elektrolyse av smeltet kryolitt der aluminiumoksid ble oppløst.

Aluminium er et veldig populært metall, fordi mange ting som folk bruker i hverdagen er laget av det.

Påføring av aluminium

På grunn av sin formbarhet og letthet, samt sin motstand mot korrosjon, er aluminium et verdifullt metall i moderne industri. Ikke bare kjøkkenutstyr er laget av aluminium - det er mye brukt i bil- og flykonstruksjon.

Aluminium er også et av de rimeligste og mest økonomiske materialene, siden det kan brukes i det uendelige ved å smelte ned uønskede aluminiumsartikler, for eksempel bokser.

Aluminiumsbokser

Aluminiummetall er trygt, men dets forbindelser kan være giftige for mennesker og dyr (spesielt aluminiumklorid, acetat og sulfat).

Fysiske egenskaper av aluminium

Aluminium er et ganske lett, sølvfarget metall som kan danne legeringer med de fleste metaller, spesielt kobber og silisium. Den er også veldig plastisk, den kan enkelt gjøres om til en tynn plate eller folie. Smeltepunktet for aluminium = 660 °C og kokepunktet er 2470 °C.

Kjemiske egenskaper av aluminium

Ved romtemperatur er metallet belagt med en slitesterk film av aluminiumoksid Al2O3, som beskytter det mot korrosjon.

Aluminium reagerer praktisk talt ikke med oksidasjonsmidler på grunn av oksidfilmen som beskytter det. Imidlertid kan det lett ødelegges slik at metallet viser aktive restaurerende egenskaper. Aluminiumoksidfilmen kan ødelegges med en løsning eller smelte av alkalier, syrer eller ved hjelp av kvikksølvklorid.

På grunn av sine reduserende egenskaper har aluminium funnet anvendelse i industrien for produksjon av andre metaller. Denne prosessen kalles aluminotermi. Denne egenskapen til aluminium er dens interaksjon med oksider av andre metaller.

Aluminotermisk reaksjon som involverer jern(III)oksid

Tenk for eksempel på reaksjonen med kromoksid:

Cr2O3 + Al = Al203 + Cr.

Aluminium reagerer godt med enkle stoffer. For eksempel, med halogener (unntatt fluor), kan aluminium danne aluminiumjodid, klorid eller bromid:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Med andre ikke-metaller som fluor, svovel, nitrogen, karbon, etc. aluminium kan bare reagere når det varmes opp.

Sølvmetall reagerer også med komplekse kjemikalier. For eksempel, med alkalier danner det aluminater, det vil si komplekse forbindelser som brukes aktivt i papir- og tekstilindustrien. Dessuten reagerer det som aluminiumhydroksid

Al(OH)3 + NaOH = Na),

og metallisk aluminium eller aluminiumoksid:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al2O3 + 2NaOH + 3H20 = 2Na

Aluminium reagerer ganske rolig med aggressive syrer (for eksempel svovelsyre og saltsyre), uten antennelse.

Dypper du et stykke metall i saltsyre, vil reaksjonen gå sakte – oksidfilmen vil først løse seg opp – men så går den raskere. Aluminium løses opp i saltsyre for å frigjøre kvikksølv i to minutter, og skyll det deretter godt. Resultatet er et amalgam, en legering av kvikksølv og aluminium:

3HgCl2 + 2Al = 2AlC13 + 3Hg

Dessuten fester den seg ikke til metalloverflaten. Nå, ved å senke det rensede metallet i vann, kan du observere en langsom reaksjon, som er ledsaget av frigjøring av hydrogen og dannelse av aluminiumhydroksid:

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

Aluminium – ødeleggelse av metall under påvirkning av miljøet.

For reaksjonen Al 3+ +3e → Al er standardelektrodepotensialet til aluminium -1,66 V.

Smeltepunktet for aluminium er 660 °C.

Tettheten til aluminium er 2,6989 g/cm 3 (under normale forhold).

Aluminium, selv om det er et aktivt metall, har ganske gode korrosjonsegenskaper. Dette kan forklares med evnen til å passivisere i mange aggressive miljøer.

Korrosjonsmotstanden til aluminium avhenger av mange faktorer: renheten til metallet, det korrosive miljøet, konsentrasjonen av aggressive urenheter i miljøet, temperatur, etc. Løsningenes pH har en sterk innflytelse. Aluminiumoksid dannes på metalloverflaten kun i pH-området fra 3 til 9!

Korrosjonsmotstanden til Al er sterkt påvirket av dens renhet. For fremstilling av kjemiske enheter og utstyr brukes kun høyrent metall (uten urenheter), for eksempel AB1 og AB2 aluminium.

Korrosjon av aluminium observeres ikke bare i de miljøene der det dannes en beskyttende oksidfilm på overflaten av metallet.

