Αφήστε το σώμα, στο οποίο ασκείται μια δύναμη, να περάσει, κινούμενο κατά μήκος μιας συγκεκριμένης τροχιάς, μιας διαδρομής s. Σε αυτή την περίπτωση, η δύναμη είτε αλλάζει την ταχύτητα του σώματος, δίνοντάς του επιτάχυνση, είτε αντισταθμίζει τη δράση μιας άλλης δύναμης (ή δυνάμεων) που αντιτίθενται στην κίνηση. Η δράση στο μονοπάτι s χαρακτηρίζεται από μια ποσότητα που ονομάζεται έργο.
Η μηχανική εργασία ονομάζεται κλιμακωτή ποσότητα, ίσο με το γινόμενο της προβολής της δύναμης στην κατεύθυνση της κίνησης Fs και της διαδρομής s που διανύεται από το σημείο εφαρμογής της δύναμης (Εικ. 22):
A = Fs*s.(56)
Η έκφραση (56) ισχύει εάν το μέγεθος της προβολής της δύναμης Fs στην κατεύθυνση της κίνησης (δηλαδή, στην κατεύθυνση της ταχύτητας) παραμένει αμετάβλητο όλη την ώρα. Συγκεκριμένα, αυτό συμβαίνει όταν το σώμα κινείται ευθύγραμμα και μια δύναμη σταθερού μεγέθους σχηματίζει σταθερή γωνία α με την κατεύθυνση της κίνησης. Εφόσον Fs = F * cos(α), η έκφραση (47) μπορεί να δοθεί η ακόλουθη μορφή:
A = F * s * cos(α).
Αν είναι το διάνυσμα μετατόπισης, τότε το έργο υπολογίζεται ως το βαθμωτό γινόμενο δύο διανυσμάτων και:
. (57)
Το έργο είναι ένα αλγεβρικό μέγεθος. Αν σχηματιστεί η δύναμη και η κατεύθυνση της κίνησης αιχμηρή γωνία(συν(α) > 0), το έργο είναι θετικό. Αν η γωνία α είναι αμβλεία (cos(α)< 0), работа отрицательна. При α = π/2 работа равна нулю. Последнее обстоятельство особенно отчетливо показывает, что понятие работы в механике существенно отличается от обыденного представления о работе. В обыденном понимании всякое усилие, в частности и мускульное напряжение, всегда сопровождается совершением работы. Например, для того чтобы держать тяжелый груз, стоя неподвижно, а тем более для того, чтобы перенести этот груз по горизонтальному пути, носильщик затрачивает много усилий, т. е. «совершает работу». Однако это – «физиологическая» работа. Μηχανολογικές εργασίεςσε αυτές τις περιπτώσεις είναι μηδέν.
Εργαστείτε όταν κινείστε με δύναμη
Εάν το μέγεθος της προβολής της δύναμης στην κατεύθυνση της κίνησης δεν παραμένει σταθερό κατά τη διάρκεια της κίνησης, τότε το έργο εκφράζεται ως ολοκλήρωμα:
. (58)
Ένα ολοκλήρωμα αυτού του τύπου στα μαθηματικά ονομάζεται καμπυλόγραμμο ολοκλήρωμακατά μήκος της τροχιάς S. Το όρισμα εδώ είναι μια διανυσματική μεταβλητή, η οποία μπορεί να αλλάξει τόσο σε μέγεθος όσο και σε κατεύθυνση. Κάτω από το ολοκλήρωμα βρίσκεται το βαθμωτό γινόμενο του διανύσματος δύναμης και του διανύσματος στοιχειώδους μετατόπισης.
Ως μονάδα εργασίας θεωρείται το έργο που εκτελείται από μια δύναμη ίση με ένα και που ενεργεί προς την κατεύθυνση της κίνησης κατά μήκος μιας διαδρομής ίσης με ένα. Στο SI Η μονάδα εργασίας είναι το τζάουλ (J), το οποίο ισούται με το έργο που εκτελείται από μια δύναμη 1 newton σε μια διαδρομή 1 μέτρου:
1J = 1N * 1m.
Στο CGS, η μονάδα εργασίας είναι το erg, ίσο με το έργο που εκτελείται από μια δύναμη 1 dyne κατά μήκος μιας διαδρομής 1 εκατοστού. 1J = 10 7 eg.
Μερικές φορές χρησιμοποιείται το μη συστημικό μοναδιαίο χιλιόμετρο (kg*m). Αυτό είναι το έργο που γίνεται από μια δύναμη 1 kg κατά μήκος μιας διαδρομής 1 μέτρου. 1 kg*m = 9,81 J.
Σχεδόν όλοι, χωρίς δισταγμό, θα απαντήσουν: στο δεύτερο. Και θα κάνουν λάθος. Το αντίθετο ισχύει. Στη φυσική περιγράφεται η μηχανική εργασία με τους παρακάτω ορισμούς:Η μηχανική εργασία εκτελείται όταν μια δύναμη επιδρά σε ένα σώμα και αυτό κινείται. Η μηχανική εργασία είναι ευθέως ανάλογη με τη δύναμη που εφαρμόζεται και τη διανυθείσα απόσταση.
Τύπος μηχανικής εργασίας
Η μηχανική εργασία καθορίζεται από τον τύπο:
όπου Α είναι έργο, F είναι δύναμη, s η απόσταση που διανύθηκε.
ΔΥΝΗΤΙΚΟΣ(δυνητική συνάρτηση), μια έννοια που χαρακτηρίζει μια ευρεία κατηγορία πεδίων φυσικής δύναμης (ηλεκτρικά, βαρυτικά κ.λπ.) και πεδία γενικότερα φυσικές ποσότητες, που αντιπροσωπεύεται από διανύσματα (πεδίο ταχύτητας ρευστού κ.λπ.). Στη γενική περίπτωση, το δυναμικό διανυσματικού πεδίου a( Χ,y,z) είναι μια τέτοια βαθμωτή συνάρτηση u(Χ,y,z) ότι α=βαθμός
35. Αγωγοί σε ηλεκτρικό πεδίο. Ηλεκτρική χωρητικότητα.Αγωγοί σε ηλεκτρικό πεδίο.Οι αγωγοί είναι ουσίες που χαρακτηρίζονται από την παρουσία σε αυτούς μεγάλου αριθμού ελεύθερων φορέων φορτίου που μπορούν να κινηθούν υπό την επίδραση ηλεκτρικού πεδίου. Οι αγωγοί περιλαμβάνουν μέταλλα, ηλεκτρολύτες και άνθρακα. Στα μέταλλα, οι φορείς των ελεύθερων φορτίων είναι τα ηλεκτρόνια των εξωτερικών φλοιών των ατόμων, τα οποία, όταν τα άτομα αλληλεπιδρούν, χάνουν εντελώς τις συνδέσεις με τα άτομα «τους» και γίνονται ιδιοκτησία ολόκληρου του αγωγού στο σύνολό του. Συμμετέχουν ελεύθερα ηλεκτρόνια θερμική κίνησησαν μόρια αερίου και μπορεί να κινηθεί μέσω του μετάλλου προς οποιαδήποτε κατεύθυνση. Ηλεκτρική χωρητικότητα- χαρακτηριστικό ενός αγωγού, ένα μέτρο της ικανότητάς του να συσσωρεύει ηλεκτρικό φορτίο. Στη θεωρία ηλεκτρικών κυκλωμάτων, η χωρητικότητα είναι η αμοιβαία χωρητικότητα μεταξύ δύο αγωγών. παράμετρος χωρητικού στοιχείου ηλεκτρικού κυκλώματος, που παρουσιάζεται με τη μορφή δικτύου δύο τερματικών. Αυτή η χωρητικότητα ορίζεται ως ο λόγος της ποσότητας ηλεκτρικό φορτίοστη διαφορά δυναμικού μεταξύ αυτών των αγωγών
36. Χωρητικότητα πυκνωτή παράλληλης πλάκας.
Χωρητικότητα ενός πυκνωτή παράλληλης πλάκας.
Οτι. Η χωρητικότητα ενός επίπεδου πυκνωτή εξαρτάται μόνο από το μέγεθος, το σχήμα και τη διηλεκτρική σταθερά του. Για να δημιουργηθεί ένας πυκνωτής υψηλής χωρητικότητας, είναι απαραίτητο να αυξηθεί η περιοχή των πλακών και να μειωθεί το πάχος του διηλεκτρικού στρώματος.
37. Μαγνητική αλληλεπίδραση ρευμάτων στο κενό. Ο νόμος του Ampere.Ο νόμος του Ampere. Το 1820, ο Ampère (Γάλλος επιστήμονας (1775-1836)) καθιέρωσε πειραματικά έναν νόμο με τον οποίο μπορεί κανείς να υπολογίσει δύναμη που επενεργεί σε ένα στοιχείο αγωγού μήκους που μεταφέρει ρεύμα.
όπου είναι το διάνυσμα της μαγνητικής επαγωγής, είναι το διάνυσμα του στοιχείου του μήκους του αγωγού που σύρεται προς την κατεύθυνση του ρεύματος.
