פרק 6. מתכות הקבוצות הראשיות

6.1. אפיון כללי של קבוצת הליתיום

את קבוצת הליתיום מרכיבים היסודות: ליתיום, נתרן, אשלגן, רובידיום, צזיום ופרנציום. חלק מתכונות יסודות אלה מובאות בטבלה 6.1.

טבלה 6.1. תכונות יסודות תת-הקבוצה של הליתיום

תכונה	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
1. מספר סידורי	3	11	19	37	55	87
2. אלקטרוני ערכיות	2s¹	3s¹	4s¹	5s¹	6s¹	7s¹
3. אנרגיית יינון, eV	5.39	5.14	4.34	4.18	3.89	3.83
4. אלקטרושליליות יחסית	0.97	1.01	0.91	0.89	0.86	0.86
5. מספר חמצון בתרכובות	+1	+1	+1	+1	+1	+1
6. רדיוס אטום, nm	0.155	0.189	0.236	0.248	0.268	0.280

אלה יסודות s (ראו סעיף 2 בטבלה 6.1). לאטומיהם, ברמה האנרגטית החיצונית, אלקטרון אחד. באינטראקציה כימית הם מוסרים את אלקטרון הערכיות שלהם, ומפגינים מספר חמצון קבוע השווה +1.

חומרי היסוד של יסודות אלה נקראים מתכות אלקליות (alkali metals). כל המתכות האלקליות הן מחזרים חזקים. הן המתכות הפעילות ביותר, מתחברות ישירות עם כמעט כל האל-מתכות. בתרכובותיהן שולט בעיקר הקשר היוני. עם עליית המספר הסידורי (סעיף 1 בטבלה 6.1) וירידת אנרגיית היינון (סעיף 3 בטבלה 6.1), מתחזקות באופן עקבי התכונות המתכתיות של היסודות. אלה נציגים אופייניים של יסודות-מתכת. בהם נפתח כל מחזור במערכה המחזורית (למעט הראשון).

יסודות תת-הקבוצה של הליתיום יוצרים עם חמצן תחמוצות R₂O. התחמוצות עם מים יוצרות בסיסים ROH:

$R_{2}O+H_{2}O\to 2ROH$

עוצמת הבסיסים גוברת מהליתיום לצזיום, שכן בכיוון זה גדל רדיוס האטום (סעיף 6 בטבלה 6.1).

תרכובות המימן של המתכות האלקליות תואמות לנוסחה RH. אלה הידרידים של מתכות — חומרים גבישיים לבנים. בהידרידים, מספר החמצון של המימן שווה −1.

6.2. נתרן (sodium) ואשלגן (potassium)

הימצאות בטבע. בטבע, מתכות אלקליות אינן נמצאות במצב חופשי. נתרן ואשלגן נכללים בהרכב תרכובות שונות. החשובה ביותר היא תרכובת הנתרן עם הכלור NaCl, היוצרת מרבצי מלח סלע גדולים בעולם. כלוריד נתרן נמצא גם במי הים ובמעיינות מלוחים. בדרך כלל, השכבות העליונות של מרבצי מלח הסלע מכילות מלחי אשלגן.

בין המרבצים הגדולים בעולם של מלחי אשלגן — מרבצים במחוז ססקצ’ואן (קנדה, בעלת העתודות המוכחות הגדולות ביותר), באזור סוליקמסק שבאוראל (רוסיה), ובבלארוס (עיר סוליגורסק); מרבצים משמעותיים נמצאים גם בגרמניה (מינרלים סילווניט NaCl·KCl, קרנליט KCl·MgCl₂·6H₂O) (ראו גם 3.12).

נתרן ואשלגן משתייכים ליסודות הנפוצים. תכולת הנתרן בקרום כדור הארץ היא 2.64%, האשלגן — 2.6%.

הכנת נתרן ואשלגן. מכינים נתרן באלקטרוליזה של כלוריד נתרן נתוך או הידרוקסיד נתרן נתוך. באלקטרוליזה של נתך NaCl, על הקתודה משתחרר נתרן:

$N{a}^{+}+e^{-}\to Na$

ועל האנודה — כלור:

$2C{l}^{-}-2e^{-}\to C{l}_2$

באלקטרוליזה של נתך NaOH, על הקתודה משתחרר נתרן (משוואת התגובה הובאה לעיל), ועל האנודה — מים וחמצן:

$4O{H}^{-}-4e^{-}\to 2H_{2}O+O_2$

בשל יוקרו של הידרוקסיד נתרן, השיטה המודרנית העיקרית להכנת נתרן היא אלקטרוליזה של נתך NaCl.

ניתן להכין אשלגן גם באלקטרוליזה של KCl ו-KOH נתוכים. אולם שיטה זו להכנת אשלגן לא נפוצה בשל קשיים טכניים (תפוקת זרם נמוכה, קושי בהבטחת בטיחות). הכנת אשלגן תעשייתית מודרנית מבוססת על התגובות הבאות:

$KCl+Na\to NaCl+K\text{(a)}$ $KOH+Na\to NaOH+K\text{(b)}$

בשיטה (a) מעבירים אדי נתרן דרך כלוריד אשלגן מותך ב-800°C, ואדי האשלגן המשתחררים מעובים. בשיטה (b) האינטראקציה בין הידרוקסיד אשלגן מותך לנתרן נוזלי מתבצעת בזרימה נגדית ב-440°C בעמוד תגובה מניקל*.

* כאן מתרחשת הזזת שיווי המשקל של התגובה לעבר יצירת התוצרים.

באותן שיטות מכינים גם סגסוגת אשלגן-נתרן, המשמשת כמעביר חום מתכתי נוזלי בכורים גרעיניים. סגסוגת אשלגן-נתרן משמשת גם כמחזר בייצור טיטניום.

תכונות פיזיקליות. מכיוון שבאטומי המתכות האלקליות אלקטרון חיצוני אחד חל על אורביטלים פנויים רבים, ואנרגיית היינון של האטומים נמוכה, נוצר בין אטומי המתכות קשר מתכתי (ראו כימיה כללית 3.5). לחומר בעל קשר מתכתי אופייני ברק מתכתי, גמישות, רכות, מוליכות חשמלית וחום טובה. תכונות אלה יש לנתרן ואשלגן.

נתרן ואשלגן הם מתכות בצבע לבן-כסוף, צפיפות הראשון — 0.97 g/cm³, השני — 0.86 g/cm³, רכות מאוד, נחתכות בקלות בסכין.

