احتراق الألمنيوم بالبخار. خصائص الألمنيوم لخطر الحريق هل يحترق الألمنيوم في النار المفتوحة

ديدينا جوليا

يمكن أن يكون للشعلة لون مختلف ، كل هذا يتوقف فقط على الملح المعدني المضاف إليها.

تحميل:

معاينة:

ثانوية ماو رقم 40

عنوان

التلوين باللهب كإحدى طرق الكيمياء التحليلية.

Dyldina Yudia ،

9 ز الصف. ثانوية معاو رقم 40

مشرف:

جوركينا سفيتلانا ميخائيلوفنا ،

مدرس أحياء وكيمياء.

بيرم ، 2015

1. مقدمة.
2. الفصل 1 الكيمياء التحليلية.
3. الفصل الثاني طرق الكيمياء التحليلية.
4. الفصل 3 تفاعلات لون اللهب.
5. خاتمة.

مقدمة.

منذ الطفولة المبكرة ، كنت مفتونًا بعمل الكيميائيين. يبدو أنهم سحرة ، بعد أن تعلموا بعض قوانين الطبيعة الخفية ، خلقوا المجهول. في أيدي هؤلاء السحرة ، تغير لون المواد ، أو اشتعلت ، أو تسخن ، أو تبرد ، أو تنفجر. عندما جئت إلى فصل الكيمياء ، بدأ الستار يرتفع ، وبدأت أفهم كيفية حدوث العمليات الكيميائية. لم تكن دورة الكيمياء المكتملة كافية بالنسبة لي ، لذلك قررت العمل في المشروع. أردت أن يكون الموضوع الذي أعمل عليه ذا مغزى ، وأن يساعدني في الاستعداد بشكل أفضل لامتحان الكيمياء ، وإرضاء شغفي بردود أفعال جميلة وحيوية.

ندرس تلوين اللهب بأيونات معدنية بألوان مختلفة في دروس الكيمياء عندما نتصفح المعادن القلوية. عندما أصبحت مهتمًا بهذا الموضوع ، اتضح أنه في هذه الحالة ، لم يتم الكشف عنه بالكامل. قررت أن أدرسها بمزيد من التفصيل.

استهداف: بمساعدة هذا العمل ، أريد أن أتعلم كيفية تحديد التركيب النوعي لبعض الأملاح.

مهام:

1. تعرف على الكيمياء التحليلية.
2. تعلم طرق الكيمياء التحليلية واختيار الأنسب لعملي.
3. استخدام التجربة لتحديد أي معدن هو جزء من الملح.

الفصل 1.

الكيمياء التحليلية.

الكيمياء التحليلية -فرع الكيمياء الذي يدرس التركيب الكيميائي وجزئيًا بنية المواد.

الغرض من هذا العلم هو التحديد العناصر الكيميائيةأو مجموعات من العناصر التي تتكون منها المواد.

موضوع دراستها هو تحسين أساليب التحليل الحالية وتطويرها ، والبحث عن فرص لتطبيقها العملي ، ودراسة الأسس النظرية للطرق التحليلية.

اعتمادًا على مهمة الأساليب ، يتم تمييز التحليل النوعي والكمي.

1. التحليل النوعي - مجموعة من الأساليب الكيميائية والفيزيائية والكيميائية والفيزيائية المستخدمة للكشف عن العناصر والجذور والمركبات التي تشكل المادة أو خليط المواد التي تم تحليلها. في التحليل النوعي ، يمكن للمرء استخدام تفاعلات كيميائية مميزة وسهلة التنفيذ ، حيث يتم ملاحظة ظهور أو اختفاء التلوين ، وتحرر أو انحلال مادة راسبة ، وتشكيل الغاز ، وما إلى ذلك. وتسمى هذه التفاعلات النوعية ومع بمساعدة منهم يمكن للمرء بسهولة التحقق من تكوين المادة.

غالبًا ما يتم إجراء التحليل النوعي في المحاليل المائية. يعتمد على التفاعلات الأيونية ويسمح لك باكتشاف الكاتيونات أو الأنيونات من المواد الموجودة هناك. يعتبر روبرت بويل مؤسس هذا التحليل. قدم هذا المفهوم للعناصر الكيميائية كأجزاء رئيسية من المواد المعقدة التي لا يمكن أن تتحلل ، وبعد ذلك قام بتنظيم جميع التفاعلات النوعية المعروفة في عصره.

1. التحليل الكمي - مجموعة من الطرق الكيميائية والفيزيائية والكيميائية والفيزيائية لتحديد نسبة المكونات التي تتكون منها

المحللة. بناءً على نتائج ذلك ، يمكن تحديد ثوابت التوازن ومنتجات الذوبان والكتل الجزيئية والذرية. يصعب إجراء مثل هذا التحليل ، لأنه يتطلب نهجًا دقيقًا ومضنيًا ، وإلا فإن النتائج يمكن أن تؤدي إلى أخطاء كبيرة وسيتم تقليل العمل إلى الصفر.

عادة ما يسبق التحليل الكمي التحليل النوعي.

الفصل 2

طرق التحليل الكيميائي.

طرق التحليل الكيميائي مقسمة إلى 3 مجموعات.

1. الطرق الكيميائيةعلى أساس التفاعلات الكيميائية.

في هذه الحالة ، يمكن استخدام هذه التفاعلات فقط للتحليل المصحوب بتأثير خارجي مرئي ، على سبيل المثال ، تغيير في لون المحلول ، وتطور الغازات ، وهطول الأمطار أو انحلال الرواسب ، وما إلى ذلك. ستفيد هذه التأثيرات الخارجية كإشارات تحليلية في هذه الحالة. التغييرات الكيميائية التي تحدث تسمى التفاعلات التحليلية ، والمواد التي تسبب هذه التفاعلات تسمى الكواشف الكيميائية.

تنقسم جميع الطرق الكيميائية إلى مجموعتين:

1. يتم إجراء التفاعل في محلول يسمى "الطريق الرطب".
2. طريقة لإجراء التحليل باستخدام المواد الصلبة دون استخدام المذيبات ، وتسمى هذه الطريقة "المسار الجاف". وهي مقسمة إلى تحليل كيميائي حراري وتحليل سحن. فيتحليل البيروكيميائية ويتم تسخين مادة الاختبار في اللهب موقد غاز. في هذه الحالة ، تعطي الأملاح المتطايرة (الكلوريدات والنترات والكربونات) لعدد من المعادن اللهب لونًا معينًا. طريقة أخرى لتحليل الألعاب النارية هي إنتاج اللآلئ الملونة (النظارات). للحصول على اللآلئ والأملاح وأكاسيد المعادن ، تُخلط مع رباعي بورات الصوديوم (Na2 B4O7 "10H2O) أو هيدرو فوسفات أمونيوم الصوديوم (NaNH4HP04 4H20) ويلاحظ لون الزجاج الناتج (اللؤلؤ).
3. طريقة فركتم اقتراحه في 1898 ف م فلافيتسكي. يتم سحن مادة الاختبار الصلبة بكاشف صلب ، ويلاحظ تأثير خارجي. على سبيل المثال ، يمكن أن تعطي أملاح الكوبالت مع ثيوسيانات الأمونيوم لونًا أزرق.

1. عند التحليل بالطرق الفيزيائيةدراسة الخصائص الفيزيائيةالمواد بمساعدة الأدوات ، دون اللجوء إلى التفاعلات الكيميائية. تشمل الطرق الفيزيائية التحليل الطيفي ، الانارة ، حيود الأشعة السينية وطرق أخرى للتحليل.
2. بمساعدة الطرق الفيزيائية والكيميائيةدراسة الظواهر الفيزيائية التي تحدث في التفاعلات الكيميائية. على سبيل المثال ، في طريقة القياس اللوني ، يتم قياس شدة اللون اعتمادًا على تركيز المادة ؛ في تحليل قياس الموصلية ، يتم قياس التغير في التوصيل الكهربائي للحلول.

الفصل 3

العمل المخبري.

تفاعلات لون اللهب.

استهداف: لدراسة تلطيخ شعلة مصباح كحول بأيونات معدنية.

قررت في عملي استخدام طريقة التحليل الفني لتلطيخ اللهب بالأيونات المعدنية.

مواد الاختبار:أملاح المعادن (فلوريد الصوديوم ، كلوريد الليثيوم ، كبريتات النحاس ، كلوريد الباريوم ، كلوريد الكالسيوم ، كبريتات السترونتيوم ، كلوريد المغنيسيوم ، كبريتات الرصاص).

ادوات: أكواب خزفية ، كحول إيثيلي ، قضيب زجاجي ، حمض الهيدروكلوريك المركز.

لتنفيذ العمل ، صنعت محلول الملح في الكحول الإيثيلي ، ثم أشعلته. قضيت تجربتي عدة مرات ، في المرحلة الأخيرة تم اختيار أفضل العينات ، مجال صنعنا مقطع فيديو.

