الألومنيوم زائد المعادلة. تآكل الألمنيوم

الألومنيوم عنصر برقم تسلسلي 13، الكتلة الذرية النسبية - 26.98154. تقع في الفترة الثالثة، المجموعة الثالثة، المجموعة الفرعية الرئيسية. التكوين الإلكتروني: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . حالة الأكسدة المستقرة للألمنيوم هي "+3". يحتوي الكاتيون الناتج على غلاف من الغاز النبيل، مما يساهم في استقراره، ولكن نسبة الشحنة إلى نصف القطر، أي تركيز الشحنة، مرتفعة جدًا، مما يزيد من طاقة الكاتيون. تؤدي هذه الميزة إلى حقيقة أن الألومنيوم، إلى جانب المركبات الأيونية، يشكل عددًا من المركبات التساهمية، ويخضع كاتيونه لتحلل مائي كبير في المحلول.

يمكن أن يُظهر الألومنيوم التكافؤ I فقط عند درجات حرارة أعلى من 1500 درجة مئوية. ومن المعروف أن Al 2 O وAlCl معروفان.

من حيث الخصائص الفيزيائية، يعتبر الألومنيوم معدنًا نموذجيًا، يتمتع بموصلية حرارية وكهربائية عالية، ويأتي في المرتبة الثانية بعد الفضة والنحاس. إن إمكانات التأين للألمنيوم ليست عالية جدًا، لذلك يمكن للمرء أن يتوقع نشاطًا كيميائيًا عاليًا منه، ولكنه ينخفض ​​​​بشكل كبير نظرًا لحقيقة تخميل المعدن في الهواء بسبب تكوين طبقة أكسيد قوية على سطحه. إذا تم تنشيط المعدن: أ) إزالة الفيلم ميكانيكيًا، ب) الملغمة (التفاعل مع الزئبق)، ج) استخدام المسحوق، فإن هذا المعدن يصبح شديد التفاعل حتى أنه يتفاعل مع الرطوبة والأكسجين في الهواء، وينهار وفقًا لـ العملية:

4(Al,Hg) +3O2 + 6H2O = 4Al(OH) 3 + (Hg)

التفاعل مع المواد البسيطة.

1. يتفاعل مسحوق الألمنيوم عند تسخينه بقوة مع الأكسجين.هذه الشروط ضرورية بسبب التخميل، ويكون تفاعل تكوين أكسيد الألومنيوم نفسه طاردًا للحرارة للغاية - يتم إطلاق 1676 كيلوجول/مول من الحرارة.

2. بالكلور والبروميتفاعل في ظل الظروف القياسية ويمكن أن يشتعل في بيئته. فقط لا يستجيب مع الفلورلأن يشكل فلوريد الألومنيوم، مثل أكسيده، طبقة ملحية واقية على سطح المعدن. مع اليوديتفاعل عند تسخينه وفي وجود الماء كمحفز.

3. بالكبريتيتفاعل عند الانصهار، ويعطي كبريتيد الألومنيوم من تركيبة Al 2 S 3.

4. كما أنه يتفاعل مع الفوسفور عند تسخينه ليشكل الفوسفيد: AlP.

5. مباشرة مع الهيدروجينالألومنيوم لا يتفاعل.

6. مع النيتروجينيتفاعل عند درجة حرارة 800 درجة مئوية وينتج نيتريد الألومنيوم (AlN). تجدر الإشارة إلى أن احتراق الألومنيوم في الهواء يحدث عند نفس درجات الحرارة تقريبًا، وبالتالي فإن منتجات الاحتراق (مع مراعاة تكوين الهواء) هي أكسيد ونيتريد.

7. مع الكربونيتفاعل الألومنيوم عند درجة حرارة أعلى: 2000 درجة مئوية. ينتمي كربيد الألومنيوم ذو التركيبة Al 4 C 3 إلى الميثانيدات، ولا يحتوي على روابط CC، وأثناء التحلل المائي يتم إطلاق الميثان: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (أوه) 3 + 3CH 4

التفاعل مع المواد المعقدة

1. مع الماءيتفاعل الألومنيوم المنشط (الخالي من الطبقة الواقية) بشكل نشط مع إطلاق الهيدروجين: 2Al (فعل) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 يتم الحصول على هيدروكسيد الألومنيوم على شكل مسحوق أبيض سائب؛ الغياب لا يتداخل الفيلم مع اكتمال التفاعل.

2. التفاعل مع الأحماض:أ) يتفاعل الألومنيوم بشكل فعال مع الأحماض غير المؤكسدة وفقًا للمعادلة: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2،

ب) يحدث التفاعل مع الأحماض المؤكسدة بالخصائص التالية. أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة، وكذلك حمض النيتريك المخفف للغاية، والألومنيوم السلبي (الأكسدة السريعة للسطح تؤدي إلى تكوين فيلم أكسيد) في البرد. عند تسخينه، يتم تعطيل الفيلم ويحدث التفاعل، ولكن يتم إطلاق منتجات الحد الأدنى فقط من الأحماض المركزة عند تسخينها: 2Al + 6H 2 SO 4 (conc) = Al 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 6H 2 O Al + 6HNO 3 ( conc) = Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O مع حمض النيتريك المخفف بشكل معتدل، اعتمادًا على ظروف التفاعل، يمكنك الحصول على NO، N 2 O، N 2، NH 4 + .

3. التفاعل مع القلويات.الألومنيوم هو عنصر مذبذب (من حيث الخواص الكيميائية)، لأنه لديه سالبية كهربائية عالية إلى حد ما بالنسبة للمعادن - 1.61. ولذلك، فإنه يذوب بسهولة تامة في المحاليل القلوية مع تكوين مجمعات الهيدروكسيد والهيدروجين. يعتمد تركيب مركب الهيدروكسو على نسبة الكواشف: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 يتم تحديد نسبة الألومنيوم والهيدروجين بواسطة المقياس الإلكتروني لا يعتمد توازن تفاعل الأكسدة والاختزال بينهما وعلى نسبة الكواشف.

4. تؤدي إمكانية التأين المنخفضة والألفة العالية للأكسجين (ثبات الأكسيد العالي) إلى حقيقة أن الألومنيوم يتفاعل بشكل فعال مع أكاسيد العديد من المعادن،استعادتها. تحدث التفاعلات أثناء التسخين الأولي مع إطلاق المزيد من الحرارة، بحيث ترتفع درجة الحرارة إلى 1200 درجة مئوية - 3000 درجة مئوية. ويطلق على خليط مكون من 75٪ مسحوق ألومنيوم و 25٪ (بالوزن) Fe 3 O 4 اسم "الثيرمايت". في السابق، تم استخدام تفاعل الاحتراق لهذا الخليط في لحام القضبان. يُطلق على اختزال المعادن من الأكاسيد باستخدام الألومنيوم اسم الألومنيوم الحراري ويستخدم في الصناعة كوسيلة لإنتاج المعادن مثل المنغنيز والكروم والفاناديوم والتنغستن والسبائك الحديدية.

