Ten lekki metal o srebrzystobiałym odcieniu można spotkać niemal wszędzie we współczesnym życiu. Właściwości fizyczne i chemiczne aluminium pozwalają na jego szerokie zastosowanie w przemyśle. Najbardziej znane złoża znajdują się w Afryce, Ameryce Południowej i na Karaibach. W Rosji miejsca wydobycia boksytu znajdują się na Uralu. Światowymi liderami w produkcji aluminium są Chiny, Rosja, Kanada i USA.
Wydobycie Al
W naturze ten srebrzysty metal, ze względu na dużą aktywność chemiczną, występuje wyłącznie w postaci związków. Najbardziej znane skały geologiczne zawierające aluminium to boksyt, tlenek glinu, korund i skaleń. Boksyt i tlenek glinu mają znaczenie przemysłowe, to złoża tych rud umożliwiają wydobycie aluminium w czystej postaci.
Nieruchomości
Właściwości fizyczne aluminium ułatwiają wyciąganie półfabrykatów tego metalu w drut i zwijanie go w cienkie arkusze. Metal ten nie jest trwały, aby zwiększyć ten wskaźnik podczas wytapiania, dodaje się do niego różne dodatki: miedź, krzem, magnez, mangan, cynk. Do celów przemysłowych ważna jest kolejna właściwość fizyczna aluminium - jego zdolność do szybkiego utleniania na powietrzu. Powierzchnia produktu aluminiowego w warunkach naturalnych pokryta jest zwykle cienką warstwą tlenku, która skutecznie chroni metal i zapobiega jego korozji. Kiedy ten film zostanie zniszczony, srebrny metal szybko się utlenia, a jego temperatura zauważalnie wzrasta.
Wewnętrzna konstrukcja z aluminium
Właściwości fizyczne i chemiczne aluminium w dużej mierze zależą od jego struktury wewnętrznej. Sieć krystaliczna tego elementu jest rodzajem sześcianu skupionego na ścianie.
Ten typ siatki jest nieodłączny dla wielu metali, takich jak miedź, brom, srebro, złoto, kobalt i inne. Wysoka przewodność cieplna i zdolność przewodzenia prądu sprawiły, że metal ten jest jednym z najpopularniejszych na świecie. Pozostałe właściwości fizyczne aluminium, których tabela została przedstawiona poniżej, w pełni ujawniają jego właściwości i pokazują zakres ich zastosowania.
Stop aluminium
Właściwości fizyczne miedzi i aluminium są takie, że po dodaniu pewnej ilości miedzi do stopu aluminium jego sieć krystaliczna ulega zniekształceniu, a wytrzymałość samego stopu wzrasta. Stopowanie stopów lekkich opiera się na tej właściwości Al, aby zwiększyć ich wytrzymałość i odporność na agresywne środowisko.
Wyjaśnieniem procesu utwardzania jest zachowanie atomów miedzi w siatce krystalicznej aluminium. Cząsteczki Cu mają tendencję do wypadania z sieci krystalicznej Al i grupują się w jej specjalnych obszarach.
Tam, gdzie atomy miedzi tworzą skupiska, powstaje sieć krystaliczna typu mieszanego CuAl 2, w której cząstki metalu srebra są jednocześnie zawarte zarówno w ogólnej sieci krystalicznej aluminium, jak i w sieci typu mieszanego CuAl 2. Siły wiązań wewnętrznych w sieci zniekształconej są znacznie większe niż zwykle. Oznacza to, że wytrzymałość nowo utworzonej substancji jest znacznie wyższa.
Właściwości chemiczne
Znane jest oddziaływanie glinu z rozcieńczonym kwasem siarkowym i solnym. Po podgrzaniu metal ten łatwo się w nich rozpuszcza. Zimny stężony lub mocno rozcieńczony kwas azotowy nie rozpuszcza tego pierwiastka. Wodne roztwory zasad aktywnie wpływają na substancję, podczas reakcji tworząc gliniany - sole zawierające jony glinu. Na przykład:
Al2O3+3H2O+2NaOH=2Na
Powstały związek nazywa się tetrahydroksoglinianem sodu.
Cienka warstwa na powierzchni wyrobów aluminiowych chroni ten metal nie tylko przed powietrzem, ale także przed wodą. Jeśli ta cienka bariera zostanie usunięta, pierwiastek będzie gwałtownie oddziaływać z wodą, uwalniając z niej wodór.
2AL+6H 2O= 2AL (OH)3+3H 2
Powstała substancja nazywa się wodorotlenkiem glinu.
AL (OH) 3 reaguje z zasadą, tworząc kryształy hydroksyglinianu:
Al(OH)2+NaOH=2Na
Jeśli to równanie chemiczne dodamy do poprzedniego, otrzymamy wzór na rozpuszczenie pierwiastka w roztworze zasadowym.
Al(OH) 3 +2NaOH+6H 2O=2Na +3H 2
Spalanie aluminium
Właściwości fizyczne aluminium pozwalają mu reagować z tlenem. Jeśli proszek tego metalu lub folii aluminiowej zostanie podgrzany, wybuchnie i pali się białym, oślepiającym płomieniem. Pod koniec reakcji tworzy się tlenek glinu Al 2 O 3.
Glinka
Powstały tlenek glinu ma nazwę geologiczną tlenek glinu. W naturalnych warunkach występuje w postaci korundu – twardych, przezroczystych kryształów. Korund jest bardzo twardy, jego twardość wynosi 9. Sam korund jest bezbarwny, ale różne zanieczyszczenia mogą zmienić jego kolor na czerwony i niebieski, w wyniku czego powstają kamienie szlachetne znane w biżuterii jako rubiny i szafiry.
Właściwości fizyczne tlenku glinu pozwalają na hodowlę tych kamieni szlachetnych w sztucznych warunkach. Przemysłowe kamienie szlachetne są wykorzystywane nie tylko w biżuterii, są wykorzystywane do produkcji precyzyjnych instrumentów, zegarmistrzostwa i innych rzeczy. Sztuczne kryształy rubinu są również szeroko stosowane w urządzeniach laserowych.
Drobnoziarnista odmiana korundu z dużą ilością zanieczyszczeń, nałożona na specjalną powierzchnię, znana jest wszystkim jako szmergiel. Właściwości fizyczne tlenku glinu wyjaśniają wysokie właściwości ścierne korundu, a także jego twardość i odporność na tarcie.
Wodorotlenek glinu
Al 2 (OH) 3 jest typowym wodorotlenkiem amfoterycznym. W połączeniu z kwasem substancja ta tworzy sól zawierającą dodatnio naładowane jony glinu, w alkaliach tworzy gliniany. Amfoteryczny charakter substancji objawia się tym, że może ona zachowywać się zarówno jak kwas, jak i zasada. Związek ten może występować zarówno w postaci galaretki, jak i stałej.
Jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale reaguje z większością aktywnych kwasów i zasad. Fizyczne właściwości wodorotlenku glinu wykorzystywane są w medycynie, jest popularnym i bezpiecznym środkiem zmniejszającym kwasowość organizmu, stosuje się go przy zapaleniu żołądka, dwunastnicy i wrzodach. W przemyśle Al 2 (OH) 3 stosowany jest jako adsorbent, doskonale oczyszcza wodę i wytrąca rozpuszczone w niej szkodliwe pierwiastki.
Użytek przemysłowy
Aluminium zostało odkryte w 1825 roku. Początkowo metal ten był ceniony wyżej niż złoto i srebro. Tłumaczono to trudnością wydobycia go z rudy. Właściwości fizyczne aluminium i jego zdolność do szybkiego tworzenia na powierzchni filmu ochronnego utrudniają badanie tego pierwiastka. Dopiero pod koniec XIX wieku odkryto wygodną metodę topienia czystego pierwiastka nadającego się do stosowania na skalę przemysłową.
Lekkość i odporność na korozję to wyjątkowe właściwości fizyczne aluminium. Stopy tego srebrzystego metalu wykorzystywane są w wyrobie rakiet, samochodów, statków, samolotów i instrumentów, a także w produkcji sztućców i zastawy stołowej.
Jako czysty metal Al używany jest do produkcji części sprzętu chemicznego, przewodów elektrycznych i kondensatorów. Właściwości fizyczne aluminium są takie, że jego przewodność elektryczna nie jest tak wysoka jak w przypadku miedzi, ale tę wadę rekompensuje lekkość danego metalu, co umożliwia wykonanie grubszych drutów aluminiowych. Zatem przy tej samej przewodności elektrycznej drut aluminiowy waży o połowę mniej niż drut miedziany.
Nie mniej ważne jest wykorzystanie Al w procesie aluminiowania. Jest to nazwa nadana reakcji nasycania powierzchni produktu żeliwnego lub stalowego aluminium w celu ochrony metalu nieszlachetnego przed korozją po podgrzaniu.
Obecnie znane zasoby rud aluminium są w miarę porównywalne z zapotrzebowaniem ludzi na ten srebrzysty metal. Właściwości fizyczne aluminium wciąż potrafią zaskoczyć badaczy, a zakres zastosowań tego metalu jest znacznie szerszy, niż mogłoby się wydawać.
Przygotowanie ałunu potasowego
Aluminium(łac. Aluminium), – w układzie okresowym aluminium znajduje się w trzecim okresie, w głównej podgrupie trzeciej grupy. Ładunek rdzenia +13. Struktura elektronowa atomu to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Metaliczny promień atomowy wynosi 0,143 nm, promień kowalencyjny wynosi 0,126 nm, konwencjonalny promień jonu Al 3+ wynosi 0,057 nm. Energia jonizacji Al – Al + 5,99 eV.
Najbardziej charakterystyczny stopień utlenienia atomu glinu to +3. Rzadko występują ujemne stany utlenienia. W zewnętrznej warstwie elektronowej atomu znajdują się wolne podpoziomy d. Z tego powodu jego liczba koordynacyjna w związkach może wynosić nie tylko 4 (AlCl 4-, AlH 4-, glinokrzemiany), ale także 6 (Al 2 O 3, 3+).
Odniesienie historyczne. Nazwa Aluminium pochodzi z języka łacińskiego. alumen - tak już w 500 rpne. zwany ałunem aluminiowym, który był używany jako zaprawa do barwienia tkanin i garbowania skór. Duński naukowiec H. K. Oersted w 1825 roku działając amalgamatem potasu na bezwodny AlCl 3, a następnie oddestylowując rtęć, otrzymał stosunkowo czysty glin. Pierwszą przemysłową metodę produkcji aluminium zaproponował w 1854 roku francuski chemik A.E. Sainte-Clair Deville: metoda polegała na redukcji podwójnego glinu i chlorku sodu Na 3 AlCl 6 metalicznym sodem. Aluminium, podobne kolorem do srebra, było początkowo bardzo drogie. W latach 1855–1890 wyprodukowano zaledwie 200 ton aluminium. Nowoczesną metodę wytwarzania aluminium metodą elektrolizy stopionego kriolitu i tlenku glinu opracowali w 1886 roku jednocześnie i niezależnie C. Hall w USA i P. Heroux we Francji.
Będąc w naturze
Aluminium jest najpowszechniejszym metalem w skorupie ziemskiej. Stanowi 5,5–6,6 mola. % frakcji lub 8 % wag. Jego główna masa jest skoncentrowana w glinokrzemianach. Niezwykle powszechnym produktem zniszczenia utworzonych przez nie skał jest glina, której główny skład odpowiada wzorowi Al 2 O 3. 2SiO2. 2H 2 O. Spośród innych naturalnych form glinu największe znaczenie ma boksyt Al 2 O 3. xH 2 O i minerały korund Al 2 O 3 i kriolit AlF 3 . 3NaF.
Paragon
Obecnie w przemyśle aluminium wytwarza się poprzez elektrolizę roztworu tlenku glinu Al 2 O 3 w stopionym kriolicie. Al 2 O 3 musi być w miarę czysty, ponieważ zanieczyszczenia z wytopionego aluminium są trudne do usunięcia. Temperatura topnienia Al 2 O 3 wynosi około 2050 o C, a kriolitu 1100 o C. Stopiona mieszanina kriolitu i Al 2 O 3 zawierająca około 10% wag. Al 2 O 3 poddawana jest elektrolizie, która topi się w temperaturze 960°C. o C i ma najkorzystniejszą dla procesu przewodność elektryczną, gęstość i lepkość. Po dodaniu AlF 3, CaF 2 i MgF 2 elektroliza staje się możliwa w temperaturze 950 o C.
Elektrolizer do wytapiania aluminium to żelazna obudowa wyłożona od wewnątrz cegłami ogniotrwałymi. Jej dno (pod spodem), złożone z bloków sprężonego węgla, pełni funkcję katody. Anody znajdują się na górze: są to aluminiowe ramy wypełnione brykietami węglowymi.
Al 2 O 3 = Al 3+ + AlO 3 3-
Na katodzie wydziela się ciekły aluminium:
Al 3+ + 3е - = Al
Aluminium zbiera się na dnie pieca, skąd jest okresowo uwalniane. Na anodzie wydziela się tlen:
4AlO 3 3- – 12e - = 2Al 2 O 3 + 3O 2
Tlen utlenia grafit do tlenków węgla. Podczas spalania węgla powstaje anoda.
Aluminium jest również stosowane jako dodatek stopowy do wielu stopów w celu nadania im odporności na ciepło.
