W układ okresowy elementy D.I. Mendelejewa, metale znajdują się w lewym dolnym rogu przekątnej B – At.

Klasę metali tworzą pierwiastki S-rodziny (z wyjątkiem H i He), P-elementy głównych podgrup III (oprócz B), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb, Bi) i VI (Po), wszystkie D- I F-elementy. Elementy znajdujące się w pobliżu przekątnej (Be, Al, Ti, Ge) mają dwojaki charakter. Metale stanowią większość w układzie okresowym pierwiastków (spośród 109 pierwiastków tylko 22 to niemetale).

Zewnętrzny poziom elektronowy zawiera 1, 2 lub 3 elektrony, słabo związane z jądrem.

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

W metalach wiązanie między metalem a siecią krystaliczną metalu wyjaśnia się przez co właściwości fizyczne metale

Dla głównych podgrup: im dalej w lewo i niżej metal, tym większy aktywność chemiczna on manifestuje. W okresach właściwości metaliczne maleją, a w grupach rosną (wraz ze wzrostem numer seryjny), ponieważ zmienia się promień atomu.

Metale mają ogólne właściwości fizyczne:

1) twardość; 2) przewodność elektryczna i cieplna; 3) nieprzezroczystość; 4) połysk metaliczny;

5) ciągliwość lub plastyczność (objaśnienie - metalowa sieć krystaliczna).

Właściwości chemiczne: , N=1,2,3. (metale są zawsze środkami redukującymi)

I . Z prostymi substancjami:

1) z tlenem:

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

Cóż, wiele metali jest pokrytych cienką warstwą, która zapobiega dalszemu utlenianiu.

2) z halogenami:

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

3) z siarką: Fe + S → FeS

II. Z substancjami złożonymi (zakres aktywności metalu):

1) z wodą:

a) (dla metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych) 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

b) metale o średniej aktywności Mg + H 2 O MgO + H 2

c) na prawo od wodoru Au + H 2 O ↛

2) z roztworami kwasów, z wyjątkiem HNO 3

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

3) z solami: Fe + CuSO 4 → FeSO 4 + Cu

Aplikacja:

1) w życiu codziennym – naczynia, Urządzenia; 2) w technice, w przemyśle;

3) w inżynierii lotniczej i rakietowej; 4) w medycynie itp.


Bilet nr 9 (2)

Fenol, jego budowa, właściwości, otrzymywanie i zastosowanie.

Fenol jest pochodną benzenu, w której jeden atom wodoru jest zastąpiony grupą OH.

Wzajemny wpływ pierścień benzenowy i grupy OH:

1) Rodnik C 6 H 5 ma właściwość przyciągania elektronów z atomu tlenu OH - grupy, dzięki czemu wiązanie O – H jest bardziej polarne, a atom wodoru bardziej mobilny.

2) ON - grupa zapewnia większą ruchliwość atomom wodoru w pozycjach 2,4,6 – pierścieniu benzenowym.

To wzajemne oddziaływanie determinuje właściwości fenolu.

Fenol jest bezbarwną, krystaliczną substancją o charakterystycznym szpitalnym zapachu.

Temperatura topnienia 40,9 ℃, dobrze rozpuszczalny w gorącej wodzie (kwas karbolowy).

Fenol jest trujący!

Właściwości chemiczne:

1) W wodzie dysocjuje na jony:

2) Pokazuje słabości właściwości kwasowe, reaguje z metalami:

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

fenolan sodu

3) Reaguje z alkaliami:

C 6 H 5 OH + NaOH → C 6 H 5 ONa + H 2 O (różnica od alkoholi)

4) Reakcje podstawienia:

W przemyśle fenolowym Dostawać zgodnie ze schematem:


1) 2)

Fenol stosować do produkcji:

1) polimery i tworzywa sztuczne na ich bazie, barwniki;

2) leki;

3) materiały wybuchowe. Jako środek dezynfekujący stosuje się wodorowy roztwór fenolu.


Bilet nr 10 (1)

1. Jakie cechy strukturalne atomów metali decydują o ich właściwościach redukcyjnych?

O właściwościach redukujących metali decyduje zdolność oddawania elektronów z warstwy zewnętrznej. Im łatwiej atom oddaje elektrony ze swojej zewnętrznej warstwy, tym silniejszy jest środek redukujący.

2. Wymień pierwiastek chemiczny tworzący prostą substancję - najbardziej aktywny metal. Uzasadnij swój wybór.

Najbardziej aktywnym metalem jest frans (Fr).

Frans najłatwiej oddaje elektron w swojej zewnętrznej warstwie. Ma największy promień atomowy, więc energia oddziaływania między jądrem atomowym a zewnętrzną powłoką elektronową jest niska.