الاستنتاجات:

تعمل الأملاح المتطايرة من العديد من المعادن على تلوين اللهب بألوان مختلفة تتميز بها هذه المعادن. يعتمد اللون على الأبخرة الساخنة للمعادن الحرة ، والتي يتم الحصول عليها نتيجة التحلل الحراري للأملاح عند إدخالها في لهب الموقد. في حالتي ، تضمنت هذه الأملاح فلوريد الصوديوم وكلوريد الليثيوم ، وأعطت ألوانًا مشبعة براقة.

خاتمة.

يستخدم الشخص التحليل الكيميائي في العديد من المجالات ، بينما في دروس الكيمياء نتعرف على مساحة صغيرة فقط من هذا العلم المعقد. يتم استخدام التقنيات المستخدمة في التحليل الكيميائي الحراري في التحليل النوعي كاختبار أولي في تحليل خليط من المواد الصلبة أو كتفاعلات التحقق. في التحليل النوعي للتفاعل ، تلعب الطريقة "الجافة" دورًا مساعدًا فقط ، وعادة ما تستخدم كاختبارات أولية وتفاعلات تحقق.

بالإضافة إلى ذلك ، يتم استخدام هذه التفاعلات من قبل البشر في صناعات أخرى ، على سبيل المثال ، في الألعاب النارية. كما نعلم ، فإن الألعاب النارية عبارة عن أضواء زخرفية بألوان وأشكال مختلفة ، يتم الحصول عليها عن طريق حرق التراكيب النارية. لذلك ، يتم إضافة مجموعة متنوعة من المواد القابلة للاحتراق إلى الألعاب النارية للألعاب النارية ، ومن بينها العناصر غير المعدنية (السيليكون والبورون والكبريت) ممثلة على نطاق واسع. أثناء أكسدة البورون والسيليكون ، يتم إطلاق كمية كبيرة من الطاقة ، ولكن لا تتشكل منتجات الغاز ، لذلك يتم استخدام هذه المواد لصنع الصمامات المتأخرة (لإشعال المركبات الأخرى في وقت معين). تشتمل العديد من المخاليط على مواد عضوية كربونية. على سبيل المثال ، الفحم (يستخدم في المسحوق الأسود ، قذائف الألعاب النارية) أو السكر (قنابل الدخان). يتم استخدام المعادن التفاعلية (الألومنيوم والتيتانيوم والمغنيسيوم) ، والتي يعطي احتراقها عند درجة حرارة عالية ضوءًا ساطعًا. بدأ استخدام هذه الممتلكات الخاصة بهم لإطلاق الألعاب النارية.

في عملية العمل ، أدركت مدى صعوبة وأهمية العمل مع المواد ، ولم يكن كل شيء ناجحًا تمامًا ، كما أريد. كقاعدة عامة ، لا يوجد عمل تدريبي كافٍ في دروس الكيمياء ، والذي بفضله يتم تطوير المهارات النظرية. ساعدني المشروع في تطوير هذه المهارة. بالإضافة إلى ذلك ، كان من دواعي سروري أن أعرض زملائي في الفصل على نتائج عملي. ساعدهم هذا في تعزيز معرفتهم النظرية.

الومنيوم -معدن قابل للاحتراق ، كتلته الذرية 26.98 ؛ الكثافة 2700 كجم / م 3 ، نقطة الانصهار 660.1 درجة مئوية ؛ نقطة الغليان 2486 درجة مئوية ؛ حرارة الاحتراق -31087 كيلو جول / كجم. يمكن أن تشتعل نشارة الألمنيوم والغبار تحت التأثير المحلي لمصادر الاشتعال منخفضة السعرات الحرارية (لهب الثقاب ، الشرر ، إلخ). عندما يتفاعل مسحوق الألمنيوم والرقائق والرقائق مع الرطوبة ، يتشكل أكسيد الألومنيوم ويتم إطلاق كمية كبيرة من الحرارة ، مما يؤدي إلى احتراقها التلقائي عند تراكمها في أكوام. يتم تسهيل هذه العملية عن طريق تلوث هذه المواد بالزيوت. إن إطلاق الهيدروجين الحر أثناء تفاعل غبار الألومنيوم مع الرطوبة يسهل انفجاره. تبلغ درجة حرارة الاشتعال الذاتي لعينة من غبار الألومنيوم مع تشتت 27 ميكرون 520 درجة مئوية ؛ درجة حرارة الاحتراق 410 درجة مئوية ؛ الحد الأدنى لتركيز انتشار اللهب 40 جم / م 3 ؛ أقصى ضغط للانفجار 1.3 ميجا باسكال ؛ معدل ارتفاع الضغط: متوسط ​​24.1 ميجا باسكال / ثانية ، بحد أقصى 68.6 ميجا باسكال / ثانية. تركيز الأكسجين المحدود الذي عنده يتم استبعاد اشتعال التعليق الهوائي بواسطة شرارة كهربائية ، 3٪ من الحجم. الغبار المستقر هو خطر نشوب حريق. درجة حرارة الاشتعال الذاتي 320 درجة مئوية. يتفاعل الألمنيوم بسهولة في درجة حرارة الغرفة مع المحاليل المائية للقلويات والأمونيا مع تطور الهيدروجين. قد يؤدي خلط مسحوق الألمنيوم بمحلول مائي قلوي إلى حدوث انفجار. يتفاعل بقوة مع العديد من أشباه الفلزات. نشارة الألمنيوم تحترق ، على سبيل المثال ، في البروم ، مكونة بروميد الألومنيوم. يحدث تفاعل الألومنيوم مع الكلور والبروم في درجة حرارة الغرفة ، مع اليود - عند تسخينه. عند تسخينها ، يتحد الألمنيوم مع الكبريت. إذا تم سكب مسحوق الألمنيوم في بخار كبريت مغلي ، فإن الألومنيوم يشتعل. يتفاعل الألمنيوم المطحون بشدة مع الهيدروكربونات المهلجنة ؛ تعمل كمية صغيرة من كلوريد الألومنيوم (تتشكل أثناء هذا التفاعل) كمحفز ، مما يؤدي إلى تسريع التفاعل ، وفي بعض الحالات يؤدي إلى حدوث انفجار. تُلاحظ هذه الظاهرة عندما يتم تسخين مسحوق الألمنيوم مع كلوريد الميثيل ورابع كلوريد الكربون ومزيج من الكلوروفورم ورابع كلوريد الكربون إلى درجة حرارة تبلغ حوالي 150 درجة مئوية.

لا يتفاعل الألمنيوم على شكل مادة مضغوطة مع رابع كلوريد الكربون. يؤدي خلط غبار الألومنيوم مع بعض الهيدروكربونات المكلورة والكحول إلى اشتعال الخليط تلقائيًا. خليط من مسحوق الألمنيوم مع أكسيد النحاس وأكسيد الفضة وأكسيد الرصاص وخاصة ثاني أكسيد الرصاص يحترق بانفجار. مزيج من نترات الأمونيوم ومسحوق الألمنيوم مع مركبات الفحم أو النيترو مادة متفجرة. وسائط الإطفاء: الرمل الجاف ، الألومينا ، مسحوق المغنسيت ، بطانية الأسبستوس. يحظر استخدام الماء وطفايات الحريق.

في شكله النقي ، لا يوجد الألمنيوم في الطبيعة ، لأنه يتأكسد بسرعة كبيرة بواسطة الأكسجين الجوي مع تكوين أغشية أكسيد قوية تحمي السطح من مزيد من التفاعل.

كمادة هيكلية ، لا يتم استخدام الألمنيوم النقي عادةً ، ولكن يتم استخدام سبائك مختلفة بناءً عليه ، والتي تتميز بمزيج من القوة المرضية والليونة الجيدة وقابلية اللحام الجيدة ومقاومة التآكل. بالإضافة إلى ذلك ، تتميز هذه السبائك بمقاومة عالية للاهتزاز.