Ved oppvarming kan aluminium reagere med noen ikke-metaller:

2Al + N 2 → 2AlN – interaksjon av aluminium og nitrogen med dannelse av aluminiumnitrid;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – reaksjonen av aluminium med karbon for å danne aluminiumkarbid;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – interaksjon av aluminium og svovel med dannelse av aluminiumsulfid.

Korrosjon av aluminium i luft (atmosfærisk korrosjon av aluminium)

Aluminium blir passivt når det samhandler med luft. Når rent metall kommer i kontakt med luft, vises en tynn beskyttende film av aluminiumoksid umiddelbart på aluminiumsoverflaten. Videre avtar filmveksten. Formelen for aluminiumoksid er Al 2 O 3 eller Al 2 O 3 H 2 O.

Reaksjonen av aluminium med oksygen:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

Tykkelsen på denne oksidfilmen varierer fra 5 til 100 nm (avhengig av driftsforhold). Aluminiumoksid har god vedheft til overflaten og tilfredsstiller betingelsene for kontinuitet av oksidfilmer. Når den lagres i et lager, er tykkelsen av aluminiumoksid på metalloverflaten omtrent 0,01 - 0,02 mikron. Ved interaksjon med tørt oksygen – 0,02 – 0,04 mikron. Ved varmebehandling av aluminium kan tykkelsen på oksidfilmen nå 0,1 mikron.

Aluminium er ganske motstandsdyktig både i ren landlig luft og i en industriell atmosfære (som inneholder svoveldamp, hydrogensulfid, ammoniakkgass, tørt hydrogenklorid, etc.). Fordi svovelforbindelser har ingen effekt på korrosjon av aluminium i gassmiljøer - det brukes til fremstilling av prosessanlegg for sur råolje og gummivulkaniseringsenheter.

Korrosjon av aluminium i vann

Aluminiumskorrosjon observeres nesten ikke når man samhandler med rent, ferskt, destillert vann. Å øke temperaturen til 180 °C har ingen spesiell effekt. Varmtvannsdamp har heller ingen effekt på aluminiumskorrosjon. Hvis du tilsetter litt alkali til vann, selv ved romtemperatur, vil korrosjonshastigheten til aluminium i et slikt miljø øke litt.

Samspillet mellom rent aluminium (ikke dekket med en oksidfilm) med vann kan beskrives ved hjelp av reaksjonsligningen:

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

Når det samhandler med sjøvann, begynner rent aluminium å korrodere, fordi... følsom for oppløste salter. For å bruke aluminium i sjøvann tilsettes en liten mengde magnesium og silisium til sammensetningen. Korrosjonsmotstanden til aluminium og dets legeringer når de utsettes for sjøvann reduseres betydelig hvis metallet inneholder kobber.

Korrosjon av aluminium i syrer

Når renheten til aluminium øker, øker motstanden mot syrer.

Korrosjon av aluminium i svovelsyre

Svovelsyre (har oksiderende egenskaper) i middels konsentrasjoner er svært farlig for aluminium og dets legeringer. Reaksjonen med fortynnet svovelsyre er beskrevet av ligningen:

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

Konsentrert kald svovelsyre har ingen effekt. Og når det varmes opp, korroderer aluminium:

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

I dette tilfellet dannes et løselig salt - aluminiumsulfat.

Al er stabil i oleum (rykende svovelsyre) ved temperaturer opp til 200 °C. På grunn av dette brukes den til produksjon av klorsulfonsyre (HSO 3 Cl) og oleum.

Korrosjon av aluminium i saltsyre

Aluminium eller dets legeringer løses raskt opp i saltsyre (spesielt når temperaturen stiger). Korrosjonsligning:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2.

Løsninger av hydrobromsyre (HBr) og flussyre (HF) virker på samme måte.

Korrosjon av aluminium i salpetersyre

En konsentrert løsning av salpetersyre har høye oksiderende egenskaper. Aluminium i salpetersyre ved normale temperaturer er ekstremt motstandsdyktig (motstanden er høyere enn for rustfritt stål 12Х18Н9). Det brukes til og med til å produsere konsentrert salpetersyre ved direkte syntese.

Ved oppvarming fortsetter korrosjon av aluminium i salpetersyre i henhold til reaksjonen:

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

Korrosjon av aluminium i eddiksyre

Aluminium er ganske motstandsdyktig mot eddiksyre uansett konsentrasjon, men bare hvis temperaturen ikke overstiger 65 °C. Det brukes til å produsere formaldehyd og eddiksyre. Ved høyere temperaturer oppløses aluminium (med unntak av syrekonsentrasjoner på 98 - 99,8%).

Aluminium er stabilt i bromiske og svake løsninger av kromsyre (opptil 10 %), fosforsyre (opptil 1 %) ved romtemperatur.

