Atomi aluminija pojavljuju se u kemijskim reakcijama. Kemijska svojstva aluminija i njegovih spojeva. Svojstva aluminijevog hidroksida

  • Oznaka - Al (aluminij);
  • Razdoblje - III;
  • Skupina - 13 (IIIa);
  • Atomska masa - 26,981538;
  • Atomski broj - 13;
  • Atomski polumjer = 143 pm;
  • Kovalentni polumjer = 121 pm;
  • Distribucija elektrona - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ;
  • temperatura taljenja = 660°C;
  • vrelište = 2518°C;
  • Elektronegativnost (prema Paulingu/prema Alpredu i Rochowu) = 1,61/1,47;
  • Oksidacijsko stanje: +3,0;
  • Gustoća (br.) = 2,7 g/cm3;
  • Molarni volumen = 10,0 cm3/mol.

Aluminij (stipsu) prvi je dobio 1825. Danac G. K. Ørsted. U početku, prije otkrića industrijske metode proizvodnje, aluminij je bio skuplji od zlata.

Aluminij je najčešći metal u zemljina kora (maseni udio iznosi 7-8%), te treći po zastupljenosti među svim elementima nakon kisika i silicija. Aluminij se ne nalazi u slobodnom obliku u proirodu.

Najvažniji prirodni spojevi aluminija:

  • alumosilikati - Na 2 O Al 2 O 3 2SiO 2 ; K 2 O Al 2 O 3 2SiO 2
  • boksit - Al 2 O 3 · n H2O
  • korund - Al 2 O 3
  • kriolit - 3NaF AlF 3


Riža. Struktura atoma aluminija.

Aluminij je kemijski aktivan metal - na njegovoj vanjskoj elektronskoj razini postoje tri elektrona koji sudjeluju u stvaranju kovalentnih veza kada aluminij stupa u interakciju s drugim kemijskim elementima (vidi Kovalentna veza). Aluminij je jako redukcijsko sredstvo i pokazuje oksidacijsko stanje +3 u svim spojevima.

Na sobnoj temperaturi aluminij reagira s kisikom sadržanim u atmosferski zrak, uz stvaranje postojanog oksidnog filma, koji pouzdano sprječava proces daljnje oksidacije (korozije) metala, uslijed čega se smanjuje kemijska aktivnost aluminija.

Zahvaljujući oksidnom filmu, aluminij ne reagira s dušičnom kiselinom na sobnoj temperaturi, stoga je aluminijsko posuđe pouzdan spremnik za skladištenje i transport dušične kiseline.

Fizička svojstva aluminija:

  • metal srebro- bijela;
  • čvrsta;
  • trajan;
  • lako;
  • plastika (razvučena u tanku žicu i foliju);
  • ima visoku električnu i toplinsku vodljivost;
  • talište 660°C
  • prirodni aluminij sastoji se od jednog izotopa 27 13 Al

Kemijska svojstva aluminij:

  • prilikom uklanjanja oksidnog filma, aluminij reagira s vodom:
    2Al + 6H20 = 2Al(OH)3 + 3H2;
  • na sobnoj temperaturi reagira s bromom i klorom stvarajući soli:
    2Al + 3Br2 = 2AlCl3;
  • na visoka temperatura aluminij reagira s kisikom i sumporom (reakcija je popraćena oslobađanjem velike količine topline):
    4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 + Q;
    2Al + 3S = Al 2 S 3 + Q;
  • pri t=800°C reagira s dušikom:
    2Al + N2 = 2AlN;
  • pri t=2000°C reagira s ugljikom:
    2Al + 3C = Al 4 C 3;
  • reducira mnoge metale iz njihovih oksida - aluminotermija(na temperaturama do 3000°C) industrijski se proizvode volfram, vanadij, titan, kalcij, krom, željezo, mangan:
    8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe;
  • reagira s klorovodičnom i razrijeđenom sumpornom kiselinom oslobađajući vodik:
    2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2;
    2Al + 3H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3H2;
  • reagira s koncentriranom sumpornom kiselinom na visokoj temperaturi:
    2Al + 6H2SO4 = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;
  • reagira s alkalijama uz oslobađanje vodika i stvaranje složenih soli - reakcija se odvija u nekoliko faza: kada se aluminij uroni u otopinu alkalije, izdržljivi zaštitni oksidni film koji se nalazi na površini metala se otapa; nakon što se film otopi, aluminij, kao aktivni metal, reagira s vodom stvarajući aluminijev hidroksid, koji reagira s alkalijama kao amfoterni hidroksid:
    • Al 2 O 3 +2NaOH = 2NaAlO 2 +H 2 O - otapanje oksidnog filma;
    • 2Al+6H 2 O = 2Al(OH) 3 +3H 2 - interakcija aluminija s vodom pri čemu nastaje aluminijev hidroksid;
    • NaOH+Al(OH) 3 = NaAlO 2 + 2H 2 O - interakcija aluminijevog hidroksida s lužinom
    • 2Al+2NaOH+2H 2 O = 2NaAlO 2 +3H 2 - sumarna jednadžba reakcije aluminija s alkalijama.

Aluminijski priključci

Al 2 O 3 (aluminij)

Aluminijev oksid Al 2 O 3 je bijela, vrlo vatrostalna i tvrda tvar (u prirodi su tvrđi samo dijamant, karborund i borazon).

Svojstva glinice:

  • ne otapa se u vodi i reagira s njom;
  • je amfoterna tvar, reagira s kiselinama i alkalijama:
    Al203 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H20;
    Al203 + 6NaOH + 3H20 = 2Na3;
  • Kako amfoterni oksid reagira kada se stopi s metalnim oksidima i solima, tvoreći aluminate:
    Al 2 O 3 + K 2 O = 2KAlO 2.

U industriji se glinica dobiva iz boksita. U laboratorijskim uvjetima glinica se može dobiti spaljivanjem aluminija u kisiku:
4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3.

Primjena glinice:

  • za proizvodnju aluminija i elektro keramike;
  • kao abrazivni i vatrostalni materijal;
  • kao katalizator u reakcijama organske sinteze.