3. W jaki sposób stwierdzenie, że metale wykazują jedynie właściwości redukujące, a zatem są utlenione, jest zgodne z procesem, który można odzwierciedlić za pomocą równania: Nazwij ten proces. W jakich formach istnienia pierwiastka chemicznego występuje miedź? Dla jakiej formy istnienia pierwiastków chemicznych powyższe stwierdzenie jest prawdziwe?

Metale wykazują właściwości redukujące na zerowym stopniu utlenienia, tj. sam metal może być jedynie środkiem redukującym. Podany proces jest przykładem utleniania Cu2+ do Cu0. W tym przykładzie miedź pełni rolę kationu.

Wstęp

Metale – proste substancje, które w normalnych warunkach posiadają charakterystyczne właściwości: wysoką przewodność elektryczną i cieplną, zdolność dobrego odbijania światła (co decyduje o ich połysku i nieprzezroczystości), zdolność przyjmowania wymagany formularz pod wpływem sił zewnętrznych (plastyczność). Istnieje inna definicja metali - tak jest pierwiastki chemiczne, charakteryzujący się zdolnością do oddawania elektronów zewnętrznych (walencyjnych).

Ze wszystkich znanych pierwiastków chemicznych około 90 to metale. Większość związki nieorganiczne są związkami metali.

Istnieje kilka rodzajów klasyfikacji metali. Najbardziej przejrzysta jest klasyfikacja metali ze względu na ich położenie w układzie okresowym pierwiastków chemicznych – klasyfikacja chemiczna.

Jeśli w „długiej” wersji układu okresowego poprowadzimy linię prostą przez pierwiastki bor i astat, to metale będą znajdować się po lewej stronie tej linii, a niemetale po prawej stronie.

Z punktu widzenia budowy atomowej metale dzielą się na nieprzejściowe i przejściowe. Metale nieprzejściowe znajdują się w głównych podgrupach układu okresowego i charakteryzują się tym, że w ich atomach poziomy elektronowe s i p są wypełnione sekwencyjnie. K. nie metale przejściowe obejmują 22 elementy głównych podgrup a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi , Po.

Metale przejściowe znajdują się w podgrupach bocznych i charakteryzują się wypełnieniem poziomów d - lub f -elektronicznych. Do pierwiastków d zalicza się 37 metali podgrup drugorzędowych 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.

Do pierwiastków f zalicza się 14 lantanowców (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) i 14 aktynowców (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr).

Wśród metali przejściowych wyróżnia się także metale ziem rzadkich (Sc, Y, La i lantanowce), platynowce (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metale transuranowe (Nr i pierwiastki o większej masie atomowej).

Oprócz chemicznej istnieje również, choć nie ogólnie przyjęta, od dawna ugruntowana klasyfikacja techniczna metali. Nie jest to tak logiczne jak chemiczne - praktycznie opiera się na jednym lub drugim ważny znak metal Żelazo i stopy na jego bazie zalicza się do metali żelaznych, wszystkie pozostałe metale zalicza się do metali nieżelaznych. Istnieją metale lekkie (Li, Be, Mg, Ti itp.) i metale ciężkie (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb itp.), a także grupy ogniotrwałe ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), metale szlachetne (Ag, Au, platyna) i radioaktywne (U, Th, N p, Pu itp.). W geochemii rozróżnia się także metale śladowe (Ga, Ge, Hf, Re itp.) i rzadkie (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re itp.). Jak widać, pomiędzy grupami nie ma wyraźnych granic.

Odniesienie historyczne

Pomimo tego, że życie społeczeństwa ludzkiego bez metali jest niemożliwe, nikt dokładnie nie wie, kiedy i jak ludzie zaczęli ich używać. Najstarsze pisma, jakie do nas dotarły, opowiadają o prymitywnych warsztatach, w których do wytwarzania z niego wyrobów używano wytopu lub metalu. Oznacza to, że człowiek opanował metale przed napisaniem. Podczas wykopalisk starożytnych osad archeolodzy znajdują narzędzia pracy i polowania, których ludzie używali w odległych czasach - noże, siekiery, groty strzał, igły, haczyki na ryby i wiele innych. Jak starożytne osady tym bardziej prymitywne i prymitywne były wytwory rąk ludzkich. Najstarsze wyroby metalowe odnaleziono podczas wykopalisk w osadach, które istniały około 8 tysięcy lat temu. Były to głównie wyroby jubilerskie ze złota i srebra oraz groty strzał i włócznie wykonane z miedzi.

