Ekuacioni i aluminit plus. Korrozioni i aluminit

Alumini është një element me numër serik 13, masa atomike relative - 26.98154. Ndodhet në periudhën III, grupi III, nëngrupi kryesor. Konfigurimi elektronik: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Gjendja e qëndrueshme e oksidimit të aluminit është "+3". Kationi që rezulton ka një guaskë gazi fisnik, i cili kontribuon në stabilitetin e tij, por raporti i ngarkesës me rrezen, domethënë përqendrimi i ngarkesës, është mjaft i lartë, gjë që rrit energjinë e kationit. Kjo veçori çon në faktin se alumini, së bashku me përbërjet jonike, formon një numër përbërjesh kovalente dhe kationi i tij i nënshtrohet hidrolizës së konsiderueshme në tretësirë.

Alumini mund të shfaqë valencë I vetëm në temperatura mbi 1500 o C. Al 2 O dhe AlCl janë të njohura.

Për sa i përket vetive fizike, alumini është një metal tipik, me përçueshmëri të lartë termike dhe elektrike, i dyti vetëm pas argjendit dhe bakrit. Potenciali jonizues i aluminit nuk është shumë i lartë, kështu që nga ai do të pritej një aktivitet i lartë kimik, por ai zvogëlohet ndjeshëm për faktin se metali pasiivohet në ajër për shkak të formimit të një filmi të fortë oksidi në sipërfaqen e tij. Nëse metali aktivizohet: a) hiqet mekanikisht filmi, b) amalgama (reagohet me merkur), c) përdoret pluhur, atëherë një metal i tillë bëhet aq reaktiv saqë edhe ndërvepron me lagështinë dhe oksigjenin në ajër, duke u shembur në përputhje me procesi:

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

Ndërveprimi me substanca të thjeshta.

1. Alumini i pluhurosur reagon kur nxehet fort me oksigjen. Këto kushte janë të nevojshme për shkak të pasivimit, dhe vetë reagimi i formimit të oksidit të aluminit është shumë ekzotermik - lirohet 1676 kJ/mol nxehtësie.

2. Me klor dhe brom reagon në kushte standarde dhe madje mund të ndizet në mjedisin e tyre. Vetëm nuk përgjigjet me fluor, sepse Fluoridi i aluminit, si oksidi, formon një shtresë kripe mbrojtëse në sipërfaqen e metalit. Me jod reagon kur nxehet dhe në prani të ujit si katalizator.

3. Me squfur reagon pas shkrirjes, duke dhënë sulfur alumini me përbërje Al 2 S 3.

4. Ai gjithashtu reagon me fosforin kur nxehet për të formuar fosfid: AlP.

5. Direkt me hidrogjen alumini nuk reagon.

6. Me azot reagon në 800 o C, duke dhënë nitrid alumini (AlN). Duhet thënë se djegia e aluminit në ajër ndodh afërsisht në të njëjtat temperatura, kështu që produktet e djegies (duke marrë parasysh përbërjen e ajrit) janë edhe okside edhe nitride.

7. Me karbon alumini ndërvepron në një temperaturë akoma më të lartë: 2000 o C. Karbidi i aluminit me përbërje Al 4 C 3 i përket metanideve, nuk përmban lidhje C-C dhe gjatë hidrolizës lirohet metani: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al. (OH ) 3 + 3CH 4

Ndërveprimi me substanca komplekse

1. Me ujë alumini i aktivizuar (pa një film mbrojtës) ndërvepron në mënyrë aktive me çlirimin e hidrogjenit: 2Al (vepr.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Hidroksidi i aluminit merret në formën e një pluhuri të bardhë të lirshëm; mungesa i një filmi nuk ndërhyn në përfundimin e reagimit.

2. Ndërveprimi me acidet: a) Alumini ndërvepron në mënyrë aktive me acidet jooksiduese në përputhje me ekuacionin: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Ndërveprimi me acidet oksiduese ndodh me veçoritë e mëposhtme. Acidet nitrik dhe sulfurik të përqendruar, si dhe acidi nitrik shumë i holluar, pasivojnë aluminin (oksidimi i shpejtë i sipërfaqes çon në formimin e një filmi oksid) në të ftohtë. Kur nxehet, filmi prishet dhe ndodh reaksioni, por vetëm produktet e reduktimit të tyre minimal çlirohen nga acidet e përqendruara kur nxehen: 2Al + 6H 2 SO 4 (conc) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 ( conc) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Me acid nitrik mesatarisht të holluar, në varësi të kushteve të reagimit, mund të merrni NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Ndërveprimi me alkalet. Alumini është një element amfoterik (për nga vetitë kimike), sepse ka një elektronegativitet që është mjaft i lartë për metalet - 1.61. Prandaj, shpërndahet mjaft lehtë në tretësira alkaline me formimin e komplekseve hidrokso dhe hidrogjenit. Përbërja e kompleksit hidrokso varet nga raporti i reagentëve: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Raporti i aluminit dhe hidrogjenit përcaktohet nga elektron. ekuilibri i reaksionit redoks që ndodh ndërmjet tyre dhe nga raporti i reagentëve nuk varet.

4. Potenciali i ulët i jonizimit dhe afiniteti i lartë për oksigjenin (stabiliteti i lartë i oksidit) çojnë në faktin se alumini ndërvepron në mënyrë aktive me oksidet e shumë metaleve, duke i restauruar ato. Reaksionet zhvillohen gjatë ngrohjes fillestare me lëshim të mëtejshëm të nxehtësisë, kështu që temperatura rritet në 1200 o - 3000 o C. Një përzierje prej 75% pluhur alumini dhe 25% (në peshë) Fe 3 O 4 quhet "termit". Më parë, reagimi i djegies së kësaj përzierjeje përdorej për saldimin e shinave. Reduktimi i metaleve nga oksidet duke përdorur alumin quhet aluminotermi dhe përdoret në industri si metodë për prodhimin e metaleve si mangani, kromi, vanadiumi, tungsteni dhe ferroaliazhet.

