U Mendeljejevom periodnom sustavu elemenata, metali se nalaze u donjem lijevom kutu od B–At dijagonale.

Klasu metala čine elementi s-obitelji (osim H i He), str- elementi glavnih podskupina III (osim B), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi) i VI (Po), svi d- I f-elementi. Elementi koji se nalaze blizu dijagonale (Be, Al, Ti, Ge) imaju dvostruki karakter. Metali u periodnom sustavu elemenata - većina (od 109 elemenata samo 22 su nemetali).

Vanjska elektronska razina sadrži 1,2 ili 3 elektrona, slabo vezana za jezgru.

11 Na +11))) 20 Ca +20)))) 13 Al +13)))

2 8 1 2 8 8 2 2 8 3

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 3

U metalima je veza metalna i metalna kristalna rešetka, što objašnjava fizička svojstva metala.

Za glavne podskupine: što je metal dalje ulijevo i niže, to je veća kemijska aktivnost koju pokazuje. U periodima se metalna svojstva smanjuju, au skupinama povećavaju (s povećanjem serijskog broja), kako se mijenja polumjer atoma.

Metali imaju zajednička fizička svojstva:

1) tvrdoća; 2) električna i toplinska vodljivost; 3) neprozirnost; 4) metalni sjaj;

5) savitljivost ili plastičnost (objašnjenje - metalna kristalna rešetka).

Kemijska svojstva: , n=1,2,3. (metali su uvijek reduktori)

ja . s jednostavnim tvarima:

1) s kisikom:

a) 2Ca + O 2 → 2CaO b) 2Mg + O 2 2MgO c) Au + O 2 ↛

v-l ok-l mnogi metali su prekriveni tankim filmom koji sprječava daljnju oksidaciju.

2) s halogenima:

a) 2Na + Cl 2 → 2NaCl b) 2Fe + 3Cl2 FeCl3

3) sa sumporom: Fe + S → FeS

II. Sa složenim tvarima (broj aktivnosti metala):

1) s vodom:

a) (za alkalijske i zemnoalkalijske metale) 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

b) metali srednje aktivnosti Mg + H 2 O MgO + H 2

c) desno od vodika Au + H 2 O ↛

2) s otopinama kiselina, osim HNO 3

a) Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2 b) Cu + HCl ↛

3) sa solima: Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Primjena:

1) u svakodnevnom životu - posuđe, kućanski aparati; 2) u tehnologiji, u industriji;

3) u zrakoplovnoj i raketnoj znanosti; 4) u medicini itd.


Ulaznica broj 9 (2)

Fenol, njegova struktura, svojstva, proizvodnja i primjena.

Fenol je derivat benzena u kojem je jedan atom vodika zamijenjen OH skupinom.

Međusobni utjecaj benzenskog prstena i OH skupina:

1) radikal C 6 H 5 ima svojstvo povlačenja elektrona atoma kisika OH - skupine, čineći vezu O–H polarnijom, a atom vodika pokretljivijim.

2) OH - skupina daje veću pokretljivost atomima vodika na pozicijama 2,4,6 benzenskog prstena.

Taj međusobni utjecaj određuje svojstva fenola.

Fenol je bezbojna, kristalna tvar s karakterističnim bolničkim mirisom.

Talište 40,9 ℃, topljivo u vrućoj vodi (karbolna kiselina).

Fenol je otrovan!

Kemijska svojstva:

1) U vodi se disocira na ione:

2) Pokazuje slaba kisela svojstva, reagira s metalima:

2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2

natrijev fenolat

3) Reagira s lužinom:

C 6 H 5 OH + NaOH → C 6 H 5 ONa + H 2 O (razlika od alkohola)

4) Reakcije supstitucije:

U industriji, fenol primiti prema shemi:


1) 2)

Fenol primijeniti za proizvodnju:

1) polimeri i plastika na njihovoj osnovi, boje;

2) lijekovi;

3) eksploziva. Kao dezinficijens koristi se vodikova otopina fenola.


Ulaznica broj 10 (1)

1. Koje značajke strukture atoma metala određuju njihova redukcijska svojstva?

Redukciona svojstva metala određena su sposobnošću doniranja elektrona iz vanjskog sloja. Što atom lakše donira elektrone vanjskom sloju, to je jači redukcijski agens.

2. Navedite kemijski element koji tvori jednostavnu tvar – najaktivniji metal. Opravdajte svoj izbor.

Najaktivniji metal je francij (Fr).

Francij najlakše daruje elektron vanjskom sloju. Ima najveći atomski radijus, pa je energija interakcije atomske jezgre s vanjskom elektronskom ljuskom mala.

3. Kako se tvrdnja da metali pokazuju samo redukcijska svojstva i, stoga, oksidiraju u isto vrijeme, slaže s procesom koji se može odraziti pomoću jednadžbe: Imenujte ovaj proces. U kojim se oblicima postojanja kemijskog elementa javlja bakar? Za koji oblik postojanja kemijskih elemenata vrijedi gornja tvrdnja?

Metali pokazuju redukcijska svojstva u nultom oksidacijskom stanju, t.j. sam metal može biti samo redukcijsko sredstvo. Gornji proces je primjer oksidacije Cu2+ u Cu0. U ovom primjeru bakar djeluje kao kation.

Uvod

Metali su jednostavne tvari koje u normalnim uvjetima imaju karakteristična svojstva: visoku električnu i toplinsku vodljivost, sposobnost dobrog reflektiranja svjetlosti (što uzrokuje njihov sjaj i neprozirnost), sposobnost poprimanja željenog oblika pod utjecajem vanjskih sila (plastičnost). Postoji još jedna definicija metala - to su kemijski elementi koje karakterizira sposobnost doniranja vanjskih (valentnih) elektrona.

Od svih poznatih kemijskih elemenata, oko 90 su metali. Većina anorganskih spojeva su metalni spojevi.

Postoji nekoliko vrsta klasifikacije metala. Najjasnija je klasifikacija metala u skladu s njihovim položajem u periodičnom sustavu kemijskih elemenata – kemijska klasifikacija.

Ako se u "dugoj" verziji periodnog sustava povuče ravna crta kroz elemente bora i astatina, tada će se metali nalaziti lijevo od ove linije, a nemetali desno od nje.

Sa stajališta strukture atoma, metali se dijele na intranzitivne i prijelazne. Neprijelazni metali nalaze se u glavnim podskupinama periodnog sustava i karakterizira ih činjenica da u njihovim atomima dolazi do uzastopnog punjenja elektronskih razina s i p. Prijelazni metali uključuju 22 elementa glavnih podskupina a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb , Bi, Po.

Prijelazni metali nalaze se u bočnim podskupinama i karakteriziraju ih punjenje d - ili f -elektronskih razina. D-elementi uključuju 37 metala sekundarnih podskupina b: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.

F-element uključuje 14 lantanida (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, D y, Ho, Er, Tm, Ub, Lu) i 14 aktinida (Th, Pa, U, Np, Pu , Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Ne, Lr).

Među prijelaznim metalima izdvajaju se i rijetki zemni metali (Sc, Y, La i lantanidi), metali platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metali transuranija (N p i elementi veće atomske mase). .

Osim kemijske, postoji i, iako ne općeprihvaćena, ali odavno utvrđena tehnička klasifikacija metala. Nije tako logično kao kemijsko - temelji se na jednoj ili drugoj praktično važnoj osobini metala. Željezo i legure na njegovoj osnovi klasificiraju se kao crni metali, svi ostali metali su obojeni. Postoje laki (Li, Be, Mg, Ti i dr.) i teški metali (Mn, F e, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb itd.), kao i skupine vatrostalnih (Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, R e), plemeniti (Ag, Au, metali platine) i radioaktivni (U, Th, N p, Pu, itd.) metali. U geokemiji se razlikuju i raspršeni (Ga, Ge, Hf, Re i dr.) i rijetki (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re i dr.) metali. Kao što vidite, ne postoje jasne granice između grupa.

Referenca za povijest

Unatoč činjenici da je život ljudskog društva bez metala nemoguć, nitko ne zna točno kada i kako ih je osoba prvi put počela koristiti. Najstariji spisi koji su došli do nas govore o primitivnim radionicama u kojima se topio metal i izrađivali proizvodi od njega. To znači da je čovjek ovladao metalima prije pisanja. Iskapajući antička naselja, arheolozi pronalaze oruđe za rad i lov koje su ljudi koristili u ta davna vremena - noževe, sjekire, vrhove strelica, igle, udice za ribu i još mnogo toga. Što su naselja starija, to su proizvodi ljudskih ruku bili grublji i primitivniji. Najstariji metalni proizvodi pronađeni su tijekom iskopavanja naselja koja su postojala prije oko 8 tisuća godina. To je uglavnom bio nakit od zlata i srebra te vrhovi strijela i koplja od bakra.

Grčka riječ "metallon" izvorno je značila rudnike, rudnike, otuda je i pojam "metal". U antičko doba se vjerovalo da postoji samo 7 metala: zlato, srebro, bakar, kositar, olovo, željezo i živa. Ovaj broj je korelirao s brojem planeta poznatih tada - Sunce (zlato), Mjesec (srebro), Venera (bakar), Jupiter (kosit), Saturn (olovo), Mars (željezo), Merkur (živa) (vidi sliku ) . Prema alkemijskim idejama, metali su rođeni u utrobi zemlje pod utjecajem zraka planeta i postupno se poboljšavali, pretvarajući se u zlato.

Čovjek je prvi ovladao izvornim metalima - zlatom, srebrom, živom. Prvi umjetno dobiveni metal bio je bakar, zatim je bilo moguće svladati proizvodnju legure bakra od strane slavuja - bronce, a tek kasnije - željeza. Godine 1556. u Njemačkoj je objavljena knjiga njemačkog metalurga G. Agricole "O rudarstvu i metalurgiji" - prvi detaljni vodič za dobivanje metala koji je došao do nas. Istina, u to su se vrijeme olovo, kositar i bizmut još uvijek smatrali vrstama istog metala. Godine 1789. francuski kemičar A. Lavoisier u svom priručniku o kemiji dao je popis jednostavnih tvari, koji uključuje sve tada poznate metale - antimon, srebro, bizmut, kobalt, kositar, željezo, mangan, nikal, zlato, pla. - blato, olovo, volfram i cink. S razvojem kemijskih metoda istraživanja, broj poznatih metala počeo je naglo rasti. U 18. stoljeću Otkriveno je 14 metala, u 19. stoljeću. - 38, u 20. stoljeću. - 25 metala. U prvoj polovici 19.st otkriveni su sateliti platine, elektrolizom su dobiveni alkalijski i zemnoalkalijski metali. Sredinom stoljeća spektralnom analizom otkriveni su cezij, rubidij, talij i indij. Sjajno je potvrđeno postojanje metala koje je D. I. Mendeljejev predvidio na temelju svog periodičkog zakona (to su galij, skandij i germanij). Otkriće radioaktivnosti krajem 19. stoljeća. dovela do potrage za radioaktivnim metalima. Konačno, metodom nuklearnih transformacija sredinom 20. stoljeća. Dobiveni su radioaktivni metali kojih u prirodi nema, posebice transuranski elementi.