Al(OH) 3

Aluminijev hidroksid Al(OH) 3 je bijela kristalna krutina koja nastaje kao rezultat reakcije izmjene iz otopine aluminijevog hidroksida - taloži se kao bijeli želatinozni talog koji se vremenom kristalizira. Ovaj amfoteran spoj gotovo netopljiv u vodi:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3;
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O.

  • interakcija Al(OH) 3 s kiselinama:
    Al(OH)3 +3H + Cl = Al3+ Cl3 +3H2O
  • interakcija Al(OH) 3 s alkalijama:
    Al(OH)3 +NaOH - = NaAlO2 - +2H2O

Aluminijev hidroksid dobiva se djelovanjem lužina na otopine aluminijevih soli:
AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 + 3NaCl.

Proizvodnja i uporaba aluminija

Aluminij je prilično teško izolirati iz prirodnih spojeva kemijskim putem, što se objašnjava velikom čvrstoćom veza u aluminijevom oksidu, dakle, za industrijska proizvodnja aluminija, koristi se elektroliza otopine glinice Al 2 O 3 u rastaljenom kriolitu Na 3 AlF 6 . Kao rezultat procesa, na katodi se oslobađa aluminij, a na anodi kisik:

2Al 2 O 3 → 4Al + 3O 2

Početna sirovina je boksit. Elektroliza se odvija na temperaturi od 1000°C: talište aluminijevog oksida je 2500°C - na ovoj temperaturi nije moguće provesti elektrolizu, pa se aluminijev oksid otapa u rastaljenom kriolitu, a tek tada se koristi dobiveni elektrolit u elektrolizi za proizvodnju aluminija.

Primjena aluminija:

  • aluminijske legure naširoko se koriste kao konstrukcijski materijali u automobilskoj, zrakoplovnoj i brodogradnji: duraluminij, silumin, aluminijska bronca;
  • u kemijskoj industriji kao redukcijsko sredstvo;
  • u prehrambenoj industriji za proizvodnju folija, posuđa, ambalažnog materijala;
  • za izradu žica itd.

Jedan od najčešćih elemenata na planetu je aluminij. Fizikalna i kemijska svojstva aluminija koriste se u industriji. Sve što trebate znati o ovom metalu pronaći ćete u našem članku.

Struktura atoma

Aluminij je 13. element periodnog sustava elemenata. On je u trećoj četvrtini, III skupina, glavna podskupina.

Svojstva i uporaba aluminija povezani su s njegovom elektroničkom strukturom. Atom aluminija ima pozitivno nabijenu jezgru (+13) i 13 negativno nabijenih elektrona, smještenih na tri energetske razine. Elektronska konfiguracija atoma je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1.

Vanjska energetska razina sadrži tri elektrona, koji određuju konstantnu valenciju III. U reakcijama s tvarima, aluminij prelazi u pobuđeno stanje i može donirati sva tri elektrona, tvoreći kovalentne veze. Kao i drugi aktivni metali, aluminij je snažno redukcijsko sredstvo.

Riža. 1. Građa atoma aluminija.

Aluminij je amfoteran metal koji tvori amfoterne okside i hidrokside. Ovisno o uvjetima, spojevi pokazuju kisela ili bazična svojstva.

Fizički opis

Aluminij ima:

  • lakoća (gustoća 2,7 g / cm 3);
  • srebrno-siva boja;
  • visoka električna vodljivost;
  • poslušnost;
  • plastičnost;
  • talište - 658 ° C;
  • vrelište - 2518,8°C.

Od metala se izrađuju limene posude, folija, žica i legure. Aluminij se koristi u proizvodnji mikro krugova, zrcala i kompozitnih materijala.

Riža. 2. Limene posude.

Aluminij je paramagnetik. Metal privlači magnet samo u prisutnosti magnetsko polje.

Kemijska svojstva

Na zraku aluminij brzo oksidira, prekrivajući se oksidnim filmom. Štiti metal od korozije i također sprječava interakciju s koncentriranim kiselinama (nitratna, sumporna). Stoga se kiseline skladište i transportiraju u aluminijskim spremnicima.

U normalnim uvjetima, reakcije s aluminijem moguće su tek nakon uklanjanja oksidnog filma. Većina reakcija odvija se na visokim temperaturama.

Glavna kemijska svojstva elementa opisana su u tablici.

Reakcija

Opis

Jednadžba

S kisikom

Gori na visokim temperaturama oslobađajući toplinu

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3

S nemetalnim

Reagira sa sumporom na temperaturama iznad 200°C, s fosforom - na 500°C, s dušikom - na 800°C, s ugljikom - na 2000°C

2Al + 3S → Al 2 S 3 ;

Al + P → AlP;

2Al + N 2 → 2AlN;

4Al + 3C → Al 4 C 3

S halogenima

Reagira u normalnim uvjetima, s jodom - pri zagrijavanju u prisutnosti katalizatora (voda)

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3;

2Al + 3I 2 → 2AlI 3 ;

2Al + 3Br 2 → 2AlBr 3

S kiselinama

Reagira s razrijeđenim kiselinama u normalnim uvjetima, s koncentriranim kiselinama kada se zagrijava

2Al + 3H 2 SO 4 (razrijeđeno) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2;

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

S alkalijama

Reagira s vodenim otopinama lužina i pri taljenju

2Al + 2NaOH + 10H 2 O → 2Na + 3H 2;

2Al + 6KOH → 2KAlO 2 + 2K 2 O + 3H 2

S oksidima

Istiskuje manje aktivne metale

2Al + Fe 2 O 3 → 2Fe + Al 2 O 3

Aluminij ne reagira izravno s vodikom. Reakcija s vodom moguća je nakon uklanjanja oksidnog filma.

Riža. 3. Reakcija aluminija s vodom.

Što smo naučili?