5. Me solucione kripe alumini reagon në dy mënyra të ndryshme. 1. Nëse, si rezultat i hidrolizës, tretësira e kripës ka një mjedis acid ose alkalik, hidrogjeni lirohet (me tretësirat acidike, reaksioni ndodh vetëm me ngrohje të konsiderueshme, pasi filmi mbrojtës i oksidit tretet më mirë në alkale sesa në acide). 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. Alumini mund të zhvendosë nga përbërja e kripës metalet që janë në serinë e tensionit në të djathtë të tij, d.m.th. në fakt do të oksidohet nga kationet e këtyre metaleve. Për shkak të filmit të oksidit, ky reagim nuk ndodh gjithmonë. Për shembull, anionet e klorurit mund të prishin filmin dhe ndodh reaksioni 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, por një reagim i ngjashëm me sulfate në temperaturën e dhomës nuk do të funksionojë. Me aluminin e aktivizuar, çdo ndërveprim që nuk bie ndesh me rregullin e përgjithshëm do të funksionojë.

Lidhje alumini.

1. Oksid (Al 2 O 3). I njohur në formën e disa modifikimeve, shumica e të cilave janë shumë të qëndrueshme dhe kimikisht inerte. Modifikimi α-Al 2 O 3 ndodh në natyrë në formën e mineralit korund. Në rrjetën kristalore të kësaj përbërje, kationet e aluminit ndonjëherë zëvendësohen pjesërisht nga kationet e metaleve të tjera, gjë që i jep mineralit ngjyrën e tij. Përzierja e Cr(III) jep një ngjyrë të kuqe, zmeril i tillë tashmë është një gur i çmuar rubin. Përzierja e Ti(III) dhe Fe(III) prodhon safir blu. Modifikimi amorf është kimikisht aktiv. Oksidi i aluminit është një oksid amfoterik tipik, që reagon si me acidet ashtu edhe me oksidet acidike, ashtu edhe me alkalet dhe oksidet bazike, ku alkalet janë të preferueshme. Produktet e reaksionit në tretësirë ​​dhe në fazën e ngurtë gjatë shkrirjes janë të ndryshme: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (fusion) - metaaluminat natriumi, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (fusion ) - natriumi ortoaluminat, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fusion) - kromat alumini. Përveç oksideve dhe alkaleve të ngurta, alumini gjatë shkrirjes reagon me kripërat e formuara nga oksidet e avullueshme të acidit, duke i zhvendosur ato nga përbërja e kripës: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reaksionet në tretësirë: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – tetrahidroksialuminat natriumi. Anioni tetrahidroksoaluminat është në fakt 1-tetrahidroksodiakuanion, sepse numri i koordinimit 6 është i preferueshëm për aluminin. Me një tepricë të alkalit, formohet heksahidroksoaluminat: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Përveç acideve dhe alkaleve, mund të priten reaksione me kripëra acide: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Hidroksidet e aluminit. Janë të njohura dy hidrokside alumini - metahidroksid -AlO(OH) dhe ortohidroksid - Al(OH) 3. Të dyja janë të patretshme në ujë, por janë edhe amfoterike, prandaj treten në tretësirat e acideve dhe alkaleve, si dhe në kripërat që kanë një mjedis acid ose alkalik si rezultat i hidrolizës. Kur shkrihen, hidroksidet reagojnë në mënyrë të ngjashme me oksidet. Si të gjitha bazat e patretshme, hidroksidet e aluminit shpërbëhen kur nxehen: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Duke u tretur në tretësira alkaline, hidroksidet e aluminit nuk treten në amoniak ujor, kështu që ato mund të precipitohen me amoniak nga një i tretshëm kripë: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, ky reaksion prodhon metahidroksid. Është e vështirë të precipitohet hidroksidi nga veprimi i alkaleve, sepse precipitati që rezulton tretet lehtësisht, dhe reaksioni i përgjithshëm ka formën: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Kripërat e aluminit. Pothuajse të gjitha kripërat e aluminit janë shumë të tretshme në ujë. Fosfati AlPO 4 dhe fluori AlF 3 janë të patretshëm. Sepse kationi i aluminit ka një përqendrim të lartë të ngarkesës, kompleksi i tij ujor fiton vetitë e një acidi kationik: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, d.m.th. kripërat e aluminit i nënshtrohen hidrolizës së fortë të kationeve. Në rastin e kripërave të acideve të dobëta, për shkak të rritjes së ndërsjellë të hidrolizës në kation dhe anion, hidroliza bëhet e pakthyeshme. Në tretësirë, karbonati i aluminit, sulfiti, sulfidi dhe silikati dekompozohen plotësisht nga uji ose nuk mund të përftohen me reaksion shkëmbimi: 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. Për disa kripëra, hidroliza bëhet e pakthyeshme kur nxehet. Kur nxehet, acetati i lagësht i aluminit zbërthehet në përputhje me ekuacionin: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH Në rastin e halogjeneve të aluminit, dekompozimi i kripës lehtësohet nga një rënie në tretshmëria e halogjeneve të hidrogjenit të gaztë kur nxehen: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Nga halogjenet e aluminit, vetëm fluori është një përbërje jonike, halogjenët e mbetur janë komponime kovalente, pikat e tyre të shkrirjes janë dukshëm më të ulëta se ato të fluorit, kloruri i aluminit është i aftë të sublimohet. Në temperatura shumë të larta, avulli përmban molekula të vetme të halogjeneve të aluminit, të cilat kanë një strukturë trekëndore të sheshtë për shkak të hibridizimit sp 2 të orbitaleve atomike të atomit qendror. Gjendja bazë e këtyre përbërjeve në avuj dhe në disa tretës organikë është dimerët, për shembull, Al 2 Cl 6 . Halidet e aluminit janë acide të forta Lewis sepse kanë një orbitale atomike të zbrazët. Prandaj shpërbërja në ujë ndodh me çlirimin e një sasie të madhe nxehtësie. Një klasë interesante e komponimeve të aluminit (si dhe metalet e tjera trevalente) janë alum - sulfate të dyfishta 12 ujore M I M III (SO 4) 2, të cilat, kur treten si të gjitha kripërat e dyfishta, japin një përzierje të kationeve dhe anioneve përkatëse.