Συντελεστής δύναμης , όπου είναι η γωνία μεταξύ της κατεύθυνσης του ρεύματος στον αγωγό και της κατεύθυνσης της επαγωγής του μαγνητικού πεδίου. Για ευθύγραμμο αγωγό μήκους που μεταφέρει ρεύμα σε ομοιόμορφο πεδίο
Η κατεύθυνση της ενεργούσας δύναμης μπορεί να προσδιοριστεί χρησιμοποιώντας κανόνες του αριστερού χεριού:
Εάν η παλάμη του αριστερού χεριού είναι τοποθετημένη έτσι ώστε το κανονικό (στο ρεύμα) εξάρτημα μαγνητικό πεδίοεισήλθε στην παλάμη και τα τέσσερα εκτεταμένα δάχτυλα κατευθύνονται κατά μήκος του ρεύματος, τότε ο αντίχειρας θα υποδείξει την κατεύθυνση στην οποία ενεργεί η δύναμη Ampere.
38. Ένταση μαγνητικού πεδίου. Νόμος Biot-Savart-LaplaceΙσχύς μαγνητικού πεδίου(τυπική ονομασία Ν ) - διάνυσμα φυσική ποσότητα, ίσο με τη διαφορά του διανύσματος μαγνητική επαγωγή σι Και διάνυσμα μαγνήτισης J .
ΣΕ Διεθνές Σύστημα Μονάδων (SI): 
Οπου- μαγνητική σταθερά.
Νόμος BSL.Ο νόμος που καθορίζει το μαγνητικό πεδίο ενός μεμονωμένου στοιχείου ρεύματος 
39. Εφαρμογές του νόμου Bio-Savart-Laplace.Για πεδίο συνεχούς ρεύματος
Για κυκλική στροφή.
Και για την ηλεκτρομαγνητική βαλβίδα
40. Επαγωγή μαγνητικού πεδίουΈνα μαγνητικό πεδίο χαρακτηρίζεται από μια διανυσματική ποσότητα, η οποία ονομάζεται επαγωγή μαγνητικού πεδίου (ένα διανυσματικό μέγεθος που είναι μια δύναμη χαρακτηριστική του μαγνητικού πεδίου σε ένα δεδομένο σημείο του χώρου). ΜΙ. (Β) αυτή δεν είναι μια δύναμη που ασκεί στους αγωγούς, είναι μια ποσότητα που βρίσκεται μέσω αυτής της δύναμης χρησιμοποιώντας τον ακόλουθο τύπο: B=F / (I*l) (Λεκτικά: MI διανυσματική μονάδα. (Β) ισούται με την αναλογία του συντελεστή της δύναμης F, με την οποία το μαγνητικό πεδίο δρα σε έναν αγωγό που μεταφέρει ρεύμα που βρίσκεται κάθετα στις μαγνητικές γραμμές, προς την ένταση ρεύματος στον αγωγό I και το μήκος του αγωγού l.Η μαγνητική επαγωγή εξαρτάται μόνο από το μαγνητικό πεδίο. Από αυτή την άποψη, η επαγωγή μπορεί να θεωρηθεί ένα ποσοτικό χαρακτηριστικό ενός μαγνητικού πεδίου. Καθορίζει με ποια δύναμη (δύναμη Lorentz) το μαγνητικό πεδίο ενεργεί σε ένα φορτίο που κινείται με ταχύτητα. 
Ο MI μετριέται σε teslas (1 Tesla). Στην περίπτωση αυτή, 1 T=1 N/(A*m). Το MI έχει κατεύθυνση. Γραφικά μπορεί να σκιαγραφηθεί με τη μορφή γραμμών. Σε ένα ομοιόμορφο μαγνητικό πεδίο, οι γραμμές MI είναι παράλληλες και το διάνυσμα MI θα κατευθύνεται με τον ίδιο τρόπο σε όλα τα σημεία. Στην περίπτωση ενός μη ομοιόμορφου μαγνητικού πεδίου, για παράδειγμα, ενός πεδίου γύρω από έναν αγωγό που μεταφέρει ρεύμα, το διάνυσμα μαγνητικής επαγωγής θα αλλάξει σε κάθε σημείο του χώρου γύρω από τον αγωγό και οι εφαπτομένες σε αυτό το διάνυσμα θα δημιουργήσουν ομόκεντρους κύκλους γύρω από τον αγωγό .
41. Κίνηση σωματιδίου σε μαγνητικό πεδίο. Δύναμη Lorentz.α) - Εάν ένα σωματίδιο πετάει σε μια περιοχή ομοιόμορφου μαγνητικού πεδίου και το διάνυσμα V είναι κάθετο στο διάνυσμα Β, τότε κινείται σε κύκλο ακτίνας R=mV/qB, αφού η δύναμη Lorentz Fl=mV^2 Το /R παίζει το ρόλο μιας κεντρομόλου δύναμης. Η περίοδος περιστροφής είναι ίση με T=2piR/V=2pim/qB και δεν εξαρτάται από την ταχύτητα των σωματιδίων (Αυτό ισχύει μόνο για το V<<скорости света) - Если угол между векторами V и B не равен 0 и 90 градусов, то частица в однородном магнитном поле движется по винтовой линии. - Если вектор V параллелен B, то частица движется по прямой линии (Fл=0). б) Силу, действующую со стороны магнитного поля на движущиеся в нем заряды, называют силой Лоренца.
Η μαγνητική δύναμη καθορίζεται από τη σχέση: Fl = q·V·B·sina (q είναι το μέγεθος του κινούμενου φορτίου· V είναι το μέτρο της ταχύτητάς του· B είναι το μέτρο του διανύσματος επαγωγής του μαγνητικού πεδίου· το άλφα είναι το γωνία μεταξύ διανύσματος V και διανύσματος Β) Η δύναμη Lorentz είναι κάθετη στην ταχύτητα και επομένως δεν λειτουργεί, δεν αλλάζει το μέτρο της ταχύτητας φόρτισης και την κινητική της ενέργεια. Αλλά η κατεύθυνση της ταχύτητας αλλάζει συνεχώς. Η δύναμη Lorentz είναι κάθετη στα διανύσματα B και v και η κατεύθυνσή της προσδιορίζεται χρησιμοποιώντας τον ίδιο κανόνα αριστεράς με την κατεύθυνση της δύναμης Ampere: εάν το αριστερό χέρι είναι τοποθετημένο έτσι ώστε η συνιστώσα της μαγνητικής επαγωγής B, κάθετη προς η ταχύτητα του φορτίου, εισέρχεται στην παλάμη και τα τέσσερα δάχτυλα κατευθύνονται κατά μήκος της κίνησης του θετικού φορτίου (ενάντια στην κίνηση του αρνητικού), τότε ο αντίχειρας λυγισμένος 90 μοίρες θα δείξει την κατεύθυνση της δύναμης Lorentz F l που ενεργεί η επιβάρυνση. 
Το αλουμίνιο είναι ένα στοιχείο με αύξοντα αριθμό 13, σχετική ατομική μάζα - 26,98154. Βρίσκεται στην περίοδο III, ομάδα III, κύρια υποομάδα. Ηλεκτρονική διαμόρφωση: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0 . Η σταθερή κατάσταση οξείδωσης του αλουμινίου είναι "+3". Το κατιόν που προκύπτει έχει ένα κέλυφος ευγενούς αερίου, το οποίο συμβάλλει στη σταθερότητά του, αλλά η αναλογία φορτίου προς την ακτίνα, δηλαδή η συγκέντρωση φορτίου, είναι αρκετά υψηλή, γεγονός που αυξάνει την ενέργεια του κατιόντος. Αυτό το χαρακτηριστικό οδηγεί στο γεγονός ότι το αλουμίνιο, μαζί με τις ιοντικές ενώσεις, σχηματίζει έναν αριθμό ομοιοπολικών ενώσεων και το κατιόν του υφίσταται σημαντική υδρόλυση σε διάλυμα.
Το αλουμίνιο μπορεί να εμφανίσει σθένος Ι μόνο σε θερμοκρασίες πάνω από 1500 o C. Είναι γνωστά τα Al 2 O και AlCl.
Όσον αφορά τις φυσικές ιδιότητες, το αλουμίνιο είναι ένα τυπικό μέταλλο, με υψηλή θερμική και ηλεκτρική αγωγιμότητα, δεύτερο μόνο μετά τον άργυρο και τον χαλκό. Το δυναμικό ιονισμού του αλουμινίου δεν είναι πολύ υψηλό, επομένως θα περίμενε κανείς υψηλή χημική δραστηριότητα από αυτό, αλλά μειώνεται σημαντικά λόγω του γεγονότος ότι το μέταλλο παθητικοποιείται στον αέρα λόγω του σχηματισμού ισχυρού φιλμ οξειδίου στην επιφάνειά του. Εάν το μέταλλο ενεργοποιηθεί: α) αφαιρέστε μηχανικά το φιλμ, β) αμαλγαματιστείτε (αντιδρά με υδράργυρο), γ) χρησιμοποιήστε σκόνη, τότε ένα τέτοιο μέταλλο γίνεται τόσο αντιδραστικό που αλληλεπιδρά ακόμη και με την υγρασία και το οξυγόνο του αέρα, καταρρέοντας σύμφωνα με η διαδικασία:
4(Al,Hg) +3O 2 + 6H 2 O = 4Al(OH) 3 + (Hg)
Αλληλεπίδραση με απλές ουσίες.