הנתרן הטבעי מורכב מאיזוטופ אחד ²³Na, האשלגן — משני איזוטופים יציבים ³⁹K (93.08%) ו-⁴¹K (6.91%) ואיזוטופ אחד רדיואקטיבי חלש ⁴⁰K (0.01%). במחקר משתמשים באיזוטופים רדיואקטיביים המוכנים בדרך מלאכותית: ²²Na, ‏²⁴Na ו-⁴²K.

תכונות כימיות. אטומי נתרן ואשלגן, באינטראקציה כימית, מוסרים בקלות את אלקטרוני הערכיות שלהם, ועוברים ליונים בעלי מטען חיובי: Na⁺ ו-K⁺. שתי המתכות הן מחזרים חזקים.

באוויר, נתרן ואשלגן מתחמצנים במהירות, ולכן הם מאוחסנים תחת שכבת קרוסין. הם מגיבים בקלות עם אל-מתכות רבות — הלוגנים, גופרית, זרחן ואחרות. הם מגיבים בעוצמה עם מים. עם מימן, בחימום, יוצרים הידרידים NaH, ‏KH. הידרידים של מתכות מתפרקים בקלות במים, ונוצרים הבסיס המתאים ומימן:

$NaH+H_{2}O\to NaOH+H_2\uparrow$

בשריפת נתרן בעודף חמצן נוצרת פרוקסיד נתרן Na₂O₂, המגיבה עם פחמן דו-חמצני לח שבאוויר, ומשחררת חמצן:

$2N{a}_2{O}_2+2C{O}_2\to 2N{a}_{2}C{O}_3+O_2\uparrow$

על תגובה זו מבוסס השימוש בפרוקסיד נתרן להפקת חמצן בצוללות ולרגנרציה של אוויר בחללים סגורים.

6.3. בסיסים חזקים (בסיסים קאוסטיים)

בסיסים קאוסטיים (caustic bases) נקראים הידרוקסידים המסיסים היטב במים. החשובים שבהם NaOH ו-KOH.

הידרוקסיד נתרן והידרוקסיד אשלגן הם חומרים גבישיים מוצקים, לבנים, אטומים. הם מסיסים היטב במים תוך שחרור כמות גדולה של חום. בתמיסות מימיות הם עוברים דיסוציאציה כמעט מלאה, והם בסיסים חזקים. הם מפגינים את כל תכונות הבסיסים.

הידרוקסידים מוצקים של נתרן ואשלגן ותמיסותיהם המימיות סופגים תחמוצת פחמן (IV):

$NaOH+C{O}_2\to NaHC{O}_3$ $2NaOH+C{O}_2\to N{a}_{2}C{O}_3+H_{2}O$

או בצורה יונית:

$O{H}^{-}+C{O}_2\to HC{O}_3^{-}$ $2O{H}^{-}+C{O}_2\to C{O}_3^{2-}+H_{2}O$

במצב מוצק, באוויר, NaOH ו-KOH סופגים לחות, ובזכות כך משמשים כמייבשי גזים.

בתעשייה מכינים הידרוקסיד נתרן והידרוקסיד אשלגן באלקטרוליזה של תמיסות מרוכזות בהתאמה של NaCl ו-KCl. בכך מתקבלים בו-זמנית כלור ומימן. הקתודה היא רשת ברזל, האנודה — גרפיט.

יש להציג את תרשים האלקטרוליזה (לדוגמת KCl) כך. KCl עובר דיסוציאציה מלאה ליוני K⁺ ו-Cl⁻. בהעברת זרם חשמלי, יוני K⁺ נעים לעבר הקתודה, יוני הכלוריד — לעבר האנודה. האשלגן ממוקם בשורת הפוטנציאלים האלקטרודיים הסטנדרטיים לפני האלומיניום, ויוניו מתחזרים (קולטים אלקטרונים) בקושי רב יותר ממולקולות המים (ראו כימיה כללית 7.7). ואילו ריכוז יוני המימן H⁺ בתמיסה קטן מאוד. לכן על הקתודה מתפרקות רק מולקולות המים, תוך שחרור מימן מולקולרי:

$2H_{2}O+2e^{-}\to H_2+2O{H}^{-}$

יוני הכלוריד בתמיסה מרוכזת מוסרים אלקטרונים (מתחמצנים) בקלות רבה יותר ממולקולות המים, ולכן על האנודה מתפרקים יוני הכלוריד:

$2C{l}^{-}-2e^{-}\to C{l}_2$

משוואת האלקטרוליזה הכוללת בצורה יונית:

$2C{l}^{-}+2H_{2}O\stackrel{\text{electrolysis}}{\to }{H}_2+2O{H}^{-}+C{l}_2$

או

$2KCl+2H_{2}O\stackrel{\text{electrolysis}}{\to }{H}_2+2KOH+C{l}_2$

באופן דומה מתרחשת אלקטרוליזה של תמיסת NaCl (ראו כימיה כללית 7.7). תמיסה המכילה NaOH ו-NaCl עוברת אידוי, וכתוצאה מכך שוקע כלוריד נתרן (מסיסותו נמוכה בהרבה, ומשתנה מעט עם הטמפרטורה), אותו מפרידים ומשתמשים בו להמשך אלקטרוליזה.

הידרוקסיד נתרן מוכן בכמויות גדולות מאוד. הוא אחד המוצרים החשובים של התעשייה הכימית הבסיסית. משתמשים בו לטיהור מוצרי נפט — בנזין וקרוסין, לייצור סבון, משי מלאכותי, נייר, בתעשיית הטקסטיל, העור והכימיה, וכן בבית (קאוסטיק, סודה קאוסטית).

מוצר יקר יותר — הידרוקסיד אשלגן — משמש בתדירות נמוכה יותר מ-NaOH.

6.4. מלחי נתרן ואשלגן

הנתרן יוצר מלחים עם כל החומצות. כמעט כל מלחיו מסיסים במים. החשובים שבהם — כלוריד נתרן (מלח בישול), סודה וסולפט נתרן.

כלוריד נתרן NaCl הוא תבלין הכרחי למזון, משמש לשימור מוצרי מזון, וכן חומר גלם להכנת הידרוקסיד נתרן, כלור, חומצה מלחית, סודה ואחרים.

השימוש בסודה — ראו 4.4.

סולפט נתרן Na₂SO₄ משמש בייצור סודה וזכוכית. מתמיסות מימיות מתגבש הידראט עשר-מימי Na₂SO₄·10H₂O, הנקרא מלח גלאובר. מלח גלאובר משמש ברפואה כמשלשל. מלחי נתרן (יוני נתרן) צובעים את להבת המבער בצבע צהוב. זוהי שיטה רגישה מאוד לזיהוי נתרן בתרכובות.