Aluminij je amfoterno aktivan metal sa stalna valencija. Ima nisku gustoću, visoku električnu vodljivost i plastičnost. Privučen magnetom samo u prisutnosti magnetskog polja. Aluminij reagira s kisikom, stvarajući zaštitni film koji sprječava reakcije s vodom, koncentriranom dušičnom i sumpornom kiselinom. Kada se zagrijava, stupa u interakciju s nemetalima i koncentriranim kiselinama, au normalnim uvjetima - s halogenima i razrijeđenim kiselinama. U oksidima istiskuje manje aktivne metale. Ne reagira s vodikom.

Test na temu

Ocjena izvješća

Prosječna ocjena: 4.3. Ukupno primljenih ocjena: 73.

Ovaj lagani metal sa srebrno-bijelom nijansom modernog života naći gotovo posvuda. Fizikalna i kemijska svojstva aluminija omogućuju široku primjenu u industriji. Najpoznatija nalazišta su u Africi, Južna Amerika, u karipskoj regiji. U Rusiji se rudnici boksita nalaze na Uralu. Svjetski lideri u proizvodnji aluminija su Kina, Rusija, Kanada i SAD.

Al rudarstvo

U prirodi se ovaj srebrnasti metal, zbog svoje visoke kemijske aktivnosti, javlja samo u obliku spojeva. Najpoznatije geološke stijene koje sadrže aluminij su boksit, glinica, korund i feldspat. Boksit i glinica su od industrijske važnosti; ležišta ovih ruda omogućuju vađenje aluminija u čistom obliku.

Svojstva

Fizička svojstva aluminija olakšavaju izvlačenje sirovina ovog metala u žicu i motanje u tanke listove. Ovaj metal nije izdržljiv, povećati ovaj pokazatelj tijekom taljenja legira se raznim dodacima: bakar, silicij, magnezij, mangan, cink. Za industrijske svrhe važno je još jedno fizičko svojstvo aluminija - njegova sposobnost brze oksidacije na zraku. Površina aluminijskog proizvoda u prirodnim uvjetima obično je prekrivena tankim oksidnim filmom, koji učinkovito štiti metal i sprječava njegovu koroziju. Kada se ovaj film uništi, srebrni metal brzo oksidira, a njegova temperatura značajno raste.

Unutarnja struktura aluminija

Fizikalna i kemijska svojstva aluminija uvelike ovise o njegovoj unutarnja struktura. Kristalna rešetka ovog elementa je vrsta kocke s licem u središtu.

Ova vrsta rešetke je svojstvena mnogim metalima, kao što su bakar, brom, srebro, zlato, kobalt i drugi. Visoka toplinska vodljivost i sposobnost provođenja električne energije učinili su ovaj metal jednim od najpopularnijih na svijetu. Preostala fizička svojstva aluminija, čija je tablica prikazana u nastavku, u potpunosti otkrivaju njegova svojstva i pokazuju opseg njihove primjene.

Legiranje aluminija

Fizikalna svojstva bakra i aluminija su takva da kada se aluminijskoj leguri doda određena količina bakra, njezina kristalna rešetka postaje iskrivljena, a čvrstoća same legure se povećava. Legiranje lakih legura temelji se na ovoj osobini Al da povećava njihovu čvrstoću i otpornost na agresivne sredine.

Objašnjenje procesa otvrdnjavanja leži u ponašanju atoma bakra u kristalnoj rešetki aluminija. Čestice bakra imaju tendenciju ispadanja kristalna rešetka Al, su grupirani u svojim posebnim područjima.

Tamo gdje se atomi bakra grupiraju zajedno, formira se kristalna rešetka mješoviti tip CuAl 2, u kojem su čestice srebrnog metala istovremeno uključene u sastav opće kristalne rešetke aluminija i sastav rešetke CuAl 2 mješovitog tipa unutarnje veze ima mnogo više u iskrivljenoj rešetki nego u pravilnoj rešetki. To znači da je čvrstoća novonastale tvari mnogo veća.

Kemijska svojstva

Poznata je interakcija aluminija s razrijeđenom sumpornom i solnom kiselinom. Kada se zagrije, ovaj metal se lako otapa u njima. Hladna koncentrirana ili visoko razrijeđena dušična kiselina ne otapa ovaj element. Vodene otopine lužina aktivno utječu na tvar, tijekom reakcije formirajući aluminate - soli koje sadrže ione aluminija. Na primjer:

Al2O3 +3H2O+2NaOH=2Na

Dobiveni spoj naziva se natrijev tetrahidroksoaluminat.

Tanak film na površini aluminijskih proizvoda štiti ovaj metal ne samo od zraka, već i od vode. Ako se ova tanka barijera ukloni, element će nasilno stupiti u interakciju s vodom, oslobađajući iz nje vodik.

2AL+6H2O= 2AL(OH)3+3H2

Dobivena tvar naziva se aluminijev hidroksid.

AL (OH) 3 reagira s alkalijama, stvarajući hidroksoaluminatne kristale:

Al(OH)2 +NaOH=2Na

Ako ovo kemijska jednadžba dodamo prethodnoj, dobivamo formulu za otapanje elementa u alkalnoj otopini.

Al(OH)3 +2NaOH+6H2O=2Na +3H2

Gorenje aluminija

Fizikalna svojstva aluminija dopuštaju mu da reagira s kisikom. Ako se prah ove metalne ili aluminijske folije zagrije, bukti i gori bijelim, zasljepljujućim plamenom. Na kraju reakcije nastaje aluminijev oksid Al 2 O 3 .

Glinica

Dobiveni aluminijev oksid ima geološki naziv glinica. U prirodnim uvjetima javlja se u obliku korunda - tvrdih prozirnih kristala. Korund ima visoku tvrdoću, u skali čvrste tvari indeks mu je 9. Sam korund je bezbojan, ali ga razne primjese mogu obojiti u crveno i plavo, pa se tako dobiva drago kamenje koje se u nakitu naziva rubinima i safirima.

Fizička svojstva aluminijevog oksida omogućuju uzgoj ovog dragog kamenja umjetnim uvjetima. Industrijsko drago kamenje koristi se ne samo za nakit, već se koristi iu izradi preciznih instrumenata, izradi satova i drugim stvarima. Umjetni rubinski kristali također se naširoko koriste u laserskim uređajima.

