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¿Reaccionará el ácido nítrico con el aluminio? Corrosión del aluminio. Corrosión del aluminio en ácidos.

Propiedades químicas El aluminio está determinado por su posición en tabla periódica elementos químicos.

A continuación se muestran los principales reacciones químicas aluminio con otros elementos químicos. Estas reacciones determinan las propiedades químicas básicas del aluminio.

¿Con qué reacciona el aluminio?

Sustancias simples:

  • halógenos (flúor, cloro, bromo y yodo)
  • fósforo
  • carbón
  • oxígeno (combustión)

Sustancias complejas:

¿Con qué no reacciona el aluminio?

El aluminio no reacciona:

  • con hidrógeno
  • en condiciones normales - con ácido sulfúrico concentrado (debido a la pasivación - formación de una densa película de óxido)
  • en condiciones normales - con ácido nítrico concentrado (también mediante pasivación)

Aluminio y aire

Normalmente, la superficie del aluminio siempre está recubierta con una fina capa de óxido de aluminio, que la protege de la exposición al aire o, más precisamente, al oxígeno. Por tanto, se cree que el aluminio no reacciona con el aire. Si esta capa de óxido se daña o se elimina, la superficie del aluminio fresco reacciona con el oxígeno del aire. El aluminio puede arder en oxígeno con una llama blanca cegadora para formar óxido de aluminio Al2O3.

Reacción del aluminio con oxígeno:

  • 4Al + 3O 2 -> 2Al 2 O 3

Aluminio y agua

El aluminio reacciona con el agua en las siguientes reacciones:

  • 2Al + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 (1)
  • 2Al + 4H 2 O = 2AlO(OH) + 3H 2 (2)
  • 2Al + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 3H 2 (3)

Como resultado de estas reacciones se forman respectivamente:

  • modificación de hidróxido de aluminio bayerita e hidrógeno (1)
  • modificación de hidróxido de aluminio bohemita e hidrógeno (2)
  • óxido de aluminio e hidrógeno (3)

Estas reacciones, por cierto, son de gran interés en el desarrollo de plantas compactas de producción de hidrógeno para vehículos que funcionen con hidrógeno.

Todas estas reacciones son termodinámicamente posibles a temperaturas desde la temperatura ambiente hasta el punto de fusión del aluminio de 660 ºС. Todos ellos además son exotérmicos, es decir, se producen con liberación de calor:

  • A temperaturas desde temperatura ambiente hasta 280 ºС, el producto de reacción más estable es el Al(OH) 3.
  • A temperaturas de 280 a 480 ºС, el producto de reacción más estable es AlO(OH).
  • A temperaturas superiores a 480 ºС, el producto de reacción más estable es el Al 2 O 3.

Por tanto, el óxido de aluminio Al 2 O 3 se vuelve termodinámicamente más estable que el Al(OH) 3 a temperaturas elevadas. El producto de la reacción del aluminio con agua a temperatura ambiente será hidróxido de aluminio Al(OH) 3.

La reacción (1) muestra que el aluminio debería reaccionar espontáneamente con agua a temperatura ambiente. Sin embargo, en la práctica, un trozo de aluminio sumergido en agua no reacciona con agua a temperatura ambiente o incluso con agua hirviendo. El hecho es que el aluminio tiene una fina capa coherente de óxido de aluminio Al 2 O 3 en su superficie. Esta película de óxido se adhiere firmemente a la superficie del aluminio y evita que reaccione con el agua. Por tanto, para iniciar y mantener la reacción del aluminio con agua a temperatura ambiente, es necesario eliminar o destruir constantemente esta capa de óxido.

Aluminio y halógenos

El aluminio reacciona violentamente con todos los halógenos, estos son:

  • flúor F
  • cloro cloro
  • bromo Br y
  • yodo (yodo) yo,

con educación respectivamente:

  • fluoruro AlF 3
  • Cloruro de AlCl 3
  • bromuro Al 2 Br 6 y
  • Yoduro de Al 2 Br 6.

Reacciones del hidrógeno con flúor, cloro, bromo y yodo:

  • 2Al + 3F 2 → 2AlF 3
  • 2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3
  • 2Al + 3Br2 → Al2Br6
  • 2Al + 3l 2 → Al 2 I 6

Aluminio y ácidos

El aluminio reacciona activamente con ácidos diluidos: sulfúrico, clorhídrico y nítrico, con la formación de las sales correspondientes: sulfato de aluminio Al 2 SO 4, cloruro de aluminio AlCl 3 y nitrato de aluminio Al(NO 3) 3.