Greckie słowo „metallon” pierwotnie oznaczało początek kopalń, stąd określenie „metal”. W starożytności wierzono, że istnieje tylko 7 metali: złoto, srebro, miedź, cyna, ołów, żelazo i rtęć. Liczba ta była skorelowana z liczbą znanych wówczas planet - Słońce (złoto), Księżyc (srebro), Wenus (miedź), Jowisz (cyna), Saturn (ołów), Mars (żelazo), Merkury (rtęć) ( patrz rysunek) . Według idei alchemicznych metale powstały w wnętrznościach ziemi pod wpływem promieni planet i stopniowo ulegały poprawie, zamieniając się w złoto.

Człowiek jako pierwszy opanował rodzime metale - złoto, srebro, rtęć. Pierwszym sztucznie wytworzonym metalem była miedź, następnie udało się opanować produkcję stopu miedzi z solą - brązem, a dopiero później - żelazem. W 1556 r. W Niemczech ukazała się książka niemieckiego metalurga G. Agricoli „O górnictwie i metalurgii” - pierwszy szczegółowy przewodnik po pozyskiwaniu metali, który do nas dotarł. To prawda, że ​​​​w tamtych czasach ołów, cyna i bizmut nadal uważano za odmiany tego samego metalu. W 1789 r. Francuski chemik A. Lavoisier w swoim podręczniku chemii podał listę prostych substancji, która obejmowała wszystkie znane wówczas metale - antymon, srebro, bizmut, kobalt, cynę, żelazo, mangan, nikiel, złoto, gips -cyna, ołów, wolfram i cynk. Wraz z rozwojem metod badań chemicznych liczba znanych metali zaczęła gwałtownie rosnąć. W XVIII wieku W XIX wieku odkryto 14 metali. - 38, w XX wieku. - 25 metali. W pierwszej połowie XIX w. Odkryto satelity platyny, a metale alkaliczne i ziem alkalicznych uzyskano poprzez elektrolizę. W połowie stulecia metodą analizy spektralnej odkryto cez, rubid, tal i ind. Istnienie metali przewidywane przez D.I. Mendelejewa na podstawie jego prawa okresowości (są to gal, skand i german) zostało znakomicie potwierdzone. Odkrycie promieniotwórczości pod koniec XIX wieku. doprowadziło do poszukiwań metali radioaktywnych. Wreszcie metodą przemian nuklearnych połowy XX wieku. uzyskano radia, które nie istnieją w przyrodzie metale aktywne, w szczególności pierwiastki transuranowe.

Właściwości fizyczne i chemiczne metali.

Wszystkie metale są substancjami stałymi (z wyjątkiem rtęci, która w normalnych warunkach jest cieczą); różnią się od niemetali specjalnym rodzajem wiązania (wiązaniem metalicznym). Elektrony walencyjne są słabo związane z konkretnym atomem, a wewnątrz każdego metalu znajduje się tzw. gaz elektronowy. Większość metali ma strukturę krystaliczną, a metal można uważać za „sztywną” sieć krystaliczną złożoną z jonów dodatnich (kationów). Elektrony te mogą mniej więcej poruszać się po metalu. Kompensują siły odpychania pomiędzy kationami i w ten sposób wiążą je w zwartą bryłę.

Wszystkie metale mają wysoką przewodność elektryczną (to znaczy są przewodnikami w przeciwieństwie do metali niedielektrycznych), zwłaszcza miedź, srebro, złoto, rtęć i aluminium; Przewodność cieplna metali jest również wysoka. Charakterystyczną właściwością wielu metali jest ich ciągliwość (kowalność), w wyniku której można je zwinąć w cienkie arkusze (folię) i przeciągnąć na drut (cyna, aluminium itp.), Jednak zdarzają się też metale dość kruche ( cynk, antymon, bizmut).

W przemyśle często używają nie czystych metali, ale ich mieszanin zwanych stopami. W stopie właściwości jednego składnika zwykle skutecznie uzupełniają właściwości drugiego. Zatem miedź ma niską twardość i nie nadaje się do produkcji części maszyn, podczas gdy stopy miedzi i cynku, zwane mosiądzem, są już dość twarde i są szeroko stosowane w budowie maszyn. Aluminium ma dobrą ciągliwość i wystarczającą lekkość (mała gęstość), ale jest zbyt miękkie. Na jego podstawie wytwarzany jest stop ayuralum (duraluminium) zawierający miedź, magnez i mangan. Duraluminium, nie tracąc właściwości aluminium, uzyskuje wysoką twardość i dlatego jest wykorzystywane w technologii lotniczej. Stopy żelaza z węglem (oraz dodatkami innych metali) to dobrze znane żeliwo i stal.