Fizička i kemijska svojstva metala.

Svi metali su čvrste tvari (osim žive, koja je u normalnim uvjetima tekuća), razlikuju se od nemetala po posebnoj vrsti veze (metalna veza). Valentni elektroni su labavo vezani za određeni atom, a unutar svakog metala nalazi se takozvani elektronski plin. Većina metala ima kristalnu strukturu, a metal se može smatrati "krutom" kristalnom rešetkom pozitivnih iona (kationa). Ti se elektroni mogu više ili manje kretati oko metala. Oni kompenziraju odbojne sile između kationa i tako ih vežu u kompaktno tijelo.

Svi metali imaju visoku električnu vodljivost (tj. oni su vodiči, za razliku od nemetalnih dielektrika), osobito bakar, srebro, zlato, živa i aluminij; toplinska vodljivost metala je također visoka. Posebnost mnogih metala je njihova duktilnost (duktilnost), zbog čega se mogu valjati u tanke listove (foliju) i uvlačiti u žicu (kosit, aluminij itd.), međutim, postoje i prilično krhki metali ( cink, antimon, bizmut).

U industriji se često koriste ne čisti metali, već njihove mješavine, nazvane legure. U leguri svojstva jedne komponente obično uspješno nadopunjuju svojstva druge. Dakle, bakar ima malu tvrdoću i od male je koristi za proizvodnju dijelova strojeva, dok su legure bakra i cinka, nazvane mjed, već prilično tvrde i naširoko se koriste u strojarstvu. Aluminij ima dobru duktilnost i dovoljnu lakoću (mala gustoća), ali je previše mekan. Na njegovoj osnovi priprema se legura ayuralumina (duralumina) koja sadrži bakar, magnezij i mangan. Duralumin, bez gubitka svojstava aluminija, stječe visoku tvrdoću i stoga se koristi u zrakoplovnoj tehnologiji. Legure željeza s ugljikom (i dodacima drugih metala) dobro su poznati lijevano željezo i čelik.

Metali se jako razlikuju po gustoći: za litij je gotovo upola manji od vode (0,53 g / cm 3), a za osmij je više od 20 puta veći (22,61 g / cm 3). Metali se također razlikuju po tvrdoći. Najmekši - alkalni metali, lako se režu nožem; najtvrđi metal – krom – reže staklo. Razlika u točkama taljenja metala je velika: živa je tekućina u normalnim uvjetima, cezij i galij se tope na temperaturi ljudskog tijela, a najvatrostalniji metal, volfram, ima talište od 3380°C. Metali čija je točka tališta iznad 1000 ° C klasificiraju se kao vatrostalni metali, niže - kao topljivi. Pri visokim temperaturama, metali su sposobni emitirati elektrone, što se koristi u elektronici i termoelektričnim generatorima za izravnu pretvorbu toplinske energije u električnu energiju. Željezo, kobalt, nikal i gadolinij, nakon stavljanja u magnetsko polje, u stanju su trajno održavati stanje magnetizacije.

Metali također imaju neka kemijska svojstva. Atomi metala relativno lako odustaju od valentnih elektrona i prelaze u pozitivno nabijene ione. Stoga su metali redukcijski agensi. To je, zapravo, njihovo glavno i najčešće kemijsko svojstvo.

Očigledno je da će metali kao reduktori reagirati s raznim oksidantima, među kojima mogu biti jednostavne tvari, kiseline, soli manje aktivnih metala i neki drugi spojevi. Spojevi metala s halogenima nazivaju se halogenidi, sa sumporom - sulfidi, s dušikom - nitridi, s fosforom - fosfidi, s ugljikom - karbidi, s silicijem - silicidi, s borom - boridi, s vodikom - hidridi itd. Mnogi od ovih spojeva pronašli su važnu primjenu u novoj tehnologiji. Na primjer, metalni boridi se koriste u radioelektronici, kao iu nuklearnoj tehnologiji kao materijali za regulaciju neutronskog zračenja i zaštitu od njega.

Pod djelovanjem koncentriranih oksidirajućih kiselina na nekim metalima nastaje i stabilan oksidni film. Taj se fenomen naziva pasivizacija. Dakle, u koncentriranoj sumpornoj kiselini metali kao što su Be, Bi, Co, F e, Mg i Nb pasiviziraju se (i ne reagiraju s njom), a u koncentriranoj dušičnoj kiselini - metali Al, Be, Bi, Co, Cr , F e, Nb, Ni, Pb, Th i U.

Što je metal više lijevo u ovom redu, to ima veća redukcijska svojstva, tj. lakše se oksidira i prelazi u otopinu u obliku kationa, ali se teže oporaviti od kationa u slobodna država.

Jedan nemetal, vodik, postavljen je u niz napona, jer vam to omogućuje da odredite hoće li ovaj metal reagirati s kiselinama - neoksidirajućim agensima u vodenoj otopini (točnije, oksidirati će ga vodikovi kationi H + ). Na primjer, cink reagira s klorovodičnom kiselinom, budući da se u nizu napona nalazi lijevo (ispred) vodika. Naprotiv, klorovodična kiselina ne prenosi srebro u otopinu, jer je u nizu napona desno (iza) vodika. Metali se slično ponašaju u razrijeđenoj sumpornoj kiselini. Metali koji su u nizu napona nakon vodika nazivaju se plemeniti (Ag, Pt, Au itd.)

periodično sustav D.I. Mendeljejev podijeljeno na ... razdoblje (osim prvog) počinje alkalno metal a završava plemenitim plinom. Elementi 2...

  • periodično sustav elementi Mendeljejev

    Sažetak >> Kemija

    II. Periodični zakon i periodično sustav kemijski elementi Otvaranje D.I. Mendeljejev Periodični Pravna struktura Periodični sustava a) ... - nemetal, i bizmut - metal). U Periodični sustav tipično metali nalazi se u grupi IA (Li...

  • Periodični D.I. pravo Mendeljejev (2)

    Biografija >> Biologija

    veze. On je to odredio metali odgovaraju bazičnim oksidima i bazama, ... i hidroksidima u nekima metali donio zabunu. Klasifikacija je bila ... atomi kemijskih elemenata u Periodični sustav DI. Mendeljejev mijenjati monotono, pa...

  • periodično sustav i njegovu važnost u razvoju kemije D.I. Mendeljejev

    Sažetak >> Kemija

    Razdoblja se odnose na s-elemente (alkalne i zemnoalkalne metali), koji čine Ia- i IIa-podskupine (istaknuta ... znanstvena osnova nastave kemije. Zaključak periodično sustav D.I. Mendeljejev postao prekretnica u razvoju atomske...

    • Uvod

    Metali su jednostavne tvari koje u normalnim uvjetima imaju karakteristična svojstva: visoku električnu i toplinsku vodljivost, sposobnost dobrog reflektiranja svjetlosti (što uzrokuje njihov sjaj i neprozirnost), sposobnost poprimanja željenog oblika pod utjecajem vanjskih sila (plastičnost). Postoji još jedna definicija metala - to su kemijski elementi koje karakterizira sposobnost doniranja vanjskih (valentnih) elektrona.

    Od svih poznatih kemijskih elemenata, oko 90 su metali. Većina anorganskih spojeva su metalni spojevi.

    Postoji nekoliko vrsta klasifikacije metala. Najjasnija je klasifikacija metala u skladu s njihovim položajem u periodičnom sustavu kemijskih elemenata – kemijska klasifikacija.

    Ako se u "dugoj" verziji periodnog sustava povuče ravna crta kroz elemente bora i astatina, tada će se metali nalaziti lijevo od ove linije, a nemetali desno od nje.

    Sa stajališta strukture atoma, metali se dijele na intranzitivne i prijelazne. Neprijelazni metali nalaze se u glavnim podskupinama periodnog sustava i karakterizira ih činjenica da u njihovim atomima dolazi do uzastopnog punjenja elektronskih razina s i p. Neprijelazni metali uključuju 22 elementa glavnih podskupina a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.

    Prijelazni metali nalaze se u bočnim podskupinama i karakteriziraju ih punjenje d - ili f-elektronskih razina. D-elementi uključuju 37 metala sekundarnih podskupina b: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.

    F-elementi uključuju 14 lantanida (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) i 14 aktinida (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Ne, Lr).

    Od prijelaznih metala izdvajaju se i metali rijetkih zemalja (Sc, Y, La i lantanidi), metali platine (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metali transuranija (Np i elementi s većom atomskom masom).

    Osim kemijske, postoji i, iako ne općeprihvaćena, ali odavno utvrđena tehnička klasifikacija metala. Nije tako logično kao kemijsko - temelji se na jednoj ili drugoj praktično važnoj osobini metala. Željezo i legure na njegovoj osnovi klasificiraju se kao crni metali, svi ostali metali su obojeni. Postoje laki (Li, Be, Mg, Ti i dr.) i teški metali (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb itd.), kao i grupe vatrostalnih ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), plemeniti (Ag, Au, metali platine) i radioaktivni (U, Th, Np, Pu, itd.) metali. U geokemiji se razlikuju i raspršeni (Ga, Ge, Hf, Re i dr.) i rijetki (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re i dr.) metali. Kao što vidite, ne postoje jasne granice između grupa.


    Referenca za povijest

    Unatoč činjenici da je život ljudskog društva bez metala nemoguć, nitko ne zna točno kada i kako ih je osoba prvi put počela koristiti. Najstariji spisi koji su došli do nas govore o primitivnim radionicama u kojima se topio metal i izrađivali proizvodi od njega. To znači da je čovjek ovladao metalima prije pisanja. Iskapajući antička naselja, arheolozi pronalaze oruđe za rad i lov koje su ljudi koristili u ta davna vremena - noževe, sjekire, vrhove strelica, igle, udice za ribu i još mnogo toga. Što su naselja starija, to su proizvodi ljudskih ruku bili grublji i primitivniji. Najstariji metalni proizvodi pronađeni su tijekom iskopavanja naselja koja su postojala prije oko 8 tisuća godina. To je uglavnom bio nakit od zlata i srebra te vrhovi strijela i koplja od bakra.

    Grčka riječ "metallon" izvorno je značila rudnike, rudnike, otuda je i pojam "metal". U antičko doba se vjerovalo da postoji samo 7 metala: zlato, srebro, bakar, kositar, olovo, željezo i živa. Ovaj broj korelirao je s brojem planeta tada poznatih - Sunce (zlato), Mjesec (srebro), Venera (bakar), Jupiter (kosit), Saturn (olovo), Mars (željezo), Merkur (živa) (vidi sliku ). Prema alkemijskim konceptima, metali su nastali u utrobi zemlje pod utjecajem zraka planeta i postupno se poboljšavali, pretvarajući se u zlato.