Reacciones del aluminio con ácidos diluidos:

  • 2Al + 3H 2 SO 4 -> Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2
  • 2Al + 6HCl -> 2AlCl 3 + 3H 2
  • 2Al + 6HNO 3 -> 2Al(NO 3) 3 + 3H 2

No interactúa con ácidos sulfúrico y clorhídrico concentrados a temperatura ambiente, cuando se calienta reacciona para formar sales, óxidos y agua.

Aluminio y álcalis

El aluminio en una solución acuosa de álcali (hidróxido de sodio) reacciona para formar aluminato de sodio.

La reacción del aluminio con hidróxido de sodio tiene la forma:

  • 2Al + 2NaOH + 10H2O -> 2Na + 3H2

Fuentes:

1. Elementos químicos. Los primeros 118 elementos, ordenados alfabéticamente / ed. Wikipedianos – 2018

2. Reacción del aluminio con agua para producir hidrógeno /John Petrovic y George Thomas, EE.UU. Departamento de Energía, 2008

El aluminio es un metal anfótero. Configuración electrónicaátomo de aluminio 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Por tanto, tiene tres electrones de valencia en su capa electrónica exterior: 2 en el subnivel 3s y 1 en el subnivel 3p. Debido a esta estructura, se caracteriza por reacciones como resultado de las cuales el átomo de aluminio pierde tres electrones del nivel exterior y adquiere un estado de oxidación de +3. El aluminio es un metal altamente reactivo y presenta propiedades reductoras muy fuertes.

Interacción del aluminio con sustancias simples.

con oxigeno

Cuando el aluminio absolutamente puro entra en contacto con el aire, los átomos de aluminio ubicados en la capa superficial interactúan instantáneamente con el oxígeno del aire y forman una película de óxido duradera, delgada, de decenas de capas atómicas, de espesor, de la composición Al 2 O 3, que protege el aluminio de mayor oxidación. También es imposible oxidar grandes muestras de aluminio incluso a temperaturas muy altas. Sin embargo, el polvo fino de aluminio se quema con bastante facilidad en la llama de un quemador:

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

con halógenos

El aluminio reacciona muy vigorosamente con todos los halógenos. Así, la reacción entre polvos mixtos de aluminio y yodo se produce ya a temperatura ambiente después de añadir una gota de agua como catalizador. Ecuación para la interacción del yodo con el aluminio:

2Al + 3I 2 =2AlI 3

El aluminio también reacciona con el bromo, que es un líquido de color marrón oscuro, sin calentarse. Basta con añadir una muestra de aluminio al bromo líquido: inmediatamente comienza una reacción violenta con la liberación de gran cantidad calidez y luz:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

La reacción entre el aluminio y el cloro ocurre cuando se agrega papel de aluminio calentado o polvo fino de aluminio a un matraz lleno de cloro. El aluminio se quema eficazmente en cloro según la ecuación:

2Al + 3Cl 2 = 2AlCl 3

con azufre

Cuando se calienta a 150-200 o C o después de encender una mezcla de aluminio en polvo y azufre, comienza una intensa reacción exotérmica entre ellos con la liberación de luz:

— sulfuro aluminio

con nitrógeno

Cuando el aluminio reacciona con nitrógeno a una temperatura de aproximadamente 800 o C, se forma nitruro de aluminio:

con carbono

A una temperatura de aproximadamente 2000 o C, el aluminio reacciona con el carbono y forma carburo de aluminio (metanuro), que contiene carbono en el estado de oxidación -4, como en el metano.

Interacción del aluminio con sustancias complejas.

con agua

Como se mencionó anteriormente, una película de óxido estable y duradera de Al 2 O 3 evita que el aluminio se oxide en el aire. La misma película protectora de óxido hace que el aluminio sea inerte al agua. Al eliminar la película protectora de óxido de la superficie mediante métodos como el tratamiento con soluciones acuosas de álcali, cloruro de amonio o sales de mercurio (amalgiación), el aluminio comienza a reaccionar vigorosamente con el agua para formar hidróxido de aluminio y gas hidrógeno:

con óxidos metálicos

Después de encender una mezcla de aluminio con óxidos de metales menos activos (a la derecha del aluminio en la serie de actividad), comienza una reacción extremadamente violenta y altamente exotérmica. Así, en el caso de la interacción del aluminio con óxido de hierro (III), se desarrolla una temperatura de 2500-3000 o C. Como resultado de esta reacción, se forma hierro fundido de alta pureza:

2AI + Fe 2 O 3 = 2Fe + Al 2 O 3

Este método La obtención de metales a partir de sus óxidos por reducción con aluminio se llama aluminotermia o aluminotermia.

con ácidos no oxidantes

La interacción del aluminio con ácidos no oxidantes, es decir. con casi todos los ácidos, excepto los ácidos sulfúrico y nítrico concentrados, conduce a la formación de una sal de aluminio del ácido correspondiente y del gas hidrógeno:

a) 2Al + 3H 2 SO 4 (diluido) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2

2Al0 + 6H + = 2Al3+ + 3H20;

b) 2AI + 6HCl = 2AICl3 + 3H2

con ácidos oxidantes

-ácido sulfúrico concentrado

La interacción del aluminio con ácido sulfúrico concentrado en condiciones normales, así como temperaturas bajas no ocurre debido a un efecto llamado pasivación. Cuando se calienta, la reacción es posible y conduce a la formación de sulfato de aluminio, agua y sulfuro de hidrógeno, que se forma como resultado de la reducción del azufre, que forma parte del ácido sulfúrico:

Una reducción tan profunda del azufre del estado de oxidación +6 (en H 2 SO 4) al estado de oxidación -2 (en H 2 S) se produce debido a la muy alta capacidad reductora del aluminio.

- ácido nítrico concentrado

En condiciones normales, el ácido nítrico concentrado también pasiva el aluminio, lo que permite almacenarlo en recipientes de aluminio. Al igual que en el caso del ácido sulfúrico concentrado, la interacción del aluminio con el ácido nítrico concentrado se hace posible mediante un fuerte calentamiento y la reacción se produce predominantemente:

- ácido nítrico diluido

La interacción del aluminio con el ácido nítrico diluido en comparación con el ácido nítrico concentrado conduce a productos de reducción más profunda del nitrógeno. En lugar de NO, según el grado de dilución, se pueden formar N 2 O y NH 4 NO 3:

8Al + 30HNO 3(dil.) = 8Al(NO 3)3 +3N 2 O + 15H 2 O

8Al + 30HNO 3 (diluido puro) = 8Al(NO 3) 3 + 3NH 4 NO 3 + 9H 2 O

con álcalis

El aluminio reacciona tanto con soluciones acuosas de álcalis:

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

y con álcalis puros durante la fusión:

En ambos casos, la reacción comienza con la disolución de la película protectora de óxido de aluminio:

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na

Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O

En el caso de una solución acuosa, el aluminio, libre de la película protectora de óxido, comienza a reaccionar con el agua según la ecuación:

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

El hidróxido de aluminio resultante, al ser anfótero, reacciona con una solución acuosa de hidróxido de sodio para formar tetrahidroxoaluminato de sodio soluble:

Al(OH)3 + NaOH = Na

1) El silicio se quemó en una atmósfera de cloro. El cloruro resultante se trató con agua. El precipitado liberado se calcinó. Luego se fusionó con fosfato cálcico y carbón. Escriba las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.


2) El gas obtenido al tratar nitruro de calcio con agua se pasó sobre polvo de óxido de cobre (II) caliente. El sólido resultante se disolvió en ácido nítrico concentrado, la solución se evaporó y el residuo sólido resultante se calcinó. Escriba las ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

3) Se dividió en dos partes una cierta cantidad de sulfuro de hierro (II). Uno de ellos fue tratado con ácido clorhídrico y el otro fue disparado al aire. Cuando los gases liberados interactuaron, se formó una simple sustancia amarilla. La sustancia resultante se calentó con ácido nítrico concentrado y se liberó un gas marrón. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

4) Cuando el óxido de aluminio interactúa con el ácido nítrico, se forma una sal. La sal se secó y se calcinó. El residuo sólido formado durante la calcinación se sometió a electrólisis en criolita fundida. El metal obtenido por electrólisis se calentó con una solución concentrada que contenía nitrato de potasio e hidróxido de potasio y se liberó un gas de olor acre. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

5) El óxido de cromo (VI) reaccionó con hidróxido de potasio. La sustancia resultante se trató con ácido sulfúrico y la sal se aisló de la solución resultante. color naranja. Esta sal se trató con ácido bromhídrico. La sustancia simple resultante reaccionó con sulfuro de hidrógeno. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

6) Se calentó polvo de magnesio en una atmósfera de nitrógeno. Cuando la sustancia resultante interactuó con el agua, se liberó un gas. El gas pasó a través solución de agua sulfato de cromo (III), lo que da lugar a la formación de un precipitado gris. El precipitado se separó y se trató calentando con una solución que contenía peróxido de hidrógeno e hidróxido de potasio. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