5. مع المحاليل الملحيةيتفاعل الألومنيوم بطريقتين مختلفتين. 1. إذا كان المحلول الملحي، نتيجة للتحلل المائي، يحتوي على بيئة حمضية أو قلوية، يتم إطلاق الهيدروجين (مع المحاليل الحمضية، يحدث التفاعل فقط مع تسخين كبير، لأن فيلم الأكسيد الواقي يذوب بشكل أفضل في القلويات منه في الأحماض). 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. يمكن للألمنيوم أن يزيح من تركيبة الملح المعادن الموجودة في سلسلة الجهد على يمينه، أي. سوف تتأكسد بالفعل بواسطة كاتيونات هذه المعادن. بسبب طبقة الأكسيد، لا يحدث هذا التفاعل دائمًا. على سبيل المثال، يمكن لأنيونات الكلوريد تعطيل الفيلم، ويحدث التفاعل 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe، ولكن لن ينجح تفاعل مماثل مع الكبريتات في درجة حرارة الغرفة. مع الألومنيوم المنشط، أي تفاعل لا يتعارض مع القاعدة العامة سينجح.

وصلات الألمنيوم.

1. أكسيد (Al2O3).يُعرف على شكل عدة تعديلات، معظمها متينة للغاية وخاملة كيميائيًا. يحدث التعديل α-Al 2 O 3 في الطبيعة على شكل معدن اكسيد الالمونيوم. في الشبكة البلورية لهذا المركب، يتم أحيانًا استبدال كاتيونات الألومنيوم جزئيًا بكاتيونات معادن أخرى، مما يعطي المعدن لونه. مزيج الكروم (III) يعطي اللون الأحمر، مثل اكسيد الالمونيوم هو بالفعل حجر كريم ياقوتي. مزيج Ti(III) وFe(III) ينتج الياقوت الأزرق. التعديل غير المتبلور نشط كيميائيا. أكسيد الألومنيوم هو أكسيد مذبذب نموذجي، يتفاعل مع كل من الأحماض والأكاسيد الحمضية، ومع القلويات والأكاسيد الأساسية، مع تفضيل القلويات. تختلف منتجات التفاعل في المحلول وفي الطور الصلب أثناء الاندماج: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (انصهار) - ميتالومنيت الصوديوم، 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (اندماج) ) - أورثوألومينات الصوديوم Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (الانصهار) - كرومات الألومنيوم. بالإضافة إلى الأكسيدات والقلويات الصلبة، يتفاعل الألومنيوم أثناء الاندماج مع الأملاح المتكونة من أكاسيد الأحماض المتطايرة، مما يؤدي إلى إزاحتها من تركيبة الملح: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 التفاعلات في المحلول: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – رباعي هيدروكسي ألومينات الصوديوم. أنيون رباعي هيدروكسي ألومينات هو في الواقع 1- رباعي هيدروكسودياكوانيون، لأن يفضل التنسيق رقم 6 للألمنيوم. مع وجود فائض من القلويات، يتم تشكيل سداسي هيدروكسوألومينات: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. بالإضافة إلى الأحماض والقلويات، يمكن توقع التفاعلات مع الأملاح الحمضية: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.

3. هيدروكسيدات الألومنيوم. هناك نوعان معروفان من هيدروكسيدات الألومنيوم - ميتاهيدروكسيد -AlO(OH) وأورثوهيدروكسيد -Al(OH) 3. كلاهما غير قابل للذوبان في الماء، ولكنهما أيضًا مذبذبان، لذلك يذوبان في محاليل الأحماض والقلويات، وكذلك الأملاح التي لها بيئة حمضية أو قلوية نتيجة التحلل المائي. عند دمجها، تتفاعل الهيدروكسيدات بشكل مماثل مع الأكاسيد. مثل جميع القواعد غير القابلة للذوبان، تتحلل هيدروكسيدات الألومنيوم عند تسخينها: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. تذوب هيدروكسيدات الألومنيوم في المحاليل القلوية في الأمونيا المائية، لذلك يمكن ترسيبها بالأمونيا من مادة قابلة للذوبان. الملح: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3، وينتج عن هذا التفاعل ميتاهيدروكسيد. من الصعب ترسيب الهيدروكسيد بفعل القلويات، وذلك لأن يذوب الراسب الناتج بسهولة، ويكون التفاعل الكلي على الشكل التالي: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl

4. أملاح الألومنيوم.تقريبا جميع أملاح الألومنيوم قابلة للذوبان بدرجة عالية في الماء. فوسفات AlPO 4 وفلوريد AlF 3 غير قابلة للذوبان. لأن يحتوي كاتيون الألومنيوم على تركيز شحنة عالية، ويكتسب مجمعه المائي خصائص الحمض الكاتيوني: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+، أي. تخضع أملاح الألومنيوم للتحلل المائي الكاتيوني القوي. في حالة أملاح الأحماض الضعيفة، بسبب التعزيز المتبادل للتحلل المائي في الكاتيون والأنيون، يصبح التحلل المائي لا رجعة فيه. في المحلول، تتحلل كربونات الألومنيوم والكبريتيت والكبريتيد والسيليكات تمامًا بالماء أو لا يمكن الحصول عليها عن طريق تفاعل التبادل: 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. بالنسبة لبعض الأملاح، يصبح التحلل المائي لا رجعة فيه عند تسخينه. عند تسخينها، تتحلل خلات الألومنيوم الرطبة وفقًا للمعادلة: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH. في حالة هاليدات الألومنيوم، يتم تسهيل تحلل الملح من خلال انخفاض في ذوبان هاليدات الهيدروجين الغازية عند تسخينها: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. من بين هاليدات الألومنيوم، الفلورايد فقط هو مركب أيوني، والهاليدات المتبقية عبارة عن مركبات تساهمية، ونقاط انصهارها أقل بكثير من تلك الخاصة بالفلورايد، وكلوريد الألومنيوم قادر على التسامي. عند درجات حرارة عالية جدًا، يحتوي البخار على جزيئات مفردة من هاليدات الألومنيوم، والتي لها بنية مثلثة مسطحة بسبب تهجين sp2 للمدارات الذرية للذرة المركزية. وتكون الحالة الأرضية لهذه المركبات في الأبخرة وفي بعض المذيبات العضوية خافتة، مثل Al 2 Cl 6 . هاليدات الألومنيوم هي أحماض لويس القوية لديها مدار ذري شاغر. لذلك يحدث الذوبان في الماء مع إطلاق كمية كبيرة من الحرارة. فئة مثيرة للاهتمام من مركبات الألومنيوم (وكذلك المعادن الثلاثية الأخرى) هي الشبة - 12-كبريتات مزدوجة مائية M I M III (SO 4) 2، والتي، عندما تذوب مثل كل الأملاح المزدوجة، تعطي خليطًا من الكاتيونات والأنيونات المقابلة.

5. اتصالات معقدة.دعونا نفكر في مجمعات الهيدروكسو للألمنيوم. هذه هي الأملاح التي يكون فيها الجسيم المعقد أنيونًا. جميع الأملاح قابلة للذوبان. يتم تدميرها عند التفاعل مع الأحماض. في هذه الحالة، تقوم الأحماض القوية بإذابة أورثوهيدروكسيد الناتج، وتترسب الأكاسيد الحمضية الضعيفة أو المقابلة (H 2 S، CO 2، SO 2): K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH) ) 3 ↓ + KHCO 3

عند التكلس، تتحول الهيدروكسوالومينات إلى أورثو أو ميتا ألومينات، مما يؤدي إلى فقدان الماء.