Metale różnią się znacznie gęstością: w przypadku litu jest to prawie połowa gęstości wody (0,53 g/cm3), a w przypadku osmu ponad 20 razy większa (22,61 g/cm3). Metale różnią się także twardością. Najmiększe są metale alkaliczne, można je łatwo ciąć nożem; Najtwardszy metal - chrom - tnie szkło. Istnieje ogromna różnica w temperaturach topnienia metali: rtęć w normalnych warunkach jest cieczą, cez i gal topią się w temperaturze ludzkiego ciała, a najbardziej ogniotrwały metal, wolfram, ma temperaturę topnienia 3380 ° C. Metale, których temperatura topnienia jest wyższa niż 1000 ° C, są klasyfikowane jako metale ogniotrwałe, a te poniżej określane są jako metale topliwe. W wysokich temperaturach metale są w stanie emitować elektrony, które są wykorzystywane w elektronice i generatorach termoelektrycznych do bezpośredniego przekształcania energii cieplnej w energię elektryczną. Żelazo, kobalt, nikiel i gadolin po umieszczeniu ich w polu magnetycznym są w stanie trwale utrzymać stan namagnesowania.

Metale mają pewne właściwości Właściwości chemiczne. Atomy metali stosunkowo łatwo oddają elektrony walencyjne i stają się jonami naładowanymi dodatnio. Dlatego metale są środkami redukującymi. W rzeczywistości jest to ich główna i najbardziej ogólna właściwość chemiczna.

Oczywiście metale jako środki redukujące będą reagować z różnymi utleniaczami, do których mogą należeć proste substancje, kwasy, sole metali mniej aktywnych i niektóre inne związki. Związki metali z halogenami nazywane są halogenkami, z siarką - siarczkami, z azotem - azotkami, z fosforem - fosforkami, z węglem - węglikami, z krzemem - krzemkami, z borem - borkami, z wodorem - wodorkami itp. Wiele z tych związków znalazły ważne zastosowania w nowych technologiach. Na przykład borki metali są stosowane w elektronice radiowej, a także w inżynierii nuklearnej jako materiały regulujące i chroniące przed promieniowaniem neutronowym.

Pod wpływem stężonych kwasów utleniających na niektórych metalach tworzy się także stabilna warstwa tlenkowa. Zjawisko to nazywa się pasywacją. Zatem w stężonym kwasie siarkowym metale takie jak Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb ulegają pasywacji (i nie reagują z nim), a w stężonych kwas azotowy- metale Al, Be, Bi, Co, Cr, F e, Nb, Ni, Pb, Th i U.

Im bardziej na lewo w tym rzędzie znajduje się metal, tym większe ma właściwości redukujące, tj. łatwiej jest utlenić się i przejść do roztworu w postaci kationu, ale trudniej jest zredukować z kationu do stanu wolnego .

Jeden niemetal, wodór, jest umieszczany w szeregu napięcia, ponieważ pozwala to określić, czy metal ten będzie reagował z nieutleniającymi kwasami w roztworze wodnym (dokładniej utleni się przez kationy wodoru H +). Na przykład cynk reaguje z kwasem solnym, ponieważ w szeregu napięć znajduje się po lewej stronie (przed) wodorem. Wręcz przeciwnie, srebro nie jest przenoszone do roztworu przez kwas solny, ponieważ znajduje się w szeregu napięcia po prawej stronie (za) wodorem. Metale zachowują się podobnie w rozcieńczonym kwasie siarkowym. Metale w szeregu napięcia po wodorze nazywane są szlachetnymi (Ag, Pt, Au itp.)

Okresowy system DI Mendelejew podzielony na... okres (z wyłączeniem pierwszego) zaczyna się od zasadowego metal i kończy się gazem szlachetnym. Elementy 2...

  • Okresowy system elementy Mendelejew

    Streszczenie >> Chemia

    II. Okresowy prawo i Okresowy system pierwiastki chemiczne Odkrycie przez D.I. Mendelejew Okresowy Struktura prawa Okresowy systemy a) ... jest niemetalem i bizmut jest metal). W Okresowy system typowy metale zlokalizowane w grupie IA (Li...

  • Okresowy prawo D.I. Mendelejew (2)

    Biografia >> Biologia

    Znajomości. Ustalił to metale odpowiadają zasadowym tlenkom i zasadom, ... a dla niektórych wodorotlenkom metale wywołał zamieszanie. Klasyfikacja była...atomami pierwiastków chemicznych w Okresowy system DI. Mendelejew zmieniają się monotonicznie, więc...

  • Okresowy system i jego znaczenie w rozwoju chemii D.I. Mendelejew

    Streszczenie >> Chemia

    Okresy odnoszą się do pierwiastków S (alkalicznych i ziem alkalicznych metale), stanowiące podgrupy Ia i IIa (podkreślono... naukowe podstawy nauczania chemii. Zakończenie Okresowy system DI Mendelejew stał się kamieniem milowym w rozwoju energetyki jądrowej...