لننظر إلى ما وراء المشهد

من أجل صياغة أنماط العمليات الجارية ، يمكننا أن نقتصر على دراسة الكاتيونات ، واستبعاد الأنيونات ، لأنهم هم أنفسهم لا يشاركون في التفاعل. (ومع ذلك ، يؤثر نوع الأنيونات على معدل الترسيب.) إذا افترضنا ، للبساطة ، أن كلا من المعادن المحررة والمذابة ثنائية التكافؤ ، فيمكننا كتابة:

أنا 1 + أنا 2 2 + => أنا 1 2+ + أنا 2

علاوة على ذلك ، بالنسبة للتجربة الأولى Me 1 = Fe ، Me 2 = Сu. لذلك ، تتكون العملية من تبادل الشحنات (الإلكترونات) بين ذرات وأيونات كلا المعدنين. إذا اعتبرنا بشكل منفصل (كتفاعلات وسيطة) انحلال الحديد أو ترسيب النحاس ، نحصل على:

Fe => Fe 2+ + 2e -
نحاس 2+ + 2 هـ - => نحاس

الآن ضع في اعتبارك الحالة عندما يكون المعدن مغمورًا في الماء أو في محلول ملحي ، حيث يكون من المستحيل استبداله بسبب موقعه في سلسلة الفولتية. على الرغم من ذلك ، يميل المعدن إلى الحل على شكل أيون. في هذه الحالة ، تتخلى ذرة المعدن عن إلكترونين (إذا كان المعدن ثنائي التكافؤ) ، ويتم شحن سطح المعدن المغمور في المحلول سالبًا فيما يتعلق بالمحلول ، ويتم تكوين طبقة كهربائية مزدوجة في الواجهة. هذا الاختلاف في الجهد يمنع المزيد من انحلال المعدن ، بحيث تتوقف العملية قريبًا. إذا غُمر معدنان مختلفان في محلول ، فسيتم شحن كلاهما ، ولكن الأقل نشاطًا يكون أضعف إلى حد ما ، نظرًا لأن ذراته أقل عرضة لتقسيم الإلكترونات. ربط كلا المعدنين مع موصل. نظرًا لاختلاف الجهد ، سيتدفق تدفق الإلكترونات من المعدن الأكثر نشاطًا إلى المعدن الأقل نشاطًا ، والذي يشكل القطب الموجب للعنصر. تحدث عملية يدخل فيها المعدن الأكثر نشاطًا إلى المحلول ، ويتم إطلاق الكاتيونات من المحلول على المعدن الأكثر نبلاً.

جوهر الخلية الجلفانية

دعونا الآن نوضح ببعض التجارب التفكير المجرد إلى حد ما أعلاه (والذي ، علاوة على ذلك ، هو تبسيط إجمالي).

أولاً ، املأ دورقًا بسعة 250 مل حتى المنتصف بمحلول 10٪ من حمض الكبريتيك واغمس فيه قطعًا صغيرة جدًا من الزنك والنحاس. نقوم بلحام أو برشام سلك نحاسي لكلا القطبين ، ويجب ألا تلمس نهاياتهما المحلول.

طالما أن أطراف السلك غير متصلة ببعضها البعض ، فسوف نلاحظ انحلال الزنك ، والذي يصاحبه إطلاق الهيدروجين. الزنك ، كما يلي من سلسلة الجهد ، أكثر نشاطًا من الهيدروجين ، لذلك يمكن للمعدن أن يزيح الهيدروجين من الحالة الأيونية. كلا المعدنين يشكلان طبقة كهربائية مزدوجة. يسهل اكتشاف فرق الجهد بين الأقطاب الكهربائية باستخدام مقياس الفولتميتر. مباشرة بعد تشغيل الجهاز في الدائرة ، سيشير السهم إلى 1 فولت تقريبًا ، ولكن بعد ذلك سينخفض ​​الجهد بسرعة. إذا قمت بتوصيل مصباح كهربائي صغير بالعنصر الذي يستهلك جهدًا كهربائيًا 1 فولت ، فسوف يضيء - في البداية بقوة كبيرة ، وبعد ذلك سيصبح التوهج ضعيفًا.

من خلال قطبية أطراف الجهاز ، يمكننا أن نستنتج أن القطب النحاسي هو قطب موجب. يمكن إثبات ذلك حتى بدون جهاز من خلال النظر في الكيمياء الكهربائية للعملية. دعونا نعد محلول مشبع من ملح الطعام في دورق صغير أو في أنبوب اختبار ، نضيف حوالي 0.5 مل من محلول كحول لمؤشر الفينول فثالين ونغمر كلا القطبين المغلقين بسلك في المحلول. بالقرب من القطب السالب ، سيلاحظ لون طفيف ضارب إلى الحمرة ، والذي يحدث بسبب تكوين هيدروكسيد الصوديوم في القطب السالب.

في تجارب أخرى ، يمكن وضع أزواج مختلفة من المعادن في الخلية وتحديد الجهد الناتج. على سبيل المثال ، سيعطي المغنيسيوم والفضة فرق جهد كبير بشكل خاص بسبب المسافة الكبيرة بينهما في سلسلة من الفولتية ، بينما سيعطي الزنك والحديد ، على العكس من ذلك ، فرقًا صغيرًا جدًا ، أقل من عُشر فولت. باستخدام الألومنيوم ، لن نحصل عمليا على أي تيار بسبب التخميل.

كل هذه العناصر ، أو كما يقول علماء الكيمياء الكهربائية ، لها عيوب أنه عندما يتم أخذ التيار ، ينخفض ​​الجهد عليها بسرعة كبيرة. لذلك ، يقيس علماء الكيمياء الكهربائية دائمًا القيمة الحقيقية للجهد في حالة عدم تنشيط الطاقة باستخدام الطريقة تعويض الجهد، أي مقارنتها بجهد مصدر تيار آخر.

دعونا نفكر في العمليات في عنصر النحاس والزنك بمزيد من التفصيل. في القطب السالب ، يدخل الزنك في المحلول وفقًا للمعادلة التالية:

Zn => Zn 2+ + 2е -

يتم تفريغ أيونات هيدروجين حامض الكبريتيك على أنود النحاس. يعلقون الإلكترونات القادمة عبر السلك من كاثود الزنك ونتيجة لذلك تتشكل فقاعات الهيدروجين:

2H + 2e - \ u003d \ u003e H 2

بعد فترة قصيرة من الزمن ، سيُغطى النحاس بطبقة رقيقة من فقاعات الهيدروجين. في هذه الحالة ، سيتحول القطب النحاسي إلى قطب هيدروجين ، وسيقل فرق الجهد. هذه العملية تسمى الاستقطابقطب كهربائي. يمكن القضاء على استقطاب القطب النحاسي عن طريق إضافة القليل من محلول ثنائي كرومات البوتاسيوم إلى الخلية بعد انخفاض الجهد. بعد ذلك ، سيزداد الجهد مرة أخرى ، لأن ثنائي كرومات البوتاسيوم سوف يؤكسد الهيدروجين في الماء. يعمل ثاني كرومات البوتاسيوم في هذه الحالة على أنه مزيل الاستقطاب.

في الممارسة العملية ، يتم استخدام الدوائر الجلفانية ، التي لا يتم استقطاب أقطابها ، أو الدوائر ، والتي يمكن القضاء على الاستقطاب عن طريق إضافة مزيلات الاستقطاب.

كمثال على عنصر غير قابل للاستقطاب ، ضع في اعتبارك عنصر دانييل ، والذي كان يستخدم غالبًا في الماضي كمصدر حالي. هذا أيضًا عنصر من النحاس والزنك ، لكن كلا المعدنين مغموران في محاليل مختلفة. يوضع قطب الزنك في خلية طينية مسامية مملوءة بحمض الكبريتيك المخفف (حوالي 20٪). يتم تعليق الخلية الطينية في دورق كبير يحتوي على محلول مركّز من كبريتات النحاس ، وفي الأسفل توجد طبقة من بلورات كبريتات النحاس. القطب الثاني في هذا الوعاء هو أسطوانة من صفائح النحاس.

يمكن صنع هذا العنصر من وعاء زجاجي ، وخلية طينية متوفرة تجاريًا (في الحالات القصوى ، استخدم إناء للزهور ، وأغلق الفتحة الموجودة في الأسفل) واثنين من الأقطاب الكهربائية ذات الحجم المناسب.

أثناء تشغيل العنصر ، يذوب الزنك بتكوين كبريتات الزنك ، وينطلق النحاس المعدني على القطب النحاسي. لكن في نفس الوقت ، القطب النحاسي غير مستقطب ويعطي العنصر جهدًا يبلغ حوالي 1 فولت. للمقاومة الكهربائية للخلية.

إذا لم نقم بإزالة التيار من الخلية ، فيجب علينا إزالة قطب الزنك من محلول حامض الكبريتيك ، وإلا فسوف يذوب ليشكل الهيدروجين.

يظهر في الشكل رسم تخطيطي لخلية بسيطة لا تتطلب قسمًا مساميًا. يوجد قطب الزنك في البرطمان الزجاجي في الأعلى ، ويقع القطب النحاسي بالقرب من الجزء السفلي. تمتلئ الخلية بأكملها بمحلول مشبع من كلوريد الصوديوم. في الجزء السفلي من الجرة نسكب حفنة من بلورات كبريتات النحاس. سوف يختلط المحلول المركز الناتج من كبريتات النحاس مع محلول الملح الشائع ببطء شديد. لذلك ، أثناء تشغيل الخلية ، سيتم إطلاق النحاس على القطب النحاسي ، وسيذوب الزنك على شكل كبريتات أو كلوريد في الجزء العلوي من الخلية.