5. Lidhje komplekse. Le të shqyrtojmë komplekset hidrokso të aluminit. Këto janë kripëra në të cilat grimca komplekse është një anion. Të gjitha kripërat janë të tretshme. Ata shkatërrohen kur ndërveprojnë me acidet. Në këtë rast, acidet e forta shpërndajnë ortohidroksidin që rezulton, dhe oksidet acidike të dobëta ose përkatëse (H 2 S, CO 2, SO 2) e precipitojnë atë: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH ) 3 ↓ + KHCO 3

Kur kalcinohen, hidroksaluminatet shndërrohen në orto- ose meta-aluminate, duke humbur ujin.

Hekuri

Një element me numër atomik 26, me masë atomike relative 55.847. I përket familjes 3d të elementeve, ka një konfigurim elektronik: 3d 6 4s 2 dhe është në periudhën IV, grupi VIII, nëngrup dytësor në tabelën periodike. Në përbërjet, hekuri shfaq kryesisht gjendje oksidimi +2 dhe +3. Joni Fe 3+ ka një guaskë d-elektroni gjysmë të mbushur, 3d 5, e cila i jep atij stabilitet shtesë. Është shumë më e vështirë të arrihen gjendjet e oksidimit +4, +6, +8.

Sipas vetive të tij fizike, hekuri është një metal i bardhë argjendi, me shkëlqim, relativisht i butë, i lakueshëm, lehtësisht i magnetizuar dhe i demagnetizuar. Pika e shkrirjes 1539 o C. Ka disa modifikime alotropike, të ndryshme në llojin e rrjetës kristalore.

Vetitë e një lënde të thjeshtë.

1. Kur digjet në ajër, formon një oksid të përzier Fe 3 O 4, dhe kur ndërvepron me oksigjen të pastër - Fe 2 O 3. Hekuri pluhur është pirofor - ndizet spontanisht në ajër.

2. Fluori, klori dhe bromi reagojnë lehtësisht me hekurin, duke e oksiduar atë në Fe 3+. FeJ 2 formohet me jod, pasi kationi trevalent i hekurit oksidon anionin jodid, dhe për këtë arsye komponimi FeJ 3 nuk ekziston.

3. Për një arsye të ngjashme, përbërja Fe 2 S 3 nuk ekziston, dhe ndërveprimi i hekurit dhe squfurit në pikën e shkrirjes së squfurit çon në përbërjen FeS. Me një tepricë të squfurit, merret piriti - disulfidi i hekurit (II) - FeS 2. Formohen edhe komponime jo stoikiometrike.

4. Hekuri reagon me jometale të tjera nën ngrohje të fortë, duke formuar tretësira të ngurta ose komponime të ngjashme me metalin. Ju mund të jepni një reaksion që ndodh në 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Ky përbërës i hekurit dhe karbonit quhet çimentit.

5. Hekuri formon lidhje me shumë metale.

6. Në ajër në temperaturën e dhomës, hekuri është i mbuluar me një film oksid, kështu që nuk ndërvepron me ujin. Ndërveprimi me avullin e mbinxehur jep produktet e mëposhtme: 3Fe + 4H 2 O (avulli) = Fe 3 O 4 + 4H 2. Në prani të oksigjenit, hekuri ndërvepron edhe me lagështinë e ajrit: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Ekuacioni i mësipërm pasqyron procesin e ndryshkjes, të cilit i nënshtrohen deri në 10% të produkteve metalike në vit.

7. Meqenëse hekuri është në serinë e tensionit para hidrogjenit, ai reagon lehtësisht me acidet jooksiduese, por oksidohet vetëm në Fe 2+.

8. Acidet nitrik dhe sulfurik të përqendruar pasiivojnë hekurin, por reaksioni ndodh kur nxehet. Acidi nitrik i holluar gjithashtu reagon në temperaturën e dhomës. Me të gjitha acidet oksiduese, hekuri prodhon kripëra hekuri (III) (sipas disa raporteve, formimi i nitratit të hekurit (II) është i mundur me acid nitrik të holluar), dhe redukton HNO 3 (holluar) në NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + në varësi të kushteve, dhe HNO 3 (konc.) - në NO 2 për shkak të ngrohjes që është e nevojshme që reaksioni të ndodhë.

9. Hekuri është i aftë të reagojë me alkalet e përqendruara (50%) kur nxehet: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Duke reaguar me tretësirat e kripërave të metaleve më pak aktive, hekuri i largon këto metale nga përbërja e kripës, duke u kthyer në një kation dyvalent: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Vetitë e përbërjeve të hekurit.

Fe 2+ Raporti i ngarkesës ndaj rrezes së këtij kationi është i afërt me atë të Mg 2+, kështu që sjellja kimike e oksidit, hidroksidit dhe kripërave të hekurit është e ngjashme me sjelljen e përbërjeve përkatëse të magnezit. Në një tretësirë ​​ujore, kationi dyvalent i hekurit formon një kompleks ujor 2+ me ngjyrë të gjelbër të zbehtë. Ky kation oksidohet lehtësisht edhe drejtpërdrejt në tretësirë ​​nga oksigjeni atmosferik. Tretësira FeCl 2 përmban grimca komplekse 0. Përqendrimi i ngarkesës së një kationi të tillë është i ulët, kështu që hidroliza e kripërave është e moderuar.

1. FeO - oksidi kryesor, me ngjyrë të zezë, nuk tretet në ujë. Shkrihet lehtësisht në acide. Kur nxehet mbi 500 0 C, është në disproporcion: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Mund të merret nga kalcinimi i kujdesshëm i hidroksidit, karbonatit dhe oksalatit përkatës, ndërsa zbërthimi termik i kripërave të tjera Fe 2+ çon në formimin e oksidit të ferrikut: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, por 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Vetë oksidi i hekurit (II) mund të veprojë si një agjent oksidues, për shembull, kur nxehet, reaksioni ndodh: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 + 3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – hidroksid hekuri (II) – bazë e patretshme. Reagon me acide. Me acidet oksiduese, një ndërveprim acid-bazë dhe oksidimi me hekurin ferrik ndodhin njëkohësisht: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (konc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Mund të merret nga reaksionet e shkëmbimit nga kripa e tretshme. Ky është një përbërës i bardhë që fillimisht bëhet i gjelbër në ajër për shkak të ndërveprimit me lagështinë e ajrit, dhe më pas merr ngjyrë kafe për shkak të oksidimit nga oksigjeni i ajrit: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe (OH) 3.