1. Το αλουμίνιο σε σκόνη αντιδρά όταν θερμαίνεται έντονα με οξυγόνο.Αυτές οι συνθήκες είναι απαραίτητες λόγω της παθητικοποίησης και η αντίδραση σχηματισμού του ίδιου του οξειδίου του αργιλίου είναι εξαιρετικά εξώθερμη - απελευθερώνονται 1676 kJ/mol θερμότητας.
2. Με χλώριο και βρώμιοαντιδρά υπό τυπικές συνθήκες και μπορεί ακόμη και να αναφλεγεί στο περιβάλλον τους. Μόνο που δεν ανταποκρίνεται με φθόριο,επειδή Το φθοριούχο αλουμίνιο, όπως και το οξείδιο, σχηματίζει ένα προστατευτικό φιλμ άλατος στη μεταλλική επιφάνεια. Με ιώδιοαντιδρά όταν θερμαίνεται και παρουσία νερού ως καταλύτη.
3. Με θειάφιαντιδρά κατά τη σύντηξη, δίνοντας θειούχο αργίλιο της σύνθεσης Al 2 S 3.
4. Αντιδρά επίσης με τον φώσφορο όταν θερμαίνεται για να σχηματίσει φωσφίδιο: AlP.
5. Απευθείας με υδρογόνοτο αλουμίνιο δεν αντιδρά.
6. Με άζωτοαντιδρά στους 800 o C, δίνοντας νιτρίδιο αργιλίου (AlN). Θα πρέπει να ειπωθεί ότι η καύση του αλουμινίου στον αέρα συμβαίνει περίπου στις ίδιες θερμοκρασίες, επομένως τα προϊόντα καύσης (λαμβάνοντας υπόψη τη σύνθεση του αέρα) είναι τόσο οξείδιο όσο και νιτρίδιο.
7. Με άνθρακαΤο αλουμίνιο αλληλεπιδρά σε ακόμη υψηλότερη θερμοκρασία: 2000 o C. Το καρβίδιο αλουμινίου της σύνθεσης Al 4 C 3 ανήκει στα μεθανίδια, δεν περιέχει δεσμούς C-C και κατά την υδρόλυση απελευθερώνεται μεθάνιο: Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al (OH ) 3 + 3CH 4
Αλληλεπίδραση με σύνθετες ουσίες
1. Με νερόΤο ενεργοποιημένο (χωρίς προστατευτική μεμβράνη) αλουμίνιο αλληλεπιδρά ενεργά με την απελευθέρωση υδρογόνου: 2Al (δρ.) + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 + 3H 2 Το υδροξείδιο του αργιλίου λαμβάνεται με τη μορφή λευκής χαλαρής σκόνης ενός φιλμ δεν παρεμποδίζει την ολοκλήρωση της αντίδρασης.
2. Αλληλεπίδραση με οξέα:α) Το αλουμίνιο αλληλεπιδρά ενεργά με μη οξειδωτικά οξέα σύμφωνα με την εξίσωση: 2Al + 6H 3 O + + 6H 2 O = 2 3+ + 3H 2,
β) Αλληλεπίδραση με οξειδωτικά οξέα συμβαίνει με τα ακόλουθα χαρακτηριστικά. Συμπυκνωμένα νιτρικά και θειικά οξέα, καθώς και πολύ αραιό νιτρικό οξύ, παθητικοποιούν το αλουμίνιο (η ταχεία οξείδωση της επιφάνειας οδηγεί στο σχηματισμό ενός φιλμ οξειδίου) στο κρύο. Όταν θερμαίνεται, το φιλμ διακόπτεται και λαμβάνει χώρα η αντίδραση, αλλά μόνο τα προϊόντα της ελάχιστης αναγωγής τους απελευθερώνονται από τα συμπυκνωμένα οξέα όταν θερμαίνονται: 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 Με μέτρια αραιό νιτρικό οξύ, ανάλογα με τις συνθήκες αντίδρασης, μπορείτε να πάρετε NO, N 2 O, N 2, NH 4 + .
3. Αλληλεπίδραση με αλκάλια.Το αλουμίνιο είναι ένα αμφοτερικό στοιχείο (από άποψη χημικών ιδιοτήτων), γιατί έχει αρκετά υψηλή ηλεκτραρνητικότητα για μέταλλα - 1,61. Επομένως, διαλύεται αρκετά εύκολα σε αλκαλικά διαλύματα με σχηματισμό υδροξοσυμπλοκών και υδρογόνου. Η σύσταση του υδροξοσυμπλέγματος εξαρτάται από την αναλογία των αντιδραστηρίων: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2 2Al + 6NaOH + 6H 2 O = 2Na 3 + 3H 2 Η αναλογία αλουμινίου και υδρογόνου προσδιορίζεται από την ηλεκτρονική Η ισορροπία της αντίδρασης οξειδοαναγωγής που συμβαίνει μεταξύ τους και από την αναλογία των αντιδραστηρίων δεν εξαρτάται.
4. Το χαμηλό δυναμικό ιονισμού και η υψηλή συγγένεια για το οξυγόνο (υψηλή σταθερότητα οξειδίων) οδηγούν στο γεγονός ότι το αλουμίνιο αλληλεπιδρά ενεργά με οξείδια πολλών μετάλλων,την αποκατάστασή τους. Οι αντιδράσεις γίνονται κατά την αρχική θέρμανση με περαιτέρω απελευθέρωση θερμότητας, έτσι ώστε η θερμοκρασία να ανέρχεται στους 1200 o - 3000 o C. Ένα μείγμα από 75% σκόνη αλουμινίου και 25% (κατά βάρος) Fe 3 O 4 ονομάζεται «θερμίτης». Προηγουμένως, η αντίδραση καύσης αυτού του μείγματος χρησιμοποιήθηκε για τη συγκόλληση σιδηροτροχιών. Η αναγωγή μετάλλων από οξείδια χρησιμοποιώντας αλουμίνιο ονομάζεται αλουμινοθερμία και χρησιμοποιείται στη βιομηχανία ως μέθοδος για την παραγωγή μετάλλων όπως το μαγγάνιο, το χρώμιο, το βανάδιο, το βολφράμιο και τα σιδηροκράματα.
5. Με διαλύματα αλατιούΤο αλουμίνιο αντιδρά με δύο διαφορετικούς τρόπους. 1. Εάν, ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης, το διάλυμα άλατος έχει όξινο ή αλκαλικό περιβάλλον, απελευθερώνεται υδρογόνο (με όξινα διαλύματα, η αντίδραση γίνεται μόνο με σημαντική θέρμανση, αφού το προστατευτικό φιλμ οξειδίου διαλύεται καλύτερα στα αλκάλια παρά στα οξέα). 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. Το αλουμίνιο μπορεί να εκτοπίσει από τη σύνθεση του άλατος μέταλλα που βρίσκονται στη σειρά τάσης στα δεξιά του, δηλ. στην πραγματικότητα θα οξειδωθούν από τα κατιόντα αυτών των μετάλλων. Λόγω του φιλμ οξειδίου, αυτή η αντίδραση δεν λαμβάνει χώρα πάντα. Για παράδειγμα, τα ανιόντα χλωρίου μπορούν να διαταράξουν το φιλμ και λαμβάνει χώρα η αντίδραση 2Al + 3FeCl 2 = 2AlCl 3 + 3Fe, αλλά μια παρόμοια αντίδραση με θειικά άλατα σε θερμοκρασία δωματίου δεν θα λειτουργήσει. Με το ενεργοποιημένο αλουμίνιο, οποιαδήποτε αλληλεπίδραση που δεν έρχεται σε αντίθεση με τον γενικό κανόνα θα λειτουργήσει.
Συνδέσεις αλουμινίου.