    Čovjek je prvi ovladao izvornim metalima - zlatom, srebrom, živom. Prvi umjetno dobiveni metal bio je bakar, tada je bilo moguće svladati proizvodnju legure bakra sa soljenjem - bronce, a tek kasnije - željeza. Godine 1556. u Njemačkoj je objavljena knjiga njemačkog metalurga G. Agricole "O rudarstvu i metalurgiji" - prvi detaljni vodič za dobivanje metala koji je došao do nas. Istina, u to su se vrijeme olovo, kositar i bizmut još uvijek smatrali vrstama istog metala. Godine 1789. francuski kemičar A. Lavoisier u svom priručniku o kemiji dao je popis jednostavnih tvari, koji uključuje sve tada poznate metale - antimon, srebro, bizmut, kobalt, kositar, željezo, mangan, nikal, zlato, platinu , olovo, volfram i cink. S razvojem kemijskih metoda istraživanja, broj poznatih metala počeo je naglo rasti. U 18. stoljeću Otkriveno je 14 metala, u 19. stoljeću. - 38, u 20. stoljeću. - 25 metala. U prvoj polovici 19.st otkriveni su sateliti platine, elektrolizom su dobiveni alkalijski i zemnoalkalijski metali. Sredinom stoljeća spektralnom analizom otkriveni su cezij, rubidij, talij i indij. Sjajno je potvrđeno postojanje metala koje je D. I. Mendeljejev predvidio na temelju svog periodičkog zakona (to su galij, skandij i germanij). Otkriće radioaktivnosti krajem 19. stoljeća. dovela do potrage za radioaktivnim metalima. Konačno, metodom nuklearnih transformacija sredinom 20. stoljeća. Dobiveni su radioaktivni metali kojih u prirodi nema, posebice transuranski elementi.

    Fizička i kemijska svojstva metala.

    Svi metali su čvrste tvari (osim žive, koja je u normalnim uvjetima tekuća), razlikuju se od nemetala po posebnoj vrsti veze (metalna veza). Valentni elektroni su labavo vezani za određeni atom, a unutar svakog metala nalazi se takozvani elektronski plin. Većina metala ima kristalnu strukturu, a metal se može smatrati "krutom" kristalnom rešetkom pozitivnih iona (kationa). Ti se elektroni mogu više ili manje kretati oko metala. Oni kompenziraju odbojne sile između kationa i tako ih vežu u kompaktno tijelo.

    Svi metali imaju visoku električnu vodljivost (tj. oni su vodiči, za razliku od ne-dielektričnih nemetala), osobito bakar, srebro, zlato, živa i aluminij; toplinska vodljivost metala je također visoka. Posebnost mnogih metala je njihova duktilnost (duktilnost), zbog čega se mogu valjati u tanke listove (foliju) i uvlačiti u žicu (kosit, aluminij itd.), međutim, postoje i prilično krhki metali ( cink, antimon, bizmut).

    U industriji se često koriste ne čisti metali, već njihove mješavine, nazvane legure. U leguri svojstva jedne komponente obično uspješno nadopunjuju svojstva druge. Dakle, bakar ima malu tvrdoću i od male je koristi za proizvodnju dijelova strojeva, dok su legure bakra i cinka, nazvane mjed, već prilično tvrde i naširoko se koriste u strojarstvu. Aluminij ima dobru duktilnost i dovoljnu lakoću (mala gustoća), ali je previše mekan. Na njegovoj osnovi priprema se legura ayuralumina (duralumina) koja sadrži bakar, magnezij i mangan. Duralumin, bez gubitka svojstava aluminija, stječe visoku tvrdoću i stoga se koristi u zrakoplovnoj tehnologiji. Legure željeza s ugljikom (i dodacima drugih metala) dobro su poznati lijevano željezo i čelik.

    Metali se jako razlikuju po gustoći: za litij je gotovo upola manji od vode (0,53 g / cm 3), a za osmij je više od 20 puta veći (22,61 g / cm 3). Metali se također razlikuju po tvrdoći. Najmekši - alkalni metali, lako se režu nožem; najtvrđi metal – krom – reže staklo. Razlika u točkama taljenja metala je velika: živa je tekućina u normalnim uvjetima, cezij i galij se tope na temperaturi ljudskog tijela, a najvatrostalniji metal, volfram, ima talište od 3380°C. Metali čija je točka tališta iznad 1000 ° C klasificiraju se kao vatrostalni metali, ispod - kao topljivi. Pri visokim temperaturama, metali su sposobni emitirati elektrone, što se koristi u elektronici i termoelektričnim generatorima za izravnu pretvorbu toplinske energije u električnu energiju. Željezo, kobalt, nikal i gadolinij, nakon stavljanja u magnetsko polje, u stanju su trajno održavati stanje magnetizacije.

    Metali također imaju neka kemijska svojstva. Atomi metala relativno lako odustaju od valentnih elektrona i prelaze u pozitivno nabijene ione. Stoga su metali redukcijski agensi. To je, zapravo, njihovo glavno i najčešće kemijsko svojstvo.

    Očigledno je da će metali kao reduktori reagirati s raznim oksidantima, među kojima mogu biti jednostavne tvari, kiseline, soli manje aktivnih metala i neki drugi spojevi. Spojevi metala s halogenima nazivaju se halogenidi, sa sumporom - sulfidi, s dušikom - nitridi, s fosforom - fosfidi, s ugljikom - karbidi, s silicijem - silicidi, s borom - boridi, s vodikom - hidridi itd. Mnogi od ovih spojeva pronašao važnu primjenu u novoj tehnologiji. Na primjer, metalni boridi se koriste u radioelektronici, kao iu nuklearnoj tehnologiji kao materijali za regulaciju i zaštitu od neutronskog zračenja.

    Pod djelovanjem koncentriranih oksidirajućih kiselina na nekim metalima nastaje i stabilan oksidni film. Taj se fenomen naziva pasivizacija. Tako se u koncentriranoj sumpornoj kiselini pasiviziraju (i ne reagiraju s njom) metali poput Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb, a u koncentriranoj dušičnoj kiselini - metali Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th i U.

    Što je više lijevo od metala u ovom redu, to ima veća redukcijska svojstva, tj. lakše se oksidira i prelazi u otopinu u obliku kationa, ali se teže oporaviti od kationa u slobodna država.

    Jedan nemetal, vodik, postavljen je u niz napona, jer se na taj način može odrediti hoće li ovaj metal reagirati s kiselinama - neoksidantima u vodenoj otopini (točnije, oksidirati će ga vodikovi kationi H +). Na primjer, cink reagira s klorovodičnom kiselinom, budući da se u nizu napona nalazi lijevo (ispred) vodika. Naprotiv, klorovodična kiselina ne prenosi srebro u otopinu, jer je u nizu napona desno (iza) vodika. Metali se slično ponašaju u razrijeđenoj sumpornoj kiselini. Metali koji su u nizu napona nakon vodika nazivaju se plemeniti (Ag, Pt, Au itd.)

    Nepoželjno kemijsko svojstvo metala je njihova elektrokemijska korozija, odnosno aktivno uništavanje (oksidacija) metala u kontaktu s vodom i pod utjecajem kisika otopljenog u njoj (kisika korozija). Na primjer, nadaleko je poznata korozija željeznih proizvoda u vodi.

    Posebno korozivno može biti mjesto kontakta dva različita metala – kontaktna korozija. Između jednog metala, kao što je Fe, i drugog metala, poput Sn ili Cu, stavljenog u vodu, pojavljuje se galvanski par. Protok elektrona ide od aktivnijeg metala, koji je lijevo u naponskom nizu (Fe), prema manje aktivnom metalu (Sn, Cu), a aktivniji metal se razara (korodira).

    Upravo zbog toga kalajisana površina limenki (kositrano željezo) hrđa kada se skladišti u vlažnoj atmosferi i kada se nepažljivo rukuje (željezo se brzo sruši nakon što se pojavi i mala ogrebotina, što omogućuje kontakt željeza s vlagom). Naprotiv, pocinčana površina željezne kante ne hrđa dugo, jer čak i ako postoje ogrebotine, ne korodira željezo, već cink (aktivniji metal od željeza).

    Otpornost na koroziju za određeni metal se povećava kada je premazan aktivnijim metalom ili kada su taljeni; na primjer, oblaganje željeza kromom ili izrada legura željeza s kromom eliminira koroziju željeza. Kromirano željezo i čelici koji sadrže krom (nehrđajući čelici) imaju visoku otpornost na koroziju.

    Opće metode za dobivanje metala:

    Elektrometalurgija, tj. dobivanje metala elektrolizom talina (za najaktivnije metale) ili otopina njihovih soli;

    Pirometalurgija, tj. dobivanje metala iz njihovih ruda na visokoj temperaturi (na primjer, proizvodnja željeza u visokoj peći);

    Hidrometalurgija, tj. izolacija metala iz otopina njihovih soli s aktivnijim metalima (na primjer, proizvodnja bakra iz otopine CuSO 4 istiskivanjem cinka, željeza

    ili aluminij).

    U prirodi se metali ponekad nalaze u slobodnom obliku, kao što su samorodna živa, srebro i zlato, a češće u obliku spojeva (metalne rude). Najaktivniji metali, naravno, prisutni su u zemljinoj kori samo u vezanom obliku.

    Litij (od grč. Lithos - kamen), Li, kemijski element podskupine Ia periodnog sustava; atomski broj 3, atomska masa 6,941; pripada alkalnim metalima.

    Sadržaj litija u zemljinoj kori iznosi 6,5-10 -3% težinski. Pronađen je u više od 150 minerala, od kojih je zapravo litij oko 30. Glavni minerali su spodumen LiAl, lepidolit KLi 1,5 Al 1,5 (F.0H) 2 i petalit (LiNa). Sastav ovih minerala je složen, mnogi od njih pripadaju klasi aluminosilikata, koji su vrlo česti u zemljinoj kori. Obećavajući izvori sirovina za proizvodnju litija su slane vode (salamure) slanonosnih naslaga i podzemne vode. Najveća nalazišta litijevih spojeva nalaze se u Kanadi, SAD-u, Čileu, Zimbabveu, Brazilu, Namibiji i Rusiji.

    Zanimljivo je da se mineral spodumen u prirodi javlja u obliku velikih kristala teških nekoliko tona. U rudniku Etta u Sjedinjenim Državama pronađen je kristal u obliku igle dug 16 m i težak 100 tona.

    Prvi podaci o litiju datiraju iz 1817. godine. Švedski kemičar A. Arfvedson, analizirajući mineral petalit, otkrio je u njemu nepoznatu lužinu. Arfvedsonov učitelj J. Berzelius dao mu je naziv "lition" (od grčkog liteos - kamen), jer je, za razliku od kalijevih i natrijevih hidroksida, koji su se dobivali iz biljnog pepela, u mineralu pronađena nova lužina. Metal, koji je "osnova" ove lužine, nazvao je i litij. Godine 1818. engleski kemičar i fizičar G. Davy dobio je litij elektrolizom LiOH hidroksida.

    Svojstva. Litij je srebrno bijeli metal; t.t. 180,54 °C, bp 1340 "C; najlakši od svih metala, njegova gustoća je 0,534 g/cm - 5 puta je lakši od aluminija i gotovo dvostruko lakši od vode. Litij je mekan i duktilan. Litijevi spojevi boje plamen u prekrasnoj karmin crvenoj boji Ova vrlo osjetljiva metoda koristi se u kvalitativnoj analizi za detekciju litija.

    Konfiguracija vanjskog elektronskog sloja litijevog atoma je 2s 1 (s-element). U spojevima pokazuje oksidacijsko stanje od +1.

