Алюминия растворимость. Коррозия алюминия Растворимость алюминия

Алюминия – разрушение металла под влиянием окружающей среды.

Для реакции Al 3+ +3e → Al стандартный электродный потенциал алюминия составляет -1,66 В.

Температура плавления алюминия — 660 °C.

Плотность алюминия — 2,6989 г/см 3 (при нормальных условиях).

Алюминий, хоть и является активным металлом, отличается достаточно хорошими коррозионными свойствами. Это можно объяснить способностью пассивироваться во многих агрессивных средах.

Коррозионная стойкость алюминия зависит от многих факторов: чистоты металла, коррозионной среды, концентрации агрессивных примесей в среде, температуры и т.д. Сильное влияние оказывает рН растворов. Оксид алюминия на поверхности металла образуется только в интервале рН от 3 до 9!

Очень сильно влияет на коррозионную стойкость Al его чистота. Для изготовления химических агрегатов, оборудования используют только металл высокой чистоты (без примесей), например алюминий марки АВ1 и АВ2.

Коррозия алюминия не наблюдается только в тех средах, где на поверхности металла образуется защитная оксидная пленка.

При нагревании алюминий может реагировать с некоторыми неметаллами:

2Al + N 2 → 2AlN – взаимодействие алюминия и азота с образованием нитрида алюминия;

4Al + 3С → Al 4 С 3 – реакция взаимодействия алюминия с углеродом с образованием карбида алюминия;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – взаимодействие алюминия и серы с образованием сульфида алюминия.

Коррозия алюминия на воздухе (атмосферная коррозия алюминия)

Алюминий при взаимодействии с воздухом переходит в пассивное состояние. При соприкосновении чистого металла с воздухом на поверхности алюминия мгновенно появляется тонкая защитная пленка оксида алюминия. Далее рост пленки замедляется. Формула оксида алюминия – Al 2 O 3 либо Al 2 O 3 H 2 O.

Реакция взаимодействия алюминия с кислородом:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3 .

Толщина этой оксидной пленки составляет от 5 до 100 нм (в зависимости от условий эксплуатации). Оксид алюминия обладает хорошим сцеплением с поверхностью, удовлетворяет условию сплошности оксидных пленок. При хранении на складе, толщина оксида алюминия на поверхности металла составляет около 0,01 – 0,02 мкм. При взаимодействии с сухим кислородом – 0,02 – 0,04 мкм. При термической обработке алюминия толщина оксидной пленки может достигать 0,1 мкм.

Алюминий достаточно стоек как на чистом сельском воздухе, так и находясь в промышленной атмосфере (содержащей пары серы, сероводород, газообразный аммиак, сухой хлороводород и т.п.). Т.к. на коррозию алюминия в газовых средах не оказывают никакого влияния сернистые соединения – его применяют для изготовления установок переработки сернистой нефти, аппаратов вулканизации каучука.

Коррозия алюминия в воде

Коррозия алюминия почти не наблюдается при взаимодействии с чистой пресной, дистиллированной водой. Повышение температуры до 180 °С особого воздействия не оказывает. Горячий водяной пар на коррозию алюминия влияния также не оказывает. Если в воду, даже при комнатной температуре, добавить немного щелочи – скорость коррозии алюминия в такой среде немного увеличится.

Взаимодействие чистого алюминия (не покрытого оксидной пленкой) с водой можно описать при помощи уравнения реакции:

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

При взаимодействии с морской водой чистый алюминий начинает корродировать, т.к. чувствителен к растворенным солям. Для эксплуатации алюминия в морской воде в его состав вводят небольшое количество магния и кремния. Коррозионная стойкость алюминия и его сплавов, при воздействии морской воды, значительно снижается, если в состав метала будет входить медь.

Коррозия алюминия в кислотах

С повышением чистоты алюминия его стойкость в кислотах увеличивается.

Коррозия алюминия в серной кислоте

Для алюминия и его сплавов очень опасна серная кислота (обладает окислительными свойствами) средних концентраций. Реакция с разбавленной серной кислотой описывается уравнением:

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

Концентрированная холодная серная кислота не оказывает никакого влияния. А при нагревании алюминий корродирует:

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

При этом образуется растворимая соль – сульфат алюминия.

Al стоек в олеуме (дымящая серная кислота) при температурах до 200 °С. Благодаря этому его используют для производства хлорсульфоновой кислоты (HSO 3 Cl) и олеума.

Коррозия алюминия в соляной кислоте

В соляной кислоте алюминий или его сплавы быстро растворяются (особенно при повышении температуры). Уравнение коррозии:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2 .

Аналогично действуют растворы бромистоводородной (HBr), плавиковой (HF) кислот.

Коррозия алюминия в азотной кислоте

Концентрированный раствор азотной кислоты отличается высокими окислительными свойствами. Алюминий в азотной кислоте при нормальной температуре исключительно стоек (стойкость выше, чем у нержавеющей стали 12Х18Н9). Его даже используют для производства концентрированной азотной кислоты методом прямого синтеза

При нагревании коррозия алюминия в азотной кислоте проходит по реакции:

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

Коррозия алюминия в уксусной кислоте

Алюминий обладает достаточно высокой стойкостью к воздействию уксусной кислоты любых концентраций, но только если температура не превышает 65 °С. Его используют для производства формальдегида и уксусной к-ты. При более высоких температурах алюминий растворяется (исключение составляют концентрации кислоты 98 – 99,8%).

В бромовой, слабых растворах хромовой (до10%), фосфорной (до 1%) кислотах при комнатной температуре алюминий устойчив.

Слабое влияние на алюминий и его сплавы оказывают лимонная, масляная, яблочная, винная, пропионовая кислоты, вино, фруктовые соки.

Щавелевая, муравьиная, хлорорганические кислоты разрушают металл.

На коррозионную стойкость алюминия очень сильно влияет парообразная и капельножидкая ртуть. После недолгого контакта металл и его сплавы интенсивно корродируют, образуя амальгамы.

Коррозия алюминия в щелочах

Щелочи легко растворяют защитную оксидную пленку на поверхности алюминия, он начинает реагировать с водой, в результате чего металл растворяется с выделением водорода (коррозия алюминия с водородной деполяризацией).

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 ;

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

Образуются алюминаты.

Также оксидную пленку разрушают соли ртути, меди и ионы хлора.

При определении концентрации примесей в питьевой и природной воде уделяют внимание объему нитратов, сульфатов, нитритов, хлоридов, забывая об алюминии — наиболее распространенном в природе металле. При обычных условиях алюминий в воде растворяется с образованием различных соединений, которые активно реагирует с другими примесями. В результате чего субстанция насыщается гидрохлоридом алюминия, солями и другими соединениями. А это приводит к изменению качества воды — ухудшению химического состава, органолептических свойств, микробиологических, бактериальных показателей.
Официальная ПДК алюминия в воде для питья и природных водоемов рассчитана ВОЗ и природоохранными организациями. Но этот параметр не учитывает многочисленные пути поступления в естественные источники и организм человека металла. Поэтому точное определение алюминия в воде имеет важное значение.