3. Kripërat. Siç është përmendur tashmë, shumica e kripërave të Fe(II) oksidohen ngadalë në ajër ose në tretësirë. Më rezistentja ndaj oksidimit është kripa e Mohr-it - hekuri i dyfishtë (II) dhe sulfati i amonit: (NH 4) 2 Fe (SO 4) 2. 6H 2 O. Kationi Fe 2+ oksidohet lehtësisht në Fe 3+, prandaj shumica e agjentëve oksidues, në veçanti acidet oksiduese, oksidojnë kripërat e hekurit me ngjyra. Kur shkrihet sulfuri dhe disulfidi i hekurit, fitohet oksidi i hekurit (III) dhe oksidi i squfurit (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Sulfidi i hekurit (II) tretet edhe në acide të forta: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Karbonati i hekurit (II) është i patretshëm, ndërsa bikarbonati është i tretshëm në ujë.

Fe 3+ Raporti i ngarkesës ndaj rrezes ky kation i përgjigjet kationit të aluminit , prandaj, vetitë e përbërjeve të kationit të hekurit (III) janë të ngjashme me përbërjet përkatëse të aluminit.

Fe 2 O 3 është hematit, një oksid amfoterik në të cilin mbizotërojnë vetitë themelore. Amfoteriteti manifestohet në mundësinë e shkrirjes me alkalet e ngurta dhe karbonatet e metaleve alkali: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - e verdhë ose e kuqe, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferratet (II) dekompozohen me ujë, duke çliruar Fe 2 O 3. nH2O.

Fe3O4- magnetit, një substancë e zezë që mund të konsiderohet ose si një oksid i përzier - FeO. Fe 2 O 3, ose si oksometaferrat i hekurit (II) (III): Fe (FeO 2) 2. Kur ndërvepron me acidet, jep një përzierje kripërash: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 ose FeO(OH) është një precipitat xhelatinoz i kuq-kafe, hidroksid amfoterik. Përveç ndërveprimeve me acidet, ai reagon me një tretësirë ​​alkali të përqendruar të nxehtë dhe shkrihet me alkale të ngurta dhe karbonate: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Kripë. Shumica e kripërave të hekurit janë të tretshme. Ashtu si kripërat e aluminit, ato i nënshtrohen hidrolizës së fortë në kation, e cila në prani të anioneve të acideve të dobëta dhe të paqëndrueshme ose të patretshme mund të bëhet e pakthyeshme: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6 NaCl. Duke zier një tretësirë ​​të klorurit të hekurit (III), hidroliza mund të bëhet gjithashtu e pakthyeshme, sepse tretshmëria e klorurit të hidrogjenit, si çdo gaz, zvogëlohet kur nxehet dhe del nga sfera e reaksionit: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (kur nxehet).

Kapaciteti oksidues i këtij kationi është shumë i lartë, sidomos në lidhje me shndërrimin në kation Fe 2+: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Rezulton në:

a) tretësirat e kripërave të hekurit oksidojnë të gjitha metalet deri në bakër: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) reaksionet e shkëmbimit me kripërat që përmbajnë anione lehtësisht të oksiduar zhvillohen njëkohësisht me oksidimin e tyre: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl.

Ashtu si kationet e tjera trevalente, hekuri (III) është i aftë të formojë sulfate të dyfishta me alkali ose katione të amonit, për shembull: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

Lidhje komplekse. Të dy kationet e hekurit priren të formojnë komplekse anionike, veçanërisht hekuri (III). FeCl 3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + -. Reaksioni i fundit pasqyron veprimin e klorurit të hekurit (III) si një katalizator për klorinimin elektrofilik. Komplekset cianide janë me interes: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – hekscianoferrat i kaliumit (II), kripë e verdhë e gjakut. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – heksacyanoferrate kaliumi (III), kripë e kuqe e gjakut. Kompleksi i hekurit me ngjyra jep një precipitat blu ose tretësirë ​​me kripën e hekurit, në varësi të raportit të reagentëve. I njëjti reagim ndodh midis kripës së kuqe të gjakut dhe çdo kripe hekuri. Në rastin e parë, sedimenti quhej blu prusiane, në të dytën - blu Turnbull. Më vonë doli se të paktën tretësirat kanë të njëjtën përbërje: K – hekzacianoferrate kaliumi (II,III). Reaksionet e përshkruara janë cilësore për praninë e kationeve përkatëse të hekurit në tretësirë. Një reagim cilësor ndaj pranisë së kationit ferrik është shfaqja e një ngjyre të kuqe gjaku kur ndërvepron me tiocianatin e kaliumit (rodanid): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Gjendja e oksidimit +6 për hekurin është e paqëndrueshme. Është e mundur të merret vetëm anioni FeO 4 2-, i cili ekziston vetëm në pH>7-9, por është një agjent i fortë oksidues.

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

Fe (tallash) + 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 (ngrohje) = 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

Marrja e hekurit në industri:

A) procesi i domenit: 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

KROM – element me numër atomik 24, me masë atomike relative 51.996. I përket familjes 3d të elementeve, ka një konfigurim elektronik 3d 5 4s 1 dhe është në periudhën IV, grupi VI, një nëngrup dytësor në tabelën periodike. Gjendjet e mundshme të oksidimit: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Nga këto, më të qëndrueshmet janë +2, +3, +6, dhe +3 ka energjinë minimale.

Sipas vetive fizike, kromi është një metal i bardhë në gri, me shkëlqim, i fortë, me një pikë shkrirjeje 1890 o C. Forca e rrjetës së tij kristalore është për shkak të pranisë së pesë elektroneve d të paçiftuara, të afta për lidhje të pjesshme kovalente.

Vetitë kimike të një lënde të thjeshtë.

Në temperatura të ulëta, kromi është inert për shkak të pranisë së një filmi oksidi dhe nuk ndërvepron me ujin dhe ajrin.