Fino zrnata sorta korunda sa velik broj nečistoće nanesene na posebnu površinu svima su poznate kao šmirgl. Fizička svojstva aluminijevog oksida objašnjavaju visoka abrazivna svojstva korunda, kao i njegovu tvrdoću i otpornost na trenje.

Aluminijev hidroksid

Al 2 (OH) 3 je tipičan amfoterni hidroksid. U kombinaciji s kiselinom, ova tvar tvori sol koja sadrži pozitivno nabijene ione aluminija; u alkalijama stvara aluminate. Amfoternost tvari očituje se u tome što se može ponašati i kao kiselina i kao lužina. Ovaj spoj može postojati i u obliku želea i u krutom obliku.

Praktički je netopljiv u vodi, ali reagira s većinom aktivnih kiselina i lužina. Fizička svojstva aluminijevog hidroksida koriste se u medicini, popularan je i siguran lijek smanjuje kiselost u tijelu, koristi se za gastritis, duodenitis, čireve. U industriji se Al 2 (OH) 3 koristi kao adsorbent, savršeno pročišćava vodu i taloži štetne elemente otopljene u njoj.

Industrijska uporaba

Aluminij je otkriven 1825. U početku je ovaj metal bio cijenjen više od zlata i srebra. To se objašnjavalo teškoćom vađenja iz rude. Fizička svojstva aluminija i njegova sposobnost brzog stvaranja zaštitnog filma na površini otežali su proučavanje ovog elementa. Otkriven je tek krajem 19. stoljeća prikladan način taljenje čistog elementa pogodnog za upotrebu u industrijskim razmjerima.

Lakoća i sposobnost otpornosti na koroziju jedinstvena su fizikalna svojstva aluminija. Legure ovog srebrnastog metala koriste se u raketarstvo, u proizvodnji automobila, brodova, zrakoplova i instrumenata, u proizvodnji pribora za jelo i posuđa.

Kao čisti metal, Al se koristi u proizvodnji dijelova za kemijsku opremu, električnih žica i kondenzatora. Fizička svojstva aluminija su takva da njegova električna vodljivost nije tako visoka kao kod bakra, ali se taj nedostatak kompenzira lakoćom dotičnog metala, što omogućuje izradu debljih aluminijskih žica. Dakle, uz istu električnu vodljivost, aluminijska žica teži upola manje od bakrene žice.

Ne manje važna je uporaba Al u procesu aluminiziranja. Ovo je naziv za reakciju zasićenja površine proizvoda od lijevanog željeza ili čelika aluminijem kako bi se osnovni metal zaštitio od korozije pri zagrijavanju.

Trenutačno poznate rezerve aluminijskih ruda sasvim su usporedive s potrebama ljudi za ovim srebrnastim metalom. Fizička svojstva aluminija još uvijek mogu predstavljati mnoga iznenađenja njegovim istraživačima, a područje primjene ovog metala mnogo je šire nego što se može zamisliti.

DEFINICIJA

Aluminij– kemijski element 3. periode IIIA skupine. Serijski broj – 13. Metal. Aluminij pripada elementima p-obitelji. Simbol – Al.

Atomska masa - 27 amu. Elektronička konfiguracija vanjskih razina energije– 3s 2 3p 1 . U svojim spojevima, aluminij pokazuje oksidacijsko stanje "+3".

Kemijska svojstva aluminija

Aluminij pokazuje redukcijska svojstva u reakcijama. Budući da se na njegovoj površini stvara oksidni film kada je izložen zraku, otporan je na interakciju s drugim tvarima. Na primjer, aluminij se pasivizira u vodi, koncentriranoj dušičnoj kiselini i otopini kalijevog dikromata. Međutim, nakon uklanjanja oksidnog filma s njegove površine, može stupiti u interakciju s jednostavnim tvarima. Većina reakcija događa se pri zagrijavanju:

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

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

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

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

2Al +3S = Al2S3 (t);

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

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

Također, nakon uklanjanja oksidnog filma sa svoje površine, aluminij može stupiti u interakciju s vodom i stvoriti hidroksid:

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

Aluminij pokazuje amfoterna svojstva, pa se može otapati u razrijeđenim otopinama kiselina i lužina:

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

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

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

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

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

Aluminotermija je metoda proizvodnje metala iz njihovih oksida, koja se temelji na redukciji tih metala aluminijem:

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

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

Fizikalna svojstva aluminija

Aluminij je srebrno-bijele boje. Glavna fizikalna svojstva aluminija su lakoća, visoka toplinska i električna vodljivost. U slobodnom stanju, kada je izložen zraku, aluminij je prekriven izdržljivim filmom Al 2 O 3 oksida, što ga čini otpornim na djelovanje koncentriranih kiselina. Talište – 660,37C, vrelište – 2500C.

Proizvodnja i uporaba aluminija

Aluminij se proizvodi elektrolizom rastaljenog oksida ovog elementa:

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

Međutim, zbog malog prinosa produkta, češće se koristi metoda proizvodnje aluminija elektrolizom smjese Na 3 i Al 2 O 3. Reakcija se odvija zagrijavanjem na 960C i u prisustvu katalizatora - fluorida (AlF 3, CaF 2 i dr.), pri čemu se na katodi oslobađa aluminij, a na anodi kisik.

Aluminij je našao široku primjenu u industriji; legure na bazi aluminija glavni su konstrukcijski materijali u zrakoplovstvu i brodogradnji.

Primjeri rješavanja problema

PRIMJER 1

Vježbajte Pri reakciji aluminija sa sumpornom kiselinom nastao je aluminijev sulfat mase 3,42 g. Odredite masu i količinu tvari aluminija koja je reagirala.
Otopina Napišimo jednadžbu reakcije:

2Al + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

Molarne mase aluminija i aluminijevog sulfata izračunate pomoću tablice kemijski elementi DI. Mendeleev – 27 odnosno 342 g/mol. Tada će količina tvari formiranog aluminijevog sulfata biti jednaka:

n(Al2(SO4)3) = m(Al2(SO4)3)/M(Al2(SO4)3);

n(Al2(SO4)3) = 3,42 / 342 = 0,01 mol.