מלחי אשלגן משמשים בעיקר כדשנים אשלגניים (ראו 3.12). מלחי אשלגן (יוני אשלגן) צובעים את להבת המבער בצבע סגול. אולם בנוכחות אפילו כמויות זעירות של תרכובות נתרן, הצבע הסגול מוסתר על ידי הצהוב. במקרה זה ניתן להבחין בו דרך זכוכית כחולה, הסופגת את הקרינה הצהובה.

6.5. אפיון כללי של תת-הקבוצה של הבריליום

תת-קבוצה זו מרכיבים בריליום, מגנזיום והיסודות האלקליים-עפרוריים (סידן, סטרונציום, בריום, רדיום). חלק מתכונות יסודות אלה מובאות בטבלה 6.2.

טבלה 6.2. תכונות יסודות תת-הקבוצה של הבריליום

תכונה	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
1. מספר סידורי	4	12	20	38	56	88
2. אלקטרוני ערכיות	2s²	3s²	4s²	5s²	6s²	7s²
3. אנרגיית יינון R→R²⁺, eV	27.53	22.68	17.98	16.72	15.21	15.43
4. אלקטרושליליות יחסית	1.47	1.23	1.04	0.99	0.97	0.97
5. מספר חמצון בתרכובות	+2	+2	+2	+2	+2	+2
6. רדיוס אטום, nm	0.113	0.160	0.197	0.215	0.221	0.235

אלה יסודות s (סעיף 2 בטבלה 6.2). כחומרי יסוד — מתכות אופייניות (סעיף 3 בטבלה 6.2). לאטומי יסודות תת-הקבוצה של הבריליום, ברמה החיצונית, שני אלקטרונים. במסירתם הם מפגינים בתרכובות מספר חמצון +2. כל מתכות תת-הקבוצה הן מחזרים חזקים, אך חלשים מעט יותר מהמתכות האלקליות.

עם עליית המספר הסידורי של היסוד, מסירת האלקטרונים מוקלת (ראו סעיפים 3 ו-6 בטבלה 6.2), ולכן התכונות המתכתיות של היסודות גוברות באופן עקבי. הן בולטות יותר אצל המתכות האלקליות-עפרוריות.

מתכות תת-הקבוצה של הבריליום פעילות למדי כימית. הן מתחמצנות באוויר, ובכך מתקבלות תחמוצות בסיסיות מסוג RO, שלהן מתאימים בסיסים מסוג R(OH)₂. המסיסות והאופי הבסיסי של הבסיסים גוברים מ-Be ל-Ba. Be(OH)₂ הוא תרכובת אמפוטרית.

בתכונותיהם, הבריליום והמגנזיום נבדלים מעט משאר המתכות. למשל, Be אינו מגיב עם מים, Mg מגיב רק בחימום, ושאר המתכות — בתנאים רגילים:

$R+2H_{2}O\to R(OH{)}_2+H_2$

בריליום, מגנזיום ומתכות אלקליות-עפרוריות יוצרים עם מימן הידרידים בנוסחה הכללית RH₂.

מבין מתכות תת-הקבוצה של הבריליום, החשיבות הרבה ביותר לסידן.

6.6. סידן (calcium)

הימצאות בטבע. סידן משתייך ליסודות הנפוצים. תכולתו הכוללת בקרום כדור הארץ היא 3.6%. בטבע נפוצות בעיקר תרכובות הסידן הבאות: המינרל קלציט CaCO₃ (ממנו נוצרו גושי אבן גיר, שיש וגיר), גבס CaSO₄·2H₂O, אנהידריט CaSO₄. סידן, בצורת פוספט Ca₃(PO₄)₂, נכלל בהרכב אפטיטים, פוספוריטים ועצמות בעלי חיים. הוא נמצא במים טבעיים ובקרקע.

הכנה. בתעשייה מכינים סידן באלקטרוליזה של תערובת מלחים מותכים: 6 חלקים כלוריד סידן CaCl₂ וחלק 1 פלואוריד סידן CaF₂. האחרון מוסף להורדת טמפרטורת ההיתוך של כלוריד הסידן, שבה מבוצעת האלקטרוליזה.

תכונות פיזיקליות. סידן הוא מתכת בצבע לבן-כסוף, קשה למדי, קלה (צפיפות 1.55 g/cm³). טמפרטורות ההיתוך והרתיחה גבוהות מאלו של המתכות האלקליות. הסידן הטבעי מורכב מתערובת שישה איזוטופים במסות אטומיות 40 (האיזוטופ העיקרי), 42, 43, 44, 46 ו-48. במחקר משתמשים באיזוטופ המלאכותי ⁴⁵Ca.

תכונות כימיות. מכיוון שלסידן, ברמה האנרגטית החיצונית, שני אלקטרונים, מספר החמצון שלו בכל תרכובותיו שווה תמיד +2. באוויר, הסידן מתחמצן, ולכן הוא מאוחסן בכלים אטומים, בדרך כלל בקרוסין.

בתנאים רגילים, הסידן מגיב עם הלוגנים, ועם גופרית, חנקן ופחם — בחימום:

$Ca+C{l}_2\to CaC{l}_2;3Ca+N_2\to C{a}_3{N}_2$ $Ca+S\to CaS;Ca+2C\to Ca{C}_2$

בהיותו מתכת פעילה, הסידן מדיח מימן ממים:

$Ca+2H_{2}O\to Ca(OH{)}_2+H_2\uparrow$

בחימום באוויר, הוא נשרף ויוצר תחמוצת סידן:

$2Ca+O_2\to 2CaO$

הסידן, עם הפחמן, יוצר קרביד סידן CaC₂.

6.7. תחמוצת סידן והידרוקסיד סידן

תחמוצת סידן (שמות טכניים: סיד כבוי, סיד שרוף, אבקת סיד) היא אבקה בצבע לבן. בתעשייה מתקבלת בקליית אבן גיר, גיר או סלעים קרבונטיים נוספים:

$CaC{O}_3\to CaO+C{O}_2,\Delta H°=178\text{ kJ/mol}$

תגובה זו אנדותרמית: מתרחשת בספיגת חום. הדיסוציאציה התרמית לתחמוצת סידן ותחמוצת פחמן (IV) מתרחשת בלחץ 0.1 MPa ובטמפרטורה של 900°C. התגובה הפיכה (שיווי משקל הטרוגני), ובירידת הטמפרטורה או בעליית הלחץ החלקי של תחמוצת הפחמן (IV) עלולה להתרחש לכיוון ההפוך. כדי להימנע מכך, הקלייה של אבן הגיר מתבצעת ב-1000–1200°C תוך הוצאת תחמוצת פחמן (IV) מספירת התגובה.