الآن يتم استخدام البطاريات بشكل حصري تقريبًا عناصر جافةالتي هي أكثر ملاءمة للاستخدام. سلفهم هو عنصر Leclanchet. الأقطاب الكهربائية هي أسطوانة الزنك وقضيب الكربون. المنحل بالكهرباء عبارة عن عجينة تتكون أساسًا من كلوريد الأمونيوم. يذوب الزنك في العجينة ويتحرر الهيدروجين على الفحم. لتجنب الاستقطاب ، يتم إنزال قضيب الكربون في كيس من الكتان بمزيج من مسحوق الفحم والبيرولوزيت. يزيد مسحوق الكربون من سطح القطب ، ويعمل البيرولوزيت كمزيل للاستقطاب ، ويؤكسد الهيدروجين ببطء. صحيح أن قدرة بيرولوزيت على إزالة الاستقطاب أضعف من قدرة ثنائي كرومات البوتاسيوم المذكورة سابقًا. لذلك ، عندما يتم استقبال التيار في الخلايا الجافة ، ينخفض ​​الجهد بسرعة ، و "يتعب" بسبب الاستقطاب. فقط بعد مرور بعض الوقت تحدث أكسدة الهيدروجين بواسطة البيرولوزيت. وبالتالي ، فإن العناصر "تبقى" إذا لم يتم تمرير التيار لبعض الوقت. دعنا نتحقق من ذلك على بطارية مصباح يدوي ، سنقوم بتوصيل مصباح كهربائي بها. بالتوازي مع المصباح ، أي مباشرة إلى المحطات ، نقوم بتوصيل الفولتميتر. في البداية ، سيكون الجهد حوالي 4.5 فولت (في أغلب الأحيان ، يتم توصيل ثلاث خلايا في سلسلة في مثل هذه البطاريات ، كل منها بجهد نظري 1.48 فولت) بعد فترة ، سينخفض ​​الجهد ، وسيضعف المصباح الكهربائي. من خلال قراءة الفولتميتر ، يمكننا الحكم على المدة التي تحتاجها البطارية للراحة.

تحتل العناصر المتجددة مكانًا خاصًا ، تُعرف بالبطاريات. تحدث تفاعلات عكسية فيها ، ويمكن إعادة شحنها بعد تفريغ الخلية عن طريق الاتصال بمصدر تيار مستمر خارجي.

حاليًا ، بطاريات الرصاص الحمضية هي الأكثر شيوعًا ؛ في نفوسهم ، المنحل بالكهرباء عبارة عن حمض الكبريتيك المخفف ، حيث يتم غمر صفيحتين من الرصاص. القطب الموجب مغطى ببيروكسيد الرصاص PbO 2 (الاسم الحديث هو ثاني أكسيد الرصاص) ، السالب هو الرصاص المعدني. يبلغ الجهد الكهربائي عند الأطراف 2.1 فولت تقريبًا. عند التفريغ ، تتشكل كبريتات الرصاص على كلا الصفيحتين ، والتي تتحول مرة أخرى إلى رصاص معدني وإلى بيروكسيد الرصاص أثناء الشحن.

العنصر الكيميائي للمجموعة الثالثة من النظام الدوري ، العدد الذري 13 ، الكتلة الذرية النسبية 26.98. في الطبيعة ، يتم تمثيله بواسطة نوكليد ثابت واحد فقط 27 ال. تم الحصول على عدد من النظائر المشعة للألمنيوم بشكل مصطنع ، أطولها عمرا - 26 عمر النصف 720 ألف سنة. الألومنيوم في الطبيعة. يوجد الكثير من الألومنيوم في القشرة الأرضية: 8.6٪ من الوزن. تحتل المرتبة الأولى بين جميع المعادن والثالثة بين العناصر الأخرى (بعد الأكسجين والسيليكون). هناك ضعف كمية الألومنيوم الموجودة في الحديد و 350 ضعف كمية النحاس والزنك والكروم والقصدير والرصاص مجتمعة! كما كتب قبل أكثر من 100 عام في كتابه الكلاسيكي أساسيات الكيمياء D.I. Mendeleev ، من بين جميع المعادن ، "الألومنيوم هو الأكثر شيوعًا في الطبيعة ؛ ويكفي أن نشير إلى أنه جزء من الطين ، بحيث يكون التوزيع العام للألمنيوم في القشرة الأرضية واضحاً. لذلك يُطلق على الألومنيوم ، أو معدن الشب (الألومين) ، اسم الصلصال الموجود في الصلصال.

أهم معدن الألمنيوم هو البوكسيت ، وهو خليط من أكسيد قاعدي AlO (OH) وهيدروكسيد Al (OH)

3 . توجد أكبر رواسب من البوكسيت في أستراليا والبرازيل وغينيا وجامايكا ؛ يتم الإنتاج الصناعي أيضًا في بلدان أخرى. Alunite (حجر الشبة) غني أيضًا بالألمنيوم (Na ، K) 2 SO 4 Al 2 (SO 4) 3 4Al (OH) 3 ، nepheline (Na ، K) 2 O Al 2 O 3 2SiO 2 . في المجموع ، هناك أكثر من 250 معدنًا معروفًا ، بما في ذلك الألمنيوم ؛ معظمها عبارة عن ألومينوسيليكات ، والتي تتكون منها قشرة الأرض بشكل أساسي. عندما يتجولون ، يتشكل الطين ، الذي أساسه هو معدن الكاولينيت Al 2 O 3 2SiO 2 2H 2 عادة ما تلون شوائب الحديد الطين باللون البني ، ولكن هناك أيضًا الطين الأبيض - الكاولين ، والذي يستخدم في صناعة منتجات الخزف والخزف. أنظر أيضاصناديق.

من حين لآخر ، يوجد اكسيد الألمونيوم المعدني الصلب بشكل استثنائي (الثاني بعد الماس) - أكسيد بلوري Al

2O3 ، غالبًا ما تكون ملونة بالشوائب بألوان مختلفة. يسمى صنفه الأزرق (خليط من التيتانيوم والحديد) الياقوت ، ويسمى الصنف الأحمر (مزيج من الكروم) بالياقوت. يمكن للشوائب المختلفة تلوين ما يسمى اكسيد الالمونيوم أيضًا باللون الأخضر والأصفر والبرتقالي والأرجواني وغيرها من الألوان والظلال.

حتى وقت قريب ، كان يُعتقد أن الألومنيوم ، كمعدن نشط للغاية ، لا يمكن أن يحدث في الطبيعة في حالة حرة ، ومع ذلك ، في عام 1978 ، تم اكتشاف الألومنيوم الأصلي في صخور المنصة السيبيرية - في شكل شعيرات بطول 0.5 مم فقط (بسمك الخيط عدة ميكرومتر). تم العثور على الألومنيوم الأصلي أيضًا في التربة القمرية التي تم تسليمها إلى الأرض من مناطق بحار الأزمات والوفرة. من المفترض أن الألمنيوم المعدني يمكن أن يتشكل عن طريق التكثيف من الغاز. من المعروف أنه عند تسخين هاليدات الألومنيوم - كلوريد وبروميد وفلوريد - يمكن أن تتبخر بسهولة أو أكثر (على سبيل المثال ، AlCl

3 يتسامى بالفعل عند 180 درجة مئوية). مع زيادة قوية في درجة الحرارة ، تتحلل هاليدات الألومنيوم ، وتنتقل إلى حالة ذات تكافؤ أقل للمعدن ، على سبيل المثال ، AlCl. عندما يتكثف مثل هذا المركب مع انخفاض في درجة الحرارة وغياب الأكسجين ، يحدث تفاعل غير تناسبي في المرحلة الصلبة: تتأكسد بعض ذرات الألومنيوم وتنتقل إلى الحالة ثلاثية التكافؤ المعتادة ، ويتم تقليل بعضها. يمكن اختزال الألمنيوم أحادي التكافؤ إلى المعدن فقط: 3AlCl® 2Al + AlCl 3 . هذا الافتراض مدعوم أيضًا بالشكل الخيطي لبلورات الألومنيوم الأصلية. عادة ، تتشكل بلورات هذا الهيكل بسبب النمو السريع من الطور الغازي. على الأرجح ، تم تشكيل شذرات الألمنيوم المجهرية في تربة القمر بطريقة مماثلة.

يأتي اسم الألومنيوم من الكلمة اللاتينية alumen (حالة جنس aluminis). ما يسمى بالشبة ، كبريتات الألمنيوم والبوتاسيوم المزدوجة KAl (SO

4) 2 12H 2 O) الذي كان يستخدم كعنصر لاذع في صباغة الأقمشة. ربما يعود الاسم اللاتيني إلى الكلمة اليونانية "halme" - محلول ملحي ومحلول ملحي. من الغريب أن الألمنيوم في إنجلترا هو الألمنيوم ، وفي الولايات المتحدة هو الألمنيوم.

في العديد من الكتب المشهورة في الكيمياء ، هناك أسطورة جلبها مخترع معين ، لم يحفظ التاريخ اسمه ، إلى الإمبراطور تيبيريوس ، الذي حكم روما في 14-27 بعد الميلاد ، وعاء مصنوع من المعدن يشبه اللون الفضي ، ولكن ولاعة. هذه الهدية كلفت السيد حياته: أمر تيبيريوس بإعدامه وتدمير الورشة ، لأنه كان يخشى أن يقلل المعدن الجديد من قيمة الفضة في الخزانة الإمبراطورية.