حديد

عنصر عدده الذري 26، وكتلته الذرية النسبية 55.847. ينتمي إلى عائلة العناصر ثلاثية الأبعاد، وله تكوين إلكتروني: 3d 6 4s 2 ويقع في الفترة الرابعة، المجموعة الثامنة، المجموعة الفرعية الثانوية في الجدول الدوري. في المركبات، يظهر الحديد في الغالب حالات الأكسدة +2 و +3. يحتوي أيون Fe 3+ على غلاف نصف مملوء بالإلكترونات، 3d 5، مما يمنحه استقرارًا إضافيًا. من الأصعب بكثير تحقيق حالات الأكسدة +4، +6، +8.

وفقًا لخصائصه الفيزيائية، فإن الحديد عبارة عن معدن أبيض فضي، لامع، ناعم نسبيًا، قابل للطرق، سهل الممغنطة وإزالة الممغنطة. نقطة الانصهار 1539 درجة مئوية. لديها العديد من التعديلات المتآصلة، والتي تختلف في نوع الشبكة البلورية.

خصائص مادة بسيطة.

1. عند حرقه في الهواء، فإنه يشكل أكسيد مختلط Fe 3 O 4، وعند التفاعل مع الأكسجين النقي - Fe 2 O 3. الحديد المسحوق قابل للاشتعال - يشتعل تلقائيًا في الهواء.

2. يتفاعل الفلور والكلور والبروم بسهولة مع الحديد، ويؤكسده إلى Fe 3+. يتكون FeJ 2 مع اليود، حيث أن كاتيون الحديد ثلاثي التكافؤ يؤكسد أنيون اليوديد، وبالتالي فإن مركب FeJ 3 غير موجود.

3. لسبب مشابه فإن مركب Fe2S3 غير موجود، وتفاعل الحديد والكبريت عند درجة انصهار الكبريت يؤدي إلى تكوين مركب FeS. مع وجود فائض من الكبريت، يتم الحصول على البيريت - ثاني كبريتيد الحديد (II) - FeS 2. يتم أيضًا تشكيل مركبات غير متكافئة.

4. يتفاعل الحديد مع اللافلزات الأخرى تحت تسخين قوي مكوناً محاليل صلبة أو مركبات شبيهة بالمعادن. يمكنك إعطاء تفاعل يحدث عند 500 درجة مئوية: 3Fe + C = Fe 3 C. ويسمى هذا المركب من الحديد والكربون سمنتيت.

5. يشكل الحديد سبائك تحتوي على العديد من المعادن.

6. في الهواء في درجة حرارة الغرفة، يتم تغطية الحديد بغشاء أكسيد، لذلك لا يتفاعل مع الماء. التفاعل مع البخار المسخن يعطي المنتجات التالية: 3Fe + 4H 2 O (البخار) = Fe 3 O 4 + 4 H 2. في وجود الأكسجين، يتفاعل الحديد أيضًا مع رطوبة الهواء: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. تعكس المعادلة أعلاه عملية الصدأ التي يتعرض لها ما يصل إلى 10% من المنتجات المعدنية سنويًا.

7. بما أن الحديد موجود في سلسلة الجهد قبل الهيدروجين، فإنه يتفاعل بسهولة مع الأحماض غير المؤكسدة، ولكنه يتأكسد فقط إلى Fe 2+.

8. تعمل أحماض النيتريك والكبريتيك المركزة على تخميل الحديد، لكن التفاعل يحدث عند تسخينه. يتفاعل حمض النيتريك المخفف أيضًا في درجة حرارة الغرفة. مع جميع الأحماض المؤكسدة، ينتج الحديد أملاح الحديد (III) (وفقًا لبعض التقارير، يمكن تكوين نترات الحديد (II) مع حمض النيتريك المخفف)، ويقلل HNO 3 (المخفف) إلى NO، N 2 O، N 2 ، NH 4 + حسب الظروف، وHNO 3 (ملخص) - إلى NO 2 بسبب التسخين الضروري لحدوث التفاعل.

9. الحديد قادر على التفاعل مع القلويات المركزة (50٪) عند تسخينه: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2

10. بالتفاعل مع محاليل أملاح المعادن الأقل نشاطًا، يزيل الحديد هذه المعادن من تركيبة الملح، ويتحول إلى كاتيون ثنائي التكافؤ: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.

خصائص مركبات الحديد.

الحديد 2+نسبة الشحنة إلى نصف القطر لهذا الكاتيون قريبة من نسبة Mg 2+، وبالتالي فإن السلوك الكيميائي لأكسيد وهيدروكسيد وأملاح الحديدوز يشبه سلوك مركبات المغنيسيوم المقابلة. في محلول مائي، يشكل كاتيون الحديد ثنائي التكافؤ مركبًا مائيًا 2+ ذو لون أخضر باهت. يتأكسد هذا الكاتيون بسهولة حتى مباشرة في المحلول بواسطة الأكسجين الجوي. يحتوي محلول FeCl 2 على جسيمات معقدة 0. تركيز شحنة مثل هذا الكاتيون منخفض، وبالتالي فإن التحلل المائي للأملاح معتدل.

1. FeO - الأكسيد الرئيسي، أسود اللون، لا يذوب في الماء. يذوب بسهولة في الأحماض. عند تسخينه فوق 500 درجة مئوية، فإنه يصبح غير متناسب: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. يمكن الحصول عليه عن طريق التكليس الدقيق للهيدروكسيد والكربونات والأكسالات المقابلة، بينما يؤدي التحلل الحراري لأملاح الحديد 2+ الأخرى إلى تكوين أكسيد الحديديك: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2، لكن 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 يمكن لأكسيد الحديد (II) نفسه أن يعمل كعامل مؤكسد، على سبيل المثال، عند تسخينه، يحدث التفاعل: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 +3H 2 O

2. Fe(OH) 2 – هيدروكسيد الحديد (II) – قاعدة غير قابلة للذوبان. يتفاعل مع الأحماض. مع الأحماض المؤكسدة، يحدث التفاعل الحمضي القاعدي وأكسدة الحديد الحديديك في وقت واحد: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (conc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. يمكن الحصول عليه عن طريق التفاعلات المتبادلة من الملح الذائب. هذا مركب أبيض يتحول أولاً إلى اللون الأخضر في الهواء بسبب التفاعل مع رطوبة الهواء، ثم يتحول إلى اللون البني بسبب الأكسدة بواسطة أكسجين الهواء: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.