1. Ndërvepron me oksigjenin në temperatura mbi 600 o C. Në këtë rast formohet oksidi i kromit (III) – Cr 2 O 3.

2. Ndërveprimi me halogjenet ndodh në mënyra të ndryshme: Cr + 2F 2 = CrF 4 (në temperaturën e dhomës), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (me ngrohje të konsiderueshme ). Duhet thënë se jodidi i kromit (III) mund të ekzistojë dhe përftohet nga një reaksion shkëmbimi në formën e hidratit kristalor CrJ 3. 9H 2 O, por qëndrueshmëria e tij termike është e ulët dhe kur nxehet dekompozohet në CrJ 2 dhe J 2.

3. Në temperatura mbi 120 o C, kromi reagon me squfurin e shkrirë, duke dhënë sulfurin e kromit (II) - CrS (i zi).

4. Në temperaturat mbi 1000 o C, kromi reagon me azotin dhe karbonin, duke dhënë komponime jo-stekiometrike, kimikisht inerte. Midis tyre, mund të vërehet karabit me një përbërje të përafërt të CrC, i cili është afër diamantit në fortësi.

5. Kromi nuk reagon me hidrogjenin.

6. Reaksioni me avujt e ujit është si më poshtë: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reaksioni me acidet jooksiduese ndodh mjaft lehtë, duke rezultuar në formimin e një kompleksi ujor 2+ me ngjyrë bojëqielli, i cili është i qëndrueshëm vetëm në mungesë të ajrit ose në një atmosferë hidrogjeni. Në prani të oksigjenit, reaksioni vazhdon ndryshe: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Acidet e holluara të ngopura me oksigjen edhe pasivojnë kromin për shkak të formimit të një filmi të fortë oksid në sipërfaqe.

8. Acidet oksiduese: acid nitrik i çdo përqendrimi, acidi sulfurik i koncentruar dhe acidi perklorik pasivizojnë kromin në mënyrë që pas trajtimit të sipërfaqes me këto acide, të mos reagojë më me acide të tjera. Pasivizimi hiqet kur nxehet. Kjo prodhon kripëra kromi (III) dhe diokside të squfurit ose azotit (klorur nga acidi perklorik). Pasivizimi për shkak të formimit të një filmi kripe ndodh kur kromi reagon me acidin fosforik.

9. Kromi nuk reagon drejtpërdrejt me alkalin, por reagon me shkrirjet alkaline me shtimin e agjentëve oksidues: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Kromi është i aftë të reagojë me tretësirat e kripës, duke zhvendosur metalet më pak aktive (ato në të djathtë të tij në serinë e tensionit) nga përbërja e kripës. Vetë kromi shndërrohet në kationin Cr 2+.

Alumini u prodhua për herë të parë vetëm në fillim të shekullit të 19-të. Kjo u bë nga fizikani Hans Oersted. Ai kreu eksperimentin e tij me amalgamë kaliumi, klorur alumini dhe.

Nga rruga, emri i këtij materiali argjendi vjen nga fjala latine "alum", sepse është prej tyre që ky element është minuar.

Alum

Alum është një mineral natyral me bazë metali që kombinon kripërat e acidit sulfurik në përbërjen e tij.

Më parë, ai konsiderohej një metal i çmuar dhe vlente një rend i madhësisë më i shtrenjtë se ari. Kjo shpjegohej me faktin se metali ishte mjaft i vështirë për t'u ndarë nga papastërtitë. Pra, vetëm njerëzit e pasur dhe me ndikim mund të përballonin bizhuteri alumini.

Dekoratë japoneze alumini

Por në 1886, Charles Hall doli me një metodë për nxjerrjen e aluminit në një shkallë industriale, e cila uli në mënyrë dramatike koston e këtij metali dhe bëri të mundur përdorimin e tij në prodhimin metalurgjik. Metoda industriale përfshinte elektrolizën e kriolitit të shkrirë në të cilin shpërndahej oksidi i aluminit.

Alumini është një metal shumë i njohur, sepse shumë gjëra që njerëzit përdorin në jetën e përditshme janë bërë prej tij.

Aplikimi i aluminit

Për shkak të lakueshmërisë dhe lehtësisë së tij, si dhe rezistencës ndaj korrozionit, alumini është një metal i vlefshëm në industrinë moderne. Jo vetëm enë gatimi janë bërë nga alumini - ato përdoren gjerësisht në ndërtimin e automobilave dhe avionëve.

Alumini është gjithashtu një nga materialet më të lira dhe ekonomike, pasi mund të përdoret pafundësisht duke shkrirë sendet e padëshiruara të aluminit, si kanaçet.

Kanaçe alumini

Metali i aluminit është i sigurt, por komponimet e tij mund të jenë toksike për njerëzit dhe kafshët (veçanërisht kloruri, acetati dhe sulfati i aluminit).

Vetitë fizike të aluminit

Alumini është një metal mjaft i lehtë, me ngjyrë argjendi që mund të formojë lidhje me shumicën e metaleve, veçanërisht me bakër dhe silikon. Është gjithashtu shumë plastik, mund të shndërrohet lehtësisht në një pjatë të hollë ose fletë metalike. Pika e shkrirjes së aluminit = 660 °C dhe pika e vlimit është 2470 °C.

Vetitë kimike të aluminit

Në temperaturën e dhomës, metali është i veshur me një film të qëndrueshëm të oksidit të aluminit Al2O3, i cili e mbron atë nga korrozioni.

Alumini praktikisht nuk reagon me agjentët oksidues për shkak të filmit oksid që e mbron atë. Megjithatë, ai mund të shkatërrohet lehtësisht në mënyrë që metali të shfaqë veti aktive restauruese. Filmi i oksidit të aluminit mund të shkatërrohet me një zgjidhje ose shkrirje të alkaleve, acideve ose me ndihmën e klorurit të merkurit.

Për shkak të vetive reduktuese, alumini ka gjetur aplikim në industri për prodhimin e metaleve të tjera. Ky proces quhet aluminotermi. Kjo veçori e aluminit është ndërveprimi i tij me oksidet e metaleve të tjera.

Reaksioni aluminotermik që përfshin oksid hekuri (III).

Për shembull, merrni parasysh reagimin me oksidin e kromit:

Cr2O3 + Al = Al2O3 + Cr.

Alumini reagon mirë me substanca të thjeshta. Për shembull, me halogjenet (përveç fluorit), alumini mund të formojë jodur alumini, klorur ose brom:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Me jometale të tjera si fluori, squfuri, azoti, karboni etj. alumini mund të reagojë vetëm kur nxehet.