Prema jednadžbi reakcije n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2, dakle n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0,02 mol. Tada će masa aluminija biti jednaka:

m(Al) = n(Al)×M(Al);

m(Al) = 0,02×27 = 0,54 g.
Odgovor Količina aluminijeve tvari je 0,02 mol; masa aluminija – 0,54 g.

Aluminij je element s rednim brojem 13, relativan atomska masa– 26.98154. Smješten u razdoblju III, grupa III, glavna podskupina. Elektronička konfiguracija: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Stabilno oksidacijsko stanje aluminija je "+3". Dobiveni kation ima omotač od plemenitog plina, što pridonosi njegovoj stabilnosti, ali je omjer naboja i radijusa, odnosno koncentracija naboja, prilično visok, što povećava energiju kationa. Ova značajka dovodi do činjenice da aluminij, zajedno s ionskim spojevima, tvori niz kovalentnih spojeva, a njegov kation prolazi značajnu hidrolizu u otopini.

Aluminij može pokazivati ​​valenciju I samo na temperaturama iznad 1500 o C. Poznati su Al 2 O i AlCl.

Po fizička svojstva Aluminij je tipičan metal, visoke toplinske i električne vodljivosti, odmah iza srebra i bakra. Potencijal ionizacije aluminija nije jako visok, pa bi se od njega očekivala visoka kemijska aktivnost, ali je značajno smanjen zbog činjenice da se metal pasivizira na zraku zbog stvaranja jakog oksidnog filma na njegovoj površini. Ako se metal aktivira: a) mehanički ukloni film, b) amalgamira (reagira sa živom), c) upotrijebi prah, tada takav metal postaje toliko reaktivan da čak stupa u interakciju s vlagom i kisikom u zraku, kolabirajući u skladu s proces:

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

Interakcija s jednostavnim tvarima.

1. Aluminij u prahu reagira pri jakom zagrijavanju s kisikom. Ovi uvjeti su nužni zbog pasivizacije, a sama reakcija nastanka aluminijevog oksida je izrazito egzotermna - oslobađa se 1676 kJ/mol topline.

2. S klorom i bromom reagira pod standardnim uvjetima i može se čak i zapaliti u svojoj okolini. Samo ne odgovara s fluorom, jer Aluminijev fluorid, poput oksida, stvara zaštitni sloj soli na metalnoj površini. S jodom reagira pri zagrijavanju i u prisutnosti vode kao katalizatora.

3. Sa sumporom reagira pri fuziji dajući aluminijev sulfid sastava Al 2 S 3.

4. Također reagira s fosforom kada se zagrijava da nastane fosfid: AlP.

5. Izravno s vodikom aluminij ne reagira.

6. S dušikom reagira na 800 o C dajući aluminijev nitrid (AlN). Treba reći da se izgaranje aluminija u zraku odvija pri približno istim temperaturama, pa su produkti izgaranja (uzimajući u obzir sastav zraka) i oksidi i nitridi.

7. S ugljikom aluminij međudjeluje na još višoj temperaturi: 2000 o C. Aluminijev karbid sastava Al 4 C 3 spada u metanide, ne sadrži C-C veze, a hidrolizom se oslobađa metan: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 + 3CH 4

Interakcija sa složene tvari

1. S vodom aktiviran (bez zaštitnog filma) aluminij aktivno stupa u interakciju s oslobađanjem vodika: 2Al (aktivan) + 6H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3H 2 Aluminijev hidroksid se dobiva u obliku bijelog rastresitog praha; film ne ometa završetak reakcije.

2. Interakcija s kiselinama: a) Aluminij aktivno komunicira s neoksidirajućim kiselinama u skladu s jednadžbom: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,

b) Međudjelovanje s oksidirajućim kiselinama događa se s sljedeće značajke. Koncentrirani dušik i sumporna kiselina, a i jako razrijeđen dušična kiselina pasivirati aluminij (brza oksidacija površine dovodi do stvaranja oksidnog filma) na hladnom. Zagrijavanjem se film prekida i reakcija se odvija, ali se iz koncentriranih kiselina zagrijavanjem oslobađaju samo produkti njihove minimalne redukcije: 2Al + 6H 2 SO 4 (konc) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 (konc) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O Uz umjereno razrijeđenu dušičnu kiselinu, ovisno o reakcijskim uvjetima, možete dobiti NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .

3. Interakcija s alkalijama. Aluminij je amfoteran element (po kemijskim svojstvima), jer ima elektronegativnost koja je prilično visoka za metale - 1,61. Zbog toga se prilično lako otapa u otopinama lužina uz stvaranje hidrokso kompleksa i vodika. Sastav hidrokso kompleksa ovisi o omjeru reagensa: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Omjer aluminija i vodika određuje se elektronskom ravnoteža redoks reakcije koja se odvija između njih i o omjeru reagensa ne ovisi.

4. Nizak potencijal ionizacije i visok afinitet prema kisiku (visoka stabilnost oksida) dovode do činjenice da aluminij aktivno djeluje s oksidi mnogih metala, obnavljajući ih. Reakcije se odvijaju tijekom početnog zagrijavanja uz daljnje oslobađanje topline, tako da temperatura raste do 1200 o - 3000 o C. Smjesa od 75% aluminijskog praha i 25% (težinski) Fe 3 O 4 naziva se “termit”. Prethodno se reakcija izgaranja ove smjese koristila za zavarivanje tračnica. Redukcija metala iz oksida pomoću aluminija naziva se aluminotermija i koristi se u industriji kao metoda za proizvodnju metala kao što su mangan, krom, vanadij, volfram i feroslitine.