3. الأملاح. كما ذكرنا من قبل، فإن معظم أملاح الحديد (II) تتأكسد ببطء في الهواء أو في المحلول. الأكثر مقاومة للأكسدة هو ملح موهر - الحديد المزدوج (II) وكبريتات الأمونيوم: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H 2 O. يتأكسد الكاتيون Fe 2+ بسهولة إلى Fe 3+، وبالتالي فإن معظم العوامل المؤكسدة، وخاصة الأحماض المؤكسدة، تعمل على أكسدة أملاح الحديدوز. عند حرق كبريتيد الحديد وثاني كبريتيد، يتم الحصول على أكسيد الحديد (III) وأكسيد الكبريت (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe2 O 3 + 8SO 2 يذوب كبريتيد الحديد (II) أيضًا في الأحماض القوية: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S كربونات الحديد (II) غير قابلة للذوبان، في حين أن البيكربونات قابلة للذوبان في الماء.

الحديد 3+نسبة الشحن إلى نصف القطر هذا الكاتيون يتوافق مع كاتيون الألومنيوم , ولذلك، فإن خصائص مركبات الحديد (III) الموجبة تشبه مركبات الألومنيوم المقابلة.

Fe 2 O 3 هو الهيماتيت، وهو أكسيد مذبذب تسود فيه الخصائص الأساسية. تتجلى الأمفوتيرية في إمكانية الاندماج مع القلويات الصلبة وكربونات الفلزات القلوية: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - أصفر أو أحمر، Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. تتحلل الفراتات (II) مع الماء، وتطلق Fe 2 O 3. نH2O.

Fe3O4- المغنتيت، وهي مادة سوداء يمكن اعتبارها إما كأكسيد مختلط - FeO. Fe 2 O 3، أو على شكل أوكسوميتافيرات الحديد (II) (III): Fe(FeO 2) 2. عند تفاعله مع الأحماض يعطي خليط من الأملاح: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2FeCl 3 + 4H 2 O.

Fe(OH)3 أو FeO(OH) هو راسب هلامي أحمر-بني، هيدروكسيد مذبذب. بالإضافة إلى تفاعلاته مع الأحماض، فإنه يتفاعل مع محلول قلوي مركز ساخن ويندمج مع القلويات الصلبة والكربونات: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

ملح.معظم أملاح الحديديك قابلة للذوبان. تمامًا مثل أملاح الألومنيوم، فإنها تخضع لتحلل مائي قوي عند الكاتيون، والذي في وجود أنيونات الأحماض الضعيفة وغير المستقرة أو غير القابلة للذوبان يمكن أن تصبح غير قابلة للانعكاس: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6 كلوريد الصوديوم. عن طريق غلي محلول كلوريد الحديد (III)، يمكن أيضًا جعل التحلل المائي غير قابل للانعكاس، لأن تقل قابلية ذوبان كلوريد الهيدروجين، مثل أي غاز، عند تسخينه ويخرج من مجال التفاعل: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (عند تسخينه).

قدرة الأكسدة لهذا الكاتيون عالية جدًا، خاصة فيما يتعلق بالتحويل إلى Fe 2+ كاتيون: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0.77v. مما أدى إلى:

أ) تعمل محاليل أملاح الحديديك على أكسدة جميع المعادن حتى النحاس: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2،

ب) تحدث تفاعلات التبادل مع الأملاح التي تحتوي على أنيونات تتأكسد بسهولة في وقت واحد مع أكسدتها: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl

مثل الكاتيونات ثلاثية التكافؤ الأخرى، الحديد (III) قادر على تكوين الشبة - كبريتات مزدوجة مع فلز قلوي أو كاتيونات الأمونيوم، على سبيل المثال: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12H2O.

اتصالات معقدة.تميل كل من كاتيونات الحديد إلى تكوين مجمعات أنيونية، وخاصة الحديد (III). FeCl 3 + بوكل = K، FeCl 3 + Cl 2 = Cl + -. يعكس التفاعل الأخير عمل كلوريد الحديد (III) كمحفز للكلورة الكهربية. مجمعات السيانيد ذات أهمية: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – سداسي سيانوفيرات البوتاسيوم (II)، ملح الدم الأصفر. 2K4 + Cl2 = 2K3 + 2KCl – هيكسسيانوفيرات البوتاسيوم (III)، ملح الدم الأحمر. يعطي مركب الحديدوز راسبًا أزرقًا أو محلولًا مع ملح الحديديك، اعتمادًا على نسبة الكواشف. يحدث نفس التفاعل بين ملح الدم الأحمر وأي ملح حديدي. في الحالة الأولى، كانت الرواسب تسمى الأزرق البروسي، في الثانية - تورنبول الأزرق. في وقت لاحق اتضح أن المحاليل على الأقل لها نفس التركيب: K – حديد البوتاسيوم (II، III) هيكسسيانوفيرات. التفاعلات الموصوفة هي نوعية لوجود كاتيونات الحديد المقابلة في المحلول. رد الفعل النوعي لوجود الحديديك الموجبة هو ظهور لون أحمر دموي عند التفاعل مع ثيوسيانات البوتاسيوم (الرودانيد): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.

الحديد +6. حالة الأكسدة +6 للحديد غير مستقرة. من الممكن الحصول فقط على أنيون FeO 4 2، الموجود فقط عند الرقم الهيدروجيني> 7-9، ولكنه عامل مؤكسد قوي.

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

الحديد (نشارة الخشب) + H2O + 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

الحديد 2 O 3 + KClO 3 + 4KOH = 2K 2 FeO 4 + بوكل + 2H 2 O

4K 2 FeO 4 + 6H 2 O = 4FeO(OH)↓ + 8KOH + 3O2

4BaFeO 4 (تسخين) = 4BaO + 2Fe2O3 + 3O2

2K 2 FeO 4 + 2CrCl 3 + 2HCl = FeCl 3 + K 2 Cr 2 O 7 + 2KCl + H 2 O

الحصول على الحديد في الصناعة:

أ) عملية المجال: Fe 2 O 3 + C = 2Fe O + CO

FeO + C = Fe + CO

FeO + CO = Fe + CO 2

ب) الألمنيوم: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe

الكروم - عنصر ذو عدد ذري ​​24، وكتلة ذرية نسبية 51.996. وهو ينتمي إلى عائلة العناصر ثلاثية الأبعاد، وله تكوين إلكتروني ثلاثي الأبعاد 5 4s 1 ويقع في الفترة الرابعة، المجموعة السادسة، وهي مجموعة فرعية ثانوية في الجدول الدوري. حالات الأكسدة المحتملة: +1، +2، +3، +4، +5، +6. من بينها، الأكثر استقرارًا هي +2، +3، +6، و+3 لديها الحد الأدنى من الطاقة.

وفقًا لخصائصه الفيزيائية، فإن الكروم عبارة عن معدن صلب رمادي-أبيض ولامع مع نقطة انصهار تبلغ 1890 درجة مئوية. وترجع قوة شبكته البلورية إلى وجود خمسة إلكترونات d غير متزاوجة، قادرة على الارتباط التساهمي الجزئي.

الخواص الكيميائية لمادة بسيطة.

عند درجات الحرارة المنخفضة، يكون الكروم خاملًا بسبب وجود طبقة أكسيد ولا يتفاعل مع الماء والهواء.

1. يتفاعل مع الأكسجين عند درجات حرارة أعلى من 600 درجة مئوية. وفي هذه الحالة يتكون أكسيد الكروم (III) – Cr 2 O 3.