Metali i argjendit gjithashtu reagon me kimikate komplekse. Për shembull, me alkalet formon aluminate, domethënë komponime komplekse që përdoren në mënyrë aktive në industrinë e letrës dhe tekstilit. Për më tepër, ai reagon si hidroksid alumini

Al(OH)3 + NaOH = Na),

dhe alumini metalik ose oksid alumini:

2Al + 2NaOH + 6Н2О = 2Na + ЗН2.

Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na

Alumini reagon mjaft qetë me acidet agresive (për shembull, acidet sulfurik dhe klorhidrik), pa ndezje.

Nëse zhytni një copë metali në acid klorhidrik, reagimi do të jetë i ngadaltë - filmi i oksidit do të shpërndahet në fillim - por më pas do të përshpejtohet. Alumini tretet në acid klorhidrik për të çliruar merkurin për dy minuta dhe më pas shpëlahet mirë. Rezultati është një amalgamë, një aliazh i merkurit dhe aluminit:

3HgCI2 + 2Al = 2AlCI3 + 3Hg

Për më tepër, nuk ngjitet në sipërfaqen e metalit. Tani, duke zhytur metalin e pastruar në ujë, mund të vëzhgoni një reagim të ngadaltë, i cili shoqërohet me lëshimin e hidrogjenit dhe formimin e hidroksidit të aluminit:

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

Alumini - shkatërrimi i metalit nën ndikimin e mjedisit.

Për reaksionin Al 3+ +3e → Al, potenciali standard i elektrodës së aluminit është -1,66 V.

Pika e shkrirjes së aluminit është 660 °C.

Dendësia e aluminit është 2,6989 g/cm 3 (në kushte normale).

Alumini, edhe pse një metal aktiv, ka veti mjaft të mira korrozioni. Kjo mund të shpjegohet me aftësinë për të pasivuar në shumë mjedise agresive.

Rezistenca ndaj korrozionit të aluminit varet nga shumë faktorë: pastërtia e metalit, mjedisi gërryes, përqendrimi i papastërtive agresive në mjedis, temperatura, etj. PH e tretësirave ka një ndikim të fortë. Oksidi i aluminit formohet në sipërfaqen e metalit vetëm në intervalin pH nga 3 në 9!

Rezistenca ndaj korrozionit të Al ndikohet shumë nga pastërtia e tij. Për prodhimin e njësive dhe pajisjeve kimike, përdoret vetëm metali me pastërti të lartë (pa papastërti), për shembull, alumini AB1 dhe AB2.

Korrozioni i aluminit nuk vërehet vetëm në ato mjedise ku në sipërfaqen e metalit formohet një film mbrojtës oksid.

Kur nxehet, alumini mund të reagojë me disa jometale:

2Al + N 2 → 2AlN – bashkëveprimi i aluminit dhe azotit me formimin e nitridit të aluminit;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – reagimi i aluminit me karbonin për të formuar karabit alumini;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – ndërveprimi i aluminit dhe squfurit me formimin e sulfurit të aluminit.

Korrozioni i aluminit në ajër (korrozioni atmosferik i aluminit)

Alumini, kur ndërvepron me ajrin, bëhet pasiv. Kur metali i pastër bie në kontakt me ajrin, një shtresë e hollë mbrojtëse e oksidit të aluminit shfaqet menjëherë në sipërfaqen e aluminit. Më tej, rritja e filmit ngadalësohet. Formula e oksidit të aluminit është Al 2 O 3 ose Al 2 O 3 H 2 O.

Reagimi i aluminit me oksigjenin:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

Trashësia e këtij filmi oksid varion nga 5 në 100 nm (në varësi të kushteve të funksionimit). Oksidi i aluminit ka ngjitje të mirë në sipërfaqe dhe plotëson gjendjen e vazhdimësisë së filmave oksid. Kur ruhet në një magazinë, trashësia e oksidit të aluminit në sipërfaqen e metalit është rreth 0,01 - 0,02 mikron. Kur ndërveproni me oksigjen të thatë - 0.02 - 0.04 mikron. Kur trajtohet nxehtësia e aluminit, trashësia e filmit të oksidit mund të arrijë 0,1 mikron.

Alumini është mjaft rezistent si në ajrin e pastër rural ashtu edhe në një atmosferë industriale (që përmban avull squfuri, sulfur hidrogjeni, gaz amoniak, klorur hidrogjeni të thatë, etj.). Sepse Komponimet e squfurit nuk kanë asnjë efekt në korrozionin e aluminit në mjediset me gaz - përdoret për prodhimin e impianteve të përpunimit të naftës së papërpunuar të thartë dhe pajisjeve të vullkanizimit të gomës.

Korrozioni i aluminit në ujë

Korrozioni i aluminit pothuajse nuk vërehet kur ndërveprohet me ujë të pastër, të freskët dhe të distiluar. Rritja e temperaturës në 180 °C nuk ka ndonjë efekt të veçantë. Avulli i ujit të nxehtë gjithashtu nuk ka asnjë efekt në korrozionin e aluminit. Nëse shtoni pak alkali në ujë, edhe në temperaturën e dhomës, shkalla e korrozionit të aluminit në një mjedis të tillë do të rritet paksa.

Ndërveprimi i aluminit të pastër (jo i mbuluar me një film oksid) me ujë mund të përshkruhet duke përdorur ekuacionin e reagimit:

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

Kur ndërvepron me ujin e detit, alumini i pastër fillon të gërryhet, sepse... i ndjeshëm ndaj kripërave të tretura. Për të përdorur aluminin në ujin e detit, një sasi e vogël magnezi dhe silikoni i shtohet përbërjes së tij. Rezistenca ndaj korrozionit të aluminit dhe lidhjeve të tij kur ekspozohen ndaj ujit të detit zvogëlohet ndjeshëm nëse metali përmban bakër.

Korrozioni i aluminit në acide

Me rritjen e pastërtisë së aluminit, rritet rezistenca e tij ndaj acideve.