5. S otopinama soli aluminij u interakciji s dva na različite načine. 1. Ako, kao rezultat hidrolize, otopina soli ima kiselo ili alkalno okruženje, oslobađa se vodik (kod kiselih otopina, reakcija se događa samo uz značajno zagrijavanje, budući da se zaštitni oksidni film bolje otapa u alkalijama nego u kiselinama). 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. Aluminij može istisnuti metale iz sastava soli koji su u nizu napona desno od njega, t.j. zapravo će se oksidirati kationima ovih metala. Zbog oksidnog filma, ova reakcija se ne odvija uvijek. Na primjer, kloridni anioni mogu poremetiti film i dolazi do reakcije 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, ali slična reakcija sa sulfatima na sobnoj temperaturi neće funkcionirati. S aktiviranim aluminijem svaka interakcija koja nije u suprotnosti opće pravilo, poslužit će.

Aluminijski priključci.

1. Oksid (Al 2 O 3). Poznat u obliku nekoliko modifikacija, od kojih je većina vrlo izdržljiva i kemijski inertna. Modifikacija α-Al 2 O 3 javlja se u prirodi u obliku minerala korunda. U kristalnoj rešetki ovog spoja kationi aluminija ponekad su djelomično zamijenjeni kationima drugih metala, što mineralu daje boju. Primjesa Cr(III) daje crvenu boju, takav je korund već dragulj rubin. Primjesa Ti(III) i Fe(III) daje safir plava. Amorfna modifikacija je kemijski aktivna. Aluminijev oksid tipičan je amfoteran oksid, reagira i s kiselinama i kiselim oksidima, i s alkalijama i bazičnim oksidima, pri čemu su alkalije poželjnije. Produkti reakcije u otopini i u čvrstoj fazi tijekom taljenja su različiti: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (tapanje) - natrijev metaaluminat, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (tapanje ) - natrijev ortoaluminat, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (fuzijski) - aluminijev kromat. Osim s oksidima i čvrstim alkalijama, aluminij tijekom taljenja reagira i sa solima nastalim od hlapljivih kiselinskih oksida, istiskujući ih iz sastava soli: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Reakcije u otopini: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – natrijev tetrahidroksialuminat. Tetrahidroksoaluminatni anion je zapravo 1-tetrahidroksodiakvaanion, jer koordinacijski broj 6 je poželjniji za aluminij. S viškom lužine nastaje heksahidroksoaluminat: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Osim s kiselinama i lužinama, mogu se očekivati ​​reakcije s kiselim solima: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. Aluminijevi hidroksidi. Poznata su dva aluminijeva hidroksida - metahidroksid -AlO(OH) i ortohidroksid - Al(OH) 3. Obje su netopljive u vodi, ali su i amfoterne, stoga se otapaju u otopinama kiselina i lužina, kao i soli koje hidrolizom imaju kiselu ili alkalnu sredinu. Kada se stope, hidroksidi reagiraju slično kao oksidi. Kao i sve netopljive baze, aluminijevi hidroksidi se zagrijavanjem razgrađuju: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Otapajući se u lužnatim otopinama, aluminijevi hidroksidi se ne otapaju u vodenoj otopini amonijaka, pa se mogu istaložiti amonijakom iz topljive sol: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, ovom reakcijom nastaje metahidroksid. Teško je taložiti hidroksid djelovanjem lužina jer nastali talog se lako otapa, a ukupna reakcija ima oblik: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. Aluminijeve soli. Gotovo sve aluminijeve soli vrlo su topive u vodi. AlPO 4 fosfat i AlF 3 fluorid su netopljivi. Jer aluminijev kation ima visoku koncentraciju naboja, njegov akva kompleks poprima svojstva kationske kiseline: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, tj. aluminijeve soli podliježu snažnoj kationskoj hidrolizi. U slučaju soli slabih kiselina, zbog međusobnog pojačavanja hidrolize na kationu i anionu, hidroliza postaje ireverzibilna. U otopini se aluminijev karbonat, sulfit, sulfid i silikat potpuno razgrađuju vodom ili se ne mogu dobiti reakcijom izmjene: 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. Za neke soli, hidroliza postaje nepovratna kada se zagrijavaju. Kada se zagrijava, mokri aluminijev acetat se raspada u skladu s jednadžbom: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH. U slučaju aluminijevih halogenida, raspad soli je olakšan smanjenjem topljivost plinovitih halogenovodika pri zagrijavanju: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Od aluminijevih halogenida samo je fluorid ionski spoj, preostali halogenidi su kovalentni spojevi, tališta su im znatno niža od tališta fluorida, aluminijev klorid je sposoban za sublimaciju. Na vrlo visokim temperaturama, para sadrži pojedinačne molekule aluminijevih halogenida, koji imaju ravnu trokutastu strukturu zbog sp 2 hibridizacije atomskih orbitala središnjeg atoma. Osnovno stanje ovih spojeva u parama iu nekim organskim otapalima su dimeri, na primjer Al 2 Cl 6 . Aluminijevi halogenidi su jake Lewisove kiseline jer imaju praznu atomsku orbitalu. Otapanje u vodi, dakle, događa se s otpuštanjem velika količina toplina. Zanimljiva klasa aluminijevih spojeva (kao i ostalih trovalentnih metala) su stipse - 12-vodeni dvostruki sulfati M I M III (SO 4) 2, koji otopljeni kao i sve dvostruke soli daju smjesu odgovarajućih kationa i aniona.

5. Složene veze. Razmotrimo hidrokso komplekse aluminija. To su soli u kojima je kompleksna čestica anion. Sve soli su topive. Oni se uništavaju u interakciji s kiselinama. U tom slučaju jake kiseline otapaju nastali ortohidroksid, a slabe kiseline ili odgovarajuće kiseli oksidi(H 2 S, CO 2, SO 2) taloži se: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) 3 ↓ + KHCO 3

Kad se kalciniraju, hidroksoaluminati se pretvaraju u orto- ili meta-aluminate, gubeći vodu.

Željezo

Element s atomskim brojem 26, s relativnom atomskom masom od 55,847. Pripada 3d obitelji elemenata, ima elektroničku konfiguraciju: 3d 6 4s 2 i u periodni sustav je u IV periodu, VIII grupa, sekundarna podgrupa. U spojevima željezo pretežno pokazuje oksidacijska stanja +2 i +3. Ion Fe 3+ ima poluispunjenu d-elektronsku ljusku, 3d 5, što mu daje dodatnu stabilnost. Mnogo je teže postići oksidacijska stanja +4, +6, +8.