تستند هذه الأسطورة إلى قصة كتبها بليني الأكبر ، كاتب وباحث وكاتب روماني تاريخ طبيعي- موسوعات علوم الطبيعة والمعرفة في العصور القديمة. وفقًا لبليني ، تم الحصول على المعدن الجديد من "التراب الطيني". لكن الطين يحتوي على الألومنيوم.

يحفظ المؤلفون المعاصرون دائمًا أن هذه القصة بأكملها ليست أكثر من قصة خيالية جميلة. وهذا ليس مفاجئًا: فالألومنيوم الموجود في الصخور مرتبط بشدة بالأكسجين ، ويستغرق إطلاقه الكثير من الطاقة. ومع ذلك ، ظهرت مؤخرًا بيانات جديدة حول الإمكانية الأساسية للحصول على الألمنيوم المعدني في العصور القديمة. كما يتضح من التحليل الطيفي ، فإن الزخارف الموجودة على قبر القائد الصيني Zhou-Zhu ، الذي توفي في بداية القرن الثالث. AD ، مصنوعة من سبيكة من الألومنيوم بنسبة 85٪. هل كان بإمكان القدماء الحصول على الألمنيوم المجاني؟ يتم التخلص تلقائيًا من جميع الطرق المعروفة (التحليل الكهربائي ، الاختزال بالصوديوم المعدني أو البوتاسيوم). هل يمكن العثور على الألمنيوم الأصلي في العصور القديمة ، على سبيل المثال ، شذرات الذهب والفضة والنحاس؟ هذا مستبعد أيضًا: الألومنيوم الأصلي هو أندر المعادن التي توجد بكميات ضئيلة ، لذلك لم يتمكن السادة القدامى من العثور على مثل هذه القطع وجمعها بالكمية المناسبة.

ومع ذلك ، من الممكن أيضًا تفسير آخر لقصة بليني. يمكن استخلاص الألمنيوم من الخامات ليس فقط بمساعدة الكهرباء والمعادن القلوية. هناك عامل اختزال متاح ومستخدم على نطاق واسع منذ العصور القديمة - وهو الفحم ، والذي يتم بمساعدته تقليل أكاسيد العديد من المعادن إلى معادن حرة عند تسخينها. في أواخر السبعينيات ، قرر الكيميائيون الألمان اختبار ما إذا كان يمكن تصنيع الألمنيوم في العصور القديمة عن طريق الاختزال بالفحم. قاموا بتسخين خليط من الطين مع مسحوق الفحم والملح العادي أو البوتاس (كربونات البوتاسيوم) في بوتقة من الطين إلى حرارة حمراء. تم الحصول على الملح من مياه البحر ، والبوتاس من رماد النباتات ، من أجل استخدام تلك المواد والطرق التي كانت متوفرة في العصور القديمة فقط. بعد مرور بعض الوقت ، طاف الخبث مع كرات الألمنيوم على سطح البوتقة! كان عائد المعدن صغيرًا

, ولكن من الممكن أنه بهذه الطريقة تمكن علماء المعادن القدامى من الحصول على "معدن القرن العشرين".خصائص الألمنيوم. لون الألمنيوم الخالص يشبه الفضة ، فهو معدن خفيف للغاية: كثافته 2.7 جم / سم فقط 3 . أخف من الألمنيوم هي فقط المعادن القلوية والقلوية الترابية (باستثناء الباريوم) والبريليوم والمغنيسيوم. يسهل صهر الألومنيوم أيضًا - عند درجة حرارة 600 درجة مئوية (يمكن صهر سلك الألومنيوم الرقيق على موقد مطبخ عادي) ، ولكنه يغلي فقط عند درجة حرارة 2452 درجة مئوية.ج. من حيث التوصيل الكهربائي ، يأتي الألمنيوم في المرتبة الرابعة ، في المرتبة الثانية بعد الفضة (في المرتبة الأولى) ، والنحاس والذهب ، والتي تعتبر ذات أهمية عملية كبيرة بالنظر إلى التكلفة المنخفضة للألمنيوم. تتغير الموصلية الحرارية للمعادن بنفس الترتيب. من السهل التحقق من الموصلية الحرارية العالية للألمنيوم عن طريق غمس ملعقة من الألومنيوم في الشاي الساخن. وهناك خاصية أخرى رائعة لهذا المعدن: سطحه الأملس اللامع يعكس الضوء بشكل مثالي: من 80 إلى 93٪ في المنطقة المرئية من الطيف ، اعتمادًا على الطول الموجي. في منطقة الأشعة فوق البنفسجية ، لا يتساوى الألمنيوم في هذا الصدد ، وفقط في المنطقة الحمراء يكون أدنى قليلاً من الفضة (في الأشعة فوق البنفسجية ، الفضة لها انعكاسية منخفضة جدًا).

الألمنيوم النقي معدن ناعم نوعًا ما - أكثر نعومة بثلاث مرات تقريبًا من النحاس ، لذلك من السهل ثني ألواح وقضبان الألمنيوم السميكة نسبيًا ، ولكن عندما يتكون الألومنيوم من سبائك (يوجد عدد كبير منها) ، يمكن أن تزيد صلابته عشرة أضعاف.

حالة الأكسدة المميزة للألمنيوم هي +3 ، ولكن بسبب وجود 3 غير مملوءة ص- و 3

د يمكن أن تشكل ذرات الألومنيوم المدارية روابط إضافية بين المانحين والمتقبلين. لذلك ، فإن الأيون 3+ ذات نصف قطر صغير معرض جدًا للتكوين المعقد ، مما يشكل مجموعة متنوعة من المجمعات الكاتيونية والأنيونية: AlCl4 -، AlF 6 3–، 3+، Al (OH) 4 -، Al (OH) 6 3–، AlH 4 -وغيرها الكثير. ومن المعروف أيضًا أن المجمعات التي تحتوي على مركبات عضوية.

النشاط الكيميائي للألمنيوم مرتفع للغاية ؛ في سلسلة جهود القطب ، يقع مباشرة خلف المغنيسيوم. للوهلة الأولى ، قد يبدو مثل هذا البيان غريبًا: بعد كل شيء ، فإن وعاء أو ملعقة من الألومنيوم مستقرة تمامًا في الهواء ، ولا تنهار في الماء المغلي. الألومنيوم ، على عكس الحديد ، لا يصدأ. اتضح أن المعدن في الهواء مغطى بـ "درع" أكسيد عديم اللون ورقيق ولكنه قوي ، والذي يحمي المعدن من الأكسدة. لذلك ، إذا تم إدخال سلك أو صفيحة من الألومنيوم بسمك 0.5-1 مم في لهب الموقد ، يذوب المعدن ، لكن الألمنيوم لا يتدفق ، لأنه يبقى في كيس من أكسيده. إذا حرمت الألومنيوم من الفيلم الواقي أو جعلته مفكوكة (على سبيل المثال ، عن طريق الغمر في محلول من أملاح الزئبق) ، فسوف يظهر الألمنيوم على الفور جوهره الحقيقي: بالفعل في درجة حرارة الغرفة سيبدأ في التفاعل بقوة مع الماء مع تطور الهيدروجين: 2Al + 6H

2 O ® 2Al (OH) 3 + 3H 2 . في الهواء ، يتحول الألمنيوم الخالي من طبقة واقية إلى مسحوق أكسيد سائب أمام أعيننا: 2Al + 3O 2 ® 2Al 2 O 3 . الألمنيوم نشط بشكل خاص في حالة الانقسام الدقيق ؛ غبار الألومنيوم ، عند نفخه في اللهب ، يحترق على الفور. إذا قمت بخلط غبار الألومنيوم مع بيروكسيد الصوديوم على لوح خزفي وقطرت الماء على الخليط ، فإن الألمنيوم أيضًا يشتعل ويحترق بلهب أبيض.

تسمح التقارب العالي جدًا للألومنيوم بالأكسجين "بسحب" الأكسجين من أكاسيد عدد من المعادن الأخرى ، واستعادتها (طريقة الألمنيوم). وأشهر مثال على ذلك هو خليط الثرمايت ، الذي يطلق عند الاحتراق قدرًا كبيرًا من الحرارة بحيث يذوب الحديد الناتج: 8Al + 3Fe

3 O 4 ® 4 Al 2 O 3 +9 ه. تم اكتشاف رد الفعل هذا في عام 1856 بواسطة N.N. Beketov. وبهذه الطريقة يمكن اختزال الحديد إلى معادن2 O 3، CoO، NiO، MoO 3، V 2 O 5، SnO 2، CuO ، عدد من الأكاسيد الأخرى. عندما يتم تقليل الألمنيوم ، Cr2 O 3، Nb 2 O 5، Ta 2 O 5، SiO 2، TiO 2، ZrO 2، B 2 O 3لا تكفي حرارة التفاعل لتسخين نواتج التفاعل فوق نقطة الانصهار.