    Litij je prvi u elektrokemijskom nizu napona i istiskuje vodik ne samo iz kiselina, već i iz vode. Međutim, mnoge kemijske reakcije litija su manje snažne od reakcija drugih alkalnih metala.

    Litij praktički ne reagira s komponentama zraka u potpunoj odsutnosti vlage na sobnoj temperaturi. Pri zagrijavanju na zraku iznad 200 °C nastaje Li 2 O oksid kao glavni proizvod (prisutni su samo tragovi Li 2 O 2 peroksida). U vlažnom zraku uglavnom proizvodi Li 3 N nitrid, pri vlažnosti zraka većoj od 80% - LiOH hidroksid i Li 2 CO 3 karbonat. Litijev nitrid se također može dobiti zagrijavanjem metala u struji dušika (litij je jedan od rijetkih elemenata koji se izravno spajaju s dušikom): 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N

    Litij se lako legira s gotovo svim metalima i vrlo je topiv u živi. Kombinira se izravno s halogenima (s jodom - kada se zagrijava). Na 500 ° C reagira s vodikom, tvoreći LiH hidrid, pri interakciji s vodom - LiOH hidroksid, s razrijeđenim kiselinama - litijevim solima, s amonijakom - LiNH 2 amidom, na primjer:

    2Li + H 2 \u003d 2LiH

    2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2

    2Li + 2HF = 2LiF + H 2

    2Li + 2NH 3 \u003d 2LiNH 2 + H 2

    LiH hidrid - bezbojni kristali; koristi se u raznim područjima kemije kao redukcijsko sredstvo. U interakciji s vodom oslobađa veliku količinu vodika (iz 1 kg LiH dobije se 2820 l H2):

    LiH + H 2 O \u003d LiOH + H 2

    To omogućuje korištenje LiH kao izvora vodika za punjenje balona i opreme za spašavanje (čamci na napuhavanje, pojasevi itd.), kao i svojevrsno „skladište“ za skladištenje i transport zapaljivog vodika (u ovom slučaju to je potrebno za zaštitu LiH od najmanjih tragova vlage).

    Mješoviti litijevi hidridi se široko koriste u organskoj sintezi, na primjer, litij aluminij hidrid LiAlH 4 je selektivno redukcijsko sredstvo. Dobiva se interakcijom LiH s aluminijevim kloridom A1C13

    LiOH hidroksid je jaka baza (lužina), njegove vodene otopine uništavaju staklo, porculan; na njega su otporni nikal, srebro i zlato. LiOH se koristi kao dodatak elektrolitu alkalnih baterija, što povećava njihov vijek trajanja za 2-3 puta, a kapacitet za 20%. Na bazi LiOH i organskih kiselina (osobito stearinske i palmitinske kiseline) proizvode se masti otporne na mraz i toplinu (litoli) za zaštitu metala od korozije u temperaturnom rasponu od -40 do +130 "C.

    Litijev hidroksid se također koristi kao apsorber ugljičnog dioksida u plinskim maskama, podmornicama, zrakoplovima i svemirskim letjelicama.

    Prijem i prijava. Sirovina za proizvodnju litija su njegove soli koje se ekstrahiraju iz minerala. Ovisno o sastavu, minerali se razgrađuju sumpornom kiselinom H 2 SO 4 (kiselinska metoda) ili sinteriranjem s kalcijevim oksidom CaO i njegovim CaCO3 karbonatom (alkalna metoda), s kalijevim sulfatom K 2 SO 4 (solna metoda), s kalcijem karbonat i njegov CaCl klorid (alkalno-solna metoda). Kiselinskom metodom dobiva se otopina sulfata Li 2 SO 4 [potonji se oslobađa od nečistoća obradom s kalcijevim hidroksidom Ca (OH) 2 i sodom Na 2 Co 3]. Spek nastao drugim metodama razgradnje minerala ispire se vodom; istovremeno, alkalnom metodom, LiOH prelazi u otopinu, solnom metodom - Li 2 SO 4, alkalno-solnom - LiCl. Sve ove metode, osim alkalne, uključuju dobivanje gotovog proizvoda u obliku Li 2 CO 3 karbonata. koji se koristi izravno ili kao izvor za sintezu drugih litijevih spojeva.

    Metalni litij se dobiva elektrolizom rastaljene smjese LiCl i kalijevog klorida KCl ili barijevog klorida BaCl 2 uz daljnje pročišćavanje od nečistoća.

    Interes za litij je ogroman. To je prvenstveno zbog činjenice da je izvor industrijske proizvodnje tricija (teški vodikov nuklid), koji je glavna komponenta vodikove bombe i glavno gorivo za termonuklearne reaktore. Termonuklearna reakcija se provodi između nuklida 6 Li i neutrona (neutralne čestice s masenim brojem 1); produkti reakcije - tricij 3 H i helij 4 He:

    6 3 Li + 1 0 n= 3 1 H + 4 2 He

    Velika količina litija se koristi u metalurgiji. Legura magnezija s 10% litija jača je i lakša od samog magnezija. Aluminij i litijeve legure - scleron i aeron, koji sadrže samo 0,1% litija, osim lakoće, imaju visoku čvrstoću, duktilnost i povećanu otpornost na koroziju; koriste se u zrakoplovstvu. Dodatak 0,04% litija legurama koje sadrže olovo-kalcij povećava njihovu tvrdoću i smanjuje koeficijent trenja.

    Litijevi halogenidi i karbonat koriste se u proizvodnji optičkih, kiselootpornih i drugih specijalnih stakala, kao i porculana i keramike otpornih na toplinu, raznih glazura i emajla.

    Male mrvice litija uzrokuju kemijske opekline mokre kože i očiju. Litijeve soli iritiraju kožu. Pri radu s litijevim hidroksidom moraju se poduzeti mjere opreza, kao i kod rada s natrijevim i kalijevim hidroksidom.

    Natrij (od arapskog, natrun, grč. nitron - prirodna soda, kemijski element podskupine Ia periodnog sustava; atomski broj 11, atomska masa 22,98977; pripada alkalnim metalima. U prirodi se javlja u obliku jednog stabilnog nuklida 23 Na.

    Još u antičko doba bili su poznati natrijevi spojevi – kuhinjska sol (natrijev klorid) NaCl, kaustična lužina (natrijev hidroksid) NaOH i soda (natrijev karbonat) Na 2 CO3. Posljednju tvar su stari Grci nazivali "nitron"; otuda i moderni naziv metala - "natrij". Međutim, u Velikoj Britaniji, SAD-u, Italiji, Francuskoj sačuvana je riječ natrij (od španjolske riječi "soda", koja ima isto značenje kao i u ruskom).

    Prvi put o proizvodnji natrija (i kalija) izvijestio je engleski kemičar i fizičar G. Davy na sastanku Kraljevskog društva u Londonu 1807. On je djelovanjem uspio razgraditi kaustične lužine KOH i NaOH. električne struje i izolirati dosad nepoznate metale izvanrednih svojstava. Ti su metali vrlo brzo oksidirali u zraku, te su plutali na površini vode, oslobađajući iz nje vodik.

    rasprostranjenost u prirodi. Natrij je jedan od najzastupljenijih elemenata u prirodi. Njegov sadržaj u zemljinoj kori iznosi 2,64% masenog udjela. U hidrosferi se nalazi u obliku topivih soli u količini od oko 2,9% (s ukupnom koncentracijom soli u morskoj vodi od 3,5-3,7%). Utvrđena je prisutnost natrija u sunčevoj atmosferi i međuzvjezdanom prostoru. Natrij se prirodno nalazi samo u obliku soli. Najvažniji minerali su halit (kamena sol) NaCl, mirabilit (Glauberova sol) Na 2 SO 4 * 10H 2 O, tenardit Na 2 SO 4, čeljanska salitra NaNO 3, prirodni silikati, kao što su albit Na, nefelin Na

    Rusija je izuzetno bogata nalazištima kamene soli (na primjer, Solikamsk, Usolye-Sibirskoye itd.), velikim nalazištima mineralne trone u Sibiru.

    Svojstva. Natrij je srebrno-bijeli topljivi metal, t.t. 97,86 °C, bp 883,15 °C. Ovo je jedan od najlakših metala - lakši je od vode s gustoćom od 0,99 g / cm 3 na 19,7 ° C). Natrij i njegovi spojevi boje plamen plamenika u žuto. Ova reakcija je toliko osjetljiva da otkriva prisutnost i najmanjih tragova natrija posvuda (na primjer, u sobnoj ili uličnoj prašini).

    Natrij je jedan od najaktivnijih elemenata u periodnom sustavu. Vanjski elektronski sloj atoma natrija sadrži jedan elektron (3s 1 konfiguracija, natrij je s-element). Natrij lako donira svoj jedini valentni elektron i stoga uvijek pokazuje oksidacijsko stanje +1 u svojim spojevima.

    U zraku se natrij aktivno oksidira, tvoreći, ovisno o uvjetima, Na 2 O oksid ili Na 2 O 2 peroksid. Stoga se natrij pohranjuje ispod sloja kerozina ili mineralnog ulja. Snažno reagira s vodom, istiskujući vodik:

    2Na + H 2 0 \u003d 2 NaOH + H 2

    Takva se reakcija događa čak i s ledom na temperaturi od -80 °C, a s toplom vodom ili na kontaktnoj površini dolazi do eksplozije (nije uzalud kažu: „Ako ne želiš postati čudak , ne bacajte natrij u vodu”).

    Natrij izravno reagira sa svim nemetalima: na 200 °C počinje apsorbirati vodik, tvoreći vrlo higroskopni NaH hidrid; s dušikom u električnom pražnjenju daje Na 3 N nitrid ili NaN 3 azid; pali se u atmosferi fluora; u kloru gori na temperaturi; reagira s bromom samo kada se zagrije:

    2Na + H 2 \u003d 2NaH

    6Na + N 2 = 2Na 3 N ili 2Na + 3Na 2 \u003d 2NaN 3

    2Na + C1 2 \u003d 2NaCl

    Na 800-900 ° C, natrij se spaja s ugljikom, tvoreći Na 2 C 2 karbid; kada se triturira sa sumporom daje Na 2 S sulfid i smjesu polisulfida (Na 2 S 3 i Na 2 S 4)

    Natrij se lako otapa u tekućem amonijaku, dobivena plava otopina ima metalnu vodljivost, s plinovitim amonijakom na 300-400 "C ili u prisutnosti katalizatora kada se ohladi na -30 C daje amid NaNH 2 .

    Natrij stvara spojeve s drugim metalima (intermetalni spojevi), na primjer, sa srebrom, zlatom, kadmijem, olovom, kalijem i nekim drugim. Sa živom daje amalgame NaHg 2, NaHg 4 itd. Najveću važnost imaju tekući amalgami, koji nastaju postupnim uvođenjem natrija u živu ispod sloja kerozina ili mineralnog ulja.

    Natrij tvori soli s razrijeđenim kiselinama.

    Prijem i prijava. Glavna metoda za dobivanje natrija je elektroliza rastaljene kuhinjske soli. U tom slučaju klor se oslobađa na anodi, a natrij se oslobađa na katodi. Da bi se smanjila točka taljenja elektrolita, običnoj soli se dodaju druge soli: KCl, NaF, CaCl 2. Elektroliza se provodi u elektrolizerima s dijafragmom; anode su od grafita, katode od bakra ili željeza.