Алюминий в природных водоемах

Естественное насыщение воды металлом происходит за счет попадания в нее алюмосиликатов и некоторых сортов глины. После их растворения начинается взаимодействие алюминия с водой, напрямую зависящее от ее pH. Растворение при естественных условиях происходит медленно, но всегда с выделением гидроксида, боксита, гидрохлорида и других соединений. Содержатся вещества и сам алюминий и в морской воде, и в речной. Но это при нормальных условиях.

В природные воды металл попадает со:

• стоками технических и бытовых вод;
• стоками химических производств (любое производство увеличивают концентрацию алюминия в сточной воде в 2-5 раз);
• строительными сливами и выбросами.

С каждым годом таких выбросов в окружающую среду становится все больше, а контроль за степенью их загрязнения все ниже. В грязных стоках с большим содержанием примесей и взвесей растворимость в воде алюминий проходит быстрее. В водоемы он попадает в виде взвешенных форм, ионов и коллоидов. Именно ионы и оксиды обладают повышенной токсичностью. Они оказывают губительное влияние на большинство живых организмов, обитающих в природных источниках. Согласно нормам, концентрация алюминия в природных водах не должна превышать 0.5 мг/дм3.

Алюминий в питьевой воде

Самый распространенный на планете металл обязательно будет содержаться и в питьевой воде. Согласно нормативам и требованиям ГОСТ алюминий в воде должен содержать в объеме:

• не более 0.5 мг/л в водопроводной субстанции;
• в пределах 0.2-0.3 мг/л в бутилированной воде;
• в пределах 0.1-0.2 мг/л в фильтрованной воде.

Ежедневно в организм человека должно поступать металла не более 90 мг. Но после того, как завершилась реакция алюминия с водой, в ней появляются и токсичные примеси. Поэтому водопроводную, как и колодезную, скважинную субстанцию, следует проверять на концентрацию небезопасных примесей и компонентов. Ниже приведена таблица ПДК алюминия в питьевой воде и других важных для здоровья человека вещества.

Почему стоит пить воду с минимальной концентрацией алюминия?

Выяснив откуда в воде появляется алюминий, стоит остановиться на остальных путях его попадания в организм. Это поможет контролировать суточную норму металла. Основной объем химического элемента поступает с пищей.
Содержится металл и в:

• косметических препаратах;
• посуда из одноименного металла;
• лекарственных средствах;
• дезодорантах и пр.

При нормативном содержании алюминия в воде влияние на организм не будет. При избыточной концентрации страдает нервная система, снижается память, появляются депрессия и раздражительность. Последствия наступают не сразу. Это связано с тем, что не весь объем металла усваивается организмом. Ученые также доказали, что большое содержание алюминия в воде приводит к неврологическим болезням и нарушению кальциево-фосфорного обмена, что тормозит выработку гемоглобина. Поэтому рекомендуют употреблять питьевую субстанцию с объемом металла не более 0.3 мг/л. При таком содержании растворенного алюминия в воде суточное потребление не превысит 50 мг/л. Для очистки используют бытовые фильтрующие системы.

Очистка вод методом коагуляции

Чтобы из кранов текла пригодная для питья или технических нужд жидкость, ее нужно предварительно очищать. Эту процедуру должны проходить и подземные, и поверхностные воды перед каким-либо употреблением. Выше описано, что происходит при взаимодействии алюминия с водой — образуется неприятный запах, нежелательные примеси, субстанция мутнеет, появляется осадок. Ухудшая органолептические качества жидкости, некоторые соединения металла могут выступать отличными коагулянтами — элементы, связывающие опасные и ненужные в субстанции частицы. Их эффективно используют при повышении качества жидкости в системах водоподготовки.

Чаще применяют сульфат алюминия для очистки воды для любых нужд. Наиболее активен коагулят в среде с кислотностью 4.4-6.1 pH. Но применяют и к субстанциям с pH от 7 до 8. Процедура водоподготовки следующая:

• добавление сульфат алюминия в жидкость;
• смешивание сред — полное перемешивание происходит в течение 1-3 минут;
• коагуляция, при которой среда переходит из одного резервуара в другой (процесс длиться от 30 минут до 1 часа);
• оседание связанного осадка;
• фильтрация очищенной среды.

На данный момент очистка воды алюминием — доступный и эффективный способ удаление из жидкостей взвешенных частиц. В ходе коагуляции наблюдается и вывод гидрокарбонатов и карбонатов натрия и кальция. По завершению процедуры водоподготовки потребитель получает чистую и приятно пахнущую воду.

Растворимость гидроксидов А1 в кислых средах прямо пропорциональна третьей степени концентрации водородных ионов, а в щелочных средах обратно пропорциональна ей . В изоэлектрической точке гидроксид алюминия имеет минимальную растворимость. По Кольтгофу для А1(ОН)3 эта точка лежит в пределах значений pH 6,5-7,5 . Для скорости гидролиза солей алюминия также существует некоторый оптимум значений pH, который для концентраций А БО з от 400 до 100 мг/л колеблется в пределах 4,95- 5,40, а предельные значения pH. при которых гидролиз еще протекает, составляют 3 и 6,8.[ …]

Связь растворимости с химическим взаимодействием особенно четко проявляется в системах с комплексообразованием. Здесь можно напомнить широко известный факт резкого повышения растворимости молекулярного иода в воде в присутствии иодистого калия вследствие образования полииодида: Ы-К1 = К1з- Хлористый натрий, например, практически нерастворим в нитробензоле, но в присутствии хлористого алюминия растворимость его резко повышается вследствие образования комплексной соли ЫаАЮЦ, которая отлично растворяется в том растворителе.[ …]

Минимальная растворимость гидроксида алюминия лежит в области pH = 6,5+7,5. Осаждение гидроксида алюминия начинается при pH = 3,0 и достигает максимума при pH = = 7. При дальнейшем увеличении pH осадок начинает растворяться, что становится заметным при pH = 9.[ …]

Сернокислый алюминий используют для очистки мутных и цветных вод: очищенный — при высокой мутности, неочищенный или содержащий в качестве инградиентов глины и силикатные мате-риалы — при низкой мутности воды. Этот коагулянт эффективен в диапазоне значений pH 5-7,5, причем чем выше жесткость воды и ниже ее цветность, тем выше оптимальные значения pH среды . Относительно низкая стоимость, хорошая растворимость, отсутствие особых требований к обращению с сухим и растворенным продуктом сделали сульфат алюминия наиболее распространенным коагулянтом.[ …]