يذوب الألمنيوم بسهولة في الأحماض المعدنية المخففة لتكوين الأملاح. يساهم حمض النيتريك المركز ، عن طريق أكسدة سطح الألمنيوم ، في زيادة سماكة وتصلب طبقة الأكسيد (ما يسمى التخميل المعدني). الألمنيوم المعالج بهذه الطريقة لا يتفاعل حتى مع حمض الهيدروكلوريك. بمساعدة الكهروكيميائية

الأكسدة الأنودية (الأنودة) على سطح الألمنيوم ، يمكنك إنشاء فيلم سميك يسهل دهانه بألوان مختلفة.

غالبًا ما يتم إعاقة إزاحة المعادن الأقل نشاطًا من المحاليل الملحية بواسطة طبقة واقية على سطح الألومنيوم. يتم تدمير هذا الفيلم بسرعة بواسطة كلوريد النحاس ، لذلك يستمر تفاعل 3CuCl بسهولة.

2 + 2 آل ® 2 كلوريد 3 + 3Cu ، والتي تكون مصحوبة بتدفئة قوية. في المحاليل القلوية القوية ، يذوب الألمنيوم بسهولة مع إطلاق الهيدروجين: 2Al + 6NaOH + 6H 2 О ® 2Na 3 + 3H 2 (تتشكل أيضًا مجمعات هيدروكسو أنيونية أخرى). تتجلى أيضًا الطبيعة المتذبذبة لمركبات الألومنيوم في سهولة انحلال أكسيدها وهيدروكسيدها المترسب حديثًا في القلويات. أكسيد بلوري (اكسيد الالمونيوم) شديد المقاومة للأحماض والقلويات. عندما تنصهر مع القلويات ، تتشكل الألومينات اللامائية: Al 2 O 3 + 2 NaOH ® 2NaAlO 2 + H 2 O. المغنيسيوم ألومينات Mg (AlO 2) 2 الإسبنيل هو حجر شبه كريم ، عادة ما يكون ملونًا بالشوائب في مجموعة متنوعة من الألوان.

يتفاعل الألمنيوم بعنف مع الهالوجينات. إذا تم إدخال سلك رفيع من الألومنيوم في أنبوب اختبار به 1 مل من البروم ، فبعد فترة قصيرة يشتعل الألمنيوم ويحترق بلهب ساطع. يبدأ تفاعل خليط من مساحيق الألمنيوم واليود بقطرة ماء (الماء مع اليود يشكل حمضًا يدمر طبقة الأكسيد) ، وبعد ذلك يظهر لهب لامع مع نوادي بخار اليود الأرجواني. هاليدات الألومنيوم في المحاليل المائية حمضية بسبب التحلل المائي: AlCl

3 + H 2 O Al (OH) Cl 2 + حمض الهيدروكلوريك. يحدث تفاعل الألومنيوم مع النيتروجين فقط فوق 800 درجة مئوية مع تكوين نيتريد AlN ، مع الكبريت - عند 200 درجة مئوية (يتم تكوين كبريتيد Al 2 ق 3 ) ، مع الفوسفور عند 500 درجة مئوية (يتكون فوسفيد AlP). عندما يتم إدخال البورون في الألومنيوم المصهور ، فإن بوريدات تكوين AlB 2 و AlB 12 - مركبات حرارية مقاومة للأحماض. يتكون Hydride (AlH) x (x = 1.2) فقط في الفراغ عند درجات حرارة منخفضة في تفاعل الهيدروجين الذري مع بخار الألومنيوم. Hydride AlH ، ثابت في حالة عدم وجود رطوبة في درجة حرارة الغرفة 3 تم الحصول عليها في محلول الأثير اللامائي: Al Cl 3 + LiH ® AlH 3 + 3 ليكل. مع وجود فائض من LiH ، هيدريد الألومنيوم الليثيوم الشبيه بالملح LiAlH 4 - عامل اختزال قوي للغاية يستخدم في التخليق العضوي. يتحلل على الفور بالماء: LiAlH 4 + 4H 2 O ® LiOH + Al (OH) 3 + 4H 2. الحصول على الألومنيوم. حدث الاكتشاف الموثق للألمنيوم في عام 1825. ولأول مرة تلقى الفيزيائي الدنماركي هذا المعدن هانز كريستيان أورستدعندما عزله بفعل ملغم البوتاسيوم على كلوريد الألومنيوم اللامائي (يتم الحصول عليه عن طريق تمرير الكلور عبر خليط ساخن من أكسيد الألومنيوم والفحم). بعد التخلص من الزئبق ، حصل أورستد على الألومنيوم الملوث بالشوائب. في عام 1827 ، حصل الكيميائي الألماني فريدريش فولر على الألمنيوم في صورة مسحوق عن طريق تقليل سداسي فلورو ألومينات البوتاسيوم: Na 3 AlF6 + 3K ® Al + 3NaF + 3KF. في وقت لاحق ، تمكن من الحصول على الألومنيوم على شكل كرات معدنية لامعة. في عام 1854 ، طور الكيميائي الفرنسي هنري إتيان سانت كلير ديفيل الطريقة الصناعية الأولى لإنتاج الألمنيوم - عن طريق تقليل ذوبان رباعي كلورو ألومينات الصوديوم: NaAlCl 4 + 3 نا ® آل + 4NaCl. ومع ذلك ، ظل الألمنيوم معدنًا نادرًا ومكلفًا للغاية ؛ لا تكلفته أرخص بكثير من الذهب و 1500 مرة أغلى من الحديد (الآن ثلاث مرات فقط). صنعت حشرجة الموت من الذهب والألمنيوم والأحجار الكريمة في خمسينيات القرن التاسع عشر لابن الإمبراطور الفرنسي نابليون الثالث. عندما عُرضت في عام 1855 في المعرض العالمي في باريس سبيكة كبيرة من الألومنيوم تم الحصول عليها بطريقة جديدة ، كان يُنظر إليها على أنها جوهرة. الجزء العلوي (على شكل هرم) من نصب واشنطن في العاصمة الأمريكية مصنوع من الألمنيوم الثمين. في ذلك الوقت ، لم يكن الألمنيوم أرخص بكثير من الفضة: في الولايات المتحدة ، على سبيل المثال ، في عام 1856 تم بيعه بسعر 12 دولارًا للرطل (454 جرامًا) ، والفضة بسعر 15 دولارًا أمريكيًا في المجلد الأول من الكتاب الشهير. قال القاموس الموسوعي لبروكهاوس وإيفرون إن "الألمنيوم لا يزال يستخدم بشكل أساسي في تزيين ... العناصر الفاخرة." بحلول ذلك الوقت ، تم استخراج 2.5 طن فقط من المعدن سنويًا في جميع أنحاء العالم. فقط في نهاية القرن التاسع عشر ، عندما تم تطوير طريقة التحليل الكهربائي للحصول على الألومنيوم ، بدأ إنتاجها السنوي يصل إلى آلاف الأطنان ، وفي القرن العشرين. - مليون طن. هذا جعل الألومنيوم معدنًا شبه ثمين متاحًا على نطاق واسع.

تم اكتشاف الطريقة الحديثة للحصول على الألمنيوم عام 1886 من قبل باحث أمريكي شاب. تشارلز مارتن هول. أصبح مهتمًا بالكيمياء عندما كان طفلاً. بعد أن وجد كتاب الكيمياء القديم لوالده ، بدأ في دراسته بجد ، وكذلك للتجربة ، حتى أنه تلقى مرة توبيخًا من والدته لإتلاف مفرش المائدة. وبعد 10 سنوات ، حقق اكتشافًا رائعًا يمجده في جميع أنحاء العالم.

بعد أن أصبح طالبًا في سن 16 عامًا ، سمع هول من معلمه ، FF Jewett ، أنه إذا تمكن شخص ما من تطوير طريقة رخيصة للحصول على الألومنيوم ، فلن يقدم هذا الشخص خدمة ضخمة للبشرية فحسب ، بل سيكسب أيضًا مبلغًا ضخمًا حظ. عرف جيويت ما كان يتحدث عنه: فقد سبق له أن تدرب في ألمانيا ، وعمل لدى Wöhler ، وناقش معه مشاكل الحصول على الألمنيوم. معه إلى أمريكا ، أحضر جيويت أيضًا عينة من معدن نادر ، أظهرها لطلابه. فجأة ، أعلن هول بصوت عالٍ: "سأحصل على هذا المعدن!"

استمرت ست سنوات من العمل الشاق. حاول هول الحصول على الألمنيوم بطرق مختلفة لكن دون جدوى. أخيرًا ، حاول استخراج هذا المعدن بالتحليل الكهربائي. في ذلك الوقت لم تكن هناك محطات لتوليد الطاقة ، كان لابد من الحصول على التيار باستخدام بطاريات كبيرة محلية الصنع من الفحم والزنك والنيتريك وأحماض الكبريتيك. عمل هول في حظيرة حيث أنشأ معملًا صغيرًا. ساعدته أخته جوليا ، التي كانت مهتمة جدًا بتجارب شقيقها. احتفظت بجميع رسائله ومجلات عمله ، مما يسمح حرفيًا يومًا بعد يوم بتتبع تاريخ الاكتشاف. وهذا مقتطف من مذكراتها:

"كان تشارلز دائمًا في مزاج جيد ، وحتى في أسوأ الأيام كان قادرًا على الضحك على مصير المخترعين غير المحظوظين. في أوقات الفشل ، وجد العزاء في بيانونا القديم. في معمله المنزلي كان يعمل لساعات طويلة دون انقطاع. وعندما يتمكن من مغادرة المجموعة لفترة ، كان يندفع عبر منزلنا الطويل للعب قليلاً ... كنت أعرف أن اللعب بمثل هذا

سحر وشعور ، يفكر باستمرار في عمله. وساعدته الموسيقى في ذلك.