    Natrij se može dobiti elektrolizom taline NaOH hidroksida, a male količine se mogu dobiti razgradnjom NaN 3 azida.

    Metalni natrij se koristi za redukciju čistih metala iz njihovih spojeva - kalija (iz KOH), titana (iz TiCl 4), itd. Legura natrija i kalija je rashladno sredstvo za nuklearne reaktore, budući da alkalni metali slabo apsorbiraju neutrone i stoga ne spriječiti fisiju jezgri urana. Natrijeva para, koja ima jarko žuti sjaj, koristi se za punjenje plinskih žarulja koje se koriste za osvjetljavanje autocesta, marina, željezničkih stanica itd. Natrij nalazi primjenu u medicini: umjetno dobiven nuklid 24 Na koristi se za radiološko liječenje određenih oblika leukemije i u dijagnostičke svrhe.

    Upotreba natrijevih spojeva je mnogo opsežnija.

    Peroksid Na 2 O 2 - bezbojni kristali, žuti tehnički proizvod. Kada se zagrije na 311-400 °C, počinje oslobađati kisik, a na 540 °C brzo se razgrađuje. Jako oksidacijsko sredstvo, zbog čega se koristi za izbjeljivanje tkanina i drugih materijala. Apsorbira CO 2 u zraku, oslobađajući kisik i tvoreći karbonat 2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 Co 3 + O 2). Na ovom se svojstvu temelji korištenje Na 2 O 2 za regeneraciju zraka u zatvorenim prostorima i izolacijskim uređajima za disanje (podmornice, izolacijske plinske maske itd.).

    NaOH hidroksid; zastarjeli naziv je kaustična soda, tehnički naziv je kaustična soda (od latinskog caustic - kaustičan, gorući); jedna od najjačih baza. Tehnički proizvod, osim NaOH, sadrži nečistoće (do 3% Ka 2 CO3 i do 1,5% NaCl). Velika količina NaOH koristi se za pripremu elektrolita za alkalne baterije, proizvodnju papira, sapuna, boja, celuloze, a koristi se za pročišćavanje ulja i ulja.

    Od natrijevih soli koristi se kromat Na 2 CrO 4 - u proizvodnji boja, kao jedkalo u bojanju tkanina i sredstvo za štavljenje u industriji kože; sulfit Na 2 SO 3 je komponenta fiksatora i razvijača u fotografiji; hidrosulfit NaHSO 3 - izbjeljivač tkanina, prirodnih vlakana, koji se koristi za konzerviranje voća, povrća i hrane za povrće; Na 2 S 2 O 3 tiosulfat - za uklanjanje klora tijekom izbjeljivanja tkanina, kao fiksator u fotografiji, protuotrov za trovanje spojevima žive, arsenom itd., protuupalno sredstvo; klorat NaClO 3 - oksidacijsko sredstvo u raznim pirotehničkim sastavima; trifosfat Na 5 P 3 O 10 - aditiv u sintetičkim deterdžentima za omekšavanje vode.

    Natrij, NaOH i njegove otopine uzrokuju teške opekline kože i sluznica.

    Po izgledu i svojstvima, kalij je sličan natriju, ali reaktivniji. Snažno reagira s vodom i pali vodik. Gori na zraku, tvoreći narančasti superoksid KO 2 . Na sobnoj temperaturi reagira s halogenima, uz umjereno zagrijavanje - s vodikom, sumporom. U vlažnom zraku brzo se prekriva slojem KOH. Kalij se pohranjuje ispod sloja benzina ili kerozina.

    Najveću praktičnu primjenu nalaze kalijevi spojevi - KOH hidroksid, KNO 3 nitrat i K 2 CO 3 karbonat.

    Kalijev hidroksid KOH (tehnički naziv - kaustična potaša) - bijeli kristali koji se šire u vlažnom zraku i apsorbiraju ugljični dioksid (nastaju K 2 CO 3 i KHCO 3). Vrlo dobro se otapa u vodi s visokim egzo efektom. Vodena otopina je jako alkalna.

    Kalijev hidroksid se proizvodi elektrolizom otopine KCl (slično proizvodnji NaOH). Početni kalijev klorid KCl dobiva se iz prirodnih sirovina (minerala silvin KCl i karnalita KMgC1 3 6H 2 0). KOH se koristi za sintezu raznih kalijevih soli, tekućeg sapuna, boja, kao elektrolit u baterijama.

    Kalijev nitrat KNO 3 (mineralni kalijev nitrat) - bijeli kristali, vrlo gorkog okusa, niske točke tališta (t pl = 339 ° C). Dobro otopimo u vodi (hidroliza je odsutna). Kada se zagrije iznad točke tališta, razgrađuje se na kalijev nitrit KNO 2 i kisik O 2, te pokazuje jaka oksidacijska svojstva. Sumpor i drveni ugljen se zapale u dodiru s talinom KNO 3, a smjesa C + S eksplodira (sagorijevanje "crnog praha"):

    2KNO 3 + ZS (ugljen) + S \u003d N 2 + 3CO 2 + K 2 S

    Kalijev nitrat se koristi u proizvodnji stakla i mineralnih gnojiva.

    Kalijev karbonat K 2 CO 3 (tehnički naziv - potaš) je bijeli higroskopni prah. Vrlo je topiv u vodi, visoko hidroliziran anionom i stvara alkalni okoliš u otopini. Koristi se u proizvodnji stakla i sapuna.

    Dobivanje K 2 CO 3 temelji se na reakcijama:

    K 2 SO 4 + Ca (OH) 2 + 2CO \u003d 2K (HCOO) + CaSO 4

    2K (HCOO) + O 2 \u003d K 2 C0 3 + H 2 0 + C0 2

    Kalijev sulfat iz prirodnih sirovina (minerali kainit KMg (SO 4) Cl ZN 2 0 i schenit K 2 Mg (SO 4) 2 * 6H 2 0) zagrijava se s gašenim vapnom Ca (OH) 2 u atmosferi CO (pod tlakom od 15 atm) dobiva se kalijev format K(HCOO), koji se kalcinira u struji zraka.

    Kalij je vitalni element za biljke i životinje. Kalijeva gnojiva su kalijeve soli, prirodne i prerađeni proizvodi (KCl, K 2 SO 4, KNO 3); visok sadržaj kalijevih soli u pepelu biljaka.

    Kalij je deveti najzastupljeniji element u zemljinoj kori. Sadrži ga samo u vezanom obliku u mineralima, morskoj vodi (do 0,38 g K+ iona u 1 l), biljkama i živim organizmima (unutar stanica). Ljudsko tijelo ima = 175 g kalija, dnevna potreba doseže ~ 4 g. Radioaktivni izotop 40 K (primijes na prevladavajući stabilni izotop 39 K) vrlo sporo se raspada (vrijeme poluraspada 1 10 9 godina), on, zajedno s izotopima 238 U i 232 Th, daje veliki doprinos geotermalnim rezervama naše planet (unutarnja toplina zemljine unutrašnjosti) .

    Iz (lat. Cuprum), Cu, kemijski element 16. podskupine periodnog sustava; atomski broj 29, atomska masa 63,546 odnosi se na prijelazne metale. Prirodni bakar je mješavina nuklida s masenim brojevima 63 (69,1%) i 65 (30,9%).

    rasprostranjenost u prirodi. Prosječni sadržaj bakra u zemljinoj kori je 4,7-10 ~ 3% masenog udjela.

    U zemljinoj kori bakar se nalazi i u obliku grumenova i u obliku raznih minerala. Grumenčići bakra, ponekad znatne veličine, prekriveni su zelenim ili plavim premazom i neobično su teški u usporedbi s kamenom; najveći grumen težak oko 420 tona pronađen je u Sjedinjenim Državama u regiji Velikih jezera (slika). Velika većina bakra prisutna je u stijenama u obliku spojeva. Poznato je više od 250 minerala koji sadrže bakar. Od industrijskog značaja su: halkopirit (bakreni pirit) CuFeS 2, kovelin (bakar indigo) Cu 2 S, halkozin (bakreni sjaj) Cu 2 S, kuprit Cu 2 O, malahit CuCO3 * Cu (OH) 2 i azurit 2CuCO3 * Cu ( OH) 2. Gotovo svi bakreni minerali su jarkih i lijepih boja, na primjer, halkopirit lijeva zlato, bakreni sjaj ima plavičasto-čeličnu boju, azurit je tamnoplave boje sa staklastim sjajem, a komadi kovelina lijevani su u svim duginim bojama. Mnogi od bakrenih minerala su ukrasno i drago kamenje; Visoko su cijenjeni malahit i tirkiz SuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 * 5N 2 O. Najveća ležišta bakrenih ruda nalaze se u Sjevernoj i Južnoj Americi (glavni uzorak u SAD-u, Kanadi, Čileu, Peruu, Meksiku) , Afrika (Zambija, Južna Afrika), Azija (Iran, Filipini, Japan). U Rusiji postoje nalazišta bakrenih ruda na Uralu i Altaju.

    Rude bakra su obično polimetalne: osim bakra sadrže Fe, Zn, Pb, Sn, Ni, Mo, Au, Ag, Se, metale platine itd.

    Referenca za povijest. Bakar je poznat od pamtivijeka i jedan je od "veličanstvenih sedam" najstarijih metala koje je čovječanstvo koristilo - to su zlato, srebro, bakar, željezo, kositar, olovo i živa. Prema arheološkim podacima, bakar je ljudima bio poznat još prije 6000 godina. Pokazalo se da je to bio prvi metal koji je zamijenio kamen u primitivnim alatima drevnih ljudi. Bio je to početak tzv. bakreno doba, koje je trajalo oko dvije tisuće godina. Od bakra su se kovale sjekire, noževi, buzdovani, predmeti za kućanstvo, a zatim topljeni. Prema legendi, drevni bog kovača Hefest iskovao je štit od čistog bakra za nepobjedivog Ahila. Kamenje za Keopsovu piramidu od 147 metara također je minirano i tesano bakrenim alatom.

    Stari Rimljani izvozili su bakrenu rudu s otoka Cipra, pa otuda i latinski naziv za bakar - "cuprum". Ruski naziv "bakar" očito je povezan s riječju "smida", koja je u davna vremena značila "metal".

    U rudama koje se kopaju na Sinajskom poluotoku ponekad su naišle rude s primjesom kositra, što je dovelo do otkrića legure bakra i kositra - bronce. Pokazalo se da je bronca topljivija i tvrđa od samog bakra. Otkriće bronce označilo je početak dugog brončanog doba (4.-1. tisućljeće pr. Kr.).

    Svojstva. Bakar je crveni metal. Dakle pl. 1083 "C, bp 2567 ° C, gustoća 8,92 g / cm. To je duktilni savitljivi metal, od njega je moguće uvaljati lišće 5 puta tanje od papirnog papira. Bakar dobro reflektira svjetlost, savršeno provodi toplinu i elektricitet, tek drugi do srebra.