Произведение растворимости HgS в дистиллированной воде составляет 1,6ХЮ 52, что соответствует остаточной концентрации ионов ртути в растворе, равной 2,5X10-21 мг/л. В производственных сточных водах произведение растворимости HgS несколько больше, основная же часть сульфида ртути находится в воде в виде тонкодисперсных коллоидных частичек, выделить которые в осадок можно коагулированием сточных вод водным сульфатом алюминия Al2(S04)3-I8H2O, водным сульфатом железа FeS04-7H20, известью СаО, смесью этих коагулянтов и т. д.[ …]

Таким образом, растворимость гидроокиси алюминия в щелочной среде обратно пропорциональна концентрации водородных ионов в первой степени.[ …]

При применении растворимых электродов (обычно железных или алюминиевых) на аноде происходит анодное растворение металла, в результате чего в воду переходят катионы железа или алюминия, приводящие к образованию хлопьев гидроокисей. Одновременное образование хлопьев коагулянта и пузырьков газа в стесненных условиях межэлек-тродного пространства создает предпосылки для надежного закрепления газовых пузырьков на хлопьях и интенсивной,.оагуляции загрязнений, что обеспечивает, эффективность флотационного процесса. Такие установки называются электрокоагуляционно-флотационными. При пропускной способности до 10-15 м3/ч установки могут быть однокамерными, а при большей пропускной способности — двухкамерными горизонтального или вертикального типа.[ …]

Некоторые трудно растворимые красители растворяют вместе с содой и обрабатывают сначала раствором сернокислого алюминия, а затем хлористого бария.[ …]

Кроме перечисленных растворимых примесей в природных водах содержатся во взвешенном состоянии нерастворимые вещества — от грубодисперсных суспензий до коллоидно растворенных соединений. Они представлены частицами песка, лесса, илистых веществ и карбонатных пород, водных окислов алюминия, железа, марганца, а также высокомолекулярных гумусовых веществ.[ …]

Гидратированные ионы алюминия в процессе гидролиза отдают протон от координированной молекулы воды, образуя последовательно комплексные ионы [А1 (Н20) 5 (ОН) ]2+ и [А1 (Н20)4 (ОН)2]+, остающиеся в растворе. Когда последний нейтральный комплекс [А1(Н20)з(ОН)з] теряет воду, образуется плохо растворимый гидроксид алюминия. Ступенчато гидролизуются и соли железа(III). Но, в отличие от солей алюминия, помимо гидроксидов железа могут образовываться и труднорастворимые гидроксосоли.[ …]

2

В разбавленной кислоте растворимость А12(804)з выше, чем в чистой воде, но с дальнейшим увеличением концентрации Н2Б04 растворимость резко понижается, достигая 1 % в 60 %-ной серной кислоте. В более крепкой кислоте растворимость сульфата алюминия опять повышается.[ …]

Свежеосажденные фосфаты алюминия и железа могут усваиваться растениями, но при старении осадков они кристаллизуются и становятся менее растворимыми и слабодоступными для растений. Поэтому фосфорная кислота в красноземах и дерново-подзолистых почвах закрепляется весьма прочно и значительно сильнее, чем в сероземах и черноземах.[ …]

Из изложенного видно, что растворимость гидроксида алюминия в кислой среде прямо пропорциональна третьей степени концентрации водородных ионов [Н+]3, а в щелочной — обратно пропорциональна [Н+].[ …]

В кислых растворах с избытком алюминия наиболее устойчивой твердой фазой является основной фосфат алюминия. Если значение pH больше, чем pH, соответствующее минимуму растворимости фосфата (pH = 6), то основная соль гидролизуется до гидроксида алюминия, на поверхности которого сорбируется фосфат. При большой концентрации фосфата выделяется в осадок таранакит, который переходит в среднюю соль, если pH системы возрастает.[ …]

Полиакриламид — белое аморфное, хорошо растворимое в воде вещество, содержащее ионогенные группы; при гидролизе образует акриловую кислоту и ее соли. Механизм действия ПАА основан на адсорбции его молекул на частицах примесей воды, гидроксидов алюминия или железа (III), образующихся при гидролизе солей — коагулянтов. Благодаря вытянутой форме молекулы адсорбция происходит в разных местах с несколькими частицами гидроксида, в результате чего последние связываются полимерными мостиками в тяжелые, крупные и прочные агрегаты (глобулы).[ …]

Только образцы, обладающие ограниченной растворимостью в воде (у=38), удерживаются древесной целлюлозой в количестве 60 %. Прибавление сернокислого алюминия вызывает полное удержание -КМЦ, причем оно не зависит от стехиометрического соотношения между количеством А13+, требуемого для полного удержания -КМЦ, и количеством ОСН2СОО -групп, присутствующих в КМЦ. Иначе говоря, удержание -КМЦ обусловливается не только получением нерастворимой алюминиевой соли, но и электростатической адсорбцией между положительно заряженной А1-КМЦ и отрицательно заряженными волокнами целлюлозы.[ …]

Разработана новая технология с использованием растворимых количеств хлорида алюминия в высокотемпературном процессе алкилнрования бензола пропиленом.[ …]

В данной главе рассмотрено взаимодействие между алюминием (III) и фосфатом в широкой области концентраций и pH. Для того чтобы дать характеристику реакций между растворенными частицами и растворимыми фазами, была изучена растворимость осадков фосфата алюминия. Кроме того, были идентифицированы растворимые и нерастворимые продукты реакций между алюминием (III) и фосфатом и определено распределение их концентраций в широкой области pH и концентраций Р и А1. Данные исследования проводили с использованием чистых растворов фосфатов алюминия определенного состава. Других диспергированных твердых фаз в изучаемой системе, кроме тех, что осаждались при взаимодействии между алюминием и фосфатом или в результате изменения pH, не было.[ …]

В упрощенном виде можно считать, что осаждение железом и алюминием во многом очень схоже и что определяющими факторами и в том, и в другом случае являются растворимость и соотношение концентраций добавляемого иона металла Ме и присутствующего ортофосфата. Процесс осаждения ионами кальция сильно зависит от pH, поэтому рассчитывая необходимое количество соли кальция, необходимо учитывать щелочность сточной воды.[ …]

Соли железа как коагулянты, имеют ряд преимуществ перед солями алюминия: лучшее действие при низких температурах воды; более широкая область оптимальных значений pH среды; большая прочность и гидравлическая крупность хлопьев; возможность использовать для вод с более широким диапазоном солевого состава; способность устранять вредные запахи и привкусы, обусловленные присутствием сероводорода. Однако имеются и недостатки: образование при реакции катионов железа с некоторыми органическими соединениями сильно окрашивающих растворимых комплексов; сильные кислотные свойства, усиливающие коррозию аппаратуры; менее развитая поверхность хлопьев.[ …]