Sitronsyre, smørsyre, eplesyre, vinsyre, propionsyre, vin og fruktjuice har en svak effekt på aluminium og dets legeringer.

Oksalsyre, maursyre og klororganiske syrer ødelegger metall.

Korrosjonsmotstanden til aluminium er sterkt påvirket av damp og flytende kvikksølv. Etter en kort kontakt korroderer metallet og dets legeringer intensivt og danner amalgamer.

Korrosjon av aluminium i alkalier

Alkalier løser lett opp den beskyttende oksidfilmen på overflaten av aluminium, den begynner å reagere med vann, som et resultat av at metallet oppløses med frigjøring av hydrogen (aluminiumkorrosjon med hydrogendepolarisering).

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2;

2(NaOHH20) + 2Al → 2NaAlO2 + 3H2.

Det dannes aluminater.

Dessuten blir oksidfilmen ødelagt av kvikksølv, kobber og klorioner.

Et av de vanligste elementene på planeten er aluminium. De fysiske og kjemiske egenskapene til aluminium brukes i industrien. Du finner alt du trenger å vite om dette metallet i artikkelen vår.

Atomstruktur

Aluminium er det 13. grunnstoffet i det periodiske systemet. Det er i tredje periode, gruppe III, hovedundergruppen.

Egenskapene og bruken av aluminium er relatert til dets elektroniske struktur. Aluminiumatomet har en positivt ladet kjerne (+13) og 13 negativt ladede elektroner, plassert på tre energinivåer. Den elektroniske konfigurasjonen av atomet er 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1.

Det ytre energinivået inneholder tre elektroner, som bestemmer den konstante valensen til III. I reaksjoner med stoffer går aluminium inn i en eksitert tilstand og er i stand til å gi fra seg alle tre elektronene, og danner kovalente bindinger. Som andre aktive metaller er aluminium et kraftig reduksjonsmiddel.

Ris. 1. Struktur av aluminium atom.

Aluminium er et amfotert metall som danner amfotere oksider og hydroksider. Avhengig av forholdene viser forbindelsene sure eller basiske egenskaper.

Fysisk beskrivelse

Aluminium har:

• letthet (tetthet 2,7 g/cm 3);
• sølv-grå farge;
• høy elektrisk ledningsevne;
• formbarhet;
• plastisitet;
• smeltepunkt - 658°C;
• kokepunkt - 2518,8°C.

Tinnbeholdere, folie, tråd og legeringer er laget av metall. Aluminium brukes til fremstilling av mikrokretser, speil og komposittmaterialer.

Ris. 2. Tinnbeholdere.

Aluminium er paramagnetisk. Metall tiltrekkes av en magnet bare i nærvær av et magnetfelt.

Kjemiske egenskaper

I luft oksiderer aluminium raskt, og blir dekket med en oksidfilm. Det beskytter metallet mot korrosjon og forhindrer også interaksjon med konsentrerte syrer (salpetersyre, svovelsyre). Derfor lagres og transporteres syrer i aluminiumsbeholdere.

Under normale forhold er reaksjoner med aluminium bare mulig etter fjerning av oksidfilmen. De fleste reaksjoner skjer ved høye temperaturer.

De viktigste kjemiske egenskapene til grunnstoffet er beskrevet i tabellen.

Reaksjon	Beskrivelse	Ligningen
Med oksygen	Brenner ved høye temperaturer og avgir varme	4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Med ikke-metall	Reagerer med svovel ved temperaturer over 200°C, med fosfor - ved 500°C, med nitrogen - ved 800°C, med karbon - ved 2000°C	2Al + 3S → Al2S3; Al + P → AlP; 2Al + N2 → 2AlN; 4Al + 3C → Al4C3
Med halogener	Reagerer under normale forhold, med jod - når det varmes opp i nærvær av en katalysator (vann)	2Al + 3Cl2 → 2AlCl3; 2Al + 3I2 -> 2AlI3; 2Al + 3Br2 → 2AlBr3
Med syrer	Reagerer med fortynnede syrer under normale forhold, med konsentrerte syrer ved oppvarming	2Al + 3H2SO4 (fortynnet) → Al2 (SO4)3 + 3H2; Al + 6HNO3 (konsentrert) → Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Med alkalier	Reagerer med vandige løsninger av alkalier og ved fusjon	2Al + 2NaOH + 10H20 → 2Na + 3H2; 2Al + 6KOH → 2KAlO2 + 2K2O + 3H2
Med oksider	Fortrenger mindre aktive metaller	2Al + Fe 2 O 3 → 2 Fe + Al 2 O 3

Aluminium reagerer ikke direkte med hydrogen. Reaksjon med vann er mulig etter fjerning av oksidfilmen.

Ris. 3. Reaksjon av aluminium med vann.

Hva har vi lært?