תחמוצת הסידן מגיבה באנרגיה עם מים, ונוצר הידרוקסיד סידן:

$CaO+H_{2}O\to Ca(OH{)}_2,\Delta H°=-65\text{ kJ/mol}$

תגובה זו מלווה בשחרור כמות גדולה של חום. שמו הטכני של הידרוקסיד הסידן הוא סיד כבוי. אם הסיד הכבוי מוכן בצורת אבקה, הוא נקרא סיד מנופח.

תערובת של סיד כבוי, חול ומים נקראת תערובת בנייה, או תערובת סיד. היא משמשת כטיח, וכן לחיבור לבנים בבניית קירות, אף שבמקרה האחרון משתמשים בדרך כלל בתערובות צמנט.

התקשות תערובת הסיד מתרחשת כתוצאה מהתרחשות בו-זמנית של שני תהליכים: 1) שקיעת גבישי הידרוקסיד סידן מתמיסה רוויה יתר, הקושרים היטב בין חלקיקי החול; 2) יצירת קרבונט סידן כתוצאה מהתגובה:

$Ca(OH{)}_2+C{O}_2\text{(from air)}\to CaC{O}_3+H_{2}O$

סיד כבוי הוא חומר מוצק בצבע לבן, מסיס במים, אולם מסיסותו קטנה (ב-20°C, 1.5 g ב-1 L מים).

תמיסת סיד כבוי במים נקראת מי סיד. יש לה תכונות בסיסיות. בהעברת תחמוצת פחמן (IV) דרך מי סיד, התמיסה מתעכרת (a), ובהמשך ההעברה, העכירות נעלמת (b):

$Ca(OH{)}_2+C{O}_2\to CaC{O}_3\downarrow +H_{2}O\text{(a)}$ $CaC{O}_3+H_{2}O+C{O}_2\to Ca(HC{O}_3{)}_2\text{(b)}$

או בצורה יונית:

$C{a}^{2+}+2O{H}^{-}+C{O}_2\to CaC{O}_3\downarrow +H_{2}O$ $CaC{O}_3+H_{2}O+C{O}_2\to C{a}^{2+}+2HC{O}_3^{-}$

6.8. מלחי סידן

קרבונט סידן נפוץ מאוד בטבע בצורת סלע — אבן גיר. הררים רבים מורכבים מאבן גיר וגיר. מצוי גם שיש, שנוצר בעידנים גיאולוגיים רחוקים מאבן גיר וגיר בהשפעת לחץ גבוה וטמפרטורה גבוהה. אבן גיר, גיר ושיש מכילים בעיקר קרבונט סידן CaCO₃.

אבן גיר נפוצה מאוד בטבע ונמצאת כמעט בכל מקום. היא משתייכת למחצבים השימושיים הנפוצים ביותר. משמשת כאבן בנייה, וכן לייצור סיד, תחמוצת פחמן (IV) וצמנט. בכמויות גדולות היא משמשת במטלורגיה. אבן גיר וסיד משמשים בחקלאות לסיוד קרקעות (במטרה להפחית חומציות ולשפר את מבנה הקרקעות).

נפוץ מאוד גם הגבס CaSO₄·2H₂O. בקליית הגבס ב-150–186°C מתקבלת אבקה לבנה — גבס שרוף, או אלבסטר CaSO₄·0.5H₂O. אם מערבבים אלבסטר עם מים, הוא מתקשה במהירות, וחוזר להיות גבס:

$CaS{O}_4\cdot 0.5H_{2}O+1.5H_{2}O\to CaS{O}_4\cdot 2H_{2}O$

הודות לתכונה זו, הגבס משמש להכנת קירות ולוחות בנייה, תבניות יציקה ותבליטים מחפצים שונים, תחבושות גבס ברפואה, וכן בהכנת תערובות גבס-סיד לעבודות טיח. חסרונו של חומר בנייה זה הוא שהוא בכל זאת מעט מסיס במים.

מלחי הסידן והמגנזיום המסיסים גורמים לקשיות המים.

6.9. קשיות המים ודרכי הסרתה

בטבע לא נמצאים מים טהורים לחלוטין: הם תמיד מכילים תערובות של חומרים כלשהם. באינטראקציה עם מלחים הנמצאים בקרום כדור הארץ, הם רוכשים קשיות מסוימת.

קשיות מים (water hardness) היא מכלול תכונות הנובעות מתכולת קטיוני סידן Ca²⁺ וקטיוני מגנזיום Mg²⁺ במים.

אם ריכוז קטיונים אלה גדול, קוראים למים קשים; אם קטן — רכים. הם אלה שמקנים למים טבעיים תכונות ייחודיות. בכביסת בגדים, מים קשים פוגעים באיכות הבדים ודורשים כמות מוגברת של סבון, המנוצל לקשירת הקטיונים Ca²⁺ ו-Mg²⁺:

$2C_{17}{H}_{35}CO{O}^{-}+C{a}^{2+}\to (C_{17}{H}_{35}COO{)}_{2}Ca$ $2C_{17}{H}_{35}CO{O}^{-}+M{g}^{2+}\to (C_{17}{H}_{35}COO{)}_{2}Mg$

וקצף נוצר רק לאחר שקיעה מלאה של קטיונים אלה. אמנם, חומרי ניקוי סינתטיים מסוימים שוטפים היטב גם במים קשים, שכן מלחי הסידן והמגנזיום שלהם מסיסים בקלות. במים קשים קשה לבשל מזון, וירקות המבושלים בהם אינם טעימים. תה מתקבל בקושי רב, וטעמו נפגם. עם זאת, מבחינה תברואתית, קטיונים אלה אינם מהווים סכנה, אף שבתכולה גבוהה של קטיוני מגנזיום Mg²⁺ (כמו בים או באוקיינוס) המים מרירים מעט וגורמים להשלשלה.

מים קשים אינם מתאימים לשימוש בדוודי קיטור: המלחים המומסים בהם יוצרים ברתיחה, על דפנות הדוודים, שכבת אבנית, המוליכה חום בצורה גרועה. הדבר גורם לבזבוז דלק, בלאי מוקדם של הדוודים, ולעיתים, כתוצאה מחימום יתר, גם לתאונות. קשיות המים מזיקה למבנים מתכתיים, צינורות ומעטפות מכונות מקוררות.

קטיוני סידן Ca²⁺ גורמים לקשיות סידנית, וקטיוני מגנזיום Mg²⁺ — לקשיות מגנזיתית. הקשיות הכללית מורכבת מהסידנית והמגנזיתית, כלומר מהריכוז המצטבר במים של קטיוני Ca²⁺ ו-Mg²⁺.