    Konfiguracija vanjskih elektronskih slojeva atoma bakra je 3d 10 4s 1 (d-element). Iako su bakar i alkalni metali u istoj skupini I, njihovo ponašanje i svojstva su vrlo različiti. S alkalnim metalima, bakar spaja samo sposobnost stvaranja jednovalentnih kationa. Tijekom stvaranja spojeva, atom bakra može izgubiti ne samo vanjski s-elektron, već jedan ili dva d-elektrona prethodnog sloja, dok pokazuje viši stupanj oksidacije. Za bakar je oksidacijsko stanje +2 karakterističnije od +1.

    Metalni bakar je neaktivan, stabilan na suhom i čistom zraku. U vlažnom zraku koji sadrži CO 2, na njegovoj površini nastaje zelenkasti film Cu (OH) 2 * CuCO3, nazvan patina. Patina proizvodima od bakra i njegovih legura daje lijep "stari" izgled; kontinuirani premaz patine, osim toga, štiti metal od daljnjeg uništavanja. Kada se bakar zagrijava u čistom i suhom kisiku, nastaje crni oksid CuO; zagrijavanjem iznad 375°C dolazi do crvenog oksida Cu 2 O. Pri normalnoj temperaturi bakreni oksidi su stabilni na zraku.

    U nizu napona bakar je desno od vodika, pa stoga ne istiskuje vodik iz vode i ne istiskuje vodik u anoksičnim kiselinama. Bakar se može otopiti u kiselinama samo kada se istovremeno oksidira, na primjer, u dušičnoj kiselini ili koncentriranoj sumpornoj kiselini:

    ZCu + 8HNO 3 \u003d ZCu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

    Cu + 2H 2 S0 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

    Fluor, klor i brom reagiraju s bakrom i nastaju odgovarajući dihalidi, na primjer:

    Cu + Cl 2 = CuCl 2

    Kada zagrijani bakreni prah reagira s jodom, dobiva se Cu (I) jodid ili bakreni monojodid:

    2Cu + I 2 \u003d 2CuI

    Bakar gori u parama sumpora da nastane CuS monosulfid. U normalnim uvjetima ne stupa u interakciju s vodikom. Međutim, ako uzorci bakra sadrže mikronečistoće Cu 2 O oksida, tada se u atmosferi koja sadrži vodik, metan ili ugljični monoksid, bakrov oksid reducira u metal:

    Cu 2 O + H 2 \u003d 2Cu + H 2 O

    Cu 2 O + CO \u003d 2Cu + CO 2

    Otpuštene pare vode i CO 2 uzrokuju pojavu pukotina, što naglo pogoršava mehanička svojstva metala („vodikova bolest“). Monovalentne soli bakra - CuCl klorid, Cu 2 SO3 sulfit, Cu 2 S sulfid i druge - u pravilu su slabo topljive u vodi. Za dvovalentni bakar postoje soli gotovo svih poznatih kiselina; najvažniji od njih su CuSO 4 sulfat, CuCl 2 klorid, Cu (NOz) 2 nitrat. Svi se dobro otapaju u vodi, a oslobađanjem iz nje stvaraju kristalne hidrate, npr. CuCl 2 * 2H 2 O, Cu (NO3 ) 2 * 6H 2 O, Cu80 4 -5H 2 0. Boja soli je od zelene do plave, jer je Cu ion u vodi hidratiziran i nalazi se u obliku plavog vodenog iona [Cu (H 2 O) 6 ] 2+, koji određuje boju dvovalentnih otopina soli bakra.

    Jedna od najvažnijih soli bakra - sulfat - dobiva se otapanjem metala u zagrijanoj razrijeđenoj sumpornoj kiselini uz upuhivanje zraka:

    2Su + 2N 2 SO 4 + O 2 = 2SuSO 4 + 2N 2 O

    Bezvodni sulfat je bezbojan; dodavanjem vode pretvara se u bakrov sulfat CuSO 4 -5H 2 O - azurno plave prozirne kristale. Zbog svojstva bakrenog sulfata da mijenja boju kada se navlaži, koristi se za otkrivanje tragova vode u alkoholima, eterima, benzinima itd.

    Kada sol dvovalentnog bakra stupi u interakciju s lužinom, nastaje volumetrijski talog plave boje - hidroksid Cu (OH) 2. Amfoterno je: otapa se u koncentriranoj lužini da nastane sol u kojoj je bakar u obliku aniona, na primjer:

    Su (OH) 2 + 2KOH \u003d K 2 [Cu (OH) 4]

    Za razliku od alkalnih metala, bakar karakterizira sklonost stvaranju kompleksa – ioni Cu i Cu 2+ u vodi mogu stvarati kompleksne ione s anionima (Cl -, CN -), neutralnim molekulama (NH 3) i nekim organskim spojevima. Ovi su kompleksi, u pravilu, jarke boje i lako topljivi u vodi.

    Prijem i prijava. Još u 19. stoljeću bakar je topljen iz ruda koje su sadržavale najmanje 15% metala. Trenutno su bogate bakrene rude praktički iscrpljene, pa bakar Ch. arr. dobiven iz sulfidnih ruda koje sadrže samo 1-7% bakra. Taljenje metala je dug i višefazni proces.

    Nakon flotacijske obrade izvorne rude, koncentrat koji sadrži željezo i bakrene sulfide stavlja se u reverberacijske peći za taljenje bakra zagrijane na 1200°C. Koncentrat se topi, stvarajući tzv. mat koji sadrži rastaljeni bakar, željezo i sumpor, kao i čvrste silikatne troske koje isplivaju na površinu. Taljeni mat u obliku CuS sadrži oko 30% bakra, ostalo su željezni sulfid i sumpor. Sljedeća faza je transformacija mat u tzv. blister bakar, koji se provodi u horizontalnim pećima konvertera pročišćenim kisikom. Najprije se oksidira FeS; za vezanje dobivenog željeznog oksida u pretvarač se dodaje kvarc - u ovom slučaju nastaje silikatna troska koja se lako odvaja. Tada se CuS oksidira, pretvarajući se u metalni bakar, a SO 2 se oslobađa:

    CuS + O 2 \u003d Cu + SO 2

    Nakon uklanjanja SO 2 zrakom, blister bakar koji je ostao u konverteru, koji sadrži 97-99% bakra, izlijeva se u kalupe i zatim se podvrgava elektrolitičkom čišćenju. Da bi se to postiglo, blister bakreni ingoti, koji imaju oblik debelih ploča, suspendiraju se u kupkama za elektrolizu koje sadrže otopinu bakrenog sulfata s dodatkom H 2 SO 4 . Tanke ploče od čistog bakra su suspendirane u istim kupkama. Služe kao katode, dok odljevci od blister bakra služe kao anode. Tijekom prolaska struje na anodi, bakar se otapa, a na katodi - njegovo oslobađanje:

    Cu - 2e = Cu 2+

    Cu 2+ + 2e = Cu

    Nečistoće, uključujući srebro, zlato, platinu, padaju na dno kupke u obliku mase nalik mulju (mulja). Odvajanje plemenitih metala iz mulja obično plaća cijeli ovaj energetski intenzivan proces. Nakon takvog rafiniranja, dobiveni metal sadrži 98-99% bakra.

    Bakar se dugo koristio u građevinarstvu: stari Egipćani gradili su bakrene vodovodne cijevi; krovovi srednjovjekovnih dvoraca i crkava bili su prekriveni bakrenim limom, na primjer, poznati kraljevski dvorac u Elsinoreu (Danska) pokriven je krovnim bakrom. Kovanice i nakit izrađivali su se od bakra. Zbog niskog električnog otpora, bakar je glavni metal u elektrotehnici: više od polovice cjelokupnog proizvedenog bakra koristi se za proizvodnju električnih žica za prijenosnike visokog napona i niskostrujnih kabela. Čak i beznačajne nečistoće u bakru dovode do povećanja njegovog električnog otpora i velikih gubitaka električne energije.

    Visoka toplinska vodljivost i otpornost na koroziju omogućuju izradu dijelova izmjenjivača topline, hladnjaka, vakuumskih aparata, cjevovoda za pumpanje ulja i goriva i dr. Bakar se također široko koristi u galvanizaciji pri nanošenju zaštitnih premaza na čelične proizvode. Tako, na primjer, kod poniklanja ili kromiranja čeličnih predmeta, na njih se prethodno taloži bakar; u tom slučaju zaštitni premaz traje dulje i učinkovitiji je. Bakar se također koristi u elektroformiranju (tj. pri umnožavanju proizvoda dobivanjem njihove zrcalne slike), na primjer, u proizvodnji metalnih matrica za tiskanje novčanica, reprodukciju skulpturalnih proizvoda.

    Značajna količina bakra se troši u proizvodnji legura koje tvori s mnogim metalima. Glavne legure bakra općenito se dijele u tri skupine: bronce (legure s kositrom i drugim metalima osim cinka i nikla), mjedi (legure s cinkom) i legure bakra-nikla. U enciklopediji postoje zasebni članci o bronci i mjedi. Najpoznatije legure bakra i nikla su bakronikl, nikal srebro, konstantan, manganin; svi sadrže do 30-40% nikla i razne legirne aditive. Ove legure se koriste u brodogradnji, za izradu dijelova koji rade na povišenim temperaturama, u električnim aparatima, kao i za kućanske metalne proizvode umjesto srebra (pribor za jelo).

    Spojevi bakra koristili su se i koriste se na razne načine. Oksid i sulfat dvovalentnog bakra koristi se za proizvodnju određenih vrsta umjetnih vlakana i za pripremu drugih bakrenih spojeva; CuO i Cu 2 O koriste se za proizvodnju stakla i emajla; Su(NOz) 2 - kaliko tisak; SuSl 2 - komponenta mineralnih boja, katalizator. Mineralne boje koje sadrže bakar poznate su od davnina; na primjer, analiza drevnih freski Pompeja i zidnih slika u Rusiji pokazala je da sastav boja uključuje osnovni bakreni acetat Cu (OH) 2 * (CH3COO) 2 Cu 2, on je bio taj koji je služio kao svijetlo zelena boja, koja se u Rusiji zove verdigris.

    Bakar spada u tzv. bioelementi neophodni za normalan razvoj biljaka i životinja. U nedostatku ili nedostatku bakra u biljnim tkivima, sadržaj klorofila se smanjuje, lišće žuti, biljke prestaju davati plodove i mogu umrijeti. Stoga su mnoge bakrene soli uključene u bakrena gnojiva, na primjer, bakreni sulfat, bakreno-kalijeva gnojiva (bakreni sulfat pomiješan s KSD). Bakrene soli se također koriste za suzbijanje biljnih bolesti. Više od stotinu godina u tu svrhu koristi se Bordeaux tekućina koja sadrži bazični bakreni sulfat [Cu (OH) 2 ]3CuSO 4; shvatite iz reakcije:

    4CuSO 4 + 3Ca(OH) 2 = CuSO 4 * 3Cu(OH) 2 + 3CaSO 4

    Želatinozni sediment ove soli dobro prekriva listove i dugo se zadržava na njima, štiteći biljku. Slično svojstvo imaju Cu 2 O, bakrov klorid 3Cu (OH) 2 *CuCl 2, kao i bakrov fosfat, borat i bakreni arsenat.