Właściwości fizyczne aluminium. Aluminium łączy w sobie bardzo cenny zestaw właściwości: niską gęstość, wysoką przewodność cieplną i elektryczną, wysoką ciągliwość i dobrą odporność na korozję. Można go łatwo poddawać kuciu, stemplowaniu, walcowaniu, ciągnieniu. Aluminium jest dobrze spawane za pomocą spawania gazowego, kontaktowego i innych rodzajów spawania. Krata aluminiowa jest sześcienna wyśrodkowana na ścianie z parametrem a = 4,0413 Å. Właściwości aluminium, podobnie jak wszystkich metali, zależą zatem od jego czystości. Właściwości aluminium o wysokiej czystości (99,996%): gęstość (w 20°C) 2698,9 kg/m 3 ; t pl 660,24 °C; temperatura wrzenia około 2500 °C; współczynnik rozszerzalności cieplnej (od 20° do 100°C) 23,86·10 -6; przewodność cieplna (przy 190 °C) 343 W/m·K, ciepło właściwe (przy 100 °С) 931,98 J/kg·K. ; przewodność elektryczna w stosunku do miedzi (przy 20 °C) 65,5%. Aluminium charakteryzuje się niską wytrzymałością (wytrzymałość na rozciąganie 50–60 Mn/m2), twardością (170 Mn/m2 według Brinella) i dużą ciągliwością (do 50%). Podczas walcowania na zimno wytrzymałość aluminium na rozciąganie wzrasta do 115 Mn/m2, twardość do 270 Mn/m2, wydłużenie względne spada do 5% (1 Mn/m2 ~ i 0,1 kgf/mm2). Aluminium jest wysoko polerowane, anodowane i ma wysoki współczynnik odbicia zbliżony do srebra (odbija do 90% padającej energii świetlnej). Mając duże powinowactwo do tlenu, aluminium w powietrzu pokrywa się cienką, ale bardzo mocną warstwą tlenku Al 2 O 3, która chroni metal przed dalszym utlenianiem i decyduje o jego wysokich właściwościach antykorozyjnych. Wytrzymałość warstwy tlenkowej i jej działanie ochronne znacznie zmniejszają się w obecności zanieczyszczeń rtęcią, sodem, magnezem, miedzią itp. Aluminium jest odporne na korozję atmosferyczną, wodę morską i słodką, praktycznie nie wchodzi w interakcje ze stężonym lub silnie rozcieńczonym azotem kwasy, kwasy organiczne, produkty spożywcze.
Właściwości chemiczne
Po podgrzaniu drobno pokruszonego aluminium pali się energicznie na powietrzu. Podobnie przebiega jego oddziaływanie z siarką. Połączenie z chlorem i bromem następuje w zwykłych temperaturach, a z jodem - po podgrzaniu. W bardzo wysokich temperaturach aluminium łączy się również bezpośrednio z azotem i węglem. Wręcz przeciwnie, nie wchodzi w interakcję z wodorem.
Aluminium jest dość odporne na wodę. Jeśli jednak działanie ochronne warstwy tlenkowej zostanie usunięte mechanicznie lub przez amalgamację, następuje energiczna reakcja:
Wysoko rozcieńczone i bardzo stężone HNO3 i H2SO4 nie mają prawie żadnego wpływu na aluminium (na zimno), natomiast przy średnich stężeniach tych kwasów stopniowo się rozpuszczają. Czyste aluminium jest dość odporne na kwas solny, ale rozpuszcza się w nim zwykły metal przemysłowy.
Gdy aluminium zostanie wystawione na działanie wodnych roztworów zasad, warstwa tlenku rozpuszcza się i powstają gliniany - sole zawierające glin jako część anionu:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na
Pozbawione filmu ochronnego aluminium oddziałuje z wodą wypierając z niej wodór:
2Al + 6H 2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Powstały wodorotlenek glinu reaguje z nadmiarem zasad, tworząc hydroksyglinian:
Al(OH)3 + NaOH = Na
Ogólne równanie rozpuszczania glinu w wodnym roztworze alkalicznym:
2Al + 2NaOH + 6H 2O = 2Na + 3H 2
Aluminium rozpuszcza się zauważalnie w roztworach soli, które w wyniku hydrolizy mają odczyn kwaśny lub zasadowy, na przykład w roztworze Na2CO3.
W szeregu naprężeń znajduje się pomiędzy Mg i Zn. We wszystkich swoich stabilnych związkach glin jest trójwartościowy.
Połączenie aluminium z tlenem wiąże się z ogromnym wydzielaniem ciepła (1676 kJ/mol Al 2 O 3), znacznie większym niż w przypadku wielu innych metali. W związku z tym podczas ogrzewania mieszaniny tlenku odpowiedniego metalu z proszkiem aluminium następuje gwałtowna reakcja, która prowadzi do uwolnienia wolnego metalu z pobranego tlenku. Często stosuje się metodę redukcji z wykorzystaniem Al (aluminotermia), aby otrzymać szereg pierwiastków (Cr, Mn, V, W itp.) w stanie wolnym.
Aluminotermię czasami wykorzystuje się do spawania pojedynczych elementów stalowych, w szczególności połączeń szyn tramwajowych. Stosowana mieszanina („termit”) składa się zazwyczaj z drobnych proszków aluminium i Fe 3 O 4 . Zapala się go za pomocą zapalnika wykonanego z mieszaniny Al i BaO 2. Główna reakcja przebiega według równania:
8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe + 3350 kJ
Co więcej, temperatura kształtuje się w okolicach 3000 o C.
Tlenek glinu jest białym, bardzo ogniotrwałym (t.t. 2050 o C) i nierozpuszczalnym w masie wody. Naturalny Al 2 O 3 (korund mineralny), jak również ten otrzymywany sztucznie, a następnie silnie kalcynowany, wyróżnia się dużą twardością i nierozpuszczalnością w kwasach. Al 2 O 3 (tzw. tlenek glinu) można przekształcić w stan rozpuszczalny poprzez stopienie z zasadami.
Zazwyczaj korund naturalny zanieczyszczony tlenkiem żelaza, ze względu na jego ekstremalną twardość, używany jest do produkcji ściernic, osełek itp. W postaci drobno pokruszonej nazywa się go szmerglem i służy do czyszczenia powierzchni metalowych i wytwarzania papieru ściernego. Do tych samych celów często stosuje się Al 2 O 3, otrzymywany przez stapianie boksytu (nazwa techniczna - alundum).
Przezroczyste kolorowe kryształy korundu - czerwony rubin - domieszka chromu - i niebieski szafir - domieszka tytanu i żelaza - kamienie szlachetne. Pozyskuje się je również sztucznie i wykorzystuje do celów technicznych, np. do produkcji części instrumentów precyzyjnych, kamieni do zegarków itp. Kryształy rubinu zawierające niewielką domieszkę Cr 2 O 3 wykorzystywane są jako generatory kwantowe – lasery tworzące ukierunkowaną wiązkę promieniowania monochromatycznego.
Ze względu na nierozpuszczalność Al 2 O 3 w wodzie, odpowiadający temu tlenkowi wodorotlenek Al(OH) 3 można otrzymać jedynie pośrednio z soli. Wytwarzanie wodorotlenku można przedstawić na następującym schemacie. Pod wpływem zasad jony OH – w kompleksach wodnych są stopniowo zastępowane przez 3+ cząsteczki wody:
3+ + OH - = 2+ + H 2 O
2+ + OH - = + + H 2 O
OH - = 0 + H 2 O
Al(OH) 3 to obszerny, galaretowaty, biały osad, praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, ale łatwo rozpuszczalny w kwasach i mocnych zasadach. Ma zatem charakter amfoteryczny. Jednak jego podstawowe, a zwłaszcza kwasowe właściwości są raczej słabo wyrażone. Wodorotlenek glinu jest nierozpuszczalny w nadmiarze NH4OH. Jedna z postaci odwodnionego wodorotlenku, żel aluminiowy, stosowana jest w technologii jako adsorbent.