ביחס לתהליכי המתקת מים, מבחינים בקשיות פחמתית ובלתי-פחמתית. קשיות פחמתית נקראת הקשיות הנגרמת מנוכחות אותו חלק מקטיוני Ca²⁺ ו-Mg²⁺, המקביל ליוני ההידרוגן-קרבונט HCO₃⁻ הנמצאים במים. במילים אחרות, הקשיות הפחמתית נגרמת מנוכחות הידרוגן-קרבונטים של סידן ומגנזיום. ברתיחה, ההידרוגן-קרבונטים מתפרקים, והקרבונטים דלי-המסיסות הנוצרים שוקעים, והקשיות הכללית של המים פוחתת בהתאם לערך הקשיות הפחמתית. לכן, הקשיות הפחמתית נקראת גם קשיות זמנית. ברתיחה, קטיוני הסידן Ca²⁺ שוקעים בצורת קרבונט סידן:

$C{a}^{2+}+2HC{O}_3^{-}\to CaC{O}_3\downarrow +H_{2}O+C{O}_2$

וקטיוני המגנזיום Mg²⁺ — בצורת קרבונט בסיסי, או בצורת הידרוקסיד מגנזיום (ב-pH > 10.3):

$2M{g}^{2+}+2HC{O}_3^{-}+2O{H}^{-}\to (MgOH{)}_{2}C{O}_3\downarrow +H_{2}O+C{O}_2$

(יוני ההידרוקסיד OH⁻ נוצרים באמצעות אינטראקציה של יוני HCO₃⁻ עם מים: HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻).

יתר הקשיות, הנשמרת לאחר רתיחת המים, נקראת קשיות בלתי-פחמתית. היא נקבעת לפי תכולת המים של מלחי סידן ומגנזיום של חומצות חזקות, בעיקר סולפטים וכלורידים. ברתיחה, מלחים אלה אינם מוסרים, ולכן הקשיות הבלתי-פחמתית נקראת גם קשיות קבועה.

נבחן את האפיון הכמותי של קשיות המים. את מידת קשיות המים מבטאים בדרכים שונות במדינות שונות: יש שמבטאים אותה במספר מיליאקוויוולנטים (mEq) של קטיוני Ca²⁺ ו-Mg²⁺ המצויים ב-1 L מים (יחידה זו נהוגה במסורת, למשל, ברוסיה ובמדינות נוספות), יש שמבטאים אותה במעלות קשיות גרמניות או צרפתיות, יש שמבטאים אותה בחלקים למיליון (ppm) של CaCO₃, ויש שמבטאים אותה בגרֵיינים לגלון. מכיוון ש-1 mEq קשיות שווה ל-20.04 mg/L קטיוני Ca²⁺, או 12.16 mg/L קטיוני Mg²⁺, ניתן לחשב את הקשיות הכללית של המים X (ב-mEq/L) לפי הנוסחה:

$X\to \frac{[C{a}^{2+}]}{20.04}+\frac{[M{g}^{2+}]}{12.16}$

כאשר [Ca²⁺] ו-[Mg²⁺] הם ריכוזי היונים Ca²⁺ ו-Mg²⁺, ב-mg/L.

לפי ערך הקשיות, מים טבעיים נבדלים כרכים מאוד — קשיות עד 1.5; רכים — 1.5 עד 4; קשיות בינונית — 4 עד 8; קשים — 8 עד 12; וקשים מאוד — מעל 12 mEq/L.

קשיות המים במערכות מים ביתיות ותברואתיות אינה אמורה לעלות על 7 mEq/L.

לעיתים קרובות מאוד, ממתיקים מים קשים לפני השימוש. בדרך כלל הדבר מושג בעיבוד המים בחומרים כימיים שונים. כך, ניתן להסיר קשיות פחמתית בהוספת סיד כבוי:

$C{a}^{2+}+2HC{O}_3^{-}+C{a}^{2+}+2O{H}^{-}\to 2CaC{O}_3\downarrow +2H_{2}O$ $M{g}^{2+}+2HC{O}_3^{-}+2C{a}^{2+}+4O{H}^{-}\to Mg(OH{)}_2\downarrow +2CaC{O}_3\downarrow +2H_{2}O$

בהוספה בו-זמנית של סיד וסודה, ניתן להיפטר גם מהקשיות הפחמתית וגם מהבלתי-פחמתית (שיטת הסיד-סודה). הקשיות הפחמתית מוסרת בכך על ידי הסיד (ראו לעיל), והבלתי-פחמתית — על ידי הסודה:

$C{a}^{2+}+C{O}_3^{2-}\to CaC{O}_3\downarrow ;M{g}^{2+}+C{O}_3^{2-}\to MgC{O}_3$

ולאחר מכן

$MgC{O}_3+C{a}^{2+}+2O{H}^{-}\to Mg(OH{)}_2\downarrow +CaC{O}_3\downarrow$

מיושמות גם שיטות נוספות להסרת קשיות המים, שאחת המודרניות שבהן מבוססת על שימוש בקטיוניטים (שיטת הקטיוניטים). קיימים חומרים מוצקים המכילים בהרכבם יונים ניידים, המסוגלים להתחלף ביוני הסביבה החיצונית. הם נקראים יוניטים (ionites). נפוצות במיוחד שרפים חילופי-יונים, המוכנים על בסיס פולימרים סינתטיים.

יוניטים (שרפים חילופי-יונים) מתחלקים לשתי קבוצות. חלקם מחליפים את הקטיונים שלהם בקטיוני הסביבה ונקראים קטיוניטים (cationites), אחרים מחליפים את האניונים שלהם ונקראים אניוניטים (anionites). יוניטים אינם מסיסים בתמיסות מלחים, חומצות ובסיסים.

קטיוניטים הם גרגירים שחורים או חומים כהים בקוטר 0.5 עד 2 mm, אניוניטים הם חומרים גרגיריים בצבע לבן, ורוד או חום.

להסרת קשיות המים משתמשים בקטיוניטים — שרפים סינתטיים חילופי-יונים ואלומוסיליקטים, למשל Na₂[Al₂Si₂O₈·nH₂O]. את הרכבם ניתן לבטא באופן מותנה בנוסחה הכללית Na₂R, כאשר Na⁺ הוא קטיון נייד מאוד, ו-R²⁻ הוא חלקיק הקטיוניט, הנושא מטען שלילי. כך, בדוגמה שהובאה, R²⁻ \rightarrow [Al₂Si₂O₈·nH₂O]²⁻.

אם מעבירים מים דרך שכבת קטיוניט, יוני הנתרן יוחלפו ביוני סידן ומגנזיום. תהליכים אלה ניתן לבטא בתרשים באמצעות המשוואות:

$C{a}^{2+}+N{a}_{2}R\to 2N{a}^{+}+CaR$ $M{g}^{2+}+N{a}_{2}R\to 2N{a}^{+}+MgR$

כך עוברים יוני הסידן והמגנזיום מהתמיסה לקטיוניט, ויוני הנתרן — מהקטיוניט לתמיסה; הקשיות מוסרת בכך.