Željezo je po svojim fizikalnim svojstvima srebrnastobijel, sjajan, relativno mekan, kovak, lako se magnetizira i demagnetizira metal. Talište 1539 o C. Ima nekoliko alotropskih modifikacija, koje se razlikuju po tipu kristalne rešetke.

Svojstva jednostavne tvari.

1. Pri spaljivanju na zraku nastaje miješani oksid Fe 3 O 4, au interakciji s čistim kisikom - Fe 2 O 3. Željezo u prahu je piroforno – spontano se zapali na zraku.

2. Fluor, klor i brom lako reagiraju sa željezom, oksidirajući ga do Fe 3+. FeJ 2 nastaje s jodom, budući da kation trovalentnog željeza oksidira jodidni anion, pa stoga spoj FeJ 3 ne postoji.

3. Iz sličnog razloga spoj Fe 2 S 3 ne postoji, a interakcijom željeza i sumpora na talištu sumpora dolazi do spoja FeS. S viškom sumpora dobiva se pirit - željezo (II) disulfid - FeS 2. Nastaju i nestehiometrijski spojevi.

4. Željezo pod jakim zagrijavanjem reagira s drugim nemetalima, stvarajući čvrste otopine ili spojeve slične metalima. Možete dati reakciju koja se odvija na 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Ovaj spoj željeza i ugljika naziva se cementit.

5. Željezo tvori legure s mnogim metalima.

6. Na zraku na sobnoj temperaturi, željezo je prekriveno oksidnim filmom, tako da ne stupa u interakciju s vodom. Interakcija s pregrijanom parom daje sljedeće proizvode: 3Fe + 4H 2 O (para) = Fe 3 O 4 + 4H 2. U prisutnosti kisika željezo čak stupa u interakciju s vlagom iz zraka: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Gornja jednadžba odražava proces hrđanja, koji utječe na do 10% metalnih proizvoda godišnje.

7. Budući da je željezo u naponskom nizu prije vodika, lako reagira s neoksidirajućim kiselinama, ali se oksidira samo do Fe 2+.

8. Koncentrirana dušična i sumporna kiselina pasiviziraju željezo, ali reakcija nastaje zagrijavanjem. Razrijeđena dušična kiselina također reagira na sobnoj temperaturi. Sa svim oksidirajućim kiselinama, željezo stvara soli željeza (III) (prema nekim izvješćima, stvaranje željezovog (II) nitrata je moguće s razrijeđenom dušičnom kiselinom), i reducira HNO 3 (razrijeđen) u NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + ovisno o uvjetima, a HNO 3 (konc.) - u NO 2 zbog zagrijavanja koje je potrebno za odvijanje reakcije.

9. Željezo je sposobno reagirati s koncentriranim (50%) alkalijama kada se zagrijava: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. Reagirajući s otopinama soli manje aktivnih metala, željezo uklanja te metale iz sastava soli, pretvarajući se u dvovalentni kation: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

Svojstva spojeva željeza.

Fe 2+ Omjer naboja i polumjera ovog kationa blizak je onom Mg 2+, pa je kemijsko ponašanje oksida, hidroksida i soli željeznog željeza slično ponašanju odgovarajućih spojeva magnezija. U vodena otopina Dvovalentni kation željeza tvori vodeni kompleks 2+ blijedo zelene boje. Ovaj kation se lako oksidira čak i izravno u otopini pomoću atmosferskog kisika. Otopina FeCl 2 sadrži složene čestice 0. Koncentracija naboja takvog kationa je mala, pa je hidroliza soli umjerena.

1. FeO - glavni oksid, crne boje, ne otapa se u vodi. Lako se otapa u kiselinama. Zagrijavanjem iznad 500 0 C dolazi do disproporcije: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Može se dobiti pažljivim kalciniranjem odgovarajućeg hidroksida, karbonata i oksalata, dok toplinska razgradnja druge soli Fe 2+ dovodi do stvaranja željeznog oksida: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, ali 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Sam željezov (II) oksid može djelovati kao oksidacijsko sredstvo, na primjer, kada se zagrijava, dolazi do reakcije: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 + 3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – željezov (II) hidroksid – netopljiva baza. Reagira s kiselinama. S oksidirajućim kiselinama, kiselinsko-bazna interakcija i oksidacija u feri željezo odvijaju se istovremeno: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (konc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Može se dobiti pomoću reakcije izmjene iz topljive soli. To je bijeli spoj koji na zraku prvo pozeleni zbog interakcije s vlagom iz zraka, a zatim posmeđi uslijed oksidacije kisikom iz zraka: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3 .

3. Soli. Kao što je već spomenuto, većina Fe(II) soli sporo oksidira na zraku ili u otopini. Najotpornija na oksidaciju je Mohrova sol - dvostruko željezo (II) i amonijev sulfat: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. Fe 2+ kation lako se oksidira u Fe 3+, stoga većina oksidacijskih sredstava, posebice oksidacijskih kiselina, oksidira fero željezne soli. Pri pečenju željeznog sulfida i disulfida dobivaju se željezov (III) oksid i sumporov (IV) oksid: 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Željezov (II) sulfid se također otapa u jakim kiselinama: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Željezo (II) karbonat je netopljiv, dok je bikarbonat topiv u vodi.

Fe 3+ Omjer naboja i radijusa ovaj kation odgovara kationu aluminija , stoga su svojstva kationskih spojeva željeza(III) slična odgovarajućim spojevima aluminija.

Fe 2 O 3 je hematit, amfoterni oksid u kojem prevladavaju bazična svojstva. Amfoternost se očituje u mogućnosti spajanja s čvrstim alkalijama i karbonatima alkalnih metala: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - žuta ili crvena, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Ferati (II) se razlažu s vodom, oslobađajući Fe 2 O 3. nH2O.