1. Οξείδιο (Al 2 O 3).Γνωστό με τη μορφή πολλών τροποποιήσεων, οι περισσότερες από τις οποίες είναι πολύ ανθεκτικές και χημικά αδρανείς. Η τροποποίηση α-Al 2 O 3 εμφανίζεται στη φύση με τη μορφή του ορυκτού κορούνδιου. Στο κρυσταλλικό πλέγμα αυτής της ένωσης, τα κατιόντα αλουμινίου μερικές φορές αντικαθίστανται εν μέρει από κατιόντα άλλων μετάλλων, γεγονός που δίνει στο ορυκτό το χρώμα του. Η πρόσμιξη του Cr(III) δίνει ένα κόκκινο χρώμα, ένα τέτοιο κορούνδιο είναι ήδη ένας πολύτιμος λίθος από ρουμπινί. Η ανάμειξη Ti(III) και Fe(III) παράγει μπλε ζαφείρι. Η άμορφη τροποποίηση είναι χημικά ενεργή. Το οξείδιο του αργιλίου είναι ένα τυπικό αμφοτερικό οξείδιο, που αντιδρά τόσο με οξέα και όξινα οξείδια, όσο και με αλκάλια και βασικά οξείδια, με τα αλκάλια να είναι προτιμότερα. Τα προϊόντα της αντίδρασης στο διάλυμα και στη στερεά φάση κατά τη σύντηξη είναι διαφορετικά: Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2 (σύντηξη) - μετααργιλικό νάτριο, 6NaOH + Al 2 O 3 = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O (σύντηξη ) - ορθοαργιλικό νάτριο, Al 2 O 3 + 3CrO 3 = Al 2 (CrO 4) 3 (σύντηξη) - χρωμικό αλουμίνιο. Εκτός από τα οξείδια και τα στερεά αλκάλια, το αλουμίνιο κατά τη σύντηξη αντιδρά με άλατα που σχηματίζονται από πτητικά οξείδια οξέος, εκτοπίζοντάς τα από τη σύνθεση του άλατος: K 2 CO 3 + Al 2 O 3 = 2KAlO 2 + CO 2 Αντιδράσεις σε διάλυμα: Al 2 O 3 + 6HCl = 2 3+ + 6Cl 1- + 3H 2 O Al 2 O 3 +2 NaOH + 3H 2 O =2 Na – τετραϋδροξυαργιλικό νάτριο. Το τετραϋδροξοαργιλικό ανιόν είναι στην πραγματικότητα το 1-τετραϋδροξοδιακοανιόν, επειδή ο αριθμός συντονισμού 6 είναι προτιμότερος για το αλουμίνιο. Με περίσσεια αλκαλίου, σχηματίζεται εξαϋδροξοαργιλικό: Al 2 O 3 + 6NaOH + 3H 2 O = 2Na 3. Εκτός από τα οξέα και τα αλκάλια, μπορούν να αναμένονται αντιδράσεις με όξινα άλατα: 6KHSO 4 + Al 2 O 3 = 3K 2 SO 4 + Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O.
3. Υδροξείδια αλουμινίου. Υπάρχουν δύο γνωστά υδροξείδια του αργιλίου - το μεταϋδροξείδιο -AlO(OH) και το ορθοϋδροξείδιο - Al(OH) 3. Και τα δύο είναι αδιάλυτα στο νερό, αλλά είναι και αμφοτερικά, επομένως διαλύονται σε διαλύματα οξέων και αλκαλίων, καθώς και σε άλατα που έχουν όξινο ή αλκαλικό περιβάλλον ως αποτέλεσμα της υδρόλυσης. Όταν συντήκονται, τα υδροξείδια αντιδρούν παρόμοια με τα οξείδια. Όπως όλες οι αδιάλυτες βάσεις, τα υδροξείδια του αργιλίου αποσυντίθενται όταν θερμαίνονται: 2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O. Διαλύοντας σε αλκαλικά διαλύματα, τα υδροξείδια του αργιλίου δεν διαλύονται σε υδατική αμμωνία, επομένως μπορούν να καθιζάνουν με αμμωνία από ένα διαλυτό αλάτι: Al(NO 3) 3 + 3NH 3 + 2H 2 O = AlO(OH)↓ + 3NH 4 NO 3, αυτή η αντίδραση παράγει μεταϋδροξείδιο. Είναι δύσκολο να καταβυθιστεί υδροξείδιο με τη δράση των αλκαλίων, γιατί το ίζημα που προκύπτει διαλύεται εύκολα και η συνολική αντίδραση έχει τη μορφή: AlCl 3 + 4 NaOH = Na + 3NaCl
4. Άλατα αλουμινίου.Σχεδόν όλα τα άλατα αλουμινίου είναι πολύ διαλυτά στο νερό. Το φωσφορικό AlPO 4 και το φθόριο AlF 3 είναι αδιάλυτα. Επειδή το κατιόν αλουμινίου έχει υψηλή συγκέντρωση φορτίου, το υδάτινο σύμπλεγμα του αποκτά τις ιδιότητες ενός κατιονικού οξέος: 3+ + H 2 O = H 3 O + + 2+, δηλ. τα άλατα αλουμινίου υφίστανται ισχυρή υδρόλυση κατιόντων. Στην περίπτωση αλάτων ασθενών οξέων, λόγω της αμοιβαίας ενίσχυσης της υδρόλυσης στο κατιόν και στο ανιόν, η υδρόλυση γίνεται μη αναστρέψιμη. Σε διάλυμα, το ανθρακικό αλουμίνιο, το θειώδες, το θειούχο και το πυριτικό άλας αποσυντίθενται πλήρως από το νερό ή δεν μπορούν να ληφθούν με αντίδραση ανταλλαγής: 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. Για ορισμένα άλατα, η υδρόλυση γίνεται μη αναστρέψιμη όταν θερμαίνεται. Όταν θερμαίνεται, το υγρό οξικό αλουμίνιο αποσυντίθεται σύμφωνα με την εξίσωση: 2Al(OOCCH 3) 3 + 3H 2 O = Al 2 O 3 + 6CH 3 COOH Στην περίπτωση των αλογονιδίων του αλουμινίου, η αποσύνθεση του άλατος διευκολύνεται από τη μείωση του η διαλυτότητα των αέριων υδραλογονιδίων όταν θερμαίνονται: AlCl 3 + 3H 2 O = Al(OH) 3 ↓ + 3HCl. Από τα αλογονίδια του αργιλίου, μόνο το φθόριο είναι μια ιοντική ένωση, τα υπόλοιπα αλογονίδια είναι ομοιοπολικές ενώσεις, τα σημεία τήξης τους είναι σημαντικά χαμηλότερα από αυτά του φθορίου, το χλωριούχο αργίλιο μπορεί να εξαχνωθεί. Σε πολύ υψηλές θερμοκρασίες, ο ατμός περιέχει μεμονωμένα μόρια αλογονιδίων αλουμινίου, τα οποία έχουν επίπεδη τριγωνική δομή λόγω του υβριδισμού sp 2 των ατομικών τροχιακών του κεντρικού ατόμου. Η θεμελιώδης κατάσταση αυτών των ενώσεων σε ατμούς και σε ορισμένους οργανικούς διαλύτες είναι διμερή, για παράδειγμα, Al2Cl6. Τα αλογονίδια του αλουμινίου είναι ισχυρά οξέα Lewis επειδή έχουν ένα κενό ατομικό τροχιακό. Επομένως, η διάλυση στο νερό συμβαίνει με την απελευθέρωση μεγάλης ποσότητας θερμότητας. Μια ενδιαφέρουσα κατηγορία ενώσεων αλουμινίου (καθώς και άλλων τρισθενών μετάλλων) είναι η στυπτηρία - 12-υδατικά διπλά θειικά M I M III (SO 4) 2, τα οποία, όταν διαλυθούν όπως όλα τα διπλά άλατα, δίνουν ένα μείγμα από τα αντίστοιχα κατιόντα και ανιόντα.
5. Σύνθετες συνδέσεις.Ας εξετάσουμε τα υδροξοσύμπλοκα του αλουμινίου. Πρόκειται για άλατα στα οποία το σύμπλοκο σωματίδιο είναι ένα ανιόν. Όλα τα άλατα είναι διαλυτά. Καταστρέφονται όταν αλληλεπιδρούν με οξέα. Στην περίπτωση αυτή, τα ισχυρά οξέα διαλύουν το προκύπτον ορθοϋδροξείδιο και τα ασθενή ή αντίστοιχα όξινα οξείδια (H 2 S, CO 2, SO 2) το καθιζάνουν: K + 4HCl = KCl + AlCl 3 + 4H 2 O K + CO 2 = Al(OH ) 3 ↓ + KHCO 3
Όταν πυρώνονται, τα υδροξοαργιλικά μετατρέπονται σε ορθο- ή μετα-αργιλικά άλατα, χάνοντας νερό.
Σίδερο
Στοιχείο με ατομικό αριθμό 26, με σχετική ατομική μάζα 55,847. Ανήκει στην 3d οικογένεια στοιχείων, έχει ηλεκτρονική διαμόρφωση: 3d 6 4s 2 και βρίσκεται στην περίοδο IV, ομάδα VIII, δευτερεύουσα υποομάδα στον περιοδικό πίνακα. Στις ενώσεις, ο σίδηρος εμφανίζει κυρίως καταστάσεις οξείδωσης +2 και +3. Το ιόν Fe 3+ έχει ένα μισογεμάτο κέλυφος ηλεκτρονίων d, 3d 5, το οποίο του δίνει πρόσθετη σταθερότητα. Είναι πολύ πιο δύσκολο να επιτευχθούν καταστάσεις οξείδωσης +4, +6, +8.
Σύμφωνα με τις φυσικές του ιδιότητες, ο σίδηρος είναι ένα ασημί-λευκό, γυαλιστερό, σχετικά μαλακό, εύπλαστο, εύκολα μαγνητιζόμενο και απομαγνητιζόμενο μέταλλο. Σημείο τήξης 1539 o C. Έχει αρκετές αλλοτροπικές τροποποιήσεις, που διαφέρουν στον τύπο του κρυσταλλικού πλέγματος.