    • Wstęp

    Metale to proste substancje, które w normalnych warunkach mają charakterystyczne właściwości: wysoka przewodność elektryczna i cieplna, zdolność dobrego odbijania światła (co decyduje o ich połysku i nieprzezroczystości), zdolność do przyjmowania pożądanego kształtu pod wpływem sił zewnętrznych (plastyczność). Istnieje inna definicja metali - są to pierwiastki chemiczne charakteryzujące się zdolnością do oddawania elektronów zewnętrznych (walencyjnych).

    Ze wszystkich znanych pierwiastków chemicznych około 90 to metale. Większość związków nieorganicznych to związki metali.

    Istnieje kilka rodzajów klasyfikacji metali. Najbardziej przejrzysta jest klasyfikacja metali ze względu na ich położenie w układzie okresowym pierwiastków chemicznych – klasyfikacja chemiczna.

    Jeśli w „długiej” wersji układu okresowego poprowadzimy linię prostą przez pierwiastki bor i astat, to metale będą znajdować się po lewej stronie tej linii, a niemetale po prawej stronie.

    Z punktu widzenia budowy atomowej metale dzielą się na nieprzejściowe i przejściowe. Metale nieprzejściowe znajdują się w głównych podgrupach układu okresowego i charakteryzują się tym, że w ich atomach poziomy elektronowe s i p są kolejno wypełnione. Do metali nieprzejściowych zalicza się 22 pierwiastki głównych podgrup a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.

    Metale przejściowe znajdują się w podgrupach wtórnych i charakteryzują się wypełnieniem poziomów d- lub f-elektronów. Do pierwiastków d zalicza się 37 metali podgrup drugorzędowych 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.

    Do pierwiastków f zalicza się 14 lantanowców (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Du, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) i 14 aktynowców (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr).

    Wśród metali przejściowych wyróżnia się także metale ziem rzadkich (Sc, Y, La i lantanowce), platynowce (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metale transuranowe (Np oraz pierwiastki o większej masie atomowej).

    Oprócz chemicznej istnieje również, choć nie ogólnie przyjęta, od dawna ugruntowana klasyfikacja techniczna metali. Nie jest to tak logiczne jak chemiczne - opiera się na tej czy innej praktycznie ważnej cesze metalu. Żelazo i stopy na jego bazie zalicza się do metali żelaznych, wszystkie pozostałe metale zalicza się do metali nieżelaznych. Wyróżnia się metale lekkie (Li, Be, Mg, Ti itp.) i ciężkie (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb itp.), a także grupy metali ogniotrwałych (Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), metale szlachetne (Ag, Au, platyna) i radioaktywne (U, Th, Np, Pu itp.). W geochemii rozróżnia się także metale śladowe (Ga, Ge, Hf, Re itp.) i rzadkie (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re itp.). Jak widać, pomiędzy grupami nie ma wyraźnych granic.


    Odniesienie historyczne

    Pomimo tego, że życie społeczeństwa ludzkiego bez metali jest niemożliwe, nikt dokładnie nie wie, kiedy i jak ludzie zaczęli ich używać. Najstarsze pisma, jakie do nas dotarły, opowiadają o prymitywnych warsztatach, w których wytapiano metal i wytwarzano z niego produkty. Oznacza to, że człowiek opanował metale przed napisaniem. Podczas wykopalisk starożytnych osad archeolodzy znajdują narzędzia pracy i polowania, których ludzie używali w odległych czasach - noże, siekiery, groty strzał, igły, haczyki na ryby i wiele innych. Im starsze osady, tym bardziej prymitywne i prymitywne były wytwory rąk ludzkich. Najstarsze wyroby metalowe odnaleziono podczas wykopalisk w osadach, które istniały około 8 tysięcy lat temu. Były to głównie wyroby jubilerskie ze złota i srebra oraz groty strzał i włócznie wykonane z miedzi.

    Greckie słowo „metallon” pierwotnie oznaczało kopalnie, stąd określenie „metal”. W starożytności wierzono, że istnieje tylko 7 metali: złoto, srebro, miedź, cyna, ołów, żelazo i rtęć. Liczba ta była skorelowana z liczbą znanych wówczas planet - Słońce (złoto), Księżyc (srebro), Wenus (miedź), Jowisz (cyna), Saturn (ołów), Mars (żelazo), Merkury (rtęć) ( patrz rysunek). Według idei alchemicznych metale powstały w wnętrznościach ziemi pod wpływem promieni planet i stopniowo ulegały poprawie, zamieniając się w złoto.