7) Se pasó amoníaco a través de ácido bromhídrico. A la solución resultante se le añadió una solución de nitrato de plata. El precipitado formado se separó y se calentó con polvo de zinc. El metal formado durante la reacción se expuso a una solución concentrada de ácido sulfúrico, que liberó un gas con un olor acre. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

8) Se calentó clorato de potasio en presencia de un catalizador y se liberó un gas incoloro. Quemando hierro en una atmósfera de este gas se obtenía óxido de hierro. Se disolvió en exceso de ácido clorhídrico. A la solución resultante se le añadió una solución que contenía dicromato de sodio y ácido clorhídrico. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

9) Se calentó sodio en una atmósfera de hidrógeno. Cuando se añadió agua a la sustancia resultante, se observó desprendimiento de gas y la formación de una solución transparente. A través de esta solución se pasó gas marrón, que se obtuvo como resultado de la interacción del cobre con una solución concentrada de ácido nítrico. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

10) El aluminio reaccionó con una solución de hidróxido de sodio. El gas liberado se pasó sobre polvo de óxido de cobre (II) calentado. La sustancia simple resultante se disolvió calentando en ácido sulfúrico concentrado. La sal resultante se aisló y se añadió a la solución de yoduro potásico. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

11) Electrólisis realizada de una solución de cloruro de sodio. A la solución resultante se le añadió cloruro de hierro (III). El precipitado que se formó se filtró y calcinó. El residuo sólido se disolvió en ácido yodhídrico. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

12) Se añadió polvo de aluminio a la solución de hidróxido de sodio. Se pasó el exceso de dióxido de carbono a través de la solución de la sustancia resultante. El precipitado que se formó se separó y calcinó. El producto resultante se fusionó con carbonato de sodio. Escribe ecuaciones para las cuatro reacciones descritas.

Aluminio – destrucción del metal bajo la influencia del medio ambiente.

Para la reacción Al 3+ +3e → Al es estándar potencial de electrodo el aluminio es -1,66 V.

El punto de fusión del aluminio es de 660 °C.

La densidad del aluminio es 2,6989 g/cm 3 (en condiciones normales).

El aluminio, aunque es un metal activo, tiene propiedades de corrosión bastante buenas. Esto puede explicarse por la capacidad de pasivación en muchos entornos agresivos.

La resistencia a la corrosión del aluminio depende de muchos factores: la pureza del metal, el ambiente corrosivo, la concentración de impurezas agresivas en el ambiente, la temperatura, etc. Fuerte influencia afecta el pH de las soluciones. ¡El óxido de aluminio se forma en la superficie del metal sólo en el rango de pH de 3 a 9!

La resistencia a la corrosión del Al está muy influenciada por su pureza. Para la fabricación de unidades y equipos químicos, solo se utiliza metal de alta pureza (sin impurezas), por ejemplo, aluminio AB1 y AB2.

La corrosión del aluminio no se observa solo en aquellos ambientes donde se forma una película protectora de óxido en la superficie del metal.

Cuando se calienta, el aluminio puede reaccionar con algunos no metales:

2Al + N 2 → 2AlN – interacción del aluminio y el nitrógeno con la formación de nitruro de aluminio;

4Al + 3C → Al 4 C 3 – la reacción del aluminio con el carbono para formar carburo de aluminio;

2Al + 3S → Al 2 S 3 – interacción del aluminio y el azufre con la formación de sulfuro de aluminio.

Corrosión del aluminio en el aire (corrosión atmosférica del aluminio)

El aluminio, al interactuar con el aire, se vuelve pasivo. Cuando el metal puro entra en contacto con el aire, aparece instantáneamente una fina película protectora de óxido de aluminio sobre la superficie del aluminio. Además, el crecimiento de la película se ralentiza. La fórmula del óxido de aluminio es Al 2 O 3 o Al 2 O 3 H 2 O.

La reacción del aluminio con el oxígeno:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

El espesor de esta película de óxido oscila entre 5 y 100 nm (dependiendo de las condiciones de funcionamiento). El óxido de aluminio tiene buena adherencia a la superficie y satisface la condición de continuidad de las películas de óxido. Cuando se almacena en un almacén, el espesor del óxido de aluminio sobre la superficie del metal es de aproximadamente 0,01 a 0,02 micrones. Al interactuar con oxígeno seco – 0,02 – 0,04 micrones. Cuando se trata térmicamente aluminio, el espesor de la película de óxido puede alcanzar 0,1 micras.