לאחר ניצול רוב יוני הנתרן, נהוג לרגן את הקטיוניטים — להשרותם בתמיסת כלוריד נתרן, שבהשתתפותה מתרחש התהליך ההפוך: יוני הנתרן מחליפים בקטיוניט את יוני הסידן והמגנזיום, העוברים לתמיסה:

$CaR+2N{a}^{+}\to N{a}_{2}R+C{a}^{2+}$ $MgR+2N{a}^{+}\to N{a}_{2}R+M{g}^{2+}$

הקטיוניט המרוגן ניתן לשימוש חוזר להמתקת כמויות נוספות של מים קשים.

6.10. אפיון כללי של תת-הקבוצה של הבור

את תת-הקבוצה הראשית של קבוצה III (תת-הקבוצה של הבור) מרכיבים היסודות בור, אלומיניום, גליום, אינדיום ותליום. חלק מתכונות יסודות אלה מובאות בטבלה 6.3.

טבלה 6.3. תכונות יסודות תת-הקבוצה של הבור

תכונה	B	Al	Ga	In	Tl
1. מספר סידורי	5	13	31	49	81
2. אלקטרוני ערכיות	2s²2p¹	3s²3p¹	4s²4p¹	5s²5p¹	6s²6p¹
3. אנרגיית יינון R→R³⁺, eV	71.35	53.20	57.20	52.69	56.31
4. אלקטרושליליות יחסית	2.01	1.47	1.82	1.49	1.44
5. מספר חמצון בתרכובות	+3, −3	+3	+3	+3	+1, +3
6. רדיוס אטום, nm	0.091	0.143	0.139	0.166	0.171

כל יסודות תת-הקבוצה משתייכים ליסודות p (ראו סעיף 2 בטבלה 6.3). לאטומיהם, ברמה האנרגטית החיצונית, שלושה אלקטרונים (ns²np¹), מה שמסביר את הדמיון בכמה מתכונותיהם. בתרכובות כימיות מפגינים יסודות אלה מספר חמצון השווה +3 (הבור גם −3), אף שלתליום מספר החמצון היציב יותר הוא +1. התכונות המתכתיות של יסודות תת-הקבוצה של הבור מובעות בחולשה רבה יותר מאשר אצל יסודות תת-הקבוצה של הבריליום. כך, יסוד הבור, הממוקם במחזור בין הבריליום לפחמן, משתייך ליסודות האל-מתכתיים. לו אנרגיית היינון הגדולה ביותר של האטום (ראו סעיף 3 בטבלה 6.3). בתוך תת-הקבוצה, עם עליית מטען הגרעין, אנרגיית היינון של האטומים פוחתת, והתכונות המתכתיות של היסודות מתחזקות. האלומיניום כבר מתכת, אך אינו אופייני. הידרוקסידו בעל תכונות אמפוטריות. אצל התליום, התכונות המתכתיות מובעות בעוצמה רבה יותר, ובמספר החמצון +1 הוא קרוב ליסודות המתכתיים של תת-הקבוצה של הליתיום. כל יסודות תת-הקבוצה של הבור יוצרים תחמוצות מסוג R₂O₃. להן מתאימים הידרוקסידים בהרכב R(OH)₃. מלבד הבור, בתמיסות מימיות הם יכולים להימצא בצורת יונים ממוימים R³⁺. הבור הוא יסוד יוצר-חומצה.

מבין המתכות של תת-הקבוצה הראשית של קבוצה III, החשיבות הרבה ביותר לאלומיניום.

6.11. אלומיניום (aluminum)

תרכובות טבעיות של אלומיניום. האלומיניום משתייך ליסודות הנפוצים ביותר. בין המתכות, במידת נפוצותן בטבע, הוא תופס את המקום הראשון. תכולת האלומיניום הכוללת בקרום כדור הארץ היא 8.8%. תרכובות האלומיניום הטבעיות החשובות ביותר הן אלומוסיליקטים, בוקסיט, קורונדום וקריוליט.

אלומוסיליקטים מרכיבים את עיקר מסת קרום כדור הארץ. ניתן לראותם כמלחים הנוצרים מתחמוצות אלומיניום, צורן, ומתכות אלקליות ואלקליות-עפרוריות. בבליית אלומוסיליקטים רבים נוצרת חרסית (ראו 4.8). הרכב החרסית העיקרי תואם לנוסחה Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O. אלומוסיליקט בהרכב (Na,K)₂[Al₂Si₂O₈] — המינרל נפלין — משתייך לעפרות האלומיניום החשובות ביותר; מרבצי נפלין מנוצלים במדינות שונות, לרבות ברוסיה (חצי-האי קולה).

בוקסיטים (bauxite) הם סלע המורכב בעיקר מתחמוצת אלומיניום מוימת ותחמוצות ברזל, המקנות לו צבע אדום. מכילים 30 עד 60% Al₂O₃. מבוקסיטים מפיקים אלומיניום. מרבצי הבוקסיטים הגדולים בעולם מנוצלים באוסטרליה, גינאה, סין וברזיל; מרבצים משמעותיים נמצאים גם ברוסיה (אוראל, סיביר) ובמדינות נוספות רבות.

קורונדום (corundum) הוא מינרל בהרכב Al₂O₃, בעל קשיות רבה, משמש כחומר שיוף.

קריוליט (cryolite) הוא מינרל בהרכב AlF₃·3NaF, או Na₃AlF₆. כיום מכינים אותו בדרך מלאכותית, ומשתמשים בו במטלורגיה של האלומיניום.

הכנת אלומיניום. בתעשייה מכינים אלומיניום באלקטרוליזה של תמיסת תחמוצת אלומיניום בקריוליט מותך Na₃AlF₆, בתוספת פלואוריד סידן CaF₂. האלקטרוליזה מתבצעת ב-950–980°C. חומר הגלם מיושם טהור, שכן תערובות באלקטרוליזה מתחזרות ומזהמות את האלומיניום.