При значительном содержании в почве обменнопоглощенных ионов водорода и алюминия (например, в дерново-подзолистых почвах и красноземах) многие свойства ее также ухудшаются. Ионы водорода не диспергируют почвенные коллоиды, но, вступая в поглощенное состояние, вызывают постепенное разрушение минералов, входящих в состав почвенного поглощающего комплекса. В результате почва обедняется коллоидной фракцией, ухудшается ее структура и уменьшается емкость поглощения. Кроме того, ионы алюминия и водорода из поглощенного состояния вытесняются в раствор в обмен на катионы растворимых солей. Высокая концентрация в растворе ионов водорода и алюминия оказывает вредное действие на развитие растений.[ …]

В последние годы начали применять метод получения коагулянтов в электролизерах с растворимыми электродами, называемый методом электрокоагуляции . Сущность метода заключается в анодном растворении металлов, преимущественно алюминия и железа, в водных средах под воздействием электрического тока с последующим образованием гидроксидов. Этот метод позволяет производить эффективную очистку воды от взвесей минерального, органического и биологического происхождения, коллоидов и веществ в молекулярном или ионном состоянии. Электрокоагуляция обладает существенными преимуществами перед реагентными методами: компактностью установки, простотой обслуживания и возможностью полной автоматизации. Этот метод перспективен для использования на небольших автономных объектах (на судах речного флота, для малых поселков и др.).[ …]

Отрицательное действие высокой кислотности в значительной степени связано с увеличением растворимости соединений алюминия и марганца в почве. Повышенное содержание их в растворе ухудшает развитие растений даже сильнее, чем избыток ионов водорода.[ …]

Уравнение (4.17) было решено методом проб и ошибок для значения pH, соответствующего минимуму растворимости фосфата, около 6. При рН [ …]

При исследовании гидролиза в системе Ре2(504)з-А1203-Н20 при 100 °С установлено, что с увеличением количества оксида алюминия в системе выход железа в осадок основной соли повышается, достигая 98% при массовом отношении А1203/Ре2(504)3 = 0,111 и 90 % НгО. В растворе оксид алюминия в результате химического взаимодействия превращается в растворимые основные сульфаты алюминия. С увеличением содержания сульфата железа(III) в системе количество прореагировавшего оксида алюминия повышается и при массовом отношении А1203/Ре2(804)з = 3 и 40 % Н20 достигает 91 %.[ …]

Протекание процесса коагуляции в значительной степени зависит от pH среды. При добавлении к воде раствора коагулянта сернокислого алюминия цроисходит гидролиз с образованием коллоидной гидроокиси алюминия. Оптимальной величиной для сточных вод данного катализаторного цроизводства является рН=7,5-8,5. На рис.1 представлена зависимость степени очистки сточных вод с содержанием взвешенных веществ 1200 мг/л от pH.[ …]

С увеличением дозы 50 %-ной серной кислоты в пределах 80-100 % стехиометрического количества при температуре 120°С и длительности процесса 1,5 ч степень разложения гидроксида алюминия возрастает. Так, для дозы кислоты 83,3 % (мол. отношение 503/А1203 = ло = 2,5) степень разложения гидроксида алюминия составляет 92,4 %, в то время как для дозы 90 % (цо = 2,7) в указанных условиях гидроксид полностью разложился. Разложение гидроксида алюминия при неполной дозе серной кислоты можно объяснить взаимодействием гидроксида с сульфатом алюминия с образованием растворимых основных солей алюминия, что более подробно обсуждается ниже.[ …]

Электрохимический метод имеет следующие преимущества перед реа-гентным: снижение нагрузки на обессоливающие установки, поскольку при его использовании в воду не поступают растворимые соли, а дозируемый алюминий полностью удаляется из воды в процессе ее предварительной очистки . Метод обескремнивания воды в электролизерах с алюминиевым анодом может быть рекомендован для предварительной подготовки воды в схемах водоподготовки на ТЭЦ и других промышленных предприятиях.[ …]

Для активирования обычно используют 1,5%-ные (в пересчете на БЮг) растворы силиката натрия при степени нейтрализации щелочности 80-85%. В случае применения активного хлора степень нейтрализации растворимого стекла повышают до 100% и даже вводят некоторый избыток его. После смешения реагентов золь некоторое время «вызревает», а затем его разбавляют водой до содержания 5Ю2 менее 1%. Наиболее перспективным способом приготовления активной кремневой кислоты является обработка жидкого стекла хлором и сульфатом алюминия , обычно используемых в процессах очистки воды.[ …]

При взаимодействии с почвенным покровом усиливаются процессы выщелачивания биогенов. При pH [ …]

Доменные и мартеновские шлаки получаются как отходы при выплавке чугуна и стали и имеют различный состав: СаО — 30-50%; Si02-12-37; А1203-Ю-15; MgO-2-10; МпО -0,4-5,6; Р205 — 0,1-3,5; S — 0,1 — 4,5%. В большинстве случаев они требуют предварительного размола. Большая часть кальция в шлаках находится в виде менее растворимых кремнекислых соединений (CaSiO3 и Ca2Si04), поэтому тонина их размола должна быть мельче, чем известковой муки. По нейтрализующей способности основные шлаки (с содержанием CaO + MgO свыше 40%) близки к углекислой извести. Эффективность их часто выше, чем извести. Это объясняется присутствием в шлаках магния, фосфора, марганца, серы и других элементов питания растений. Кроме того, содержащаяся в них кремневая кислота может уменьшать количество подвижного алюминия в почвах и способствовать лучшему усвоению фосфора растениями. Для дерново-подзолистых почв в районах, близко расположенных от металлургических заводов, доменные шлаки, богатые известью, являются ценным удобрением.[ …]

Соединения фтора представляют собой еще одну группу специфических веществ, присутствие которых установлено в атмосферном воздухе ряда населенных мест и которые могут оказать значительное влияние на здоровье человека. В атмосферном воздухе обнаружены различные фтористые соединения — от сравнительно хорошо растворимых в жидких средах организма до совершенно нерастворимых; от крайне раздражающего и коррозирующего фтористого водорода до относительно инертных соединений. Основными промышленными процессами, которые сопровождаются выбросом в атмосферу фтористых соединений, являются производство искусственных удобрений, производство алюминия и некоторые способы производства стали.[ …]