Ιδιότητες μιας απλής ουσίας.
1. Όταν καίγεται στον αέρα, σχηματίζει ένα μικτό οξείδιο Fe 3 O 4, και όταν αλληλεπιδρά με καθαρό οξυγόνο - Fe 2 O 3. Ο σίδηρος σε σκόνη είναι πυροφορικός - αναφλέγεται αυθόρμητα στον αέρα.
2. Το φθόριο, το χλώριο και το βρώμιο αντιδρούν εύκολα με τον σίδηρο, οξειδώνοντάς τον σε Fe 3+. Το FeJ 2 σχηματίζεται με ιώδιο, αφού το τρισθενές κατιόν σιδήρου οξειδώνει το ανιόν ιωδίου και επομένως η ένωση FeJ 3 δεν υπάρχει.
3. Για παρόμοιο λόγο, η ένωση Fe 2 S 3 δεν υπάρχει και η αλληλεπίδραση σιδήρου και θείου στο σημείο τήξης του θείου οδηγεί στην ένωση FeS. Με περίσσεια θείου, λαμβάνεται πυρίτης - δισουλφίδιο σιδήρου (II) - FeS 2. Σχηματίζονται επίσης μη στοιχειομετρικές ενώσεις.
4. Ο σίδηρος αντιδρά με άλλα αμέταλλα υπό ισχυρή θέρμανση, σχηματίζοντας στερεά διαλύματα ή ενώσεις που μοιάζουν με μέταλλα. Μπορείτε να δώσετε μια αντίδραση που συμβαίνει στους 500 o C: 3Fe + C = Fe 3 C. Αυτή η ένωση σιδήρου και άνθρακα ονομάζεται τσιμεντίτης.
5. Ο σίδηρος σχηματίζει κράματα με πολλά μέταλλα.
6. Στον αέρα σε θερμοκρασία δωματίου, ο σίδηρος καλύπτεται με μια μεμβράνη οξειδίου, επομένως δεν αλληλεπιδρά με το νερό. Η αλληλεπίδραση με τον υπέρθερμο ατμό δίνει τα ακόλουθα προϊόντα: 3Fe + 4H 2 O (ατμός) = Fe 3 O 4 + 4H 2. Παρουσία οξυγόνου, ο σίδηρος αλληλεπιδρά ακόμη και με την υγρασία του αέρα: 4Fe + 3O 2 + 6H 2 O = 4Fe(OH) 3. Η παραπάνω εξίσωση αντικατοπτρίζει τη διαδικασία σκουριάς, την οποία υφίσταται έως και 10% των μεταλλικών προϊόντων ετησίως.
7. Δεδομένου ότι ο σίδηρος βρίσκεται στη σειρά τάσης πριν από το υδρογόνο, αντιδρά εύκολα με μη οξειδωτικά οξέα, αλλά οξειδώνεται μόνο σε Fe 2+.
8. Τα συμπυκνωμένα νιτρικά και θειικά οξέα παθητικοποιούν τον σίδηρο, αλλά η αντίδραση συμβαίνει όταν θερμαίνεται. Το αραιό νιτρικό οξύ αντιδρά επίσης σε θερμοκρασία δωματίου. Με όλα τα οξειδωτικά οξέα, ο σίδηρος παράγει άλατα σιδήρου (III) (σύμφωνα με ορισμένες αναφορές, ο σχηματισμός νιτρικού σιδήρου (II) είναι δυνατός με αραιό νιτρικό οξύ) και ανάγει το HNO 3 (αραιωμένο) σε NO, N 2 O, N 2 , NH 4 + ανάλογα με τις συνθήκες, και HNO 3 (συμπ.) - σε NO 2 λόγω της θέρμανσης που είναι απαραίτητη για να συμβεί η αντίδραση.
9. Ο σίδηρος είναι ικανός να αντιδρά με συμπυκνωμένα (50%) αλκάλια όταν θερμαίνεται: Fe + 2KOH + 2H 2 O = K 2 + H 2
10. Αντιδρώντας με διαλύματα αλάτων λιγότερο ενεργών μετάλλων, ο σίδηρος αφαιρεί αυτά τα μέταλλα από τη σύνθεση του άλατος, μετατρέποντας σε δισθενές κατιόν: CuCl 2 + Fe = FeCl 2 + Cu.
Ιδιότητες ενώσεων σιδήρου.
Fe 2+Ο λόγος φορτίου προς ακτίνα αυτού του κατιόντος είναι κοντά σε αυτόν του Mg 2+, επομένως η χημική συμπεριφορά του οξειδίου, του υδροξειδίου και των αλάτων του σιδήρου είναι παρόμοια με τη συμπεριφορά των αντίστοιχων ενώσεων μαγνησίου. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το δισθενές κατιόν σιδήρου σχηματίζει ένα υδάτινο σύμπλεγμα 2+ ανοιχτού πράσινου χρώματος. Αυτό το κατιόν οξειδώνεται εύκολα ακόμη και απευθείας σε διάλυμα από το ατμοσφαιρικό οξυγόνο. Το διάλυμα FeCl 2 περιέχει πολύπλοκα σωματίδια 0. Η συγκέντρωση φορτίου ενός τέτοιου κατιόντος είναι χαμηλή, επομένως η υδρόλυση των αλάτων είναι μέτρια.
1. FeO - το κύριο οξείδιο, μαύρου χρώματος, δεν διαλύεται στο νερό. Διαλύεται εύκολα σε οξέα. Όταν θερμαίνεται πάνω από 500 0 C, είναι δυσανάλογο: 4FeO = Fe + Fe 3 O 4. Μπορεί να ληφθεί με προσεκτική φρύξη του αντίστοιχου υδροξειδίου, ανθρακικού και οξαλικού, ενώ η θερμική αποσύνθεση άλλων αλάτων Fe 2+ οδηγεί στον σχηματισμό οξειδίου του σιδήρου: FeC 2 O 4 = FeO + CO + CO 2, αλλά 2 FeSO 4 = Fe 2 O 3 + SO 2 + SO 3 4Fe(NO 3) 2 = 2Fe 2 O 3 + 8NO 2 + O 2 Το ίδιο το οξείδιο του σιδήρου (II) μπορεί να δράσει ως οξειδωτικός παράγοντας, για παράδειγμα, όταν θερμαίνεται, λαμβάνει χώρα η αντίδραση: 3FeO + 2NH 3 = 3Fe + N 2 + 3H 2 O
2. Fe(OH) 2 – υδροξείδιο σιδήρου (II) – αδιάλυτη βάση. Αντιδρά με οξέα. Με τα οξειδωτικά οξέα, μια αλληλεπίδραση οξέος-βάσης και η οξείδωση σε σίδηρο σιδήρου συμβαίνουν ταυτόχρονα: 2Fe(OH) 2 + 4H 2 SO 4 (conc) = Fe 2 (SO 4) 3 + SO 2 + 4H 2 O. Μπορεί να ληφθεί με αντιδράσεις ανταλλαγής από διαλυτό αλάτι. Αυτή είναι μια λευκή ένωση που αρχικά γίνεται πράσινη στον αέρα λόγω αλληλεπίδρασης με την υγρασία του αέρα και στη συνέχεια γίνεται καφέ λόγω οξείδωσης από το οξυγόνο του αέρα: 4Fe(OH) 2 + 2H 2 O + O 2 = 4Fe(OH) 3.
3. Άλατα. Όπως ήδη αναφέρθηκε, τα περισσότερα άλατα Fe(II) οξειδώνονται αργά στον αέρα ή σε διάλυμα. Το πιο ανθεκτικό στην οξείδωση είναι το άλας Mohr - διπλός σίδηρος (II) και θειικό αμμώνιο: (NH 4) 2 Fe(SO 4) 2. 6H2O. Το κατιόν Fe 2+ οξειδώνεται εύκολα σε Fe 3+, επομένως οι περισσότεροι οξειδωτικοί παράγοντες, ιδιαίτερα τα οξειδωτικά οξέα, οξειδώνουν τα άλατα του σιδήρου. Όταν το θειούχο και το δισουλφίδιο του σιδήρου πυροδοτούνται, λαμβάνονται οξείδιο σιδήρου (III) και οξείδιο του θείου (IV): 4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 Το θειούχο σίδηρο (II) διαλύεται επίσης σε ισχυρά οξέα: FeS + 2HCl = FeCl 2 + 2H 2 S Ο ανθρακικός σίδηρος (II) είναι αδιάλυτος, ενώ το διττανθρακικό είναι διαλυτό στο νερό.
Fe 3+Λόγος φόρτισης προς ακτίνα αυτό το κατιόν αντιστοιχεί στο κατιόν αλουμινίου , Επομένως, οι ιδιότητες των ενώσεων κατιόντων σιδήρου(III) είναι παρόμοιες με τις αντίστοιχες ενώσεις αλουμινίου.