תחמוצת אלומיניום Al₂O₃ טהורה, חסרת מים, תחמוצות ברזל, וכן תחמוצת צורן (IV), מתקבלת מבוקסיט, ובמדינות מסוימות — מנפלין. היא מסיסה היטב בקריוליט מותך. תוספת פלואוריד סידן תורמת לשמירה על טמפרטורה מתחת ל-1000°C, משפרת את המוליכות החשמלית של האלקטרוליט, מקטינה את צפיפותו, מה שתורם לשקיעת האלומיניום בתחתית האמבט. באלקטרוליזה של נתך כזה, האלומיניום משתחרר על הקתודה:

$2A{l}^{3+}+6e^{-}\to 2Al$

על האנודה, העשויה פחם, מתפרקים יוני התחמוצת O²⁻, הנכללים בהרכב Al₂O₃:

$3O^{2-}-6e^{-}\to \frac{3}{2}{O}_2$

תא האלקטרוליזה הוא אמבט פלדה מלבני, מרופד מבפנים בלבנים עמידות אש ובבלוקים ממסת פחם. בבלוקים בתחתית האמבט מוטבעים מוטות פלדה, שקצותיהם מוצאים החוצה. בלוקים אלה, יחד עם האלומיניום המותך, משמשים כקתודה. האנודה היא בריח פחם, המוטבל מלמעלה באמבט. החמצן המשתחרר מחמצן את האנודה הפחמית ל-CO ו-CO₂. חומר האנודה נצרך בכך, ולכן האנודה יורדת בהדרגה עם התחמצנותה.

מלמעלה ומצדי דפנות האמבט, האלקטרוליט מתקרר על ידי האוויר הסובב ומתקשה לקרום רציף. בקרום זה, בסמוך לאנודות, נוקבים חורים ליציאת הגזים הנוצרים בחמצון האנודה. בטעינת האמבט, מכניסים תחילה קריוליט ופלואוריד סידן. לאחר היתוכם (בהעברת זרם חשמלי), מוסיפים תחמוצת אלומיניום טהורה או בוקסיט מטוהר.

ייצור אלומיניום דורש הוצאה גדולה של אנרגיה חשמלית וחומרים: להפקת 1 t אלומיניום נדרשים כ-18,000 kW·h חשמל, כ-2 t תחמוצת אלומיניום, 40–60 kg קריוליט, 20–30 kg תוספים של פלואורידים נוספים, ו-500–700 kg פחם אנודי. לכן, מפעלים לייצור אלומיניום ממוקמים בדרך כלל בקרבת מקורות זולים של חשמל, לרוב תחנות כוח הידרואלקטריות.

תכונות פיזיקליות. אלומיניום הוא מתכת בצבע לבן-כסוף, קלה, אך חזקה מכנית. צפיפותו 2.7 g/cm³, טמפ’ היתוך 660°C. בעל מוליכות חשמלית וחום טובה, אך נופל בכך מהנחושת. ניתן לעיבוד בקלות: מתגלגל לרדיד, נמתח לחוט דק, יוצק. יוצר בקלות סגסוגות. ב-600°C האלומיניום הופך שביר, וניתן לכתוש אותו לגרגירים או לאבקה. האלומיניום הטבעי מורכב מאיזוטופ אחד ²⁷Al (100%).

תכונות כימיות. לאטום האלומיניום, ברמה האנרגטית החיצונית, שלושה אלקטרונים, המוסרים באינטראקציה כימית. בכל תרכובותיו היציבות, האלומיניום נושא מספר חמצון +3. הוא מחזר חזק.

האלומיניום מתחבר בקלות עם חמצן כבר בטמפרטורה רגילה. בכך מתכסה פני שטחו בקרום תחמוצת Al₂O₃, המגן על המתכת מהמשך חמצון. עובי קרום התחמוצת הוא 0.00001 mm. הוא חזק, קשה וגמיש, אינו נדבק בעת מתיחה, לחיצה, פיתול וכיפוף, מוליך זרם, נמס ב-2050°C, בעוד האלומיניום נמס ב-660°C. קרום התחמוצת מקנה לפני השטח מראה מט. הודות לו, האלומיניום אינו נהרס (אינו מקרדד) מלחות ואוויר.

אם קרום התחמוצת נהרס (למשל, בשפשוף פני שטח האלומיניום באבקת שמיר, או בהטבלתו לזמן קצר בתמיסת בסיס חמה), האלומיניום יגיב עם מים:

$2Al+6H_{2}O\to 2Al(OH{)}_3+3H_2\uparrow$

בטמפרטורה רגילה, האלומיניום כמעט אינו מגיב עם חומצה חנקתית מרוכזת ומדוללת מאוד* (כתוצאה מהיווצרות קרום תחמוצת מגן), ולכן HNO₃ מאוחסן ומובל בכלי אלומיניום. אולם הוא נמס בחומצות מלחית וגופרתית:

$2Al+6H^{+}\to 2A{l}^{3+}+3H_2\uparrow$

* לאט מאוד נמס האלומיניום בחומצה חנקתית בריכוזים בינוניים.

בשונה ממתכות רבות, על האלומיניום פועלות תמיסות בסיסים בחוזקה רבה. למשל:

$2Al+2NaOH+10H_{2}O\to 2Na[Al(OH{)}_4(H_{2}O{)}_2]+3H_2\uparrow$

או בצורה יונית:

$2Al+2O{H}^{-}+10H_{2}O\to 2[Al(OH{)}_4(H_{2}O{)}_2{]}^{-}+3H_2\uparrow$

לכן, בכלי אלומיניום אסור לאחסן בסיסים ותמיסות בסיסיות.

פרט היסטורי: בראשית המאה ה-20, במלחמה הרוסית-יפנית (1904–1905), נעשה שימוש בתגובת האינטראקציה של אלומיניום עם בסיס, הנותנת מימן (לפי הצעת הכימאי א”י גורבוב) — למילוי בלוני צבא, בשל היתרון המעשי שבקלות ההובלה של חומרי מוצא מוצקים בהשוואה להובלת גז דחוס מוכן.

בחימום, האלומיניום מגיב עם הלוגנים, ובטמפרטורה גבוהה — עם גופרית, חנקן ופחם:

$2Al+3C{l}_2\to 2AlC{l}_3;2Al+N_2\to 2AlN$ $2Al+3S\to A{l}_2{S}_3;4Al+3C\to A{l}_4{C}_3$

6.12. תחמוצת אלומיניום והידרוקסיד אלומיניום

תחמוצת אלומיניום (חול-זכוכית) Al₂O₃ היא חומר בצבע לבן, עמיד חום מאוד, בעל קשיות גבוהה מאוד. משמשת כתוצר מוצא להכנת אלומיניום. בטבע נמצאת בצורת קורונדום וסוגיו. אם גבישי הקורונדום חסרי הצבע צבועים בתערובות בצבע כחול, הם נקראים ספיר, בסגול — אמטיסט, באדום — רובי. גבישי רובי המכילים תערובות תחמוצת כרום (III) משמשים כסביבות פעילות בלייזרים.

במעבדה מכינים תחמוצת אלומיניום בשריפת אלומיניום בחמצן, או בקליית הידרוקסיד אלומיניום:

$4Al+3O_2\to 2A{l}_2{O}_3$ $2Al(OH{)}_3\to A{l}_2{O}_3+3H_{2}O$

בתעשייה, כפי שכבר צוין, מכינים אותה מבוקסיטים או מנפלינים.