Podczas interakcji z mocnymi zasadami powstają odpowiednie gliniany:
NaOH + Al(OH) 3 = Na
Gliniany najbardziej aktywnych metali jednowartościowych są dobrze rozpuszczalne w wodzie, jednak ze względu na silną hydrolizę ich roztwory są stabilne tylko w obecności wystarczającego nadmiaru zasady. Gliniany produkowane na bazie słabszych zasad są prawie całkowicie hydrolizowane w roztworze i dlatego można je otrzymać jedynie na sucho (poprzez stopienie Al 2 O 3 z tlenkami odpowiednich metali). Powstają metagliniany, których skład wywodzi się z kwasu metaglinowego HAlO 2. Większość z nich jest nierozpuszczalna w wodzie.
Al(OH) 3 tworzy sole z kwasami. Pochodne większości mocnych kwasów są dobrze rozpuszczalne w wodzie, ale ulegają dość znacznej hydrolizie, dlatego ich roztwory wykazują odczyn kwasowy. Rozpuszczalne sole glinu i słabe kwasy ulegają jeszcze większej hydrolizie. Z powodu hydrolizy z roztworów wodnych nie można otrzymać siarczków, węglanów, cyjanków i niektórych innych soli glinu.
W środowisku wodnym anion Al 3+ jest bezpośrednio otoczony przez sześć cząsteczek wody. Taki uwodniony jon jest nieco zdysocjowany według schematu:
3+ + H. 2O = 2+ + OH 3 +
Jego stała dysocjacji wynosi 1. 10 -5, tj. jest słabym kwasem (mocą zbliżoną do kwasu octowego). Oktaedryczne środowisko Al 3+ z sześcioma cząsteczkami wody jest również zachowane w krystalicznych hydratach szeregu soli glinu.
Glinokrzemiany można uznać za krzemiany, w których część czworościanów krzemowo-tlenowych SiO 4 4 - zostaje zastąpiona czworościanami glinowo-tlenowymi AlO 4 5. Spośród glinokrzemianów najpowszechniejsze są skalenie, które stanowią ponad połowę masy skorupa Ziemska. Ich głównymi przedstawicielami są minerały
ortoklaz K 2 Al 2 Si 6 O 16 lub K 2 O . Al2O3. 6SiO2
albit Na 2 Al 2 Si 6 O 16 lub Na 2 O. Al2O3. 6SiO2
anortyt CaAl 2 Si 2 O 8 lub CaO. Al2O3. 2SiO2
Minerały z grupy mików są bardzo powszechne, na przykład muskowit Kal 2 (AlSi 3 O 10) (OH) 2. Duże znaczenie praktyczne ma minerał nefelina (Na, K) 2, który wykorzystuje się do produkcji tlenku glinu, wyrobów sodowych i cementu. Produkcja ta obejmuje następujące operacje: a) nefelin i wapień spiekane są w piecach rurowych w temperaturze 1200 o C:
(Na, K) 2 + 2CaCO 3 = 2CaSiO 3 + NaAlO 2 + KAlO 2 + 2CO 2
b) powstałą masę ługuje się wodą - powstaje roztwór glinianów sodu i potasu oraz zawiesina CaSiO 3:
NaAlO 2 + KAlO 2 + 4H 2 O = Na + K
c) CO2 powstający podczas spiekania przepuszcza się przez roztwór glinianu:
Na + K + 2CO 2 = NaHCO 3 + KHCO 3 + 2Al(OH) 3
d) przez ogrzewanie Al(OH) 3 otrzymuje się tlenek glinu:
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
e) poprzez odparowanie ługu macierzystego oddziela się sodę i polewkę, a uzyskany wcześniej osad wykorzystuje się do produkcji cementu.
Przy produkcji 1 tony Al 2 O 3 otrzymuje się 1 tonę produktów sodowych i 7,5 tony cementu.
Niektóre glinokrzemiany mają luźną strukturę i są zdolne do wymiany jonowej. Tego typu krzemiany – naturalne i szczególnie sztuczne – wykorzystywane są do zmiękczania wody. Dodatkowo ze względu na mocno rozwiniętą powierzchnię znajdują zastosowanie jako nośniki katalizatorów tj. jako materiały impregnowane katalizatorem.
Halogenki glinu w normalnych warunkach są bezbarwnymi substancjami krystalicznymi. W serii halogenków glinu AlF 3 bardzo różni się właściwościami od swoich analogów. Jest ogniotrwały, słabo rozpuszczalny w wodzie i nieaktywny chemicznie. Główna metoda wytwarzania AlF 3 opiera się na działaniu bezwodnego HF na Al 2 O 3 lub Al:
Al 2O 3 + 6HF = 2AlF 3 + 3H 2 O
Związki glinu z chlorem, bromem i jodem są topliwe, bardzo reaktywne i dobrze rozpuszczalne nie tylko w wodzie, ale także w wielu rozpuszczalnikach organicznych. Oddziaływaniu halogenków glinu z wodą towarzyszy znaczne wydzielanie ciepła. W roztworze wodnym wszystkie ulegają silnej hydrolizie, ale w przeciwieństwie do typowych kwaśnych halogenków niemetali ich hydroliza jest niepełna i odwracalna. Będąc zauważalnie lotnymi nawet w normalnych warunkach, AlCl 3, AlBr 3 i AlI 3 dymią w wilgotnym powietrzu (w wyniku hydrolizy). Można je otrzymać poprzez bezpośrednie oddziaływanie prostych substancji.
Gęstości par AlCl 3, AlBr 3 i AlI 3 w stosunkowo niskich temperaturach mniej więcej dokładnie odpowiadają podwójnym wzorom - Al 2 Hal 6. Struktura przestrzenna tych cząsteczek odpowiada dwóm czworościanom o wspólnej krawędzi. Każdy atom glinu jest związany z czterema atomami halogenu, a każdy z centralnych atomów halogenu jest związany z obydwoma atomami glinu. Z dwóch wiązań centralnego atomu halogenu jedno jest donorem-akceptorem, przy czym aluminium pełni rolę akceptora.
Z solami halogenkowymi wielu metali jednowartościowych halogenki glinu tworzą złożone związki, głównie typu M3 i M (gdzie Hal oznacza chlor, brom lub jod). W rozważanych halogenkach tendencja do reakcji addycji jest na ogół bardzo wyraźna. Właśnie z tego powodu najważniejsze jest techniczne zastosowanie AlCl3 jako katalizatora (w rafinacji ropy naftowej i syntezach organicznych).