كان الجزء الأصعب هو العثور على المنحل بالكهرباء وحماية الألومنيوم من الأكسدة. بعد ستة أشهر من العمل الشاق ، ظهرت أخيرًا بضع كرات فضية صغيرة في البوتقة. ركض هول على الفور إلى معلمه السابق للإبلاغ عن نجاحه. "أستاذ ، لقد حصلت عليها!" صرخ وهو يمد يده: في راحة يده دزينة من كرات الألمنيوم الصغيرة. حدث هذا في 23 فبراير 1886. وبعد شهرين بالضبط ، في 23 أبريل من نفس العام ، حصل الفرنسي بول هيروكس على براءة اختراع لاختراع مماثل ، والذي صنعه بشكل مستقل وفي وقت واحد تقريبًا (هناك مصادفتان أخريان ملفتان: وُلِد هول وهيروكس عام 1863 وتوفيا عام 1914).

الآن يتم الاحتفاظ بكرات الألمنيوم الأولى التي حصل عليها هول في شركة الألمنيوم الأمريكية في بيتسبرغ كأثر وطني ، وفي كليته يوجد نصب تذكاري للقاعة ، مصبوب من الألومنيوم. بعد ذلك كتب جيويت: "كان أهم اكتشاف لي هو اكتشاف الإنسان

. كان تشارلز إم هول هو الذي اكتشف ، في سن 21 عامًا ، طريقة لاستعادة الألومنيوم من الركاز ، وبالتالي صنع الألومنيوم هذا المعدن الرائع الذي يستخدم الآن على نطاق واسع في جميع أنحاء العالم. تحققت نبوءة جيويت: تلقى هول اعترافًا واسعًا ، وأصبح عضوًا فخريًا في العديد من الجمعيات العلمية. لكن حياته الشخصية فشلت: لم ترغب العروس في تحمل حقيقة أن خطيبها يقضي كل الوقت في المختبر ، وفسخ الخطوبة. وجد هول العزاء في كليته الأم ، حيث عمل لبقية حياته. كما كتب شقيق تشارلز ، "كانت الكلية زوجته وأولاده وكل شيء ، طوال حياته". ورث هول أيضًا للكلية معظم ميراثه - 5 ملايين دولار ، وتوفي هول بمرض اللوكيميا عن عمر يناهز 51 عامًا.

أتاحت طريقة Hall الحصول على الألومنيوم غير المكلف نسبيًا باستخدام الكهرباء على نطاق واسع. إذا تم الحصول على 200 طن فقط من الألومنيوم من عام 1855 إلى عام 1890 ، فعند العقد التالي ، وفقًا لطريقة هول ، تم الحصول على 28000 طن من هذا المعدن في جميع أنحاء العالم! بحلول عام 1930 ، وصل الإنتاج العالمي السنوي للألمنيوم إلى 300 ألف طن. الآن يتم إنتاج أكثر من 15 مليون طن من الألمنيوم سنويًا. في الحمامات الخاصة عند درجة حرارة 960-970 درجة مئوية ، محلول الألومينا (Al

2O3 ) في الكريوليت المصهور نا 3 AlF6 ، والذي يتم استخراجه جزئيًا على شكل معدن ، ويتم تصنيعه جزئيًا بشكل خاص. يتراكم الألمنيوم السائل في قاع الحمام (الكاثود) ، ويتم إطلاق الأكسجين على أنودات الكربون ، والتي تحترق تدريجياً. عند الجهد المنخفض (حوالي 4.5 فولت) ، تستهلك أجهزة التحليل الكهربائي تيارات ضخمة -ما يصل إلى 250000 أ! في يوم واحد ، ينتج المحلل الكهربائي حوالي طن من الألومنيوم. يتطلب الإنتاج كميات كبيرة من الكهرباء: يتم إنفاق 15000 كيلو وات / ساعة من الكهرباء لإنتاج 1 طن من المعدن. تستهلك هذه الكمية من الكهرباء مبنى كبير مكون من 150 شقة لمدة شهر كامل. يعد إنتاج الألمنيوم خطيرًا على البيئة ، حيث يتلوث الهواء الجوي بمركبات الفلور المتطايرة.استخدام الألمنيوم. حتى D.I.Mendeleev كتب أن "معدن الألمنيوم ، الذي يتمتع بخفة وقوة كبيرتين وتقلبات منخفضة في الهواء ، مناسب جدًا لبعض المنتجات." الألومنيوم هو أحد المعادن الأكثر شيوعًا وأرخصها. بدونها ، من الصعب تخيل الحياة الحديثة. لا عجب أن يُطلق على الألمنيوم معدن القرن العشرين. إنها مناسبة بشكل جيد للمعالجة: تزوير ، ختم ، درفلة ، رسم ، ضغط. الألمنيوم النقي معدن ناعم إلى حد ما ؛ يتم استخدامه في صناعة الأسلاك الكهربائية ، والأجزاء الهيكلية ، ورقائق الطعام ، وأدوات المطبخ ، والطلاء "الفضي". يستخدم هذا المعدن الجميل والخفيف على نطاق واسع في تكنولوجيا البناء والطيران. يعكس الألمنيوم الضوء بشكل جيد للغاية. لذلك يتم استخدامه لتصنيع المرايا - عن طريق ترسيب المعادن في الفراغ.

في الطائرات والهندسة الميكانيكية ، في تصنيع هياكل المباني ، يتم استخدام سبائك الألومنيوم الأكثر صلابة. ومن أشهرها سبائك الألومنيوم مع النحاس والمغنيسيوم (دورالومين ، أو ببساطة "دورالومين" ؛ الاسم يأتي من مدينة دورين الألمانية). تكتسب هذه السبيكة ، بعد التصلب ، صلابة خاصة وتصبح أقوى بحوالي 7 مرات من الألمنيوم النقي. في الوقت نفسه ، فهو أخف بثلاث مرات تقريبًا من الحديد. يتم الحصول عليها بخلط الألومنيوم مع إضافات صغيرة من النحاس والمغنيسيوم والمنغنيز والسيليكون والحديد. تنتشر السيلومين على نطاق واسع - صب سبائك الألومنيوم بالسيليكون. كما يتم إنتاج سبائك عالية القوة ومبردة (مقاومة للصقيع) ومقاومة للحرارة. يتم تطبيق الطلاءات الواقية والزخرفية بسهولة على المنتجات المصنوعة من سبائك الألومنيوم. كانت خفة سبائك الألومنيوم وقوتها مفيدة بشكل خاص في تكنولوجيا الطيران. على سبيل المثال ، تصنع مراوح الهليكوبتر من سبيكة من الألومنيوم والمغنيسيوم والسيليكون. برونز الألومنيوم الرخيص نسبيًا (حتى 11٪ ألومنيوم) له خصائص ميكانيكية عالية ، وهو مستقر في مياه البحر وحتى في حمض الهيدروكلوريك المخفف. من البرونز الألومنيوم في اتحاد الجمهوريات الاشتراكية السوفياتية من عام 1926 إلى عام 1957 تم سك العملات المعدنية في فئات 1 و 2 و 3 و 5 كوبيل.

حاليًا ، يتم استخدام ربع إجمالي الألمنيوم لاحتياجات البناء ، ويتم استهلاك نفس الكمية بواسطة هندسة النقل ، ويتم إنفاق 17 ٪ تقريبًا على مواد التعبئة والتغليف والعلب ، و 10 ٪ - في الهندسة الكهربائية.

يحتوي الألمنيوم أيضًا على العديد من الخلائط القابلة للاحتراق والانفجار. يعد الوموتول ، وهو خليط مصبوب من ثلاثي نيتروتولوين مع مسحوق الألمنيوم ، أحد أقوى المتفجرات الصناعية. الأمونال مادة متفجرة تتكون من نترات الأمونيوم وثلاثي نيتروتولوين ومسحوق الألومنيوم. تحتوي التركيبات الحارقة على الألومنيوم وعامل مؤكسد - نترات ، فوق كلورات. تحتوي تركيبات الألعاب النارية "Zvezdochka" أيضًا على مسحوق الألمنيوم.

يستخدم خليط من مسحوق الألمنيوم مع أكاسيد معدنية (ثرمايت) للحصول على معادن وسبائك معينة ، لقضبان اللحام ، في الذخيرة الحارقة.