Прибавка урожая от извести и минеральных удобрений при совместном их внесении в большинстве случаев бывает значительно выше суммы прибавок от раздельного использования этих удобрений. Особенно резко повышается при известковании эффективность физиологически кислых аммиачных и калийных удобрений. Эти удобрения при систематическом внесении на малобуферных кислых дерново-подзолистых почвах вызывают дальнейшее их подкжсление. Поэтому при систематическом внесении таких удобрений на неизвесткованной почве прибавки урожая постепенно снижаются, а в последующие годы в результате сильного подкисления почвы урожай может быть ниже, чем на контроле. Положительное влияние извести на эффективность физиологически кислых форм минеральных удобрений сильнее проявляется при внесении их под культуры, чувствительные к повышенной кислотности (свекла, кукуруза, пшеница), и меньше или вовсе не проявляется при; применении под культуры, устойчивые к кислой реакции. Действие известкования на эффективность фосфорных удобрений зависит от свойств почвы и форм этих удобрений. Эффективность растворимых фосфорных удобрений [например, суперфосфата Са(Н2Р04)2] на сильнокислых почвах со значительным содержанием подвижных соединений алюминия и железа от известкования заметно повывзается. При внесении извести в нормальной дозе подвижные соединения алюминия и железа переходят в нерастворимые формы, поэтому уменьшается химическое закрепление ими фосфора суперфосфата и повышается использование его растениями.

Впервые алюминий был получен лишь в начале XIX века. Cделал это физик Ганс Эрстед. Свой эксперимент он проводил с амальгамой калия, хлоридом алюминия и .

Кстати, название этого серебристого материала произошло от латинского слова «квасцы», потому что именно из них добывается этот элемент.

Квасцы

Квасцы – это природные минералы на основе металлов, которые объединяют в своем составе соли серной кислоты.

Раньше считался драгоценным металлом и стоил на порядок дороже, чем золото. Объяснялось это тем, что металл было довольно сложно отделить от примесей. Так что позволить себе украшения из алюминия могли только богатые и влиятельные люди.

Японское украшение из алюминия

Но в 1886 году Чарльз Холл придумал метод по добыче алюминия в промышленном масштабе, что резко удешевило этот металл и позволило применять его в металлургическом производстве. Промышленный метод заключался в электролизе расплава криолита, в котором растворен оксид алюминия.

Алюминий — очень востребованный металл, ведь именно из него изготавливаются многие вещи, которыми человек пользуется в быту.

Применение алюминия

Благодаря ковкости и легкости, а также защищенности от коррозии, алюминий является ценным металлом в современной промышленности. Из алюминия изготавливают не только кухонную посуду — он широко используется в авто- и авиастроительстве.

Также алюминий является одним из самых недорогих и экономичных материалов, так как его можно использовать бесконечно, переплавляя ненужные алюминиевые предметы, например, банки.

Алюминиевые банки

Металлический алюминий безопасен, но его соединения могут оказывать токсическое действие на человека и животных (особенно хлорид, ацетат и сульфат алюминия).

Физические свойства алюминия

Алюминий — достаточно легкий металл серебристого цвета, который может образовывать сплавы с большинством металлов, особенно с медью, и кремнием. Также он весьма пластичен, его без труда можно превратить в тонкую пластинку или же фольгу. Температура плавления алюминия = 660 °C, а температура кипения — 2470 °C.

Химические свойства алюминия

При комнатной температуре металл покрывается прочной пленкой оксида алюминия Al₂O₃, которая защищает его от коррозии.

С окислителями алюминий практически не реагирует из-за защищающей его оксидной пленки. Однако ее можно легко разрушить, чтобы металл проявил активные восстановительные свойства. Разрушить оксидную пленку алюминия можно раствором или расплавом щелочей, кислотами или же с помощью хлорида ртути.

Благодаря восстановительным свойствам алюминий нашел применение в промышленности — для получения других металлов. Этот процесс называется алюмотермией. Такая особенность алюминия заключается во взаимодействии с оксидами других металлов.

Алюмотермическая реакция с участием оксида железа (III)

Например, рассмотрим реакцию с оксидом хрома:

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.

Алюминий хорошо вступает в реакцию с простыми веществами. Например, с галогенами (за исключением фтора) алюминий может образовать иодид, хлорид, или бромид алюминия:

2Al + 3Cl₂ → 2Al­Cl₃

С другими неметаллами, такими как фтор, сера, азот, углерод и т.д. алюминий может реагировать только при нагревании.

Также серебристый металл вступает в реакцию и со сложными химическими веществами. Например, с щелочами он образует алюминаты, то есть комплексные соединения, которые активно используются в бумажной и текстильной промышленности. Причем в реакцию вступает как гидроксид алюминия

Al(ОН)₃ + NaOH = Na),

так и металлический алюминий или же оксид алюминия:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na

С агрессивными кислотами (например, с серной и соляной) алюминий реагирует довольно спокойно, без воспламенения.

Если опустить кусочек металла в соляную кислоту, то пойдет медленная реакция — сначала будет растворяться оксидная пленка — но затем она ускорится. Алюминий растворяется в соляной кислоте с выделением ртути на протяжении двух минут, а затем хорошо его промыть. В результате получится амальгама, сплав ртути и алюминия:

3Hg­CI₂ + 2Al = 2Al­CI₃ + 3Hg

Причем она не удерживается на поверхности металла. Теперь, опустив очищенный металл в воду, можно наблюдать медленную реакцию, которая сопровождается выделением водорода и образованием гидроксида алюминия:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂.

Алюминий – элемент с порядковым номером 13, относительной атомной массой – 26,98154. Находится в III периоде, III группе, главной подгруппе. Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Устойчивая степень окисления алюминия – «+3». Образующийся при этом катион обладает оболочкой благородного газа, что способствует его устойчивости, но отношение заряда к радиусу, то есть концентрация заряда, достаточно высоки, что повышает энергию катиона. Эта особенность приводит к тому, что алюминий наряду с ионными соединениями образует целый ряд ковалентных соединений, а его катион подвергается в растворе значительному гидролизу.

Валентность I алюминий может проявлять только при температуре выше 1500 о С. Известны Al 2 O и AlCl.

По физическим свойствам алюминий – типичный металл, с высокой тепло- и электропроводностью, уступающий только серебру и меди. Потенциал ионизации алюминия не очень высок, поэтому от него можно было бы ожидать большой химической активности, но она значительно снижена из-за того, что на воздухе металл пассивируется за счет образования на его поверхности прочной оксидной пленки. Если металл активизировать: а) механически удалить пленку, б) амальгамировать (привести во взаимодействие с ртутью), в) использовать порошок, то такой металл становится настолько реакционноспособным, что взаимодействует даже с влагой и кислородом воздуха, разрушаясь при этом в соответствии с процессом:

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

Взаимодействие с простыми веществами.

1. Порошкообразный алюминий при сильном нагревании реагирует с кислородом. Эти условия нужны из-за пассивации, а сама реакция образования оксида алюминия сильно экзотермична – выделяется 1676 кДж/моль теплоты.