Korrozioni i aluminit në acidin sulfurik

Acidi sulfurik (ka veti oksiduese) në përqendrime mesatare është shumë i rrezikshëm për aluminin dhe lidhjet e tij. Reagimi me acid sulfurik të holluar përshkruhet nga ekuacioni:

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

Acidi sulfurik i ftohtë i koncentruar nuk ka asnjë efekt. Dhe kur nxehet, alumini gërryhet:

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

Në këtë rast, formohet një kripë e tretshme - sulfat alumini.

Al është i qëndrueshëm në oleum (acid sulfurik i tymosur) në temperatura deri në 200 °C. Për shkak të kësaj, përdoret për prodhimin e acidit klorosulfonik (HSO 3 Cl) dhe oleumit.

Korrozioni i aluminit në acid klorhidrik

Alumini ose lidhjet e tij treten shpejt në acid klorhidrik (sidomos kur temperatura rritet). Ekuacioni i korrozionit:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2.

Tretësirat e acideve hidrobromike (HBr) dhe hidrofluorike (HF) veprojnë në mënyrë të ngjashme.

Korrozioni i aluminit në acid nitrik

Një zgjidhje e përqendruar e acidit nitrik ka veti të larta oksiduese. Alumini në acid nitrik në temperatura normale është jashtëzakonisht rezistent (rezistenca është më e lartë se ajo e çelikut inox 12Х18Н9). Madje përdoret për të prodhuar acid nitrik të përqendruar me sintezë të drejtpërdrejtë.

Kur nxehet, korrozioni i aluminit në acidin nitrik vazhdon sipas reagimit:

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

Korrozioni i aluminit në acid acetik

Alumini është mjaft rezistent ndaj acidit acetik të çdo përqendrimi, por vetëm nëse temperatura nuk i kalon 65 °C. Përdoret për të prodhuar formaldehid dhe acid acetik. Në temperatura më të larta, alumini tretet (me përjashtim të përqendrimeve të acidit 98 - 99,8%).

Alumini është i qëndrueshëm në tretësirat bromike dhe të dobëta të acideve kromike (deri në 10%), fosforike (deri në 1%) në temperaturën e dhomës.

Acidet limoni, butirik, malik, tartarik, propionik, vera dhe lëngjet e frutave kanë një efekt të dobët mbi aluminin dhe lidhjet e tij.

Acidet oksalike, formike dhe organoklorike shkatërrojnë metalin.

Rezistenca ndaj korrozionit të aluminit ndikohet shumë nga avulli dhe merkuri i lëngshëm. Pas një kontakti të shkurtër, metali dhe lidhjet e tij gërryen intensivisht, duke formuar amalgame.

Korrozioni i aluminit në alkalet

Alkalet shpërndajnë lehtësisht filmin mbrojtës të oksidit në sipërfaqen e aluminit, ai fillon të reagojë me ujin, si rezultat i të cilit metali shpërndahet me lëshimin e hidrogjenit (korrozioni i aluminit me depolarizimin e hidrogjenit).

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2;

2(NaOHH 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2.

Formohen aluminat.

Gjithashtu, filmi oksid shkatërrohet nga jonet e merkurit, bakrit dhe klorit.

Një nga elementët më të zakonshëm në planet është alumini. Vetitë fizike dhe kimike të aluminit përdoren në industri. Do të gjeni gjithçka që duhet të dini për këtë metal në artikullin tonë.

Struktura atomike

Alumini është elementi i 13-të i tabelës periodike. Është në periudhën e tretë, grupi III, nëngrupi kryesor.

Vetitë dhe përdorimet e aluminit lidhen me strukturën e tij elektronike. Atomi i aluminit ka një bërthamë të ngarkuar pozitivisht (+13) dhe 13 elektrone të ngarkuar negativisht, të vendosura në tre nivele energjie. Konfigurimi elektronik i atomit është 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1.

Niveli i jashtëm i energjisë përmban tre elektrone, të cilat përcaktojnë valencën konstante të III. Në reaksionet me substancat, alumini kalon në një gjendje të ngacmuar dhe është në gjendje të heqë dorë nga të tre elektronet, duke formuar lidhje kovalente. Ashtu si metalet e tjera aktive, alumini është një agjent i fuqishëm reduktues.

Oriz. 1. Struktura e atomit të aluminit.

Alumini është një metal amfoterik që formon okside dhe hidrokside amfoterike. Në varësi të kushteve, komponimet shfaqin veti acidike ose bazike.

Përshkrim fizik

Alumini ka:

• lehtësia (dendësia 2,7 g/cm 3);
• ngjyrë argjendi-gri;
• përçueshmëri e lartë elektrike;
• lakueshmëria;
• plasticitet;
• pika e shkrirjes - 658°C;
• pika e vlimit - 2518,8°C.

Kontejnerët e kallajit, petë, tela dhe lidhjet janë bërë nga metali. Alumini përdoret në prodhimin e mikroqarqeve, pasqyrave dhe materialeve të përbëra.

Oriz. 2. Enë prej kallaji.

Alumini është paramagnetik. Metali tërhiqet nga një magnet vetëm në prani të një fushe magnetike.

Vetitë kimike

Në ajër, alumini oksidohet shpejt, duke u mbuluar me një film oksid. Ai mbron metalin nga korrozioni dhe gjithashtu parandalon ndërveprimin me acidet e përqendruara (nitrik, sulfurik). Prandaj, acidet ruhen dhe transportohen në enë alumini.

Në kushte normale, reagimet me aluminin janë të mundshme vetëm pas heqjes së filmit të oksidit. Shumica e reaksioneve ndodhin në temperatura të larta.

Karakteristikat kryesore kimike të elementit janë përshkruar në tabelë.