2. يحدث التفاعل مع الهالوجينات بطرق مختلفة: Cr + 2F 2 = CrF 4 (في درجة حرارة الغرفة)، 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3)، Cr + J 2 = CrJ 2 (مع تسخين كبير ). يجب أن يقال أن يوديد الكروم (III) يمكن أن يوجد ويتم الحصول عليه عن طريق تفاعل التبادل على شكل هيدرات بلورية CrJ 3. 9H2O، ولكن ثباته الحراري منخفض، وعند تسخينه يتحلل إلى CrJ2 وJ2.

3. عند درجات حرارة أعلى من 120 درجة مئوية، يتفاعل الكروم مع الكبريت المنصهر، مما يعطي كبريتيد الكروم (II) -CrS (أسود).

4. عند درجات حرارة أعلى من 1000 درجة مئوية، يتفاعل الكروم مع النيتروجين والكربون، مما يعطي مركبات غير متكافئة وخاملة كيميائيا. من بينها يمكن أن نلاحظ كربيد بتركيبة تقريبية لـ CrC، وهي قريبة من الماس في الصلابة.

5. لا يتفاعل الكروم مع الهيدروجين.

6. يكون التفاعل مع بخار الماء كما يلي: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2

7. يحدث التفاعل مع الأحماض غير المؤكسدة بسهولة تامة، مما يؤدي إلى تكوين مركب مائي 2+ ذو لون أزرق سماوي، وهو مستقر فقط في حالة عدم وجود الهواء أو في جو هيدروجيني. في وجود الأكسجين، يتم التفاعل بشكل مختلف: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. تعمل الأحماض المخففة المشبعة بالأكسجين على تخميل الكروم بسبب تكوين طبقة أكسيد قوية على السطح.

8. الأحماض المؤكسدة: حمض النيتريك بأي تركيز،يعمل حمض الكبريتيك المركز وحمض البيركلوريك على تخميل الكروم بحيث لا يتفاعل مع الأحماض الأخرى بعد معالجة السطح بهذه الأحماض. تتم إزالة التخميل عند تسخينه. وينتج عن ذلك أملاح الكروم (III) وثاني أكسيد الكبريت أو النيتروجين (كلوريد من حمض البيركلوريك). يحدث التخميل الناتج عن تكوين طبقة ملحية عندما يتفاعل الكروم مع حمض الفوسفوريك.

9. الكروم لا يتفاعل مباشرة مع القلويات ولكنه يتفاعل مع القلويات المصهورة بإضافة عوامل مؤكسدة: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2

10. الكروم قادر على التفاعل مع المحاليل الملحية، مما يؤدي إلى إزاحة المعادن الأقل نشاطًا (تلك الموجودة على يمينه في سلسلة الجهد) من تركيبة الملح. يتم تحويل الكروم نفسه إلى Cr 2+ الموجبة.

تم إنتاج الألمنيوم لأول مرة فقط في بداية القرن التاسع عشر. تم ذلك من قبل الفيزيائي هانز أورستد. أجرى تجربته مع ملغم البوتاسيوم وكلوريد الألومنيوم و.

بالمناسبة، اسم هذه المادة الفضية يأتي من الكلمة اللاتينية "الشب"، لأنه منهم يتم استخراج هذا العنصر.

الشب

الشب هو معدن طبيعي ذو أساس معدني يجمع في تركيبته أملاح حامض الكبريتيك.

في السابق، كان يعتبر معدنًا ثمينًا وكانت قيمته أغلى من الذهب. وقد تم تفسير ذلك من خلال حقيقة أن المعدن كان من الصعب جدًا فصله عن الشوائب. لذا فإن الأشخاص الأثرياء وذوي النفوذ فقط هم من يستطيعون شراء مجوهرات الألمنيوم.

ديكورات الالمنيوم يابانية

لكن في عام 1886، توصل تشارلز هول إلى طريقة لاستخراج الألومنيوم على نطاق صناعي، مما قلل بشكل كبير من تكلفة هذا المعدن وجعل من الممكن استخدامه في إنتاج المعادن. تتضمن الطريقة الصناعية التحليل الكهربائي للكريوليت المنصهر الذي يذوب فيه أكسيد الألومنيوم.

الألومنيوم معدن شائع جدًا، لأن العديد من الأشياء التي يستخدمها الناس في الحياة اليومية مصنوعة منه.

تطبيق الألومنيوم

نظرًا لقدرته على التحمل وخفة وزنه، فضلاً عن مقاومته للتآكل، يعد الألومنيوم معدنًا قيمًا في الصناعة الحديثة. لا تُصنع أدوات المطبخ من الألومنيوم فحسب، بل تُستخدم على نطاق واسع في صناعة السيارات والطائرات.

يعد الألومنيوم أيضًا أحد أكثر المواد غير مكلفة واقتصادية، حيث يمكن استخدامه إلى ما لا نهاية عن طريق صهر عناصر الألومنيوم غير المرغوب فيها، مثل العلب.

علب الألمنيوم

يعتبر معدن الألومنيوم آمنا، ولكن مركباته يمكن أن تكون سامة للإنسان والحيوان (خاصة كلوريد الألومنيوم والأسيتات والكبريتات).

الخصائص الفيزيائية للألمنيوم

الألومنيوم معدن خفيف إلى حد ما، ذو لون فضي، ويمكن أن يشكل سبائك مع معظم المعادن، وخاصة النحاس والسيليكون. كما أنها بلاستيكية جدًا، ويمكن تحويلها بسهولة إلى صفيحة رقيقة أو رقائق معدنية. درجة انصهار الألومنيوم = 660 درجة مئوية ودرجة الغليان 2470 درجة مئوية.

الخواص الكيميائية للألمنيوم

في درجة حرارة الغرفة، يتم تغليف المعدن بطبقة متينة من أكسيد الألومنيوم Al₂O₃، مما يحميه من التآكل.

لا يتفاعل الألومنيوم عمليا مع العوامل المؤكسدة بسبب طبقة الأكسيد التي تحميه. ومع ذلك، يمكن تدميره بسهولة بحيث يُظهر المعدن خصائص ترميمية نشطة. يمكن تدمير طبقة أكسيد الألومنيوم بمحلول أو ذوبان القلويات أو الأحماض أو بمساعدة كلوريد الزئبق.

نظرًا لخصائصه المختزلة، فقد وجد الألومنيوم تطبيقًا في الصناعة لإنتاج معادن أخرى. وتسمى هذه العملية بالألمنيوم. ميزة الألومنيوم هذه هي تفاعله مع أكاسيد المعادن الأخرى.

تفاعل الألمنيوم الحراري الذي يتضمن أكسيد الحديد (III).

على سبيل المثال، النظر في التفاعل مع أكسيد الكروم:

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr.

يتفاعل الألمنيوم جيدًا مع المواد البسيطة. على سبيل المثال، مع الهالوجينات (باستثناء الفلور)، يمكن للألمنيوم أن يشكل يوديد الألومنيوم، أو كلوريد، أو بروميد:

2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃

مع اللافلزات الأخرى مثل الفلور والكبريت والنيتروجين والكربون وغيرها. الألومنيوم لا يتفاعل إلا عند تسخينه.