    Człowiek jako pierwszy opanował rodzime metale - złoto, srebro, rtęć. Pierwszym sztucznie wytworzonym metalem była miedź, następnie możliwe było opanowanie produkcji stopu miedzi poprzez zasypywanie - brązu, a dopiero później - żelaza. W 1556 r. W Niemczech ukazała się książka niemieckiego metalurga G. Agricoli „O górnictwie i metalurgii” - pierwszy szczegółowy przewodnik po pozyskiwaniu metali, który do nas dotarł. To prawda, że ​​​​w tamtych czasach ołów, cyna i bizmut nadal uważano za odmiany tego samego metalu. W 1789 r. Francuski chemik A. Lavoisier w swoim podręczniku chemii podał listę prostych substancji, która obejmowała wszystkie znane wówczas metale - antymon, srebro, bizmut, kobalt, cynę, żelazo, mangan, nikiel, złoto, platynę , ołów, wolfram i cynk. Wraz z rozwojem metod badań chemicznych liczba znanych metali zaczęła gwałtownie rosnąć. W XVIII wieku W XIX wieku odkryto 14 metali. - 38, w XX wieku. - 25 metali. W pierwszej połowie XIX w. Odkryto satelity platyny, a metale alkaliczne i ziem alkalicznych uzyskano poprzez elektrolizę. W połowie stulecia metodą analizy spektralnej odkryto cez, rubid, tal i ind. Istnienie metali przewidywane przez D.I. Mendelejewa na podstawie jego prawa okresowości (są to gal, skand i german) zostało znakomicie potwierdzone. Odkrycie promieniotwórczości pod koniec XIX wieku. doprowadziło do poszukiwań metali radioaktywnych. Wreszcie metodą przemian nuklearnych połowy XX wieku. otrzymano metale promieniotwórcze, które nie występują w przyrodzie, w szczególności pierwiastki transuranowe.

    Właściwości fizyczne i chemiczne metali.

    Wszystkie metale są ciałami stałymi (z wyjątkiem rtęci, która w normalnych warunkach jest cieczą); różnią się od niemetali specjalnym rodzajem wiązania (wiązaniem metalicznym). Elektrony walencyjne są słabo związane z konkretnym atomem, a wewnątrz każdego metalu znajduje się tzw. gaz elektronowy. Większość metali ma strukturę krystaliczną, a metal można uważać za „sztywną” sieć krystaliczną złożoną z jonów dodatnich (kationów). Elektrony te mogą mniej więcej poruszać się po metalu. Kompensują siły odpychania pomiędzy kationami i w ten sposób wiążą je w zwartą bryłę.

    Wszystkie metale silnie przewodzą prąd elektryczny (tj. są przewodnikami w przeciwieństwie do niemetali będących dielektrykami), zwłaszcza miedź, srebro, złoto, rtęć i aluminium; Przewodność cieplna metali jest również wysoka. Charakterystyczną właściwością wielu metali jest ich ciągliwość (kowalność), w wyniku której można je zwinąć w cienkie arkusze (folię) i przeciągnąć na drut (cyna, aluminium itp.), Jednak zdarzają się też metale dość kruche ( cynk, antymon, bizmut).

    W przemyśle często używają nie czystych metali, ale ich mieszanin zwanych stopami. W stopie właściwości jednego składnika zwykle skutecznie uzupełniają właściwości drugiego. Zatem miedź ma niską twardość i nie nadaje się do produkcji części maszyn, podczas gdy stopy miedzi i cynku, zwane mosiądzem, są już dość twarde i są szeroko stosowane w budowie maszyn. Aluminium ma dobrą ciągliwość i wystarczającą lekkość (mała gęstość), ale jest zbyt miękkie. Na jego podstawie wytwarzany jest stop ayuralum (duraluminium) zawierający miedź, magnez i mangan. Duraluminium, nie tracąc właściwości aluminium, uzyskuje wysoką twardość i dlatego jest wykorzystywane w technologii lotniczej. Stopy żelaza z węglem (oraz dodatkami innych metali) to dobrze znane żeliwo i stal.

    Metale różnią się znacznie gęstością: w przypadku litu jest to prawie połowa gęstości wody (0,53 g/cm3), a w przypadku osmu ponad 20 razy większa (22,61 g/cm3). Metale różnią się także twardością. Najmiększe są metale alkaliczne, można je łatwo ciąć nożem; Najtwardszy metal - chrom - tnie szkło. Istnieje ogromna różnica w temperaturach topnienia metali: rtęć w normalnych warunkach jest cieczą, cez i gal topią się w temperaturze ludzkiego ciała, a najbardziej ogniotrwały metal, wolfram, ma temperaturę topnienia 3380 ° C. Metale, których temperatura topnienia jest wyższa niż 1000 ° C, są klasyfikowane jako metale ogniotrwałe, a te poniżej określane są jako metale topliwe. W wysokich temperaturach metale są w stanie emitować elektrony, które są wykorzystywane w elektronice i generatorach termoelektrycznych do bezpośredniego przekształcania energii cieplnej w energię elektryczną. Żelazo, kobalt, nikiel i gadolin po umieszczeniu ich w polu magnetycznym są w stanie trwale utrzymać stan namagnesowania.