Spośród fluoroglinianów największym zastosowaniem (do produkcji Al, F2, emalii, szkła itp.) jest kriolit Na3. Przemysłowa produkcja sztucznego kriolitu opiera się na obróbce wodorotlenku glinu kwasem fluorowodorowym i sodą:
2Al(OH) 3 + 12HF + 3Na 2CO 3 = 2Na 3 + 3CO 2 + 9H 2 O
Chloro-, bromo- i jodogliniany otrzymuje się przez stopienie trihalogenków glinu z halogenkami odpowiednich metali.
Chociaż aluminium nie reaguje chemicznie z wodorem, wodorek glinu można otrzymać pośrednio. Jest to biała, amorficzna masa o składzie (AlH 3) n. Rozkłada się po ogrzaniu powyżej 105 o C z wydzieleniem wodoru.
Kiedy AlH3 oddziałuje z zasadowymi wodorkami w roztworze eterowym, powstają wodorogliniany:
LiH + AlH3 = Li
Wodorogliniany są białymi ciałami stałymi. Szybko rozkłada się pod wpływem wody. Są silnymi środkami redukującymi. Wykorzystuje się je (zwłaszcza Li) w syntezie organicznej.
Siarczan glinu Al 2 (SO 4) 3. 18H2O otrzymuje się przez działanie gorącego kwasu siarkowego na tlenek glinu lub kaolin. Służy do oczyszczania wody, a także do przygotowania niektórych rodzajów papieru.
Ałun potasowo-glinowy KAl(SO 4) 2. 12H 2 O stosowany jest w dużych ilościach do garbowania skór, a także w przemyśle farbiarskim jako zaprawa do tkanin bawełnianych. W tym drugim przypadku działanie ałunu polega na tym, że powstały w wyniku jego hydrolizy wodorotlenek glinu osadza się we włóknach tkaniny w stanie drobno rozproszonym i adsorbując barwnik, mocno utrzymuje go na włóknie.
Z pozostałych pochodnych glinu należy wymienić jego octan (inaczej sól kwasu octowego) Al(CH 3 COO) 3, stosowany do barwienia tkanin (jako zaprawa) oraz w medycynie (płyny i kompresy). Azotan glinu jest łatwo rozpuszczalny w wodzie. Fosforan glinu jest nierozpuszczalny w wodzie i kwasie octowym, ale rozpuszczalny w mocnych kwasach i zasadach.
Aluminium w korpusie. Aluminium wchodzi w skład tkanek zwierząt i roślin; w organach ssaków stwierdzono od 10 -3 do 10 -5% glinu (w przeliczeniu na surowiec). Aluminium gromadzi się w wątrobie, trzustce i tarczycy. W produktach roślinnych zawartość glinu waha się od 4 mg na 1 kg suchej masy (ziemniaki) do 46 mg (rzepa żółta), w produktach pochodzenia zwierzęcego od 4 mg (miód) do 72 mg na 1 kg suchej masy ( wołowina). W codziennej diecie człowieka zawartość glinu sięga 35–40 mg. Do organizmów skupiających aluminium zalicza się mchy (Lycopodiaceae), które w popiele zawierają do 5,3% glinu, oraz mięczaki (Helix i Lithorina), które w popiele zawierają 0,2–0,8% glinu. Tworząc nierozpuszczalne związki z fosforanami, glin zaburza odżywianie roślin (wchłanianie fosforanów przez korzenie) i zwierząt (wchłanianie fosforanów w jelitach).
Geochemia aluminium. O cechach geochemicznych aluminium decyduje jego duże powinowactwo do tlenu (w minerałach aluminium wchodzi w skład oktaedrów i czworościanów tlenowych), stała wartościowość (3) oraz niska rozpuszczalność większości naturalnych związków. W procesach endogenicznych podczas krzepnięcia magmy i powstawania skał magmowych aluminium przedostaje się do sieci krystalicznej skaleni, mików i innych minerałów - glinokrzemianów. W biosferze aluminium jest słabym migrantem, występuje rzadko w organizmach i hydrosferze. W wilgotnym klimacie, gdzie rozkładające się pozostałości bujnej roślinności tworzą wiele kwasów organicznych, glin migruje do gleb i wód w postaci organiczno-mineralnych związków koloidalnych; aluminium jest adsorbowane przez koloidy i odkładane w dolnych partiach gleby. Wiązanie aluminium z krzemem zostaje częściowo zerwane i w niektórych miejscach w tropikach tworzą się minerały - wodorotlenki glinu - bemit, diaspory, hydrargillit. Większość aluminium wchodzi w skład glinokrzemianów – kaolinitu, beidellitu i innych minerałów ilastych. Słaba mobilność determinuje resztkową akumulację aluminium w wietrzejącej skorupie wilgotnych tropików. W rezultacie powstaje boksyt eluwialny. W poprzednich epokach geologicznych boksyt gromadził się także w jeziorach i strefach przybrzeżnych mórz w regionach tropikalnych (na przykład boksyty osadowe Kazachstanu). Na stepach i pustyniach, gdzie jest mało materii żywej, a wody są neutralne i zasadowe, aluminium prawie nie migruje. Migracja aluminium jest najbardziej energetyczna na obszarach wulkanicznych, gdzie obserwuje się silnie kwaśne wody rzeczne i gruntowe bogate w glin. W miejscach, gdzie wody kwaśne mieszają się z zasadowymi wodami morskimi (przy ujściach rzek i nie tylko), aluminium wytrąca się, tworząc złoża boksytu.
Zastosowanie aluminium. Połączenie właściwości fizycznych, mechanicznych i chemicznych aluminium decyduje o jego powszechnym zastosowaniu w niemal wszystkich obszarach techniki, zwłaszcza w postaci jego stopów z innymi metalami. W elektrotechnice aluminium z powodzeniem zastępuje miedź, szczególnie przy produkcji masywnych przewodów, np. w liniach napowietrznych, kablach wysokiego napięcia, szynach rozdzielczych, transformatorach (przewodność elektryczna aluminium osiąga 65,5% przewodności elektrycznej miedzi, a jest ponad trzykrotnie lżejsza od miedzi, przy przekroju zapewniającym tę samą przewodność, masa drutów aluminiowych jest o połowę mniejsza od miedzi). Ultraczyste aluminium wykorzystywane jest do produkcji kondensatorów elektrycznych i prostowników, których działanie opiera się na zdolności warstwy tlenku glinu do przepuszczania prądu elektrycznego tylko w jednym kierunku. Ultraczyste aluminium oczyszczone metodą topienia strefowego wykorzystywane jest do syntezy związków półprzewodnikowych typu A III B V, wykorzystywanych do produkcji urządzeń półprzewodnikowych. Czyste aluminium wykorzystywane jest do produkcji różnego rodzaju odbłyśników lustrzanych. Aluminium o wysokiej czystości służy do ochrony powierzchni metalowych przed korozją atmosferyczną (okładziny, farba aluminiowa). Aluminium, posiadające stosunkowo niski przekrój poprzeczny absorpcji neutronów, jest stosowane jako materiał konstrukcyjny w reaktorach jądrowych.