Fe3O4- magnetit, crna tvar koja se može smatrati ili miješanim oksidom - FeO. Fe 2 O 3, ili kao željezo (II) oksometaferat (III): Fe(FeO 2) 2. U interakciji s kiselinama daje smjesu soli: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH) 3 ili FeO(OH) je crveno-smeđi želatinasti talog, amfoterni hidroksid. Osim interakcija s kiselinama, reagira s vrućom koncentriranom otopinom lužine i stapa se s krutim lužinama i karbonatima: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Sol. Većina soli željeza (III) je topiva. Kao i aluminijeve soli, podliježu snažnoj hidrolizi na kationu, koja u prisutnosti aniona slabih i nestabilnih ili netopljivih kiselina može postati ireverzibilna: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6NaCl. Kuhanjem otopine željezovog (III) klorida, hidroliza se također može učiniti nepovratnom, jer topljivost klorovodika, kao i svakog plina, smanjuje se zagrijavanjem i izlazi iz reakcijske sfere: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (pri zagrijavanju).

Oksidacijski kapacitet ovog kationa je vrlo visok, posebno u odnosu na konverziju u kation Fe 2+: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Rezultat:

a) otopine soli feri željeza oksidiraju sve metale do bakra: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,

b) reakcije izmjene sa solima koje sadrže lako oksidirajuće anione odvijaju se istovremeno s njihovom oksidacijom: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

Kao i drugi trovalentni kationi, željezo (III) je sposobno stvarati dvostruke sulfate stipse s kationima alkalnih metala ili amonija, na primjer: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

Složene veze. Oba kationa željeza teže stvaranju anionskih kompleksa, osobito željezo(III). FeCl3 + KCl = K, FeCl3 + Cl2 = Cl + -. Zadnja reakcija odražava učinak željezovog (III) klorida kao katalizatora za elektrofilno kloriranje. Od interesa su cijanidni kompleksi: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – kalijev heksacijanoferat (II), žuta krvna sol. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – kalijev heksacijanoferat (III), crvena krvna sol. Kompleks feri željeza daje plavi talog ili otopinu s feri soli, ovisno o omjeru reagensa. Ista reakcija događa se između crvene krvne soli i bilo koje soli željeza. U prvom slučaju, sediment je nazvan prusko plavo, u drugom - Turnbull plavo. Kasnije se pokazalo da su barem otopine istog sastava: K – kalij željezo (II,III) heksacijanoferat. Opisane reakcije su kvalitativne za prisutnost odgovarajućih kationa željeza u otopini. Kvalitativna reakcija na prisutnost željeznog kationa je pojava krvavo crvene boje u interakciji s kalijevim tiocijanatom (rodanidom): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

Fe +6. Oksidacijsko stanje +6 za željezo je nestabilno. Moguće je dobiti samo anion FeO 4 2- koji postoji samo pri pH>7-9, ali je jak oksidans.

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

Fe (piljevina) + 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 (grijanje) = 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

Dobivanje željeza u industriji:

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

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

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

KROM – element s atomskim brojem 24, s relativnom atomskom masom od 51,996. Pripada obitelji 3d elemenata, ima elektronsku konfiguraciju 3d 5 4s 1 i nalazi se u periodu IV, skupini VI, sekundarnoj podskupini u periodnom sustavu. Moguća oksidacijska stanja: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Od njih su najstabilniji +2, +3, +6, a +3 ima minimalnu energiju.

Prema svojim fizičkim svojstvima, krom je sivkasto-bijeli, sjajni, tvrdi metal s talištem od 1890 o C. Čvrstoća njegove kristalne rešetke je zbog prisutnosti pet nesparenih d-elektrona, sposobnih za djelomičnu kovalentnu vezu.

Kemijska svojstva jednostavne tvari.

Na niske temperature krom je inertan zbog prisutnosti oksidnog filma i ne stupa u interakciju s vodom i zrakom.

1. Interagira s kisikom na temperaturama iznad 600 o C. Pri tome nastaje kromov (III) oksid – Cr 2 O 3 .

2. Interakcija s halogenima odvija se na različite načine: Cr + 2F 2 = CrF 4 (na sobnoj temperaturi), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (uz značajno zagrijavanje ). Treba reći da krom (III) jodid može postojati i dobiva se reakcijom izmjene u obliku kristalnog hidrata CrJ 3. 9H 2 O, ali mu je toplinska stabilnost niska, a zagrijavanjem se raspada na CrJ 2 i J 2.

3. Na temperaturama iznad 120 o C krom reagira s rastaljenim sumporom dajući krom (II) sulfid - CrS (crni).

4. Na temperaturama iznad 1000 o C krom reagira s dušikom i ugljikom dajući nestehiometrijske, kemijski inertne spojeve. Među njima možemo primijetiti karbid s približan sastav CrC, koji je po tvrdoći blizu dijamanta.

5. Krom ne reagira s vodikom.

6. Reakcija s vodenom parom je sljedeća: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. Reakcija s neoksidirajućim kiselinama odvija se prilično lako, što rezultira stvaranjem aqua kompleksa 2+ nebesko plave boje, koji je stabilan samo u odsutnosti zraka ili u atmosferi vodika. U prisutnosti kisika reakcija teče drugačije: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Razrijeđene kiseline, oksigeniran, čak i pasiviziraju krom zbog stvaranja trajnog oksidnog filma na površini.

8. Oksidirajuće kiseline: dušična kiselina bilo koje koncentracije, koncentrirana sumporna kiselina i perklorna kiselina pasiviziraju krom tako da nakon tretiranja površine tim kiselinama on više ne reagira s drugim kiselinama. Pasivacija se uklanja zagrijavanjem. Pri tome nastaju kromove (III) soli i sumporni ili dušikovi dioksidi (iz perklorna kiselina– klorid). Pasivacija zbog stvaranja filma soli nastaje kada krom reagira s fosfornom kiselinom.

9. Krom ne reagira izravno s alkalijama, već s alkalnim talinama uz dodatak oksidansa: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. Krom je sposoban reagirati s otopinama soli, istiskujući manje aktivne metale (one desno od njega u nizu napona) iz sastava soli. Sam krom se pretvara u Cr 2+ kation.