    Metale mają również pewne właściwości chemiczne. Atomy metali stosunkowo łatwo oddają elektrony walencyjne i stają się jonami naładowanymi dodatnio. Dlatego metale są środkami redukującymi. W rzeczywistości jest to ich główna i najbardziej ogólna właściwość chemiczna.

    Oczywiście metale jako środki redukujące będą reagować z różnymi utleniaczami, do których mogą należeć proste substancje, kwasy, sole metali mniej aktywnych i niektóre inne związki. Związki metali z halogenami nazywane są halogenkami, z siarką - siarczkami, z azotem - azotkami, z fosforem - fosforkami, z węglem - węglikami, z krzemem - krzemkami, z borem - borkami, z wodorem - wodorkami itp. Wiele z tych związków znalazły ważne zastosowania w nowych technologiach. Na przykład borki metali są stosowane w elektronice radiowej, a także w inżynierii nuklearnej jako materiały regulujące i chroniące przed promieniowaniem neutronowym.

    Pod wpływem stężonych kwasów utleniających na niektórych metalach tworzy się także stabilna warstwa tlenkowa. Zjawisko to nazywa się pasywacją. Zatem w stężonym kwasie siarkowym metale takie jak Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb ulegają pasywacji (i nie reagują z nim), a w stężonym kwasie azotowym metale Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th i U.

    Im bardziej na lewo w tym rzędzie znajduje się metal, tym większe ma właściwości redukujące, tj. łatwiej jest utlenić się i przejść do roztworu w postaci kationu, ale trudniej jest zredukować z kationu do stanu wolnego .

    Jeden niemetal, wodór, jest umieszczany w szeregu napięcia, ponieważ pozwala to określić, czy metal ten będzie reagował z kwasami - środkami nieutleniającymi w roztworze wodnym (dokładniej utleni się przez kationy wodorowe H +). Na przykład cynk reaguje z kwasem solnym, ponieważ w szeregu napięć znajduje się po lewej stronie (przed) wodorem. Wręcz przeciwnie, srebro nie jest przenoszone do roztworu przez kwas solny, ponieważ znajduje się w szeregu napięcia po prawej stronie (za) wodorem. Metale zachowują się podobnie w rozcieńczonym kwasie siarkowym. Metale w szeregu napięcia po wodorze nazywane są szlachetnymi (Ag, Pt, Au itp.)

    Niepożądaną właściwością chemiczną metali jest ich korozja elektrochemiczna, czyli aktywne niszczenie (utlenianie) metalu pod wpływem wody i pod wpływem rozpuszczonego w niej tlenu (korozja tlenowa). Na przykład powszechnie znana jest korozja wyrobów żelaznych w wodzie.

    Szczególnie korozyjne - niebezpieczne może być miejsce styku dwóch różnych metali - korozja kontaktowa. Para galwaniczna występuje pomiędzy jednym metalem, takim jak Fe, a innym metalem, takim jak Sn lub Cu, umieszczonym w wodzie. Przepływ elektronów przebiega od metalu bardziej aktywnego, który znajduje się po lewej stronie szeregu napięcia (Fe), do metalu mniej aktywnego (Sn, Cu), a metal bardziej aktywny ulega zniszczeniu (korodowaniu).

    Z tego powodu ocynowana powierzchnia puszek (żelazo pokryte cyną) rdzewieje, gdy jest przechowywana w wilgotnej atmosferze i nieostrożnie się z nią obchodzi (żelazo szybko zapada się po pojawieniu się nawet drobnej rysy, umożliwiając żelazu kontakt z wilgocią). Wręcz przeciwnie, ocynkowana powierzchnia żelaznego wiadra nie rdzewieje przez długi czas, ponieważ nawet jeśli są zadrapania, to nie żelazo koroduje, ale cynk (metal bardziej aktywny niż żelazo).

    Odporność korozyjna danego metalu zwiększa się, gdy zostanie on pokryty bardziej aktywnym metalem lub gdy zostaną stopione; Zatem powlekanie żelaza chromem lub wytwarzanie stopów żelaza i chromu eliminuje korozję żelaza. Żeliwo chromowane i stale zawierające chrom (stale nierdzewne) charakteryzują się wysoką odpornością na korozję.

    Ogólne metody otrzymywania metali:

    Elektrometalurgia, tj. produkcja metali poprzez elektrolizę stopów (dla najbardziej aktywnych metali) lub roztworów ich soli;

    Pirometalurgia, czyli redukcja metali z ich rud w wysokich temperaturach (np. produkcja żelaza w procesie wielkopiecowym);

    Hydrometalurgia, tj. oddzielanie metali z roztworów ich soli metalami bardziej aktywnymi (na przykład produkcja miedzi z roztworu CuSO 4 poprzez zastąpienie cynku, żelaza

    lub aluminium).