Zbiorniki aluminiowe o dużej pojemności przechowują i transportują gazy płynne (metan, tlen, wodór itp.), kwasy azotowy i octowy, czystą wodę, nadtlenek wodoru i oleje jadalne. Aluminium znajduje szerokie zastosowanie w urządzeniach i aparaturze przemysłu spożywczego, do pakowania żywności (w postaci folii) oraz do produkcji różnego rodzaju artykułów gospodarstwa domowego. Gwałtownie wzrosło zużycie aluminium do wykańczania budynków, obiektów architektonicznych, transportowych i sportowych.
W metalurgii aluminium (obok stopów na nim opartych) jest jednym z najpowszechniejszych dodatków stopowych do stopów na bazie Cu, Mg, Ti, Ni, Zn i Fe. Aluminium wykorzystuje się także do odtleniania stali przed wlaniem jej do formy, a także w procesach wytwarzania niektórych metali metodą aluminotermiczną. Na bazie aluminium powstał SAP (spiekany proszek aluminiowy) przy użyciu metalurgii proszków, który charakteryzuje się wysoką odpornością cieplną w temperaturach powyżej 300°C.
Aluminium wykorzystywane jest do produkcji materiałów wybuchowych (amonial, alumotol). Szeroko stosowane są różne związki aluminium.
Produkcja i zużycie aluminium stale rośnie, znacznie przewyższając tempo wzrostu produkcji stali, miedzi, ołowiu i cynku.
Wykaz używanej literatury
1. V.A. Rabinowicz, Z.Ya. Khavin „Krótki podręcznik chemiczny”
2. L.S. Guzey „Wykłady z chemii ogólnej”
3. N.S. Achmetow „Chemia ogólna i nieorganiczna”
4. B.V. Niekrasow „Podręcznik chemii ogólnej”
5. N.L. Glinka „Chemia Ogólna”
Aluminium zaczęto produkować dopiero na początku XIX wieku. Dokonał tego fizyk Hans Oersted. Swoje doświadczenie przeprowadził z amalgamatem potasu, chlorkiem glinu i.
Nawiasem mówiąc, nazwa tego srebrzystego materiału pochodzi od łacińskiego słowa „ałun”, ponieważ to z nich wydobywa się ten pierwiastek.
AłunAłun to naturalny minerał na bazie metali, który łączy w swoim składzie sole kwasu siarkowego.
Wcześniej był uważany za metal szlachetny i był o rząd wielkości droższy od złota. Wyjaśniono to faktem, że metal był dość trudny do oddzielenia od zanieczyszczeń. Dlatego tylko bogaci i wpływowi ludzie mogli sobie pozwolić na aluminiową biżuterię.
Japońska dekoracja aluminiowa
Jednak w 1886 roku Charles Hall wymyślił metodę ekstrakcji aluminium na skalę przemysłową, która radykalnie obniżyła koszt tego metalu i umożliwiła wykorzystanie go w produkcji metalurgicznej. Metoda przemysłowa polegała na elektrolizie stopionego kriolitu, w którym rozpuszczono tlenek glinu.
Aluminium jest bardzo popularnym metalem, ponieważ wykonano z niego wiele rzeczy, których ludzie używają na co dzień.
Zastosowanie aluminium
Ze względu na swoją plastyczność i lekkość, a także odporność na korozję, aluminium jest cennym metalem we współczesnym przemyśle. Z aluminium produkowane są nie tylko naczynia kuchenne – jest ono szeroko stosowane w konstrukcji samochodów i samolotów.
Aluminium jest również jednym z najtańszych i najbardziej ekonomicznych materiałów, ponieważ można go używać w nieskończoność poprzez przetapianie niechcianych przedmiotów aluminiowych, takich jak puszki.
Puszki aluminiowe
Glin metaliczny jest bezpieczny, jednak jego związki mogą być toksyczne dla ludzi i zwierząt (zwłaszcza chlorek, octan i siarczan glinu).
Właściwości fizyczne aluminium
Aluminium jest dość lekkim metalem w kolorze srebrnym, który może tworzyć stopy z większością metali, zwłaszcza miedzią i krzemem. Jest też bardzo plastyczny, łatwo można go przekształcić w cienką płytkę lub folię. Temperatura topnienia aluminium = 660°C, a temperatura wrzenia 2470°C.
Właściwości chemiczne aluminium
W temperaturze pokojowej metal pokryty jest trwałą warstwą tlenku glinu Al₂O₃, która chroni go przed korozją.
Aluminium praktycznie nie reaguje z utleniaczami ze względu na chroniącą je warstwę tlenkową. Można go jednak łatwo zniszczyć, dzięki czemu metal wykazuje aktywne właściwości regeneracyjne. Powłokę tlenku glinu można zniszczyć roztworem lub stopieniem zasad, kwasów lub chlorkiem rtęci.
Aluminium ze względu na swoje właściwości redukujące znalazło zastosowanie w przemyśle do produkcji innych metali. Proces ten nazywa się aluminotermią. Cechą aluminium jest jego interakcja z tlenkami innych metali.
Reakcja aluminotermiczna z udziałem tlenku żelaza (III).
Rozważmy na przykład reakcję z tlenkiem chromu:
Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.
Aluminium dobrze reaguje z prostymi substancjami. Na przykład w przypadku halogenów (z wyjątkiem fluoru) aluminium może tworzyć jodek, chlorek lub bromek glinu:
2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃
Z innymi niemetalami, takimi jak fluor, siarka, azot, węgiel itp. aluminium może reagować tylko po podgrzaniu.
Srebro metaliczne reaguje również ze złożonymi substancjami chemicznymi. Na przykład z zasadami tworzy gliniany, czyli złożone związki, które są aktywnie wykorzystywane w przemyśle papierniczym i tekstylnym. Ponadto reaguje jako wodorotlenek glinu
Al(OH)₃ + NaOH = Na),
i metaliczne aluminium lub tlenek glinu:
2Al + 2NaOH + 6N₂О = 2Na + ЗН₂.
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na
Aluminium reaguje dość spokojnie z agresywnymi kwasami (na przykład kwasami siarkowymi i chlorowodorowymi), bez zapłonu.
Jeśli zanurzysz kawałek metalu w kwasie solnym, reakcja będzie powolna – warstwa tlenku początkowo się rozpuści, ale potem przyspieszy. Aluminium rozpuszcza się w kwasie solnym w celu uwolnienia rtęci przez dwie minuty, a następnie dobrze płucze. Rezultatem jest amalgamat, stop rtęci i aluminium:
3HgCI₂ + 2Al = 2AlCI₃ + 3Hg
Co więcej, nie przykleja się do metalowej powierzchni. Teraz, zanurzając oczyszczony metal w wodzie, można zaobserwować powolną reakcję, której towarzyszy wydzielanie się wodoru i powstawanie wodorotlenku glinu:
2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂.
Aluminium – niszczenie metalu pod wpływem środowiska.