2. С хлором и бромом реагирует при стандартных условиях, способен даже загораться в их среде. Не реагирует только с фтором, т.к. фторид алюминия, подобно оксиду, образует на поверхности металла защитную солевую пленку. С иодом реагирует при нагревании и в присутствии воды как катализатора.

3. С серой реагирует при сплавлении, давая сульфид алюминия состава Al 2 S 3 .

4. C фосфором также реагирует при нагревании с образованием фосфида: AlP.

5. Непосредственно с водородом алюминий не взаимодействует.

6. С азотом взаимодействует при 800 о С, давая нитрид алюминия (AlN). Следует сказать, что горение алюминия на воздухе происходит примерно при таких температурах, поэтому продуктами горения (с учетом состава воздуха) являются одновременно и оксид, и нитрид.

7. С углеродом алюминий взаимодействует при еще более высокой температуре: 2000 о С. Карбид алюминия состава Al 4 C 3 относится к метанидам, в его составе нет связей С-С, и при гидролизе выделяется метан: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

Взаимодействие со сложными веществами

1. С водой активированный (лишенный защитной пленки) алюминий активно взаимодействует с выделением водорода: 2Al (акт.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Гидроксид алюминия получается в виде белого рыхлого порошка, отсутствие пленки не мешает прохождению реакции до конца.

2. Взаимодействие с кислотами: а) С кислотами-неокислителями алюминий активно взаимодействует в соответствии с уравнением: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2 ,

б) С кислотами-окислителями взаимодействие происходит со следующими особенностями. Концентрированные азотная и серная кислоты, а также очень разбавленная азотная кислота пассивируют алюминий (быстрое окисление поверхности приводит к образованию оксидной пленки) на холоду. При нагревании пленка нарушается, и реакция проходит, но из концентрированных кислот при нагревании выделяются только продукты их минимального восстановления: 2Al + 6H 2 SO 4 (конц) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 (конц) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O С умеренно разбавленной азотной кислотой в зависимости от условий реакции можно получить NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + .

3. Взаимодействие со щелочами. Алюминий является амфотерным элементом (по химическим свойствам), т.к. обладает достаточно большой для металлов электроотрицательностью – 1,61. Поэтому он достаточно легко растворяется в растворах щелочей с образованием гидроксокомплексов и водорода. Состав гидроксокомплекса зависит от соотношения реагентов: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Соотношение алюминия и водорода определяется электронным балансом происходящей между ними окислительно-восстановительной реакции и от соотношения реагентов не зависит.

4. Низкий потенциал ионизации и большое сродство к кислороду (большая устойчивость оксида) приводят к тому, что алюминий активно взаимодействует с оксидами многих металлов, восстанавливая их. Реакции проходят при начальном нагревании с дальнейшим выделением теплоты, так что температура повышается до 1200 о – 3000 о С. Смесь 75% алюминиевого порошка и 25% (по массе) Fe 3 O 4 называют «термитом». Раньше реакцию горения этой смеси использовали для сварки рельсов. Восстановление металлов из оксидов при помощи алюминия называется алюмотермией и используется в промышленности как способ получения таких металлов как марганец, хром, ванадий, вольфрам, ферросплавы.

5. С растворами солей алюминий взаимодействует двумя разными способами. 1. Если в результате гидролиза раствор соли имеет кислую или щелочную среду, происходит выделение водорода (с кислыми растворами реакция идет только при значительном нагревании, т.к. защитная оксидная пленка лучше растворяется в щелочах, чем в кислотах). 2Al + 6KHSO 4 + (H 2 O) = Al 2 (SO 4) 3 + 3K 2 SO 4 +3H 2 2Al + 2K 2 CO 3 + 8H 2 O = 2K + 2KHCO 3 + 3H 2 . 2. Алюминий может вытеснять из состава соли металлы, стоящие в ряду напряжения правее, чем он, т.е. фактически будет окисляться катионами этих металлов. Из-за оксидной пленки эта реакция проходит не всегда. Например, хлорид-анионы способны нарушать пленку, и реакция 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe проходит, а аналогичная реакция с сульфатами при комнатной температуре не пойдет. С активированным алюминием любое взаимодействие, не противоречащее общему правилу, пойдет.

Соединения алюминия.

1. Оксид (Al 2 O 3). Известен в виде нескольких модификаций, большинство из которых очень прочны и химически инертны. Модификация α-Al 2 O 3 встречается в природе в виде минерала корунд. В кристаллической решетке этого соединения катионы алюминия иногда частично замещены на катионы других металлов, что придает минералу окраску. Примесь Cr(III) дает красный цвет, такой корунд – это уже драгоценный камень рубин. Примесь Ti(III) и Fe(III) дает сапфир синего цвета. Химически активна аморфная модификация. Оксид алюминия – типичный амфотерный оксид, реагирующий как с кислотами и кислотными оксидами, так и со щелочами и основными оксидами, причем со щелочами предпочтительнее. Продукты реакции в растворе и в твердой фазе при сплавлении отличаются: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (сплавление) – метаалюминат натрия, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (сплавление) – ортоалюминат натрия, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (сплавление) – хромат алюминия. Кроме оксидов и твердых щелочей алюминий при сплавлении реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами, вытесняя их из состава соли: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Реакции в растворе: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – тетрагидроксоалюминат натрия. Тетрагидроксоалюминат-анион на самом деле является тетрагидроксодиакваанионом 1- , т.к. координационное число 6 для алюминия предпочтительнее. При избытке щелочи образуется гексагидроксоалюминат: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3 . Кроме кислот и щелочей можно ожидать реакций с кислыми солями: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Гидроксиды алюминия . Известно два гидроксида алюминия – метагидроксид –AlO(OH) и ортогидроксид – Al(OH) 3 . Оба они в воде не растворяются, но также являются амфотерными, поэтому растворяются в растворах кислот и щелочей, а также солей, имеющих кислую или щелочную среду в результате гидролиза. При сплавлении гидроксиды реагируют аналогично оксиду. Как все нерастворимые основания гидроксиды алюминия при нагревании разлагаются: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Растворяясь в щелочных растворах, гидроксиды алюминия не растворяются в водном аммиаке, поэтому их можно осадить аммиаком из растворимой соли: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3 , по этой реакции получается именно метагидроксид. Осадить гидроксид действием щелочей сложно, т.к. получившийся осадок легко растворяется, и суммарная реакция имеет вид: AlCl 3 +4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Соли алюминия. Почти все соли алюминия хорошо растворимы в воде. Нерастворимы фосфат AlPO 4 и фторид AlF 3 . Т.к. катион алюминия имеет большую концентрацию заряда, его аквакомплекс приобретает свойства катионной кислоты: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+ , т.е. соли алюминия подвергаются сильному гидролизу по катиону. В случае солей слабых кислот из-за взаимного усиления гидролиза по катиону и аниону гидролиз становится необратимым. В растворе полностью разлагаются водой или не могут быть получены по реакции обмена карбонат, сульфит, сульфид и силикат алюминия: 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 . Для некоторых солей гидролиз становится необратимым при нагревании. Влажный ацетат алюминия при нагревании разлагается в соответствии с уравнением: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH В случае галогенидов алюминия разложению соли способствует уменьшение растворимости газообразных галогеноводородов при нагревании: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Из галогенидов алюминия только фторид является ионным соединением, остальные галогениды – ковалентные соединения, их температуры плавления существенно ниже, чем у фторида, хлорид алюминия способен возгоняться. При очень высокой температуре в парах находятся одиночные молекулы галогенидов алюминия, имеющие плоское треугольное строение из-за sp 2 -гибридизации атомных орбиталей центрального атома. Основное состояние этих соединений в парах и в некоторых органических растворителях – это димеры, например, Al 2 Cl 6 . Галогениды алюминия являются сильными кислотами Льюиса, т.к. имеют вакантную атомную орбиталь. Растворение в воде, поэтому происходит с выделением большого количества теплоты. Интересным классом соединений алюминия (как и других трехвалентных металлов) являются квасцы – 12-водные двойные сульфаты M I M III (SO 4) 2 , которые при растворении как все двойные соли дают смесь соответствующих катионов и анионов.