תחמוצת אלומיניום אינה מסיסה במים ואינה מגיבה עמם. היא אמפוטרית — מגיבה עם חומצות (אמנם בקושי רב) ועם בסיסים:

(a) עם חומצה מלחית:

$A{l}_2{O}_3+6HCl\to 2AlC{l}_3+3H_{2}O$

(b) בהיתוך עם הידרוקסיד נתרן מוצק:

$A{l}_2{O}_3+2NaOH\to 2NaAl{O}_2+H_{2}O$

(c) עם תמיסת הידרוקסיד נתרן:

$A{l}_2{O}_3+2NaOH+7H_{2}O\to 2Na[Al(OH{)}_4(H_{2}O{)}_2]$

או

$A{l}_2{O}_3+2O{H}^{-}+7H_{2}O\to 2[Al(OH{)}_4(H_{2}O{)}_2{]}^{-}$

המסת הידרוקסידים אמפוטריים בתמיסות בסיסיות נחשבת לתהליך יצירת מלחי הידרוקסו (הידרוקסוקומפלקסים). הוכח ניסויית קיומם של הידרוקסוקומפלקסים [Al(OH)₄(H₂O)₂]⁻, ‏[Al(OH)₅(H₂O)]²⁻, ‏[Al(OH)₆]³⁻; מהם היציב ביותר בתנאים רגילים הוא הראשון. מספר הקואורדינציה של האלומיניום בקומפלקס זה שווה 6, כלומר האלומיניום שש-קואורדינטיבי.

לכן יש להציג את אינטראקציית הידרוקסיד האלומיניום עם תמיסת הבסיס במשוואה (c).

את דיסוציאציית הידרוקסיד האלומיניום האמפוטרי בתמיסה מימית ניתן לבטא ביתר דיוק במשוואה:

$A{l}^{3+}+3O{H}^{-}\rightleftharpoons Al(OH{)}_3\rightleftharpoons Al(OH{)}_3+3H_{2}O\rightleftharpoons [Al(OH{)}_4(H_{2}O{)}_2{]}^{-}+H^{+}$

הידרוקסיד אלומיניום Al(OH)₃ הוא חומר מוצק לבן, כמעט בלתי מסיס במים. מתקבל בדרך עקיפה — ממלחי אלומיניום, בפעולת תמיסות בסיסים עליהם:

$AlC{l}_3+3NaOH\to Al(OH{)}_3\downarrow +3NaCl$ $A{l}^{3+}+3O{H}^{-}\to Al(OH{)}_3\downarrow$

Al(OH)₃ הוא הידרוקסיד אמפוטרי אופייני. באינטראקציה עם חומצות הוא יוצר מלחים המכילים קטיוני אלומיניום; באינטראקציה עם תמיסות בסיסים (בעודף) הוא יוצר אלומינטים, כלומר מלחים שבהם האלומיניום נכלל בהרכב האניון. למשל:

$Al(OH{)}_3+3H^{+}\to A{l}^{3+}+3H_{2}O$ $Al(OH{)}_3+O{H}^{-}+2H_{2}O\to [Al(OH{)}_4(H_{2}O{)}_2{]}^{-}$

כפי שעולה ממשוואת הדיסוציאציה של Al(OH)₃, בנוכחות עודף יוני H⁺ (כלומר בסביבה חומצית) בתמיסה המימית שולט היון Al³⁺, ובסביבה בסיסית נוצר בעיקר האניון החד-ערכי [Al(OH)₄(H₂O)₂]⁻, שהוא גם היציב ביותר.

6.13. שימושי האלומיניום וסגסוגותיו

התכונות הפיזיקליות והכימיות של האלומיניום קבעו את שימושו הנרחב בטכנולוגיה. צרכן גדול של אלומיניום היא תעשיית התעופה: מטוס מורכב בשני-שלישים מאלומיניום וסגסוגותיו, ומנוע תעופה — ברבע מסגסוגות אלומיניום. לכן, האלומיניום נקרא המתכת המכונפת. מאלומיניום מייצרים כבלים ותיילים: במוליכות חשמלית זהה, מסתם קטנה פי 2 מזו של מוצרים מקבילים מנחושת.

בהתחשב בעמידות הקורוזיה של האלומיניום, מייצרים ממנו חלקי מכשירים וכלים לאחסון חומצה חנקתית. גופי אוטובוסים, טרוליבוסים, קרונות ממתכת מלאה מיוצרים מאלומיניום וסגסוגותיו. מאלומיניום מייצרים אריזות למוצרי מזון וכלי בית. עבור מטיילים, קומקום האלומיניום הוא הטוב ביותר — בו רותחים המים מהר יותר.

אבקת אלומיניום מהווה בסיס להכנת צבע כסוף להגנת מוצרי ברזל מקורוזיה.

בייצור מתכות, האלומיניום תופס את המקום השני אחרי הברזל. אחד השימושים החשובים ביותר של האלומיניום במטלורגיה הוא הפקת מתכות מתחמוצותיהן בעזרתו. שיטת חיזור המתכות באלומיניום — אלומינותרמיה (aluminothermy) — פותחה במחצית השנייה של המאה ה-19 על ידי הכימאי הרוסי נ”נ בקטוב, שהניח את היסודות המדעיים למטלותרמיה בכלל. את היישום המעשי של האלומינותרמיה להלחמת מתכות (“הלחמת תרמיט”) פיתח ורשם עליו פטנט, בסוף המאה ה-19, הכימאי הגרמני הנס גולדשמידט (Hans Goldschmidt). באלומינותרמיה, התגובה מתרחשת במהירות רבה, משתחרר חום רב, והטמפרטורה של התערובת מגיעה ל-3500°C. בתנאים אלה, המתכת המחוזרת מתקבלת במצב נוזלי, ולפני השטח צף תחמוצת האלומיניום כסיגים.

תערובת של כמויות שוות-ערך של אבקת אלומיניום ותחמוצת ברזל (II, III) (קליפת ברזל) נקראת תרמיט (thermite). תגובת שריפת התרמיט מתרחשת לפי המשוואה:

$3F{e}_3{O}_4+8Al\to 4A{l}_2{O}_3+9Fe,\Delta H°=-3300\text{ kJ}$

החום המשתחרר מספיק בהחלט להתכה מלאה של הברזל המתקבל. התרמיט משמש להלחמת מוצרי פלדה.

אלומינותרמיה מיושמת להפקת כרום, מנגן, ונדיום, טיטניום, זירקוניום ומתכות נוספות מתחמוצותיהן, וכן להכנת פלדות מיוחדות.