Dla reakcji Al 3+ +3e → Al standardowy potencjał elektrody aluminium wynosi -1,66 V.
Temperatura topnienia aluminium wynosi 660°C.
Gęstość aluminium wynosi 2,6989 g/cm 3 (w normalnych warunkach).
Aluminium, chociaż jest metalem aktywnym, ma dość dobre właściwości korozyjne. Można to wytłumaczyć zdolnością do pasywacji w wielu agresywnych środowiskach.
Odporność na korozję aluminium zależy od wielu czynników: czystości metalu, środowiska korozyjnego, stężenia agresywnych zanieczyszczeń w środowisku, temperatury itp. Silny wpływ ma pH roztworów. Tlenek glinu tworzy się na powierzchni metalu tylko w zakresie pH od 3 do 9!
Na odporność korozyjną Al duży wpływ ma jego czystość. Do produkcji jednostek i sprzętu chemicznego stosuje się wyłącznie metal o wysokiej czystości (bez zanieczyszczeń), na przykład aluminium AB1 i AB2.
Korozji aluminium nie obserwuje się tylko w tych środowiskach, w których na powierzchni metalu tworzy się ochronny film tlenkowy.
Po podgrzaniu aluminium może reagować z niektórymi niemetalami:
2Al + N 2 → 2AlN – oddziaływanie glinu i azotu z utworzeniem azotku glinu;
4Al + 3C → Al 4 C 3 – reakcja aluminium z węglem, w wyniku której powstaje węglik glinu;
2Al + 3S → Al 2 S 3 – oddziaływanie glinu i siarki z utworzeniem siarczku glinu.
Korozja aluminium w powietrzu (korozja aluminium w atmosferze)
Aluminium w interakcji z powietrzem staje się pasywne. Kiedy czysty metal wchodzi w kontakt z powietrzem, na powierzchni aluminium natychmiast pojawia się cienka warstwa ochronna tlenku glinu. Ponadto wzrost filmu spowalnia. Wzór tlenku glinu to Al 2 O 3 lub Al 2 O 3 H 2 O.
Reakcja aluminium z tlenem:
4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.
Grubość tej warstwy tlenkowej waha się od 5 do 100 nm (w zależności od warunków pracy). Tlenek glinu ma dobrą przyczepność do powierzchni i spełnia warunek ciągłości warstw tlenkowych. Podczas przechowywania w magazynie grubość tlenku glinu na powierzchni metalu wynosi około 0,01 - 0,02 mikrona. Podczas interakcji z suchym tlenem – 0,02 – 0,04 mikrona. Podczas obróbki cieplnej aluminium grubość warstwy tlenku może osiągnąć 0,1 mikrona.
Aluminium jest dość odporne zarówno w czystym wiejskim powietrzu, jak i w atmosferze przemysłowej (zawierającej pary siarki, siarkowodór, gazowy amoniak, suchy chlorowodór itp.). Ponieważ związki siarki nie mają wpływu na korozję aluminium w środowiskach gazowych - wykorzystuje się je do produkcji zakładów przerobu kwaśnej ropy naftowej i urządzeń do wulkanizacji gumy.
Korozja aluminium w wodzie
Korozji aluminium prawie nie obserwuje się podczas interakcji z czystą, świeżą wodą destylowaną. Zwiększenie temperatury do 180°C nie powoduje żadnego specjalnego efektu. Gorąca para wodna również nie ma wpływu na korozję aluminium. Jeśli dodasz trochę alkaliów do wody, nawet w temperaturze pokojowej, szybkość korozji aluminium w takim środowisku nieznacznie wzrośnie.
Oddziaływanie czystego aluminium (niepokrytego warstwą tlenku) z wodą można opisać równaniem reakcji:
2Al + 6H 2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2.
Podczas interakcji z wodą morską czyste aluminium zaczyna korodować, ponieważ... wrażliwy na rozpuszczone sole. Aby zastosować aluminium w wodzie morskiej, do jego składu dodaje się niewielką ilość magnezu i krzemu. Odporność na korozję aluminium i jego stopów pod wpływem wody morskiej jest znacznie zmniejszona, jeśli metal zawiera miedź.
Korozja aluminium w kwasach
Wraz ze wzrostem czystości aluminium wzrasta jego odporność na kwasy.
Korozja aluminium w kwasie siarkowym
Kwas siarkowy (posiada właściwości utleniające) w średnich stężeniach jest bardzo niebezpieczny dla aluminium i jego stopów. Reakcję z rozcieńczonym kwasem siarkowym opisuje równanie:
2Al + 3H 2 SO 4 (dil) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.
Stężony zimny kwas siarkowy nie działa. A po podgrzaniu aluminium koroduje:
2Al + 6H 2 SO 4 (stęż.) → Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O.
W tym przypadku powstaje rozpuszczalna sól - siarczan glinu.
Al jest stabilny w oleum (dymiącym kwasie siarkowym) w temperaturach do 200 °C. Z tego powodu wykorzystuje się go do produkcji kwasu chlorosulfonowego (HSO 3 Cl) i oleum.
Korozja aluminium w kwasie solnym
Aluminium lub jego stopy szybko rozpuszczają się w kwasie solnym (szczególnie przy wzroście temperatury). Równanie korozji:
2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2.
Roztwory kwasów bromowodorowego (HBr) i fluorowodorowego (HF) działają podobnie.
Korozja aluminium w kwasie azotowym
Stężony roztwór kwasu azotowego ma silne właściwości utleniające. Aluminium w kwasie azotowym w normalnych temperaturach jest wyjątkowo odporne (opór jest wyższy niż stali nierdzewnej 12Х18Н9). Używa się go nawet do produkcji stężonego kwasu azotowego metodą bezpośredniej syntezy.
Po podgrzaniu korozja aluminium w kwasie azotowym przebiega zgodnie z reakcją:
Al + 6HNO 3 (stęż.) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O.
Korozja aluminium w kwasie octowym
Aluminium jest dość odporne na kwas octowy w dowolnym stężeniu, ale tylko wtedy, gdy temperatura nie przekracza 65 ° C. Służy do produkcji formaldehydu i kwasu octowego. W wyższych temperaturach aluminium rozpuszcza się (z wyjątkiem kwasów o stężeniu 98 - 99,8%).
Aluminium jest stabilne w bromowych i słabych roztworach kwasów chromowego (do 10%), fosforowego (do 1%) w temperaturze pokojowej.
Kwas cytrynowy, masłowy, jabłkowy, winowy, propionowy, wino i soki owocowe mają słaby wpływ na aluminium i jego stopy.
Kwasy szczawiowy, mrówkowy i chloroorganiczny niszczą metal.
Odporność na korozję aluminium w dużym stopniu zależy od pary i ciekłej rtęci. Po krótkim kontakcie metal i jego stopy intensywnie korodują, tworząc amalgamaty.
Korozja aluminium w alkaliach
Alkalia łatwo rozpuszczają ochronny film tlenkowy na powierzchni aluminium, zaczynają reagować z wodą, w wyniku czego metal rozpuszcza się z wydzieleniem wodoru (korozja aluminium z depolaryzacją wodoru).