5. Комплексные соединения. Рассмотрим гидроксокомплексы алюминия. Это соли, в которых комплексная частица является анионом. Все соли растворимые. Разрушаются при взаимодействии с кислотами. При этом сильные кислоты растворяют образующийся ортогидроксид, а слабые или соответствующие им кислотные оксиды (H 2 S, CO 2 , SO 2) его осаждают: K +4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) 3 ↓ + KHCO 3

При прокаливании гидроксоалюминаты превращаются в орто — или метаалюминаты, теряя воду.

Железо

Элемент с порядковым номером 26, с относительной атомной массой 55,847. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию: 3d 6 4s 2 и в периодической системе находится в IV периоде, VIII группе, побочной подгруппе. В соединениях железо преимущественно проявляет степени окисления +2 и +3. Ион Fe 3+ имеет наполовину заполненную d-электронную оболочку, 3d 5 , что придает ему дополнительную устойчивость. Значительно труднее достигаются степени окисления +4, +6, +8.

По физическим свойствам железо – серебристо-белый, блестящий, относительно мягкий, ковкий, легко намагничивающийся и размагничивающийся металл. Температура плавления 1539 о С. Имеет несколько аллотропных модификаций, отличающихся типом кристаллической решетки.

Свойства простого вещества.

1. При горении на воздухе образует смешанный оксид Fe 3 O 4 , а при взаимодействии с чистым кислородом – Fe 2 O 3 . Порошкообразное железо пирофорно – самовоспламеняется на воздухе.

2. Фтор, хлор и бром легко реагируют с железом, окисляя его до Fe 3+ . С иодом образуется FeJ 2 , так как трехвалентный катион железа окисляет иодид-анион, в связи с чем, соединения FeJ 3 не существует.

3. По аналогичной причине не существует соединения Fe 2 S 3 , а взаимодействие железа и серы при температуре плавления серы приводит к соединению FeS. При избытке серы получается пирит – дисульфид железа (II) – FeS 2 . Образуются также нестехиометрические соединения.

4. С остальными неметаллами железо реагирует при сильном нагревании, образуя твердые растворы или металлоподобные соединения. Можно привести реакцию, идущую при 500 о С: 3Fe + C = Fe 3 C. Такое соединение железа и углерода называется цементит.

5. Со многими металлами железо образует сплавы.

6. На воздухе при комнатной температуре железо покрыто оксидной пленкой, поэтому с водой не взаимодействует. Взаимодействие с перегретым паром дает следующие продукты: 3Fe + 4H 2 O (пар) = Fe 3 O 4 + 4H 2 . В присутствии кислорода железо взаимодействует даже с влагой воздуха: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3 . Приведенное уравнение отражает процесс ржавления, которому подвергается в год до 10% металлических изделий.

7. Так как железо стоит в ряду напряжения до водорода, оно легко реагирует с кислотами-неокислителями, но окисляется при этом только до Fe 2+ .

8. Концентрированные азотная и серная кислоты пассивируют железо, но при нагревании реакция происходит. Разбавленная азотная кислота реагирует и при комнатной температуре. Со всеми кислотами-окислителями железо дает соли железа (III) (по некоторым сведениям, с разбавленной азотной кислотой возможно образование нитрата железа (II)), а восстанавливает HNO 3 (разб.) до NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + в зависимости от условий, а HNO 3 (конц.) – до NO 2 из-за нагревания, которое необходимо для прохождения реакции.

9. Железо способно реагировать с концентрированными (50%) щелочами при нагревании: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Реагируя с растворами солей менее активных металлов, железо вытеняет эти металлы из состава соли, превращаясь в двухвалентный катион: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Свойства соединений железа.

Fe 2+ Отношение заряда к радиусу данного катиона близко к таковому у Mg 2+ , поэтому химическое поведение оксида, гидроксида и солей двухвалентного железа подобно поведению соответствующих соединений магния. В водном растворе катион двухвалентного железа образует аквакомплекс 2+ бледно-зеленого цвета. Этот катион легко окисляется даже прямо в растворе кислородом воздуха. В растворе FeCl 2 содержатся комплексные частицы 0 . Концентрация заряда такого катиона невелика, поэтому гидролиз солей умеренный.

1. FeO — основной оксид, черного цвета, в воде не растворяется. Легко растворяется в кислотах. При нагревании свыше 500 0 С диспропорционирует: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4 . Он может быть получен при осторожном прокаливании соответствующих гидроксида, карбоната и оксалата, тогда как термическое разложение других солей Fe 2+ приводит к образованию оксида трехвалентного железа: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2 ­ , но 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Сам оксид железа (II) может выступать как окислитель, например, при нагревании идет реакция: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 +3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – гидроксид железа (II) – нерастворимое основание. Реагирует с кислотами. С кислотами-окислителями происходит одновременно кислотно-основное взаимодействие и окисление до трехвалентного железа: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (конц) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Может быть получен по обменной реакции из растворимой соли. Это соединение белого цвета, которое на воздухе сначала зеленеет из-за взаимодействия с влагой воздуха, а затем буреет из-за окисления кислородом воздуха: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 .