يتفاعل معدن الفضة أيضًا مع المواد الكيميائية المعقدة. على سبيل المثال، تشكل مع القلويات ألومينات، أي مركبات معقدة تستخدم بنشاط في صناعات الورق والنسيج. علاوة على ذلك، فهو يتفاعل كهيدروكسيد الألومنيوم

آل(OH)₃ + هيدروكسيد الصوديوم = نا)،

والألومنيوم المعدني أو أكسيد الألومنيوم:

2Al + 2NaOH + 6Н₂О = 2Na + ЗН₂.

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na

يتفاعل الألومنيوم بهدوء تام مع الأحماض العدوانية (على سبيل المثال، أحماض الكبريتيك والهيدروكلوريك)، دون اشتعال.

إذا غمست قطعة من المعدن في حمض الهيدروكلوريك، فسيكون التفاعل بطيئًا - سوف يذوب فيلم الأكسيد في البداية - ولكنه سيتسارع بعد ذلك. يُذاب الألومنيوم في حمض الهيدروكلوريك ليُطلق الزئبق لمدة دقيقتين، ثم يُشطف جيدًا. والنتيجة هي ملغم، وهو عبارة عن سبيكة من الزئبق والألومنيوم:

3HgCI₂ + 2Al = 2AlCI₃ + 3Hg

علاوة على ذلك، فهو لا يلتصق بالسطح المعدني. الآن، من خلال غمر المعدن المنقى في الماء، يمكنك ملاحظة تفاعل بطيء، والذي يصاحبه إطلاق الهيدروجين وتكوين هيدروكسيد الألومنيوم:

2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃ + 3H₂.

الألومنيوم – تدمير المعدن تحت تأثير البيئة.

بالنسبة للتفاعل Al 3+ +3e → Al، فإن جهد القطب القياسي للألمنيوم هو -1.66 فولت.

درجة انصهار الألومنيوم هي 660 درجة مئوية.

كثافة الألومنيوم 2.6989 جم/سم3 (في الظروف العادية).

الألومنيوم، على الرغم من كونه معدنًا نشطًا، إلا أنه يتمتع بخصائص تآكل جيدة إلى حد ما. يمكن تفسير ذلك من خلال القدرة على السلبي في العديد من البيئات العدوانية.

تعتمد مقاومة الألومنيوم للتآكل على العديد من العوامل: نقاء المعدن، والبيئة المسببة للتآكل، وتركيز الشوائب العدوانية في البيئة، ودرجة الحرارة، وما إلى ذلك. الرقم الهيدروجيني للحلول له تأثير قوي. يتشكل أكسيد الألومنيوم على سطح المعدن فقط في نطاق الأس الهيدروجيني من 3 إلى 9!

تتأثر مقاومة التآكل لـ Al بشكل كبير بنقائه. بالنسبة لتصنيع الوحدات والمعدات الكيميائية، يتم استخدام المعدن عالي النقاء فقط (بدون شوائب)، على سبيل المثال، الألومنيوم AB1 وAB2.

لا يتم ملاحظة تآكل الألمنيوم فقط في تلك البيئات التي يتم فيها تشكيل طبقة أكسيد واقية على سطح المعدن.

عند تسخينه، يمكن أن يتفاعل الألومنيوم مع بعض المعادن غير المعدنية:

2Al + N 2 → 2AlN – تفاعل الألومنيوم والنيتروجين مع تكوين نيتريد الألومنيوم؛

4Al + 3C → Al 4 C 3 – تفاعل الألومنيوم مع الكربون لتكوين كربيد الألومنيوم؛

2Al + 3S → Al 2 S 3 – تفاعل الألومنيوم والكبريت مع تكوين كبريتيد الألومنيوم.

تآكل الألومنيوم في الهواء (تآكل الألومنيوم في الغلاف الجوي)

الألومنيوم، عندما يتفاعل مع الهواء، يصبح سلبيا. عندما يتلامس المعدن النقي مع الهواء، تظهر طبقة واقية رقيقة من أكسيد الألومنيوم على الفور على سطح الألومنيوم. علاوة على ذلك، يتباطأ نمو الفيلم. صيغة أكسيد الألومنيوم هي Al 2 O 3 أو Al 2 O 3 H 2 O.

تفاعل الألمنيوم مع الأكسجين:

4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3.

يتراوح سمك طبقة الأكسيد هذه من 5 إلى 100 نانومتر (حسب ظروف التشغيل). يتمتع أكسيد الألومنيوم بقدرة التصاق جيدة على السطح ويلبي شرط استمرارية أفلام الأكسيد. عند تخزينه في المستودع، يبلغ سمك أكسيد الألومنيوم على سطح المعدن حوالي 0.01 - 0.02 ميكرون. عند التفاعل مع الأكسجين الجاف – 0.02 – 0.04 ميكرون. عند المعالجة الحرارية للألمنيوم، يمكن أن يصل سمك طبقة الأكسيد إلى 0.1 ميكرون.

الألومنيوم مقاوم تمامًا سواء في الهواء الريفي النظيف أو في الأجواء الصناعية (يحتوي على بخار الكبريت وكبريتيد الهيدروجين وغاز الأمونيا وكلوريد الهيدروجين الجاف وما إلى ذلك). لأن ليس لمركبات الكبريت أي تأثير على تآكل الألمنيوم في بيئات الغاز - فهي تستخدم في تصنيع مصانع معالجة النفط الخام الحامض وأجهزة الفلكنة المطاطية.

تآكل الألمنيوم في الماء

لا يُلاحظ تقريبًا تآكل الألومنيوم عند التفاعل مع الماء النظيف والعذب والمقطر. زيادة درجة الحرارة إلى 180 درجة مئوية ليس لها أي تأثير خاص. كما أن بخار الماء الساخن ليس له أي تأثير على تآكل الألومنيوم. إذا أضفت القليل من القلويات إلى الماء، حتى في درجة حرارة الغرفة، فإن معدل تآكل الألومنيوم في مثل هذه البيئة سيزيد قليلاً.

يمكن وصف تفاعل الألمنيوم النقي (غير المغطى بطبقة أكسيد) مع الماء باستخدام معادلة التفاعل:

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

عند تفاعله مع مياه البحر، يبدأ الألمنيوم النقي في التآكل، وذلك بسبب... حساسة للأملاح الذائبة. لاستخدام الألومنيوم في مياه البحر، تتم إضافة كمية صغيرة من المغنيسيوم والسيليكون إلى تركيبته. تقل مقاومة التآكل للألمنيوم وسبائكه عند تعرضه لمياه البحر بشكل كبير إذا كان المعدن يحتوي على النحاس.

تآكل الألمنيوم في الأحماض

مع زيادة نقاء الألومنيوم، تزداد مقاومته للأحماض.

تآكل الألمنيوم في حامض الكبريتيك

حمض الكبريتيك (له خصائص مؤكسدة) بتركيزات متوسطة يشكل خطورة كبيرة على الألومنيوم وسبائكه. يتم وصف التفاعل مع حمض الكبريتيك المخفف بالمعادلة:

2Al + 3H 2 SO 4 (ديل) → آل 2 (SO 4) 3 + 3H 2.