    U ljudskom tijelu bakar je dio nekih enzima i uključen je u procese hematopoeze i enzimske oksidacije; prosječni sadržaj bakra u ljudskoj krvi je oko 0,001 mg/l. U organizmima nižih životinja ima mnogo više bakra, npr. hemocijanin, krvni pigment mekušaca i rakova, sadrži do 0,26% bakra. Prosječni sadržaj bakra u živim organizmima je 2-10 - 4% masenog udjela.

    Za ljude su spojevi bakra uglavnom otrovni. Unatoč činjenici da je bakar dio nekih farmaceutskih pripravaka, ako uđe u želudac s vodom ili hranom u velikim količinama, može izazvati teško trovanje. Ljudi koji dugo rade na taljenju bakra i njegovih legura često obolijevaju od "bakrene groznice" - temperatura raste, javljaju se bolovi u želucu, smanjuje se vitalna aktivnost pluća. Ako bakrene soli uđu u želudac, prije dolaska liječnika, hitno ga je isprati i uzeti diuretik.


    Zaključak.

    Metali služe kao glavni konstrukcijski materijal u strojarstvu i izradi instrumenata. Svi imaju zajednička takozvana metalna svojstva, ali ih svaki element ispoljava u skladu sa svojim položajem u periodičnom sustavu D. I. Mendeljejeva, odnosno u skladu sa strukturnim značajkama svog atoma.

    Metali aktivno stupaju u interakciju s elementarnim oksidansima visoke elektronegativnosti (halogeni, kisik, sumpor, itd.) pa je stoga, kada se razmatraju opća svojstva metalnih elemenata, potrebno uzeti u obzir njihovu kemijsku aktivnost u odnosu na nemetale, vrste njihovih spojeva i oblika kemijskog vezanja, budući da to određuje ne samo metalurške procese tijekom njihove proizvodnje, već i performanse metala u radnim uvjetima.

    Danas, kada se gospodarstvo ubrzano razvija, postoji potreba za montažnim objektima koji ne zahtijevaju značajna ulaganja. To je uglavnom potrebno za izgradnju trgovačkih paviljona, zabavnih centara, skladišta. Uz korištenje metalnih konstrukcija, takve građevine sada se ne samo lako i brzo mogu podići, već i s istom lakoćom demontirati po isteku roka zakupa ili premjestiti na drugo mjesto. Štoviše, nije teško unijeti komunikacije, grijanje i svjetlo u tako lako podignute zgrade. Zgrade izrađene od metalnih konstrukcija podnose oštre uvjete prirode, ne samo u pogledu temperaturnih uvjeta, već i, što nije manje važno u smislu seizmološke aktivnosti, gdje gradnja konstrukcija od opeke nije laka i nije sigurna.

    Asortiman metalnih konstrukcija koje danas nudi industrija lako je prenosiv i može se podići bilo kojom dizalicom. Spajanje i ugradnja takvih konstrukcija može se izvesti i uz pomoć vijaka i zavarivanjem. Pojava lakih metalnih konstrukcija, koje se izrađuju i isporučuju u kompleksu, imaju veliku pozitivnu ulogu u gradnji javnih zgrada u usporedbi s izgradnjom armiranobetonskih zgrada, te značajno skraćuju vrijeme izvođenja radova.


    Bibliografija.

    1. Khomchenko G.P. Priručnik o kemiji za sveučilišne studente. - 3. izdanje-M .: New Wave Publishing LLC, Izdavačka kuća ONIKS CJSC, 1999.-464 str.

    2. A.S. Egorova. Kemija. Vodič za kandidate za sveučilišta - 2. izdanje - Rostov n/D: izdavačka kuća "Phoenix", 1999. - 768 str.

    3. Frolov V.V. Kemija: Udžbenik za specijalna sveučilišta. - 3. izd., prerađeno. i dodatni - M .: Viša škola, 1986.-543 str.

    Svojim odobravanjem pojačava netočan ili ne sasvim točan odgovor učenika. 1.2 Unaprjeđenje školskog kemijskog eksperimenta u problemskom učenju 1.2.1 Načela razvoja metodičkog sustava i sadržaja pokusa iz kemije u sustavu problemskog učenja Karakteristična značajka razvojnog učenja je široka upotreba problemskog učenja. pristup koji uključuje stvaranje ...

    objektivno postojeći odnos između kemijskih elemenata. Stoga ga je Mendeljejev nazvao "prirodnim" sustavom elemenata. Periodični zakon nema premca u povijesti znanosti. Umjesto različitih, nepovezanih supstanci, znanost se suočila s jedinstvenim skladnim sustavom koji je ujedinio sve kemijske elemente u jednu cjelinu. Mendeljejev je ukazao na put usmjerenog traženja u kemiji...

    Početna > Dokument

    Metali u periodnom sustavu. Struktura atoma metala. Opće karakteristike metala.

    Položaj metala u periodnom sustavu Ako u tablici Mendeljejeva povučemo dijagonalu od bora do astatina, tada će u glavnim podskupinama ispod dijagonale biti atomi metala, a u sekundarnim podskupinama svi elementi su metali. Elementi koji se nalaze u blizini dijagonale imaju dvostruka svojstva: u nekim svojim spojevima ponašaju se poput metala; u nekima - kao nemetali. Struktura atoma metala U periodima i glavnim podskupinama postoje obrasci u promjeni metalnih svojstava.Atomi mnogih metala imaju 1, 2 ili 3 valentna elektrona, na primjer:

    Na(+11): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1

    Ca(+20): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 3d 0 4S 2

    Alkalijski metali (skupina 1, glavna podskupina): ... nS 1. Zemnoalkalna skupina (skupina 2, glavna podskupina): ... nS 2. Svojstva atoma metala su u periodičnoj ovisnosti o njihovom položaju u tablici D.I. Mendelejev. U GLAVNOJ PODGRUPI:

      ne mijenja.

      Radijus atoma povećava

      Elektronegativnost smanjuje se.

      Restorativna svojstva intenzivirati.

      Svojstva metala intenzivirati.

    U RAZDOBLJU:
      Naboji jezgri atoma povećati.

      Radijusi atoma smanjenje.

      Broj elektrona na vanjskom sloju povećava.

      Elektronegativnost povećava.

      Restorativna svojstva smanjenje.

      Svojstva metala oslabiti.

    Struktura metalnih kristala Većina čvrstih tijela postoji u kristalnom obliku: njihove su čestice raspoređene u strogom redoslijedu, tvoreći pravilnu prostornu strukturu - kristalnu rešetku.Kristal je čvrsto tijelo čije su čestice (atomi, molekule, ioni) raspoređene u određenom , periodično ponavljajući redoslijed (u čvorovima). Kada su čvorovi mentalno povezani linijama, formira se prostorni okvir - kristalna rešetka. Kristalne strukture metala u obliku sfernih pakiranja

    a - bakar; b) magnezij; c) α-modifikacija željeza

    Atomi metala imaju tendenciju da doniraju svoje vanjske elektrone. U komadu metala, ingotu ili metalnom proizvodu, atomi metala doniraju vanjske elektrone i šalju ih ovom komadu, ingotu ili proizvodu, pretvarajući se u ione. “Otrgnuti” elektroni prelaze s jednog iona na drugi, privremeno se ponovno spajaju s njima u atome, ponovno se prekidaju i taj se proces odvija kontinuirano. Metali imaju kristalnu rešetku, u čijim se čvorovima nalaze atomi ili ioni (+); između njih su slobodni elektroni (elektronski plin). Shema spajanja u metalu može se prikazati na sljedeći način:

    M 0 ↔ nē + M n+,

    atom - ion

    gdje n je broj vanjskih elektrona koji sudjeluju u vezi (y Na - 1, y Sub - 2 ē, y Al - 3 ē).Ova vrsta veze uočava se u metalima – jednostavnim tvarima-metalima i u legurama.Metalna veza je veza između pozitivno nabijenih metalnih iona i slobodnih elektrona u kristalnoj rešetki metala.komunikacija se temelji na socijalizaciji elektrona (sličnost ), svi atomi sudjeluju u socijalizaciji ovih elektrona (razlika). Zato su kristali s metalnom vezom plastični, električno vodljivi i imaju metalni sjaj. Međutim, u stanju pare atomi metala su međusobno povezani kovalentnom vezom, metalne pare se sastoje od pojedinačnih molekula (monatomskih i dvoatomnih). Opće karakteristike metala

    Sposobnost atoma da doniraju elektrone (da budu oksidirani)

    ← Povećanje

    Interakcija s atmosferskim kisikom

    Brzo oksidira na normalnim temperaturama

    Polako oksidira na normalnoj temperaturi ili kada se zagrijava

    Ne oksidirati

    Interakcija s vodom

    Na običnoj temperaturi oslobađa se H 2 i nastaje hidroksid

    Kada se zagrije, oslobađa se H2

    H 2 se ne istiskuje iz vode

    Interakcija s kiselinama

    Istjerati H 2 iz razrijeđenih kiselina

    Ne istiskuje H2 iz razrijeđenih kiselina

    Reagirati s konc. i razb. HNO 3 i konc. H 2 SO 4 kada se zagrije

    Ne reagirati s kiselinama

    Biti u prirodi

    Samo u vezama

    U spojevima i u slobodnom obliku

    Uglavnom besplatno

    Kako doći

    Elektroliza taline

    Redukcija ugljenom, ugljičnim monoksidom (2), aluminotermijom ili elektrolizom vodenih otopina soli

    Sposobnost iona da pridobiju elektrone (oporave)

    Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

    Povećanje →

    Elektrokemijski nizovi napona metala. Fizička i kemijska svojstva metala

    Opća fizikalna svojstva metala Opća fizička svojstva metala određena su metalnom vezom i metalnom kristalnom rešetkom. Savitljivost, plastičnost Mehaničko djelovanje na metalni kristal uzrokuje pomicanje slojeva atoma. Budući da se elektroni u metalu kreću kroz kristal, nema prekida veza. Plastičnost se smanjuje u seriji Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe. Zlato se, na primjer, može uvaljati u limove debljine ne više od 0,001 mm, koji se koriste za pozlatu raznih predmeta. Aluminijska folija se pojavila relativno nedavno i ranije od čaja, čokolada se kovala u limenu foliju, koja se zvala staniol. Međutim, Mn i Bi nemaju plastičnost: oni su krhki metali. metalni sjaj Metalni sjaj, koji svi metali gube u prahu, osim Al I mg. Najsjajniji metali su hg(od njega su se u srednjem vijeku izrađivala poznata "mletačka ogledala"), Ag(moderna zrcala sada se izrađuju od njega pomoću reakcije "srebrno ogledalo"). Crveni i obojeni metali se (uvjetno) razlikuju po boji. Među potonjima izdvajamo dragocjene - Au, Ag, Pt. Zlato je metal zlatara. Na temelju toga nastala su prekrasna Faberge uskršnja jaja. zvoni Metali zvone, a ovo svojstvo koristi se za izradu zvona (sjetite se Car-zvona u moskovskom Kremlju). Najzvučniji metali su Au, Ag, Cu. Bakreni prstenovi s gustom, zujanom zvonjavom - grimiznim zvonom. Ovaj figurativni izraz nije u čast maline, već u čast nizozemskog grada Maline, gdje su istopljena prva crkvena zvona. Kasnije su u Rusiji ruski majstori počeli lijevati još kvalitetnija zvona, a stanovnici gradova i mjesta darovali su zlatne i srebrne ukrase kako bi lijevana zvona za hramove bolje zvučala. U nekim ruskim zalagaonicama vjerodostojnost zlatnog prstenja prihvaćenog na proviziju određivala je zvonjava zlatnog vjenčanog prstena obješenog na žensku kosu (čuje se vrlo dug i jasan visoki zvuk). U normalnim uvjetima, svi metali osim žive Hg su čvrste tvari. Najtvrđi od metala je krom Cr: on grebe staklo. Najmekši su alkalni metali, režu se nožem. Alkalijski metali čuvaju se s velikom pažnjom - Na - u kerozinu, a Li - u vazelinu zbog svoje lakoće, kerozin - u staklenoj posudi, staklenka - u azbestnim čipovima, azbest - u limenoj posudi. Električna provodljivost Dobra električna vodljivost metala objašnjava se prisutnošću slobodnih elektrona u njima, koji pod utjecajem čak i male razlike potencijala dobivaju usmjereno kretanje od negativnog pola prema pozitivnom. S porastom temperature povećavaju se vibracije atoma (iona), što otežava usmjereno kretanje elektrona i time dovodi do smanjenja električne vodljivosti. Na niskim temperaturama, oscilatorno gibanje se, naprotiv, jako smanjuje, a električna vodljivost naglo raste. Blizu apsolutne nule, metali pokazuju supravodljivost. Najveću električnu vodljivost imaju Ag, Cu, Au, Al, Fe; najlošiji provodnici su Hg, Pb, W. Toplinska vodljivost U normalnim uvjetima toplinska vodljivost metala mijenja se uglavnom istim redoslijedom kao i njihova električna vodljivost. Toplinska vodljivost je posljedica velike pokretljivosti slobodnih elektrona i oscilatornog gibanja atoma, zbog čega dolazi do brzog izjednačavanja temperature u masi metala. Najveća toplinska vodljivost je za srebro i bakar, a najmanja za bizmut i živa. Gustoća Gustoća metala je različita. Što je manji, to je manja atomska masa metalnog elementa i veći polumjer njegovog atoma. Najlakši od metala je litij (gustoća 0,53 g/cm3), najteži osmij (gustoća 22,6 g/cm3). Metali gustoće manje od 5 g/cm 3 nazivaju se laki, a ostali teški. Točke taljenja i vrelišta metala su različite. Najtopljiviji metal je živa (točka vrelišta = -38,9°C), cezij i galij se tope na 29 odnosno 29,8°C. Volfram je najvatrostalniji metal (t.k. = 3390°C). Pojam alotropije metala na primjeru kositra Neki metali imaju alotropne modifikacije. Na primjer, kositar se razlikuje po:
      α-kosit, ili sivi kositar ("kositrena kuga" - transformacija običnog β-kositra u α-kosit na niskim temperaturama uzrokovala je smrt ekspedicije R. Scotta na Južni pol, koja je izgubila svo gorivo, budući da je pohranjeno u spremnici zapečaćeni kositrom ), stabilan na t<14°С, серый порошок. β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах, например, для изготовления белой жести (луженого железа).
    Elektrokemijski niz napona metala i njegova dva pravila Raspored atoma u nizu prema njihovoj reaktivnosti može se predstaviti na sljedeći način: Li,K,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Ni,Sn,Pb,H 2 , Su, Hg, Ag, Pt, Au. Položaj elementa u elektrokemijskom nizu pokazuje koliko lako stvara ione u vodenoj otopini, odnosno njegovu reaktivnost. Reaktivnost elemenata ovisi o sposobnosti prihvaćanja ili doniranja elektrona uključenih u stvaranje veza. 1. pravilo serije napona Ako je metal u ovom redu prije vodika, može ga istisnuti iz kiselih otopina, ako je nakon vodika, onda ne. Na primjer, Zn, Mg, Al dao supstitucijsku reakciju s kiselinama (one su u nizu napona do H), ali Cu ne (ona poslije H). 2. pravilo serije naprezanja Ako je metal u nizu napona do metala soli, tada je u stanju istisnuti taj metal iz otopine svoje soli. Na primjer, CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. U takvim slučajevima, položaj metala prije ili poslije vodik možda nije važno, važno je da metal koji ulazi u reakciju prethodi metalu koji tvori sol: Cu + 2AgNO 3 \u003d 2Ag + Cu(NO 3) 2. Opća kemijska svojstva metala U kemijskim reakcijama metali su redukcijski agensi (doniraju elektrone). Interakcija s jednostavnim tvarima.
      S halogenima metali tvore soli - halogenide:
    Mg + Cl 2 \u003d MgCl 2; Zn + Br 2 = ZnBr 2 .
      S kisikom metali stvaraju okside:
    4Na + O 2 \u003d 2 Na 2 O; 2Cu + O 2 \u003d 2CuO.
      Metali tvore soli sa sumporom - sulfidi:
    Fe + S = FeS.
      S vodikom, najaktivniji metali tvore hidride, na primjer:
    Ca + H 2 \u003d CaH 2.
      mnogi metali tvore karbide s ugljikom:
    Ca + 2C \u003d CaC 2. Interakcija sa složenim tvarima
      Metali na početku niza napona (od litija do natrija), u normalnim uvjetima, istiskuju vodik iz vode i stvaraju lužine, na primjer:
    2Na + 2H 2 O \u003d 2 NaOH + H 2.
      Metali smješteni u nizu napona do vodika međusobno djeluju s razrijeđenim kiselinama (HCl, H 2 SO 4 itd.), zbog čega nastaju soli i oslobađa se vodik, na primjer:
    2Al + 6HCl \u003d 2AlCl 3 + 3H 2.
      Metali međusobno djeluju s otopinama soli manje aktivnih metala, zbog čega nastaje sol aktivnijeg metala, a manje aktivni metal se oslobađa u slobodnom obliku, na primjer:
    CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.

    Metali u prirodi.

    Pronalaženje metala u prirodi. Većina metala se u prirodi javlja u obliku raznih spojeva: aktivni metali se nalaze samo u obliku spojeva; niskoaktivni metali - u obliku spojeva iu slobodnom obliku; plemeniti metali (Ag, Pt, Au...) u slobodnom obliku.Samorodni metali se obično nalaze u malim količinama u obliku zrnaca ili inkluzija u stijenama. Povremeno se nalaze prilično veliki komadi metala - grumenčići. Mnogi metali u prirodi postoje u vezanom stanju u obliku prirodnih kemijskih spojeva - minerali. Vrlo često su to oksidi, primjerice, željezni minerali: crvena željezna ruda Fe 2 O 3, smeđa željezna ruda 2Fe 2 O 3 ∙ 3H 2 O, magnetska željezna ruda Fe 3 O 4. Minerali su dio stijena i ruda. Rude nazivaju se prirodne tvorevine koje sadrže minerale u kojima su metali u količinama tehnološki i ekonomski pogodnim za dobivanje metala u industriji.Prema kemijskom sastavu minerala uključenog u rudu razlikuju se oksidne, sulfidne i druge rude. Obično prije dobivanja metala iz rude, prethodno se obogaćuje - odvaja praznu stijenu, nečistoće, kao rezultat toga nastaje koncentrat koji služi kao sirovina za metaluršku proizvodnju. Metode dobivanja metala. Dobivanje metala iz njihovih spojeva je zadatak metalurgije. Svaki metalurški proces je proces redukcije metalnih iona uz pomoć različitih redukcijskih sredstava, uslijed čega se metali dobivaju u slobodnom obliku. Ovisno o načinu izvođenja metalurškog procesa razlikuju se pirometalurgija, hidrometalurgija i elektrometalurgija. Pirometalurgija je proizvodnja metala iz njihovih spojeva na visokim temperaturama korištenjem raznih redukcijskih sredstava: ugljik, ugljični monoksid (II), vodik, metali (aluminij, magnezij) itd. Primjeri redukcije metala
      ugljen:
    ZnO + C → Zn + CO 2 ;
      ugljični monoksid:
    Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2;
      vodik:
    WO3 + 3H2 → W + 3H2O; CoO + H 2 → Co + H 2 O;
      aluminij (aluminotermija):
    4Al + 3MnO 2 → 2Al 2 O 3 + 3Mn; Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;
      magnezij:
    TiCl 4 + 2Mg \u003d Ti + 2MgCl 2. hidrometalurgija- to je proizvodnja metala, koja se sastoji od dva procesa: 1) prirodni spoj metala se otapa u kiselini, što rezultira otopinom soli metala; 2) iz dobivene otopine ovaj metal je istisnut aktivnijim metalom. Na primjer:
      2CuS + 3O 2 \u003d 2CuO + 2SO 2.
    CuO + H 2 SO 4 \u003d CuSO 4 + H 2 O.
      CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.
    Elektrometalurgija je proizvodnja metala elektrolizom otopina ili talina njihovih spojeva. Ulogu redukcijskog sredstva u procesu elektrolize ima električna struja.

    Opće karakteristike metala IA grupe.

    Metali glavne podskupine prve skupine (IA-skupine) uključuju litij (Li), natrij (Na), kalij (K), rubidij (Rb), cezij (Cs), francij (Fr). Ovi metali se nazivaju alkalnim metalima, jer oni i njihovi oksidi u interakciji s vodom stvaraju lužine.Alkalijski metali su s-elementi. Atomi metala imaju jedan s-elektron (ns 1) na vanjskom sloju elektrona. Kalij, natrij - jednostavne tvari

    Alkalijski metali u ampulama:
    a - cezij; b - rubidij; c - kalij; g - natrij Osnovni podaci o elementima grupe IA

    Element Li litij Na natrij K kalij Rb rubidij Cs cezij fra Francuz
    atomski broj 3 11 19 37 55 87
    Struktura vanjskih elektronskih omotača atoma ns 1 np 0 , gdje je n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n broj razdoblja
    Oksidacijsko stanje +1 +1 +1 +1 +1 +1
    Osnovni prirodni spojevi

    Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 (spodumen); LiAl(PO 4)F, LiAl(PO 4)OH (amblygonit)

    NaCl (kuhinjska sol); Na 2 SO 4 10H 2 O (Glauberova sol, mirabi-lit); KCl NaCl (silvinit)

    KCl (silvin), KCl NaCl (silvinit); K (kalijev feldspat, ortooka); KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalit) – nalazi se u biljkama

    		 Kao izoamorfna nečistoća u mineralima kalija - silvinitu i karnalitu

    4Cs 2 O 4Al 2 O 3 18 SiO 2 2H 2 O (polucit); satelit kalijevih minerala

    		 Produkt α-raspada aktinija
    Fizička svojstva Kalij i natrij su mekani srebrnasti metali (rezani nožem); ρ (K) = 860 kg / m 3, T pl (K) = 63,7 ° C, ρ (Na) = 970 kg / m 3, T pl (Na) = 97,8 ° S. Imaju visoku toplinsku i električnu vodljivost, boje plamen u karakterističnim bojama: K - u blijedoljubičastu boju, Na - u žutu.