Reagimi	Përshkrim	Ekuacioni
Me oksigjen	Digjet në temperatura të larta duke çliruar nxehtësi	4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
Me jo metal	Reagon me squfur në temperatura mbi 200°C, me fosfor - në 500°C, me azot - në 800°C, me karbon - në 2000°C	2Al + 3S → Al 2 S 3; Al + P → AlP; 2Al + N 2 → 2AlN; 4Al + 3C → Al 4 C 3
Me halogjene	Reagon në kushte normale, me jod - kur nxehet në prani të një katalizatori (uji)	2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3 ; 2Al + 3I 2 → 2AlI 3; 2Al + 3Br 2 → 2AlBr 3
Me acide	Reagon me acide të holluara në kushte normale, me acide të koncentruara kur nxehet	2Al + 3H 2 SO 4 (i holluar) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2; Al + 6HNO 3 (konc.) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
Me alkalet	Reagon me tretësirat ujore të alkaleve dhe pas shkrirjes	2Al + 2NaOH + 10H 2 O → 2Na + 3H2; 2Al + 6KOH → 2KAlO 2 + 2K 2 O + 3H 2
Me okside	Zhvendos metalet më pak aktive	2Al + Fe 2 O 3 → 2 Fe + Al 2 O 3

Alumini nuk reagon drejtpërdrejt me hidrogjenin. Reagimi me ujë është i mundur pas heqjes së filmit oksid.

Oriz. 3. Reagimi i aluminit me ujin.

Çfarë kemi mësuar?

Alumini është një metal aktiv amfoterik me valencë konstante. Ka densitet të ulët, përçueshmëri të lartë elektrike dhe plasticitet. Tërhiqet nga një magnet vetëm në prani të një fushe magnetike. Alumini reagon me oksigjenin, duke formuar një shtresë mbrojtëse që parandalon reaksionet me ujin, acidet nitrik të koncentruar dhe sulfurik. Kur nxehet, ai ndërvepron me jometale dhe acide të përqendruara, dhe në kushte normale - me halogjene dhe acide të holluara. Në okside ai zhvendos metalet më pak aktive. Nuk reagon me hidrogjen.

Test mbi temën

Vlerësimi i raportit

Vleresim mesatar: 4.3. Gjithsej vlerësimet e marra: 73.

PËRKUFIZIM

Alumini– element kimik i periudhës së 3-të të grupit IIIA. Numri serial – 13. Metal. Alumini i përket elementeve të familjes p. Simboli – Al.

Masa atomike - 27 amu. Konfigurimi elektronik i nivelit të jashtëm të energjisë është 3s 2 3p 1. Në përbërjet e tij, alumini shfaq një gjendje oksidimi "+3".

Vetitë kimike të aluminit

Alumini shfaq veti reduktuese në reaksione. Meqenëse një film oksidi formohet në sipërfaqen e tij kur ekspozohet ndaj ajrit, ai është rezistent ndaj ndërveprimit me substanca të tjera. Për shembull, alumini pasivohet në ujë, acid nitrik të përqendruar dhe një zgjidhje e dikromatit të kaliumit. Sidoqoftë, pas heqjes së filmit të oksidit nga sipërfaqja e tij, ai është në gjendje të ndërveprojë me substanca të thjeshta. Shumica e reaksioneve ndodhin kur nxehen:

2Al pluhur +3/2O 2 = Al 2 O 3;

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (t);

2Al pluhur + 3Hal 2 = 2AlHal 3 (t = 25C);

2Al + N 2 = 2AlN (t);

2Al +3S = Al 2 S 3 (t);

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

4Al + P 4 = 4AlP (t, në një atmosferë prej H 2).

Gjithashtu, pas heqjes së filmit të oksidit nga sipërfaqja e tij, alumini është në gjendje të ndërveprojë me ujin për të formuar hidroksid:

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

Alumini shfaq veti amfoterike, kështu që është në gjendje të shpërndahet në tretësira të holluara të acideve dhe alkaleve:

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

2Al + 6HCl holluar = 2AlCl 3 + 3 H2;

8Al + 30HNO 3 (i holluar) = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O;

2Al +2NaOH +3H2O = 2Na + 3H2;

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

Aluminotermia është një metodë e prodhimit të metaleve nga oksidet e tyre, bazuar në reduktimin e këtyre metaleve me alumin:

8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe;

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

Vetitë fizike të aluminit

Alumini është një ngjyrë argjendi-bardhë. Karakteristikat kryesore fizike të aluminit janë lehtësia, përçueshmëria e lartë termike dhe elektrike. Në gjendje të lirë, kur ekspozohet ndaj ajrit, alumini mbulohet me një shtresë të qëndrueshme të oksidit Al 2 O 3, gjë që e bën atë rezistent ndaj veprimit të acideve të përqendruara. Pika e shkrirjes – 660.37C, pika e vlimit – 2500C.

Prodhimi dhe përdorimi i aluminit

Alumini prodhohet nga elektroliza e oksidit të shkrirë të këtij elementi:

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

Sidoqoftë, për shkak të rendimentit të ulët të produktit, përdoret më shpesh metoda e prodhimit të aluminit me elektrolizë të një përzierjeje të Na 3 dhe Al 2 O 3. Reaksioni ndodh kur nxehet në 960C dhe në prani të katalizatorëve - fluorideve (AlF 3, CaF 2, etj.), ndërsa lirimi i aluminit ndodh në katodë, dhe oksigjeni lirohet në anodë.

Alumini ka gjetur aplikim të gjerë në industri; lidhjet me bazë alumini janë materialet kryesore strukturore në aeroplanët dhe ndërtimin e anijeve.

Shembuj të zgjidhjes së problemeve

SHEMBULL 1

Ushtrimi	Kur alumini reagon me acidin sulfurik, u formua sulfat alumini me peshë 3,42 g.Përcaktoni masën dhe sasinë e substancës së aluminit që ka reaguar.
Zgjidhje	Le të shkruajmë ekuacionin e reaksionit: 2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2. Masat molare të aluminit dhe sulfatit të aluminit, të llogaritura duke përdorur tabelën e elementeve kimike nga D.I. Mendeleev – përkatësisht 27 dhe 342 g/mol. Pastaj, sasia e substancës së sulfatit të aluminit të formuar do të jetë e barabartë me: n(Al 2 (SO 4) 3) = m (Al 2 (SO 4) 3) / M (Al 2 (SO 4) 3); n(Al 2 (SO 4) 3) = 3,42 / 342 = 0,01 mol. Sipas ekuacionit të reaksionit n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, pra n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 mol. Atëherë, masa e aluminit do të jetë e barabartë me: m(Al) = n(Al)×M(Al); m(Al) = 0,02×27 = 0,54 g.
Përgjigju	Sasia e substancës së aluminit është 0,02 mol; masë alumini – 0,54 g.