حمض الكبريتيك البارد المركز ليس له أي تأثير. وعند تسخينه يتآكل الألومنيوم:

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

في هذه الحالة، يتم تشكيل الملح القابل للذوبان - كبريتات الألومنيوم.

Al مستقر في الزيت (حمض الكبريتيك المدخن) عند درجات حرارة تصل إلى 200 درجة مئوية. ونتيجة لذلك، يتم استخدامه لإنتاج حمض الكلوروسلفونيك (HSO 3Cl) والزيت.

تآكل الألمنيوم في حمض الهيدروكلوريك

يذوب الألمنيوم أو سبائكه بسرعة في حمض الهيدروكلوريك (خاصة عند ارتفاع درجة الحرارة). معادلة التآكل:

2Al + 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2.

تعمل محاليل أحماض الهيدروبروميك (HBr) وأحماض الهيدروفلوريك (HF) بشكل مشابه.

تآكل الألمنيوم في حمض النيتريك

يحتوي المحلول المركز لحمض النيتريك على خصائص مؤكسدة عالية. الألومنيوم في حامض النيتريك في درجات الحرارة العادية مقاوم للغاية (المقاومة أعلى من مقاومة الفولاذ المقاوم للصدأ 12Х18Н9). حتى أنه يستخدم لإنتاج حمض النيتريك المركز عن طريق التوليف المباشر.

عند تسخينه، يحدث تآكل الألومنيوم في حمض النيتريك وفقًا للتفاعل:

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

تآكل الألومنيوم في حمض الأسيتيك

الألومنيوم مقاوم تمامًا لحمض الأسيتيك بأي تركيز، ولكن فقط إذا كانت درجة الحرارة لا تتجاوز 65 درجة مئوية. يتم استخدامه لإنتاج الفورمالديهايد وحمض الخليك. في درجات حرارة أعلى، يذوب الألومنيوم (باستثناء تركيزات الحمض 98 - 99.8٪).

يكون الألومنيوم مستقرًا في المحاليل البروميكية والضعيفة لأحماض الكروم (حتى 10٪) وأحماض الفوسفوريك (حتى 1٪) في درجة حرارة الغرفة.

أحماض الستريك والزبد والماليك والطرطريك والبروبيونيك والنبيذ وعصائر الفاكهة لها تأثير ضعيف على الألومنيوم وسبائكه.

تعمل أحماض الأكساليك والفورميك والكلور العضوي على تدمير المعادن.

تتأثر مقاومة التآكل للألمنيوم بشكل كبير بالبخار والزئبق السائل. وبعد اتصال قصير، يتآكل المعدن وسبائكه بشكل مكثف، مكونًا الحشوات.

تآكل الألمنيوم في القلويات

تقوم القلويات بسهولة بإذابة طبقة الأكسيد الواقية على سطح الألومنيوم، وتبدأ في التفاعل مع الماء، ونتيجة لذلك يذوب المعدن مع إطلاق الهيدروجين (تآكل الألومنيوم مع إزالة استقطاب الهيدروجين).

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2;

2(NaOHH2O) + 2Al → 2NaAlO2 + 3H2.

تتشكل الألومينات.

كما يتم تدمير طبقة الأكسيد بواسطة أيونات الزئبق والنحاس والكلور.

أحد العناصر الأكثر شيوعًا على هذا الكوكب هو الألومنيوم. تستخدم الخصائص الفيزيائية والكيميائية للألمنيوم في الصناعة. ستجد كل ما تحتاج لمعرفته حول هذا المعدن في مقالتنا.

التركيب الذري

الألومنيوم هو العنصر الثالث عشر في الجدول الدوري. وهي في الفترة الثالثة، المجموعة الثالثة، المجموعة الفرعية الرئيسية.

ترتبط خصائص واستخدامات الألومنيوم ببنيته الإلكترونية. تحتوي ذرة الألومنيوم على نواة موجبة الشحنة (+13) و13 إلكترونًا سالبة الشحنة، وتقع في ثلاثة مستويات طاقة. التكوين الإلكتروني للذرة هو 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1.

يحتوي مستوى الطاقة الخارجي على ثلاثة إلكترونات، والتي تحدد التكافؤ الثابت لـ III. في التفاعلات مع المواد، يدخل الألومنيوم في حالة مثارة ويكون قادرًا على التخلي عن الإلكترونات الثلاثة، وتشكيل روابط تساهمية. مثل المعادن النشطة الأخرى، يعتبر الألومنيوم عامل اختزال قوي.

أرز. 1. هيكل ذرة الألومنيوم.

الألومنيوم هو معدن مذبذب يشكل أكاسيد وهيدروكسيدات مذبذبة. اعتمادًا على الظروف، تظهر المركبات خصائص حمضية أو قاعدية.

الوصف المادي

الألومنيوم لديه:

• الخفة (الكثافة 2.7 جم/سم3)؛
• اللون الرمادي الفضي.
• الموصلية الكهربائية العالية.
• تطويع؛
• الليونة؛
• نقطة الانصهار - 658 درجة مئوية؛
• نقطة الغليان - 2518.8 درجة مئوية.

حاويات القصدير والرقائق والأسلاك والسبائك مصنوعة من المعدن. يستخدم الألومنيوم في صناعة الدوائر الدقيقة والمرايا والمواد المركبة.

أرز. 2. حاويات الصفيح.

الألومنيوم مغناطيسي. ينجذب المعدن إلى المغناطيس فقط في وجود مجال مغناطيسي.

الخواص الكيميائية

في الهواء، يتأكسد الألومنيوم بسرعة، ويصبح مغطى بطبقة من الأكسيد. يحمي المعدن من التآكل، كما يمنع تفاعله مع الأحماض المركزة (النيتريك، الكبريتيك). ولذلك، يتم تخزين الأحماض ونقلها في حاويات الألومنيوم.

في ظل الظروف العادية، لا يمكن التفاعل مع الألومنيوم إلا بعد إزالة طبقة الأكسيد. تحدث معظم التفاعلات عند درجات حرارة عالية.

يتم وصف الخصائص الكيميائية الرئيسية للعنصر في الجدول.

رد فعل	وصف	المعادلة
مع الأكسجين	يحترق عند درجات حرارة عالية ويطلق الحرارة	4Al + 3O 2 → 2Al 2 O 3
مع غير المعدنية	يتفاعل مع الكبريت عند درجات حرارة أعلى من 200 درجة مئوية، مع الفوسفور - عند 500 درجة مئوية، مع النيتروجين - عند 800 درجة مئوية، مع الكربون - عند 2000 درجة مئوية	2Al + 3S → آل 2 س 3؛ آل + ف → ألب؛ 2Al + N 2 → 2AlN؛ 4Al + 3C → آل 4 ج 3
مع الهالوجينات	يتفاعل في الظروف العادية مع اليود - عند تسخينه في وجود محفز (الماء)	2Al + 3Cl 2 → 2AlCl 3 ؛ 2Al + 3I 2 → 2AlI 3 ; 2Al + 3Br2 → 2AlBr3
مع الأحماض	يتفاعل مع الأحماض المخففة في الظروف العادية، مع الأحماض المركزة عند تسخينها	2Al + 3H 2 SO 4 (مخفف) → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2؛ Al + 6HNO 3 (conc.) → Al(NO 3) 3 + 3NO 2 + 3H 2 O
مع القلويات	يتفاعل مع المحاليل المائية للقلويات وعند الانصهار	2Al + 2NaOH + 10H2O → 2Na + 3H2; 2Al + 6KOH → 2KAlO 2 + 2K 2 O + 3H 2
مع أكاسيد	يزيح المعادن الأقل نشاطا	2Al + الحديد 2 يا 3 → 2Fe + آل 2 يا 3

الألومنيوم لا يتفاعل مباشرة مع الهيدروجين. التفاعل مع الماء ممكن بعد إزالة طبقة الأكسيد.