2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2;
2(NaOHH 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2.
Tworzą się gliniany.
Również warstwa tlenku jest niszczona przez jony rtęci, miedzi i chloru.
Aluminium jest metalem amfoterycznym. Konfiguracja elektronowa atomu glinu to 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1. Zatem ma trzy elektrony walencyjne na swojej zewnętrznej warstwie elektronowej: 2 na poziomie 3s i 1 na podpoziomie 3p. Ze względu na tę strukturę charakteryzuje się reakcjami, w wyniku których atom glinu traci trzy elektrony z poziomu zewnętrznego i uzyskuje stopień utlenienia +3. Aluminium jest metalem wysoce reaktywnym i wykazuje bardzo silne właściwości redukujące.
Oddziaływanie aluminium z substancjami prostymi
z tlenem
Kiedy absolutnie czyste aluminium wchodzi w kontakt z powietrzem, atomy aluminium znajdujące się w warstwie powierzchniowej natychmiast wchodzą w interakcję z tlenem zawartym w powietrzu i tworzą cienką, kilkudziesięciowarstwową, trwałą warstwę tlenkową o składzie Al 2 O 3, która chroni aluminium przed dalsze utlenianie. Niemożliwe jest również utlenianie dużych próbek aluminium nawet w bardzo wysokich temperaturach. Jednakże drobny proszek aluminiowy pali się dość łatwo w płomieniu palnika:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3
z halogenami
Aluminium reaguje bardzo energicznie ze wszystkimi halogenami. Zatem reakcja pomiędzy zmieszanymi proszkami glinu i jodu zachodzi już w temperaturze pokojowej po dodaniu kropli wody jako katalizatora. Równanie interakcji jodu z aluminium:
2Al + 3I 2 = 2AlI 3
Aluminium reaguje również z bromem, który jest ciemnobrązową cieczą, bez ogrzewania. Wystarczy dodać próbkę aluminium do ciekłego bromu: natychmiast rozpoczyna się gwałtowna reakcja, uwalniając dużą ilość ciepła i światła:
2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3
Reakcja pomiędzy aluminium i chlorem zachodzi, gdy do kolby wypełnionej chlorem dodaje się podgrzaną folię aluminiową lub drobny proszek aluminiowy. Aluminium spala się skutecznie w chlorze zgodnie z równaniem:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
z siarką
Po podgrzaniu do 150-200 o C lub po spaleniu mieszaniny sproszkowanego aluminium i siarki rozpoczyna się między nimi intensywna reakcja egzotermiczna z wyzwoleniem światła:
— siarczek aluminium
z azotem
Kiedy aluminium reaguje z azotem w temperaturze około 800 o C, powstaje azotek glinu:
z węglem
W temperaturze około 2000 o C aluminium reaguje z węglem tworząc węglik glinu (metanowiec), zawierający węgiel na stopniu utlenienia -4, podobnie jak metan.
Oddziaływanie aluminium z substancjami złożonymi
z wodą
Jak wspomniano powyżej, stabilna i trwała warstwa tlenku Al 2 O 3 zapobiega utlenianiu aluminium w powietrzu. Ta sama ochronna warstwa tlenku sprawia, że aluminium jest obojętne na wodę. Podczas usuwania ochronnej warstwy tlenku z powierzchni metodami takimi jak obróbka wodnymi roztworami zasad, chlorku amonu lub soli rtęci (amalgiacja), aluminium zaczyna energicznie reagować z wodą, tworząc wodorotlenek glinu i gazowy wodór:
z tlenkami metali
Po zapaleniu mieszaniny aluminium z tlenkami metali mniej aktywnych (na prawo od aluminium w szeregu aktywności) rozpoczyna się niezwykle gwałtowna, silnie egzotermiczna reakcja. Tak więc w przypadku oddziaływania aluminium z tlenkiem żelaza (III) rozwija się temperatura 2500-3000 o C. W wyniku tej reakcji powstaje stopione żelazo o wysokiej czystości:
2AI + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3
Ta metoda otrzymywania metali z ich tlenków poprzez redukcję aluminium nazywa się aluminotermia Lub aluminotermia.
z kwasami nieutleniającymi
Oddziaływanie aluminium z kwasami nieutleniającymi, tj. z prawie wszystkimi kwasami, z wyjątkiem stężonych kwasów siarkowych i azotowych, prowadzi do powstania soli glinowej odpowiedniego kwasu i wodoru:
a) 2Al + 3H 2 SO 4 (rozcieńczony) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
2Al 0 + 6H + = 2Al 3+ + 3H 2 0 ;
b) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2
z kwasami utleniającymi
-stężony kwas siarkowy
Oddziaływanie aluminium ze stężonym kwasem siarkowym w normalnych warunkach i w niskich temperaturach nie zachodzi ze względu na efekt zwany pasywacją. Po podgrzaniu reakcja jest możliwa i prowadzi do powstania siarczanu glinu, wody i siarkowodoru, który powstaje w wyniku redukcji siarki, która jest częścią kwasu siarkowego:
Tak głęboka redukcja siarki ze stopnia utlenienia +6 (w H 2 SO 4) do stopnia utlenienia -2 (w H 2 S) następuje dzięki bardzo dużej zdolności redukcyjnej aluminium.
- stężony kwas azotowy
W normalnych warunkach stężony kwas azotowy pasywuje także aluminium, co umożliwia jego przechowywanie w aluminiowych pojemnikach. Podobnie jak w przypadku stężonego kwasu siarkowego, oddziaływanie glinu ze stężonym kwasem azotowym staje się możliwe przy silnym ogrzewaniu i zachodzi głównie reakcja:
- rozcieńczony kwas azotowy
Oddziaływanie glinu z rozcieńczonym kwasem azotowym w porównaniu ze stężonym kwasem azotowym prowadzi do produktów głębszej redukcji azotu. Zamiast NO, w zależności od stopnia rozcieńczenia, mogą powstać N 2 O i NH 4 NO 3:
8Al + 30HNO 3(rozcieńcz.) = 8Al(NO 3) 3 +3N 2O + 15H2O
8Al + 30HNO 3(czysty rozcieńczony) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4NO 3 + 9H 2 O
z alkaliami
Aluminium reaguje zarówno z wodnymi roztworami zasad:
2Al + 2NaOH + 6H 2O = 2Na + 3H 2
oraz z czystymi zasadami podczas stapiania:
W obu przypadkach reakcja rozpoczyna się od rozpuszczenia warstwy ochronnej tlenku glinu:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na
Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O
W przypadku roztworu wodnego aluminium oczyszczone z ochronnej warstwy tlenkowej zaczyna reagować z wodą zgodnie z równaniem:
2Al + 6H 2O = 2Al(OH) 3 + 3H 2
Powstały wodorotlenek glinu, jako amfoteryczny, reaguje z wodnym roztworem wodorotlenku sodu, tworząc rozpuszczalny tetrahydroksoglinian sodu:
Al(OH)3 + NaOH = Na