Aluminium er et amfotert aktivt metall med konstant valens. Den har lav tetthet, høy elektrisk ledningsevne og plastisitet. Tiltrukket av en magnet bare i nærvær av et magnetfelt. Aluminium reagerer med oksygen og danner en beskyttende film som forhindrer reaksjoner med vann, konsentrert salpetersyre og svovelsyre. Ved oppvarming interagerer den med ikke-metaller og konsentrerte syrer, og under normale forhold - med halogener og fortynnede syrer. I oksider fortrenger den mindre aktive metaller. Reagerer ikke med hydrogen.

Test om emnet

Evaluering av rapporten

Gjennomsnittlig rangering: 4.3. Totalt mottatte vurderinger: 73.

DEFINISJON

Aluminium– kjemisk element i den tredje perioden i gruppe IIIA. Serienummer – 13. Metall. Aluminium tilhører elementene i p-familien. Symbol – Al.

Atommasse - 27 amu. Den elektroniske konfigurasjonen av det ytre energinivået er 3s 2 3p 1. I sine forbindelser viser aluminium en oksidasjonstilstand på "+3".

Kjemiske egenskaper av aluminium

Aluminium viser reduserende egenskaper i reaksjoner. Siden det dannes en oksidfilm på overflaten når den utsettes for luft, er den motstandsdyktig mot interaksjon med andre stoffer. For eksempel passiveres aluminium i vann, konsentrert salpetersyre og en løsning av kaliumdikromat. Etter å ha fjernet oksidfilmen fra overflaten, er den imidlertid i stand til å samhandle med enkle stoffer. De fleste reaksjoner oppstår ved oppvarming:

2Al-pulver +3/202 = Al203;

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

2Al-pulver + 3Hal2 = 2AlHal3 (t = 25C);

2Al + N2 = 2AIN (t);

2Al +3S = Al2S3 (t);

4Al + 3C grafitt = Al4C3 (t);

4Al + P 4 = 4AlP (t, i en atmosfære av H 2).

Etter å ha fjernet oksidfilmen fra overflaten, er aluminium også i stand til å samhandle med vann for å danne hydroksid:

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

Aluminium viser amfotere egenskaper, så det er i stand til å oppløses i fortynnede løsninger av syrer og alkalier:

2Al + 3H2SO4 (fortynnet) = Al2 (SO4)3 + 3H2;

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

8Al + 30HNO3 (fortynnet) = 8Al(NO3)3 + 3N20 + 15H20;

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

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

Aluminotermi er en metode for å produsere metaller fra deres oksider, basert på reduksjon av disse metallene med aluminium:

8Al + 3Fe304 = 4Al203 + 9Fe;

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

Fysiske egenskaper av aluminium

Aluminium er en sølvhvit farge. De viktigste fysiske egenskapene til aluminium er letthet, høy termisk og elektrisk ledningsevne. I fri tilstand, når det utsettes for luft, er aluminium dekket med en slitesterk film av Al 2 O 3-oksid, som gjør det motstandsdyktig mot virkningen av konsentrerte syrer. Smeltepunkt – 660.37C, kokepunkt – 2500C.

Produksjon og bruk av aluminium

Aluminium produseres ved elektrolyse av det smeltede oksydet av dette elementet:

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

Men på grunn av det lave utbyttet av produktet, blir metoden for å produsere aluminium ved elektrolyse av en blanding av Na 3 og Al 2 O 3 oftere brukt. Reaksjonen skjer ved oppvarming til 960C og i nærvær av katalysatorer - fluorider (AlF 3, CaF 2, etc.), mens frigjøring av aluminium skjer ved katoden, og oksygen frigjøres ved anoden.

Aluminium har funnet bred anvendelse i industrien; aluminiumsbaserte legeringer er de viktigste strukturelle materialene i fly- og skipsbygging.

Eksempler på problemløsning

EKSEMPEL 1

Trening	Når aluminium reagerte med svovelsyre, ble det dannet aluminiumsulfat som veide 3,42 g. Bestem massen og mengden av aluminiumsstoffet som reagerte.
Løsning	La oss skrive reaksjonsligningen: 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2. Molare masser av aluminium og aluminiumsulfat, beregnet ved hjelp av tabellen over kjemiske elementer av D.I. Mendeleev – henholdsvis 27 og 342 g/mol. Deretter vil mengden stoff av det dannede aluminiumsulfatet være lik: n(Al2(SO4)3) = m(Al2(SO4)3)/M(Al2(SO4)3); n(Al2(SO4)3) = 3,42 / 342 = 0,01 mol. I følge reaksjonsligningen n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, derfor n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 mol. Deretter vil massen av aluminium være lik: m(Al) = n(Al)×M(Al); m(Al) = 0,02 x 27 = 0,54 g.
Svar	Mengden av aluminiumsstoff er 0,02 mol; aluminiummasse - 0,54 g.