أرز. 3. تفاعل الألمنيوم مع الماء.

ماذا تعلمنا؟

الألومنيوم معدن نشط مذبذب ذو تكافؤ ثابت. لديها كثافة منخفضة، الموصلية الكهربائية العالية، واللدونة. لا ينجذب للمغناطيس إلا في وجود مجال مغناطيسي. يتفاعل الألومنيوم مع الأكسجين، ويشكل طبقة واقية تمنع التفاعلات مع الماء وأحماض النيتريك والكبريتيك المركزة. عند تسخينه، فإنه يتفاعل مع اللافلزات والأحماض المركزة، وفي الظروف العادية - مع الهالوجينات والأحماض المخففة. في الأكاسيد فإنه يزيح المعادن الأقل نشاطا. لا يتفاعل مع الهيدروجين .

اختبار حول الموضوع

تقييم التقرير

متوسط ​​تقييم: 4.3. إجمالي التقييمات المستلمة: 73.

تعريف

الألومنيوم– عنصر كيميائي من الفترة الثالثة من المجموعة IIIA. الرقم التسلسلي – 13. معدن. ينتمي الألومنيوم إلى عناصر عائلة p. الرمز – آل.

الكتلة الذرية – 27 آمو. التكوين الإلكتروني لمستوى الطاقة الخارجي هو 3s 2 3p 1. يُظهر الألومنيوم في مركباته حالة أكسدة تبلغ "+3".

الخواص الكيميائية للألمنيوم

يعرض الألومنيوم خصائص مخفضة في التفاعلات. نظرًا لأن طبقة الأكسيد تتشكل على سطحه عند تعرضه للهواء، فهو مقاوم للتفاعل مع المواد الأخرى. على سبيل المثال، يتم تخميل الألومنيوم في الماء وحمض النيتريك المركز ومحلول ثاني كرومات البوتاسيوم. ومع ذلك، بعد إزالة طبقة الأكسيد من سطحه، يصبح قادرًا على التفاعل مع المواد البسيطة. تحدث معظم التفاعلات عند تسخينها:

2Al مسحوق +3/2O 2 = Al 2 O 3؛

2Al + 3F 2 = 2AlF 3 (ر)؛

2Al مسحوق + 3Hal 2 = 2AlHal 3 (t = 25C)؛

2Al + N 2 = 2AlN (ر)؛

2Al +3S = آل 2 S 3 (ر)؛

4Al + 3C جرافيت = Al 4 C 3 (t)؛

4Al + P 4 = 4AlP (t، في جو يحتوي على H 2).

وأيضًا، بعد إزالة طبقة الأكسيد من سطحه، يصبح الألومنيوم قادرًا على التفاعل مع الماء لتكوين الهيدروكسيد:

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

يُظهر الألومنيوم خواص مذبذبة، لذا فهو قادر على الذوبان في المحاليل المخففة للأحماض والقلويات:

2Al + 3H 2 SO 4 (مخفف) = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2؛

2Al + 6HCl مخفف = 2AlCl 3 + 3 H 2 ;

8Al + 30HNO 3 (مخفف) = 8Al(NO 3) 3 + 3N 2 O + 15H 2 O؛

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

2Al + 2(NaOH×H2O) = 2NaAlO2 + 3 H2.

الألومنيوم الحراري هي طريقة لإنتاج المعادن من أكاسيدها، تعتمد على اختزال هذه المعادن بالألمنيوم:

8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe؛

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

الخصائص الفيزيائية للألمنيوم

الألومنيوم هو اللون الأبيض الفضي. الخصائص الفيزيائية الرئيسية للألمنيوم هي الخفة والتوصيل الحراري والكهربائي العالي. في الحالة الحرة، عند تعرضه للهواء، يتم تغطية الألومنيوم بطبقة متينة من أكسيد Al 2 O 3، مما يجعله مقاومًا لعمل الأحماض المركزة. نقطة الانصهار – 660.37 درجة مئوية، نقطة الغليان – 2500 درجة مئوية.

إنتاج واستخدام الألومنيوم

يتم إنتاج الألومنيوم عن طريق التحليل الكهربائي للأكسيد المنصهر لهذا العنصر:

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

ومع ذلك، نظرا لانخفاض إنتاجية المنتج، يتم استخدام طريقة إنتاج الألومنيوم عن طريق التحليل الكهربائي لخليط Na 3 و Al 2 O 3 في كثير من الأحيان. يحدث التفاعل عند تسخينه إلى 960 درجة مئوية وفي وجود محفزات - الفلوريدات (AlF 3، CaF 2، وما إلى ذلك)، بينما يحدث إطلاق الألومنيوم عند الكاثود، ويتم إطلاق الأكسجين عند الأنود.

وقد وجد الألومنيوم تطبيقًا واسعًا في الصناعة، حيث تعد السبائك القائمة على الألومنيوم المواد الهيكلية الرئيسية في صناعة الطائرات وبناء السفن.

أمثلة على حل المشكلات

مثال 1

يمارس	عندما تفاعل الألومنيوم مع حمض الكبريتيك، تكونت كبريتات الألومنيوم وزنها 3.42 جم، حدد كتلة وكمية مادة الألومنيوم التي تفاعلت.
حل	لنكتب معادلة التفاعل: 2Al + 3H 2 SO 4 = آل 2 (SO 4) 3 + 3H 2. الكتل المولية للألمنيوم وكبريتات الألومنيوم، محسوبة باستخدام جدول العناصر الكيميائية بواسطة D.I. مندليف – 27 و 342 جم / مول على التوالي. عندئذ تكون كمية مادة كبريتات الألومنيوم المتكونة مساوية لـ: n(Al 2 (SO 4) 3) = m(Al 2 (SO 4) 3) / M(Al 2 (SO 4) 3); ن(Al 2 (SO 4) 3) = 3.42 / 342 = 0.01 مول. وفقا لمعادلة التفاعل n(Al 2 (SO 4) 3): n(Al) = 1:2، لذلك n(Al) = 2×n(Al 2 (SO 4) 3) = 0.02 مول. وبذلك تكون كتلة الألومنيوم مساوية لـ: م(آل) = ن(آل)×م(آل); م(آل) = 0.02×27 = 0.54 جم.
إجابة	كمية مادة الألومنيوم 0.02 مول؛ كتلة الألومنيوم – 0.54 جم.