Το Fe 2 O 3 είναι αιματίτης, ένα αμφοτερικό οξείδιο στο οποίο κυριαρχούν οι βασικές ιδιότητες. Η αμφοτερικότητα εκδηλώνεται στη δυνατότητα σύντηξης με στερεά αλκάλια και ανθρακικά αλκαλιμέταλλα: Fe 2 O 3 + 2NaOH = H 2 O + 2NaFeO 2 - κίτρινο ή κόκκινο, Fe 2 O 3 + Na 2 CO 3 = 2NaFeO 2 + CO 2. Τα Ferrates (II) αποσυντίθενται με νερό, απελευθερώνοντας Fe 2 O 3. nH2O.
Fe3O4- μαγνητίτης, μια μαύρη ουσία που μπορεί να θεωρηθεί είτε ως μικτό οξείδιο - FeO. Fe 2 O 3, ή ως οξομεταφερικός σίδηρος (II) (III): Fe(FeO 2) 2. Όταν αλληλεπιδρά με οξέα, δίνει ένα μείγμα αλάτων: Fe 3 O 4 + 8HCl = FeCl 2 + 2 FeCl 3 + 4H 2 O.
Το Fe(OH) 3 ή το FeO(OH) είναι ένα κόκκινο-καφέ ζελατινώδες ίζημα, αμφοτερικό υδροξείδιο. Εκτός από τις αλληλεπιδράσεις με οξέα, αντιδρά με θερμό συμπυκνωμένο αλκαλικό διάλυμα και συντήκεται με στερεά αλκάλια και ανθρακικά: Fe(OH) 3 + 3KOH = K 3 .
Αλας.Τα περισσότερα άλατα σιδήρου είναι διαλυτά. Ακριβώς όπως τα άλατα αλουμινίου, υποβάλλονται σε ισχυρή υδρόλυση στο κατιόν, η οποία παρουσία ανιόντων αδύναμων και ασταθών ή αδιάλυτων οξέων μπορεί να γίνει μη αναστρέψιμη: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3CO 2 + 6 NaCl. Βράζοντας ένα διάλυμα χλωριούχου σιδήρου (III), η υδρόλυση μπορεί επίσης να γίνει μη αναστρέψιμη, επειδή η διαλυτότητα του υδροχλωρίου, όπως κάθε αέριο, μειώνεται όταν θερμαίνεται και φεύγει από τη σφαίρα της αντίδρασης: FeCl 3 + 3H 2 O = Fe(OH) 3 + 3HCl (όταν θερμαίνεται).
Η οξειδωτική ικανότητα αυτού του κατιόντος είναι πολύ υψηλή, ειδικά σε σχέση με τη μετατροπή στο κατιόν Fe 2+: Fe 3+ + ē = Fe 2+ φ o = 0,77v. Εχοντας ως αποτέλεσμα:
α) διαλύματα αλάτων σιδήρου σιδήρου οξειδώνουν όλα τα μέταλλα μέχρι χαλκού: 2Fe(NO 3) 3 + Cu = 2Fe(NO 3) 2 + Cu(NO 3) 2,
β) Οι αντιδράσεις ανταλλαγής με άλατα που περιέχουν εύκολα οξειδωμένα ανιόντα λαμβάνουν χώρα ταυτόχρονα με την οξείδωσή τους: 2FeCl 3 + 2KJ = FeCl 2 + J 2 + 2KCl 2FeCl 3 + 3Na 2 S = 2FeS + S + 6NaCl
Όπως και άλλα τρισθενή κατιόντα, ο σίδηρος (III) είναι ικανός να σχηματίζει διπλά θειικά στυπτηρία με κατιόντα μετάλλου αλκαλίου ή αμμωνίου, για παράδειγμα: NH 4 Fe (SO 4) 2. 12Η2Ο.
Σύνθετες συνδέσεις.Και τα δύο κατιόντα σιδήρου τείνουν να σχηματίζουν ανιονικά σύμπλοκα, ειδικά ο σίδηρος (III). FeCl3 + KCl = K, FeCl 3 + Cl 2 = Cl + -. Η τελευταία αντίδραση αντανακλά τη δράση του χλωριούχου σιδήρου (III) ως καταλύτη για ηλεκτροφιλική χλωρίωση. Τα σύμπλοκα κυανιδίου παρουσιάζουν ενδιαφέρον: 6KCN + FeSO 4 = K 4 – εξακυανοφερρικό κάλιο (II), κίτρινο άλας αίματος. 2K 4 + Cl 2 = 2K 3 + 2KCl – εξακυανοφερρικό κάλιο (III), κόκκινο άλας αίματος. Το σύμπλοκο δισθενούς σιδήρου δίνει ένα μπλε ίζημα ή διάλυμα με το άλας σιδήρου, ανάλογα με την αναλογία των αντιδραστηρίων. Η ίδια αντίδραση συμβαίνει μεταξύ του κόκκινου άλατος αίματος και οποιουδήποτε άλατος σιδήρου. Στην πρώτη περίπτωση, το ίζημα ονομάστηκε μπλε της Πρωσίας, στη δεύτερη - μπλε Turnbull. Αργότερα αποδείχθηκε ότι τουλάχιστον τα διαλύματα έχουν την ίδια σύσταση: Κ – σίδηρος καλίου (II,III) εξακυανοφερρικό. Οι αντιδράσεις που περιγράφονται είναι ποιοτικές για την παρουσία των αντίστοιχων κατιόντων σιδήρου στο διάλυμα. Μια ποιοτική αντίδραση στην παρουσία κατιόντος σιδήρου είναι η εμφάνιση ενός κόκκινου χρώματος όταν αλληλεπιδρά με θειοκυανικό κάλιο (ροδανίδιο): 2FeCl 3 + 6KCNS = 6KCl + Fe.
Fe +6. Η κατάσταση οξείδωσης +6 για τον σίδηρο είναι ασταθής. Είναι δυνατό να ληφθεί μόνο το ανιόν FeO 4 2-, το οποίο υπάρχει μόνο σε pH>7-9, αλλά είναι ισχυρός οξειδωτικός παράγοντας.
Fe 2 O 3 + 4KOH + 3KNO 3 = 2K 2 FeO 4 + 3KNO 2 + 2H 2 O
Fe (πριονίδι) + 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 (θέρμανση) = 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
Λήψη σιδήρου στη βιομηχανία:
Α) Διαδικασία τομέα: Fe 2 O 3 + C = 2FeO + CO
FeO + C = Fe + CO
FeO + CO = Fe + CO 2
Β) αλουμινοθερμία: Fe 2 O 3 + Al = Al 2 O 3 + Fe
ΧΡΩΜΙΟ – στοιχείο με ατομικό αριθμό 24, με σχετική ατομική μάζα 51.996. Ανήκει στην 3d οικογένεια στοιχείων, έχει ηλεκτρονική διαμόρφωση 3d 5 4s 1 και ανήκει στην περίοδο IV, ομάδα VI, δευτερεύουσα υποομάδα στον περιοδικό πίνακα. Πιθανές καταστάσεις οξείδωσης: +1, +2, +3, +4, +5, +6. Από αυτά, τα πιο σταθερά είναι τα +2, +3, +6 και το +3 έχει την ελάχιστη ενέργεια.
Σύμφωνα με τις φυσικές του ιδιότητες, το χρώμιο είναι ένα γκριζόλευκο, γυαλιστερό, σκληρό μέταλλο με σημείο τήξης 1890 o C. Η αντοχή του κρυσταλλικού πλέγματος του οφείλεται στην παρουσία πέντε μη ζευγαρωμένων ηλεκτρονίων d, ικανών για μερικούς ομοιοπολικούς δεσμούς.
Χημικές ιδιότητες μιας απλής ουσίας.
Σε χαμηλές θερμοκρασίες, το χρώμιο είναι αδρανές λόγω της παρουσίας μεμβράνης οξειδίου και δεν αλληλεπιδρά με το νερό και τον αέρα.
1. Αλληλεπιδρά με το οξυγόνο σε θερμοκρασίες πάνω από 600 o C. Στην περίπτωση αυτή σχηματίζεται οξείδιο του χρωμίου (III) – Cr 2 O 3 –.
2. Η αλληλεπίδραση με τα αλογόνα συμβαίνει με διάφορους τρόπους: Cr + 2F 2 = CrF 4 (σε θερμοκρασία δωματίου), 2Cr + 3Cl 2 (Br 2) = 2CrCl 3 (Br 3), Cr + J 2 = CrJ 2 (με σημαντική θέρμανση ). Θα πρέπει να ειπωθεί ότι το ιωδιούχο χρώμιο (III) μπορεί να υπάρχει και λαμβάνεται με μια αντίδραση ανταλλαγής με τη μορφή κρυσταλλικού ένυδρου CrJ 3. 9H 2 O, αλλά η θερμική του σταθερότητα είναι χαμηλή και όταν θερμαίνεται αποσυντίθεται σε CrJ 2 και J 2.
3. Σε θερμοκρασίες πάνω από 120 o C, το χρώμιο αντιδρά με τηγμένο θείο, δίνοντας θειούχο χρώμιο (II) - CrS (μαύρο).