تم العثور على الألومنيوم أيضا الاستخدام العمليكوقود للصواريخ. يتطلب الاحتراق الكامل لـ 1 كجم من الألمنيوم ما يقرب من أربع مرات أكسجين أقل من 1 كجم من الكيروسين. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن أن يتأكسد الألمنيوم ليس فقط بالأكسجين الحر ، ولكن أيضًا عن طريق الأكسجين المرتبط ، وهو جزء من الماء أو ثاني أكسيد الكربون. أثناء "احتراق" الألومنيوم في الماء ، يتم إطلاق 8800 كيلو جول لكل 1 كجم من المنتجات ؛ هذا هو 1.8 مرة أقل من حرق المعدن في الأكسجين النقي ، ولكن 1.3 مرة أكثر من حرقه في الهواء. وهذا يعني أنه يمكن استخدام الماء العادي بدلاً من المركبات الخطرة والمكلفة كعامل مؤكسد لمثل هذا الوقود. فكرة استخدام الألمنيوم في

كوقود في عام 1924 اقترحه العالم والمخترع المحلي F.A. Zander. وفقًا لخطته ، يمكن استخدام عناصر الألومنيوم في المركبة الفضائية كوقود إضافي. لم يتم تنفيذ هذا المشروع الجريء من الناحية العملية حتى الآن ، ولكن معظم الوقود الصاروخي المعروف حاليًا يحتوي على معدن الألمنيوم على شكل مسحوق مقسم بدقة. يمكن أن تؤدي إضافة 15٪ من الألومنيوم إلى الوقود إلى رفع درجة حرارة منتجات الاحتراق بمقدار ألف درجة (من 2200 إلى 3200 كلفن) ؛ كما يزداد معدل عادم نواتج الاحتراق من فوهة المحرك بشكل ملحوظ - وهو مؤشر الطاقة الرئيسي الذي يحدد كفاءة وقود الصواريخ. في هذا الصدد ، يمكن أن يتنافس الليثيوم والبريليوم والمغنيسيوم فقط مع الألمنيوم ، لكنها كلها أغلى بكثير من الألومنيوم.

كما تستخدم مركبات الألمنيوم على نطاق واسع. أكسيد الألومنيوم هو مادة صنفرة (صنفرة) مقاومة للصهر ، وهي مادة خام لإنتاج السيراميك. كما تصنع منه مواد الليزر ومحامل الساعات وأحجار المجوهرات (الياقوت الصناعي). أكسيد الألومنيوم المكلس مادة ماصة لتنظيف الغازات والسوائل ومحفز لعدد من التفاعلات العضوية. كلوريد الألومنيوم اللامائي هو عامل مساعد في التخليق العضوي (تفاعل فريدل كرافتس) ، مادة البداية للحصول على الألومنيوم عالي النقاء. كبريتات الألومنيوم تستخدم لتنقية المياه. يتفاعل مع بيكربونات الكالسيوم الموجودة فيه:

Al 2 (SO 4) 3 + 3Ca (HCO 3) 2 ® 2AlO (OH) + 3 CaSO 4 + 6CO 2 + 2H 2O ، فإنه يشكل رقائق من أكسيد هيدروكسيد ، والتي ، عند الاستقرار ، والتقاط وامتصاص الشوائب العالقة وحتى الكائنات الحية الدقيقة في الماء على السطح. بالإضافة إلى ذلك ، يتم استخدام كبريتات الألومنيوم كمادة صباغة الأقمشة ودباغة الجلود وحفظ الخشب وتحجيم الورق. ألومينات الكالسيوم هي أحد مكونات المواد اللاصقة ، بما في ذلك الأسمنت البورتلاندي. عقيق الإيتريوم الألومنيوم (YAG) YAlO 3 - مادة الليزر. نيتريد الألومنيوم مادة مقاومة للحرارة للأفران الكهربائية. الزيوليتات الاصطناعية (التي تنتمي إلى الألومينوسليكات) هي مواد ماصة في الفصل اللوني والمحفزات. مركبات الألمنيوم العضوي (على سبيل المثال ، ثلاثي إيثيل الألومنيوم) هي مكونات محفزات Ziegler-Natta ، والتي تستخدم في تصنيع البوليمرات ، بما في ذلك المطاط الصناعي عالي الجودة.

ايليا لينسون

المؤلفات تيخونوف ف. الكيمياء التحليلية للألمنيوم. م ، "علم" ، 1971
مكتبة شعبية للعناصر الكيميائية. م ، "علم" ، 1983
كريج إن سي. تشارلز مارتن هول وصاحب ميتال. جي كيم إدوك . 1986 ، المجلد. 63 ، رقم 7
كومار ف ، ميليوسكي ل. تشارلز مارتن هول وثورة الألمنيوم الكبرى. جي سي إتشem.Educ.، 1987، vol. 64 ، لا .8

من السهل تخمين أن درجة لون اللهب تتحدد بالمواد الكيميائية التي تحترق فيه ، في حالة أن التعرض لدرجات حرارة عالية يطلق ذرات فردية من المواد القابلة للاحتراق ، مما يؤدي إلى تلوين النار. لتحديد تأثير المواد على لون النار أجريت تجارب مختلفة سنناقشها أدناه.

منذ العصور القديمة ، حاول الكيميائيون والعلماء اكتشاف المواد التي تحترق ، اعتمادًا على اللون الذي اكتسبته الشعلة.

لهب السخاناتواللوحات المتوفرة في جميع المنازل والشقق ، ذات لون أزرق. مثل هذا الظل أثناء الاحتراق يعطي الكربون وأول أكسيد الكربون. يرجع اللون الأصفر البرتقالي لهب النار ، الذي يتم تربيته في الغابة ، أو أعواد الثقاب المنزلية ، إلى المحتوى العالي من أملاح الصوديوم في الخشب الطبيعي. إلى حد كبير بسبب هذا - أحمر. لهب الموقد موقد غازسوف يكتسب نفس اللون إذا تم رشه بملح المائدة العادي. عند حرق النحاس ، سيكون اللهب أخضر. أعتقد أنك لاحظت أنه مع ارتداء طويل لحلقة أو سلسلة مصنوعة من النحاس العادي ، غير مغطاة بمركب واقي ، يصبح الجلد أخضر. يحدث الشيء نفسه أثناء عملية الاحتراق. إذا كان محتوى النحاس مرتفعًا ، فهناك حريق أخضر شديد السطوع ، يشبه الأبيض تقريبًا. يمكن ملاحظة ذلك إذا تم سكب نشارة النحاس على موقد غاز.

تم إجراء العديد من التجارب على موقد غاز عادي ومعادن مختلفة. وهكذا ، تم تحديد تكوينهم. تحتاج إلى أخذ المعدن بالملاقط ووضعه في اللهب. يمكن أن يشير اللون الذي تأخذه النار إلى الشوائب المختلفة الموجودة في العنصر. لهب اللون الأخضر وظلاله يدل على وجود النحاس والباريوم والموليبدينوم والأنتيمون والفوسفور. يعطي البورون اللون الأزرق والأخضر. يعطي السيلينيوم اللهب صبغة زرقاء. يتحول لون اللهب إلى اللون الأحمر بوجود السترونشيوم والليثيوم والكالسيوم والأرجواني - البوتاسيوم. يتم الحصول على اللون الأصفر البرتقالي أثناء احتراق الصوديوم.

يتم إجراء دراسات على المعادن لتحديد تكوينها باستخدام موقد بنسن. لون لهبها متساوي وعديم اللون ، ولا يتعارض مع مسار التجربة. اخترع بنسن الموقد في منتصف القرن التاسع عشر.

لقد توصل إلى طريقة تسمح لك بتحديد تكوين المادة بظل اللهب. حاول العلماء إجراء تجارب مماثلة قبله ، لكن لم يكن لديهم موقد بنسن ، ولم تتداخل شعلة عديمة اللون مع التجربة. وضع عناصر مختلفة على سلك من البلاتين في نار الموقد ، لأنه عند إضافة هذا المعدن ، لا تلون الشعلة. للوهلة الأولى ، تبدو الطريقة جيدة ؛ يمكن الاستغناء عن التحليل الكيميائي الشاق. يكفي فقط إحضار العنصر إلى النار ومعرفة ما يتكون منه. ولكن نادرًا ما توجد مواد في شكلها النقي في الطبيعة. عادة ما تحتوي على كميات كبيرة من الشوائب المختلفة التي تغير لون اللهب.

حاول بنسن عزل الألوان والظلال بطرق مختلفة. على سبيل المثال ، استخدام النظارات الملونة. على سبيل المثال ، إذا نظرت من خلال الزجاج الأزرق ، فلن ترى اللون الأصفر الذي رسمت به النار عند حرق أملاح الصوديوم الأكثر شيوعًا. ثم يصبح لون أرجواني أو قرمزي للعنصر المطلوب واضحًا. ولكن حتى هذه الحيل أدت إلى التحديد الصحيح لتكوين معدن معقد في حالات نادرة جدًا. أكثر من هذه التكنولوجيا لا يمكن أن تحققه.

في الوقت الحاضر ، يتم استخدام هذه الشعلة فقط في اللحام.