El aluminio es bastante resistente tanto en el aire rural limpio como en una atmósfera industrial (que contiene vapor de azufre, sulfuro de hidrógeno, gas amoniaco, cloruro de hidrógeno seco, etc.). Porque Los compuestos de azufre no tienen ningún efecto sobre la corrosión del aluminio en ambientes gaseosos; se utiliza para la fabricación de plantas de procesamiento de petróleo crudo amargo y dispositivos de vulcanización de caucho.

Corrosión del aluminio en agua.

La corrosión del aluminio casi no se observa cuando interactúa con agua destilada, fresca y limpia. Aumentar la temperatura a 180 °C no tiene ningún efecto especial. El vapor de agua caliente tampoco tiene ningún efecto sobre la corrosión del aluminio. Si agrega un poco de álcali al agua, incluso a temperatura ambiente, la velocidad de corrosión del aluminio en ese ambiente aumentará ligeramente.

La interacción del aluminio puro (no cubierto con una película de óxido) con agua se puede describir mediante la ecuación de reacción:

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

Al interactuar con el agua de mar, el aluminio puro comienza a corroerse, porque... Sensible a las sales disueltas. Para utilizar aluminio en agua de mar, se añade a su composición una pequeña cantidad de magnesio y silicio. La resistencia a la corrosión del aluminio y sus aleaciones cuando se exponen al agua de mar se reduce significativamente si el metal contiene cobre.

Corrosión del aluminio en ácidos.

A medida que aumenta la pureza del aluminio, aumenta su resistencia a los ácidos.

Corrosión del aluminio en ácido sulfúrico.

El ácido sulfúrico es muy peligroso para el aluminio y sus aleaciones (tiene propiedades oxidantes) concentraciones promedio. La reacción con ácido sulfúrico diluido se describe mediante la ecuación:

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

El ácido sulfúrico frío concentrado no tiene ningún efecto. Y cuando se calienta, el aluminio se corroe:

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

Esto crea sal soluble– sulfato de aluminio.

El Al es estable en oleum (ácido sulfúrico fumante) a temperaturas de hasta 200 °C. Debido a esto, se utiliza para la producción de ácido clorosulfónico (HSO 3 Cl) y oleum.

Corrosión del aluminio en ácido clorhídrico.

EN ácido clorhídrico El aluminio o sus aleaciones se disuelven rápidamente (especialmente cuando aumenta la temperatura). Ecuación de corrosión:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2.

Las soluciones de ácidos bromhídrico (HBr) y fluorhídrico (HF) actúan de manera similar.

Corrosión del aluminio en ácido nítrico.

Una solución concentrada de ácido nítrico tiene altas propiedades oxidantes. El aluminio en ácido nítrico a temperaturas normales es extremadamente resistente (la resistencia es mayor que la del acero inoxidable 12Х18Н9). Incluso se utiliza para producir ácido nítrico concentrado mediante síntesis directa.

Cuando se calienta, la corrosión del aluminio en ácido nítrico se produce según la reacción:

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

Corrosión del aluminio en ácido acético.

El aluminio tiene una resistencia bastante alta al impacto. ácido acético cualquier concentración, pero sólo si la temperatura no supera los 65 °C. Se utiliza para producir formaldehído y ácido acético. A temperaturas más altas, el aluminio se disuelve (a excepción de concentraciones de ácido del 98 al 99,8%).

El aluminio es estable en soluciones brómicas y débiles de ácidos crómico (hasta un 10%), fosfórico (hasta un 1%) a temperatura ambiente.

Los ácidos cítrico, butírico, málico, tartárico, propiónico, el vino y los zumos de frutas tienen un efecto débil sobre el aluminio y sus aleaciones.

Los ácidos oxálico, fórmico y organoclorado destruyen el metal.

La resistencia a la corrosión del aluminio está muy influenciada por el vapor y el mercurio líquido. Tras un breve contacto, el metal y sus aleaciones se corroen intensamente formando amalgamas.

Corrosión del aluminio en álcalis.

Los álcalis disuelven fácilmente la película protectora de óxido en la superficie del aluminio, comienza a reaccionar con el agua, como resultado de lo cual el metal se disuelve con la liberación de hidrógeno (corrosión del aluminio con despolarización del hidrógeno).

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2;

2(NaOHH 2 O) + 2Al → 2NaAlO 2 + 3H 2.

Se forman aluminatos.

Además, la película de óxido es destruida por los iones de mercurio, cobre y cloro.