4. Σε θερμοκρασίες άνω των 1000 o C, το χρώμιο αντιδρά με άζωτο και άνθρακα, δίνοντας μη στοιχειομετρικές, χημικά αδρανείς ενώσεις. Μεταξύ αυτών, μπορούμε να σημειώσουμε καρβίδιο με κατά προσέγγιση σύνθεση CrC, που είναι κοντά στο διαμάντι σε σκληρότητα.
5. Το χρώμιο δεν αντιδρά με το υδρογόνο.
6. Η αντίδραση με υδρατμούς έχει ως εξής: 2Cr + 3H 2 O = Cr 2 O 3 + 3H 2
7. Η αντίδραση με τα μη οξειδωτικά οξέα γίνεται αρκετά εύκολα, με αποτέλεσμα να σχηματιστεί ένα υδάτινο σύμπλεγμα 2+ χρώματος μπλε του ουρανού, το οποίο είναι σταθερό μόνο απουσία αέρα ή σε ατμόσφαιρα υδρογόνου. Παρουσία οξυγόνου, η αντίδραση προχωρά διαφορετικά: 4Cr + 12HCl + 3O 2 = 4CrCl 3 + 6H 2 O. Αραιώστε τα κορεσμένα με οξυγόνο οξέα ακόμη και παθητικοποιούν το χρώμιο λόγω του σχηματισμού ισχυρού φιλμ οξειδίου στην επιφάνεια.
8. Οξειδωτικά οξέα: νιτρικό οξύ οποιασδήποτε συγκέντρωσης,Το πυκνό θειικό οξύ και το υπερχλωρικό οξύ παθητικοποιούν το χρώμιο έτσι ώστε μετά την επεξεργασία της επιφάνειας με αυτά τα οξέα, να μην αντιδρά πλέον με άλλα οξέα. Η παθητικοποίηση αφαιρείται όταν θερμαίνεται. Αυτό παράγει άλατα χρωμίου (III) και διοξείδια θείου ή αζώτου (χλωριούχο υπερχλωρικό οξύ). Παθητικοποίηση λόγω του σχηματισμού ενός φιλμ αλατιού συμβαίνει όταν το χρώμιο αντιδρά με το φωσφορικό οξύ.
9. Το χρώμιο δεν αντιδρά απευθείας με τα αλκάλια, αλλά αντιδρά με αλκαλικά τήγματα με την προσθήκη οξειδωτικών παραγόντων: 2Cr + 2Na 2 CO 3 (l) + 3O 2 = 2Na 2 CrO 4 + 2CO 2
10. Το χρώμιο είναι ικανό να αντιδρά με διαλύματα αλάτων, εκτοπίζοντας λιγότερο ενεργά μέταλλα (αυτά που βρίσκονται στα δεξιά του στη σειρά τάσης) από τη σύνθεση του άλατος. Το ίδιο το χρώμιο μετατρέπεται στο κατιόν Cr 2+.
Το αλουμίνιο είναι ένα ασημί-λευκό μέταλλο που έχει υψηλή ηλεκτρική και θερμική αγωγιμότητα. (Η θερμική αγωγιμότητα του αλουμινίου είναι 1,8 φορές μεγαλύτερη από αυτή του χαλκού και 9 φορές μεγαλύτερη από αυτή του ανοξείδωτου χάλυβα.) Έχει χαμηλή πυκνότητα - περίπου τρεις φορές μικρότερη από αυτή του σιδήρου, του χαλκού και του ψευδαργύρου. Κι όμως είναι πολύ ανθεκτικό μέταλλο.
Τρία ηλεκτρόνια από το εξωτερικό περίβλημα ενός ατόμου αλουμινίου αποεντοπίζονται σε όλο το κρυσταλλικό πλέγμα του μετάλλου αλουμινίου. Αυτό το πλέγμα έχει μια κυβική δομή με επίκεντρο την όψη, παρόμοια με το πλέγμα από κασσίτερο και χρυσό (βλ. Ενότητα 3.2). Ως εκ τούτου, το αλουμίνιο έχει καλή ελαστικότητα.
Χημικές ιδιότητες
Το αλουμίνιο σχηματίζει ιοντικές και ομοιοπολικές ενώσεις. Χαρακτηρίζεται από υψηλή ενέργεια ιοντισμού (Πίνακας 15.1). Η πυκνότητα φορτίου (αναλογία φορτίου προς ακτίνα) για το ιόν είναι πολύ υψηλή σε σύγκριση με κατιόντα άλλων μετάλλων της ίδιας περιόδου (βλ. Πίνακα 15.2).
Ρύζι. 15.2. Ενυδατωμένο ιόν αλουμινίου.
Πίνακας 15.2. Λόγος φορτίου προς ακτίνα κατιόντων
Επειδή το ιόν έχει υψηλή πυκνότητα φορτίου, έχει μεγάλη πολωτική ισχύ. Αυτό εξηγεί γιατί το απομονωμένο ιόν βρίσκεται μόνο σε πολύ λίγες ενώσεις, όπως το άνυδρο φθοριούχο αργίλιο και το οξείδιο του αργιλίου, και ακόμη και αυτές οι ενώσεις παρουσιάζουν αξιοσημείωτο ομοιοπολικό χαρακτήρα. Σε ένα υδατικό διάλυμα, το ιόν πολώνει τα μόρια του νερού, τα οποία κατά συνέπεια ενυδατώνουν το κατιόν (βλ. Εικ. 15.2). Αυτή η ενυδάτωση χαρακτηρίζεται από μεγάλη εξώθερμη δράση:
Το τυπικό δυναμικό οξειδοαναγωγής του αλουμινίου είναι - 1,66 V:
Επομένως, το αλουμίνιο βρίσκεται αρκετά ψηλά στην ηλεκτροχημική σειρά στοιχείων (βλ. Ενότητα 10.5). Αυτό υποδηλώνει ότι το αλουμίνιο πρέπει να αντιδρά εύκολα με το οξυγόνο και τα αραιά ανόργανα οξέα. Ωστόσο, όταν το αλουμίνιο αντιδρά με το οξυγόνο, σχηματίζεται στην επιφάνειά του ένα λεπτό, μη πορώδες στρώμα οξειδίου. Αυτό το στρώμα προστατεύει το αλουμίνιο από περαιτέρω αλληλεπίδραση με το περιβάλλον. Το στρώμα οξειδίου μπορεί να αφαιρεθεί από την επιφάνεια του αλουμινίου τρίβοντάς το με υδράργυρο. Το αλουμίνιο μπορεί στη συνέχεια να συνδυάζεται απευθείας με το οξυγόνο και άλλα αμέταλλα όπως το θείο και το άζωτο. Η αλληλεπίδραση με το οξυγόνο οδηγεί σε αντίδραση
Ανοδίωση. Το αλουμίνιο και τα ελαφρά κράματα αλουμινίου μπορούν να προστατευθούν περαιτέρω με πάχυνση του φυσικού στρώματος οξειδίου μέσω μιας διαδικασίας που ονομάζεται ανοδίωση. Σε αυτή τη διαδικασία, ένα αντικείμενο αλουμινίου τοποθετείται ως άνοδος σε έναν ηλεκτρολύτη όπου χρησιμοποιείται χρωμικό οξύ ή θειικό οξύ ως ηλεκτρολύτης.
Το αλουμίνιο αντιδρά με θερμό αραιό υδροχλωρικό και θειικό οξύ για να σχηματίσει υδρογόνο:
Αυτή η αντίδραση είναι αργή στην αρχή λόγω της παρουσίας ενός στρώματος οξειδίου. Ωστόσο, καθώς αφαιρείται, η αντίδραση γίνεται πιο έντονη.
Το συμπυκνωμένο και αραιό νιτρικό οξύ, καθώς και το πυκνό θειικό οξύ, καθιστούν το αλουμίνιο παθητικό. Αυτό σημαίνει ότι δεν αντιδρά με τα εν λόγω οξέα. Αυτή η παθητικότητα εξηγείται από το σχηματισμό ενός λεπτού στρώματος οξειδίου στην επιφάνεια του αλουμινίου.
Διαλύματα υδροξειδίου του νατρίου και άλλων αλκαλίων αντιδρούν με αλουμίνιο, σχηματίζοντας τετραϋδροξοαργιλικά ιόντα (III) και υδρογόνο:
Εάν το στρώμα οξειδίου αφαιρεθεί από την επιφάνεια, το αλουμίνιο μπορεί να λειτουργήσει ως αναγωγικός παράγοντας στις αντιδράσεις οξειδοαναγωγής (βλ. Ενότητα 10.2). Εκτοπίζει τα μέταλλα που βρίσκονται κάτω από αυτό στην ηλεκτροχημική σειρά από τα διαλύματά τους. Για παράδειγμα
Ένα σαφές παράδειγμα της αναγωγικής ικανότητας του αλουμινίου είναι η αλουμινόθερμη αντίδραση. Αυτό είναι το όνομα της αντίδρασης μεταξύ κονιοποιημένου αλουμινίου και
οξείδιο Σε εργαστηριακές συνθήκες, συνήθως εκκινείται χρησιμοποιώντας μια ταινία μαγνησίου ως αναφλεκτήρα. Αυτή η αντίδραση προχωρά πολύ βίαια και απελευθερώνει μια ποσότητα ενέργειας που είναι επαρκής για να λιώσει τον προκύπτον σίδηρο:
Η αλουμινόθερμη αντίδραση χρησιμοποιείται για τη διεξαγωγή αλουμινοθερμικής συγκόλλησης. για παράδειγμα, οι ράγες συνδέονται με αυτόν τον τρόπο.