3. Соли. Как уже говорилось, большинство солей Fe(II) медленно окисляются на воздухе или в растворе. Наиболее устойчивой к окислению является соль Мора – двойной сульфат железа (II) и аммония: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2 . 6H 2 O. Катион Fe 2+ легко окисляется до Fe 3+ , поэтому большинство окислителей, в частности, кислоты-окислители окисляют соли двухвалентного железа. При обжиге сульфида и дисульфида железа получается оксид железа (III) и оксид серы (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Сульфид железа (II) растворяется также в сильных кислотах: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Карбонат железа (II) нерастворим, тогда как гидрокарбонат в воде растворяется.

Fe 3+ По отношению заряда к радиусу данный катион соответствует катиону алюминия, поэтому свойства соединений катиона железа (III) аналогичны соответствующим соединениям алюминия.

Fe 2 O 3 – гематит, амфотерный оксид, у которого преобладают основные свойства. Амфотерность проявляется в возможности сплавления с твердыми щелочами и карбонатами щелочных металлов: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 – желтого или красного цвета, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2 . Ферраты (II) разлагаются водой с выделением Fe 2 O 3 . nH 2 O.

Fe 3 O 4 — магнетит, вещество черного цвета, которое можно рассматривать либо как смешанный оксид – FeO . Fe 2 O 3 , либо как оксометаферрат (III) железа (II): Fe(FeO 2) 2 . При взаимодействии с кислотами дает смесь солей: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 или FeO(OH) – красно-бурый студенистый осадок, амфотерный гидроксид. Кроме взаимодействий с кислотами реагирует с горячим концентрированным раствором щелочи и сплавляется с твердыми щелочами и карбонатами: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Соли. Большинство солей трехвалентного железа растворимо. Так же как соли алюминия, они подвергаются сильному гидролизу по катиону, который в присутствии анионов слабых и нестойких или нерастворимых кислот может стать необратимым: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. При кипячении раствора хлорида железа (III) гидролиз также можно сделать необратимым, т.к. растворимость хлороводорода как любого газа при нагревании уменьшается и он уходит из сферы реакции: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (при нагревании).

Окислительная способность данного катиона очень высока, особенно, по отношению к превращению в катион Fe 2+ : Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o =0,77в. В результате чего:

а) растворы солей трехвалентного железа окисляют все металлы вплоть до меди: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2 ,

б) обменные реакции с солями, содержащими легко окисляемые анионы, проходят одновременно с их окислением: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Как и другие трехвалентные катионы, железо (III) способно к образованию квасцов – двойных сульфатов с катионами щелочных металлов или аммония, например: NH 4 Fe(SO 4) 2 . 12H 2 O.

Комплексные соединения. Оба катиона железа склонны к образованию анионных комплексов, особенно железо (III). FeCl 3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + — . Последняя реакция отражает действие хлорида железа (III) как катализатора электрофильного хлорирования. Интерес представляют цианидные комплексы: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – гексацианоферрат (II) калия, желтая кровяная соль. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – гексацианоферрат (III) калия, красная кровяная соль. Комплекс двухвалентного железа дает с солью трехвалентного железа синий осадок или раствор в зависимости от соотношения реагентов. Такая же реакция происходит между красной кровяной солью и любой солью двухвалентного железа. В первом случае осадок называли берлинской лазурью, во втором – турнбулевой синью. Позже выяснилось, что, по крайней мере, растворы имеют одинаковый состав: K – гексацианоферрат железа (II,III) калия. Описанные реакции являются качественными на наличие в растворе соответствующих катионов железа. Качественной реакцией на наличие катиона трехвалентного железа является появленме кроваво-красной окраски при взаимодействии с тиоцианатом (роданидом) калия:2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6 . Степень окисления +6 для железа малоустойчива. Удается получить только анион FeO 4 2- , который существует только при pH>7-9, но при этом является сильным окислителем.

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

Fe (опилки) + 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 (нагревание) = 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

Получение железа в промышленности:

А) доменный процесс: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

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

ХРОМ – элемент с порядковым номером 24, с относительной атомной массой 51,996. Относится к 3d-семейству элементов, имеет электронную конфигурацию 3d 5 4s 1 и в периодической системе находится в IV периоде, VI группе, побочной подгруппе. Возможные степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Из них наиболее устойчивыми являются +2, +3, +6, а минимальной энергией обладает +3.

По физическим свойствам хром – серовато-белый, блестящий, твердый металл с температурой плавления 1890 о С. Прочность его кристаллической решетки обусловлена наличием пяти неспаренных d-электронов, способных к частичному ковалентному связыванию.

Химические свойства простого вещества.

При низких температурах хром инертен из-за наличия оксидной пленки, не взаимодействует с водой и воздухом.

1. С кислородом взаимодействует при температурах выше 600 о С. При этом образуется оксид хрома (III) – Cr 2 O 3 .

2. Взаимодействие с галогенами происходит по-разному: Cr + 2F 2 = CrF 4 (при комнатной температуре), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (при значительном нагревании). Следует сказать, что иодид хрома (III) может существовать и получается по обменной реакции в виде кристаллогидрата CrJ 3 . 9H 2 O, но его термическая устойчивость невелика, и при нагревании он разлагается на CrJ 2 и J 2 .

3. При температуре выше 120 о С хром взаимодействует с расплавленной серой, давая сульфид хрома (II) – CrS (черного цвета).

4. При температурах выше 1000 о С хром реагирует с азотом и углеродом, давая нестехиометрические, химически инертные соединения. Среди них можно отметить карбид с примерным составом CrC, который по твердости приближается к алмазу.

5. С водородом хром не реагирует.

6. Реакция с водяным паром проходит следующим образом: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Реакция с кислотами-неокислителями происходит достаточно легко, при этом образуется аква-комплекс 2+ небесно-голубого цвета, который устойчив только в отсутствие воздуха или в атмосфере водорода. В присутствии кислорода реакция идет иначе: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Разбавленные кислоты, насыщенные кислородом, даже пассивируют хром за счет образования на поверхности прочной оксидной пленки.

8. Кислоты- окислители: азотная кислота любой концентрации, серная концентрированная, хлорная кислота пассивируют хром так, что после обработки поверхности этими кислотами он уже не реагирует и с другими кислотами. Пассивация снимается при нагревании. При этом получаются соли хрома (III) и диоксиды серы или азота (из хлорной кислоты – хлорид). Пассивация за счет образования солевой пленки происходит при взаимодействии хрома с фосфорной кислотой.

9. Непосредственно со щелочью хром не реагирует, но вступает в реакцию со щелочными расплавами с добавлением окислителей: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (ж) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Хром способен реагировать с растворами солей, вытесняя менее активные металлы (стоящие правее него в ряду напряжения) из состава соли. Сам хром при этом превращается в катион Cr 2+ .