Οξείδιο του αργιλίου Το οξείδιο του αργιλίου, ή αλουμίνα όπως αποκαλείται συχνά, είναι μια ένωση που έχει τόσο ιοντικές όσο και ομοιοπολικές ιδιότητες. Έχει σημείο τήξης και, όταν λιώσει, είναι ηλεκτρολύτης. Για το λόγο αυτό, συχνά θεωρείται ιοντική ένωση. Ωστόσο, στη στερεά κατάσταση, το οξείδιο του αργιλίου έχει μια κρυσταλλική δομή πλαισίου.
Κορούνδιο. Άνυδρες μορφές οξειδίου του αργιλίου σχηματίζονται υπό φυσικές συνθήκες από ορυκτά της ομάδας του κορούνδιου. Το κορούνδιο είναι μια πολύ σκληρή κρυσταλλική μορφή οξειδίου του αλουμινίου. Χρησιμοποιείται ως λειαντικό υλικό, καθώς η σκληρότητά του είναι δεύτερη μετά το διαμάντι. Οι μεγάλοι και διαφανείς, συχνά έγχρωμοι, κρύσταλλοι κορούνδιου εκτιμώνται ως πολύτιμοι λίθοι. Το καθαρό κορούνδιο είναι άχρωμο, αλλά η παρουσία μικρών ποσοτήτων ακαθαρσιών μεταλλικών οξειδίων δίνει στο πολύτιμο κορούνδιο το χαρακτηριστικό του χρώμα. Για παράδειγμα, το χρώμα του ρουμπινιού οφείλεται στην παρουσία ιόντων στο κορούνδιο και το χρώμα των ζαφείριων οφείλεται στην παρουσία ιόντων κοβαλτίου Το μωβ χρώμα του αμέθυστου οφείλεται στην παρουσία ακαθαρσιών μαγγανίου. Με τη σύντηξη της αλουμίνας με οξείδια διαφόρων μετάλλων, μπορούν να ληφθούν τεχνητοί πολύτιμοι λίθοι (βλ. επίσης Πίνακες 14.6 και 14.7).
Το οξείδιο του αργιλίου είναι αδιάλυτο στο νερό και έχει αμφοτερικές ιδιότητες, αντιδρώντας τόσο με αραιά οξέα όσο και με αραιά αλκάλια. Η αντίδραση με οξέα περιγράφεται από τη γενική εξίσωση:
Η αντίδραση με τα αλκάλια οδηγεί στο σχηματισμό -ιόντων:
Αλογονίδια αλουμινίου. Η δομή και η χημική σύνδεση σε αλογονίδια αλουμινίου περιγράφονται στην ενότητα. 16.2.
Το χλωριούχο αλουμίνιο μπορεί να παραχθεί περνώντας ξηρό χλώριο ή ξηρό υδροχλώριο πάνω από θερμαινόμενο αλουμίνιο. Για παράδειγμα
Με εξαίρεση το φθοριούχο αλουμίνιο, όλα τα άλλα αλογονίδια του αργιλίου υδρολύονται με νερό:
Για το λόγο αυτό, τα αλογονίδια του αλουμινίου «καπνίζουν» σε επαφή με υγρό αέρα.
Ιόντα αλουμινίου. Έχουμε ήδη επισημάνει παραπάνω ότι το ιόν ενυδατώνεται σε νερό. Όταν τα άλατα αλουμινίου διαλύονται στο νερό, επιτυγχάνεται η ακόλουθη ισορροπία:
Σε αυτή την αντίδραση, το νερό δρα ως βάση επειδή δέχεται ένα πρωτόνιο και το ένυδρο ιόν αλουμινίου δρα ως οξύ επειδή δίνει ένα πρωτόνιο. Για το λόγο αυτό, τα άλατα αλουμινίου έχουν όξινες ιδιότητες. Αν μέσα
Τα μέταλλα είναι υλικά εύκολα στην επεξεργασία και ο ηγέτης ανάμεσά τους είναι το αλουμίνιο, οι χημικές ιδιότητες του οποίου είναι γνωστές από καιρό στους ανθρώπους. Αυτό το μέταλλο, λόγω των χαρακτηριστικών του, χρησιμοποιείται ευρέως στην καθημερινή ζωή και σχεδόν κάθε άτομο μπορεί να βρει ένα προϊόν αλουμινίου στο σπίτι. Είναι απαραίτητο να εξεταστούν λεπτομερώς οι ιδιότητες αυτού του μετάλλου ως στοιχείου και ως απλής ουσίας.
Πώς ανακαλύφθηκε το αλουμίνιο
Από την αρχαιότητα, οι άνθρωποι χρησιμοποιούσαν στυπτηρία καλίου, μια ένωση αλουμινίου που μπορεί να προσδώσει αντοχή και σταθερότητα στα υφάσματα και το δέρμα. Αυτή η ιδιότητα του μετάλλου βρήκε την εφαρμογή της στην κατεργασία δέρματος: με τη βοήθεια της στυπτηρίας αλουμινίου-καλίου, οι γουνοποιοί δέψαν το δέρμα, δίνοντάς του δύναμη και σταθερότητα. Οι άνθρωποι έμαθαν ότι το οξείδιο του αλουμινίου υπάρχει στη φύση σε καθαρή μορφή μόνο στο δεύτερο μισό του 18ου αιώνα, αλλά εκείνη την εποχή δεν είχαν μάθει ακόμη πώς να αποκτήσουν μια καθαρή ουσία.
Αυτό έγινε αρχικά από τον Hans Christian Oersted, ο οποίος επεξεργάστηκε το αλάτι με αμάλγαμα καλίου και στη συνέχεια απομόνωσε μια γκρίζα σκόνη από το μείγμα που προέκυψε. Έτσι, αυτή η χημική αντίδραση βοήθησε στην παραγωγή καθαρού. Ταυτόχρονα, καθιερώθηκαν τέτοια χαρακτηριστικά του μετάλλου όπως η υψηλή αναγωγική ικανότητα και η ισχυρή δραστηριότητα.
Αλληλεπίδραση με οξείδιαΗ αντίδραση αντικατάστασης ατόμων μετάλλου στο οξείδιο με αλουμίνιο επιτρέπει σε κάποιον να αποκτήσει μεγάλη ποσότητα θερμότητας και ένα νέο μέταλλο σε ελεύθερη μορφή.
Αλληλεπίδραση με άλατα, δηλαδή με διαλύματα κάποιων λιγότερο δραστικών αλάτων.
Αλληλεπίδραση με αλκάλια: λόγω ισχυρής αλληλεπίδρασης με αλκαλικά διαλύματα, τα διαλύματά τους δεν μπορούν να αποθηκευτούν σε δοχεία αλουμινίου.
Αλουμινοθερμία- τη διαδικασία αναγωγής μετάλλων, κραμάτων και μη μετάλλων με την έκθεση των οξειδίων τους σε μεταλλικό αλουμίνιο. Χάρη σε αυτό το χαρακτηριστικό του αλουμινίου, οι μεταλλουργοί μπορούν να εξορύξουν πυρίμαχα μέταλλα όπως το μολυβδαίνιο, το βολφράμιο, το ζιρκόνιο και το βανάδιο.
Φυσικές ιδιότητες του αλουμινίου ως απλής ουσίας
Ως απλή ουσία, το αλουμίνιο είναι ένα ασημί μέταλλο. Είναι ικανό να οξειδώνεται στον αέρα και να καλύπτεται με ένα πυκνό φιλμ οξειδίου.
Αυτό το χαρακτηριστικό του μετάλλου εξασφαλίζει την υψηλή αντοχή του στη διάβρωση. Αυτή η ιδιότητα του αλουμινίου, μαζί με άλλα χαρακτηριστικά, το καθιστά ένα εξαιρετικά δημοφιλές μέταλλο, που χρησιμοποιείται ευρέως στην καθημερινή ζωή. Επιπλέον, το αλουμίνιο είναι ελαφρύ ενώ διατηρεί υψηλή αντοχή και ολκιμότητα.
Δεν έχει κάθε ουσία γνωστή στους ανθρώπους ένα σύνολο παρόμοιων χαρακτηριστικών.
Φυσικές ιδιότητες του αλουμινίου
Το αλουμίνιο είναι ένα όλκιμο και εύπλαστο μέταλλο, που χρησιμοποιείται για την κατασκευή του λεπτότερου φύλλου έλασης από αλουμίνιο.
Το σημείο βρασμού του μετάλλου είναι 2518 °C.
Το σημείο τήξης του αλουμινίου είναι 660 °C.
Η πυκνότητα του αλουμινίου είναι 2,7 g/cm³.
Η ευρεία χρήση του αλουμινίου σε τομείς της ζωής οφείλεται στις χημικές και φυσικές του ιδιότητες.