    W przyrodzie metale czasami występują w postaci wolnej, na przykład rtęć rodzima, srebro i złoto, częściej jednak w postaci związków (rudy metali). Najbardziej aktywne metale występują oczywiście w skorupie ziemskiej tylko w postaci związanej.

    Lit (z greckiego Lithos – kamień), Li, pierwiastek chemiczny podgrupy Ia układu okresowego; liczba atomowa 3 masa atomowa 6, 941; odnosi się do metali alkalicznych.

    Zawartość litu w skorupie ziemskiej wynosi 6,5–10–3% masowych. Występuje w ponad 150 minerałach, z czego około 30 to minerały litu.Główne minerały to spodumen LiAl, lepidolit KLi 1,5 Al 1,5 (F.0H) 2 i płatek (LiNa). Skład tych minerałów jest złożony, wiele z nich należy do klasy glinokrzemianów, które są bardzo powszechne w skorupie ziemskiej. Obiecującymi źródłami surowców do produkcji litu są solanki (solanka) złóż solnych i wody gruntowe. Największe złoża związków litu znajdują się w Kanadzie, USA, Chile, Zimbabwe, Brazylii, Namibii i Rosji.

    Co ciekawe, minerał spodumen występuje w przyrodzie w postaci dużych kryształów o masie kilku ton. W kopalni Etta w USA odnaleziono kryształ w kształcie igły o długości 16 m i wadze 100 ton.

    Pierwsza wzmianka o litu pochodzi z 1817 roku. Szwedzki chemik A. Arfvedson analizując minerał petalite, odkrył w nim nieznaną zasadę. Nauczyciel Arfvedsona J. Berzelius nadał mu nazwę „lition” (od greckiego liteos – kamień), ponieważ w odróżnieniu od wodorotlenków potasu i sodu, które otrzymywano z popiołów roślinnych, w minerałze odkryto nową zasadę. Nazwał także metal będący „bazą” tej zasady – litem. W 1818 roku angielski chemik i fizyk G. Davy otrzymał lit poprzez elektrolizę wodorotlenku LiOH.

    Nieruchomości. Lit jest srebrzystobiałym metalem; poseł. 180,54°C, wrz. 1340"C; najlżejszy ze wszystkich metali, jego gęstość wynosi 0,534 g/cm - jest 5 razy lżejszy od aluminium i prawie o połowę lżejszy od wody. Lit jest miękki i plastyczny. Związki litu malują płomień na piękny karminowoczerwony kolor. Ta bardzo czuła metoda jest stosowana w analizie jakościowej do wykrywania litu.

    Konfiguracja zewnętrznej warstwy elektronowej atomu litu 2s 1 (element s). W związkach wykazuje stopień utlenienia +1.

    Lit jest pierwszym w elektrochemicznym szeregu napięć i wypiera wodór nie tylko z kwasów, ale także z wody. Jednak wiele reakcji chemicznych litu jest mniej energicznych niż reakcje innych metali alkalicznych.

    Lit praktycznie nie reaguje ze składnikami powietrza przy całkowitym braku wilgoci w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu na powietrzu powyżej 200°C, jako główny produkt tworzy się tlenek Li 2 O 2 (występują jedynie śladowe ilości nadtlenku Li 2 O 2). W wilgotnym powietrzu wytwarza głównie azotek Li 3 N, przy wilgotności powietrza powyżej 80% wytwarza wodorotlenek LiOH i węglan Li 2 CO 3. Azotek litu można również otrzymać przez ogrzewanie metalu w strumieniu azotu (lit jest jednym z niewielu pierwiastków, który bezpośrednio łączy się z azotem): 6Li + N 2 = 2Li 3 N

    Lit łatwo łączy się z prawie wszystkimi metalami i jest dobrze rozpuszczalny w rtęci. Łączy się bezpośrednio z halogenami (po podgrzaniu z jodem). W temperaturze 500°C reaguje z wodorem tworząc wodorek LiH, w reakcji z wodą - wodorotlenek LiOH, z rozcieńczonymi kwasami - sole litu, z amoniakiem - amid LiNH2, np.:

    2Li + H2 = 2LiH

    2Li + 2H 2O = 2LiOH + H2

    2Li + 2НF = 2LiF + Н 2

    2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

    Wodorek LiH – bezbarwne kryształy; stosowany w różnych dziedzinach chemii jako środek redukujący. Wchodząc w interakcję z wodą wydziela dużą ilość wodoru (z 1 kg LiH otrzymuje się 2820 l H2):

    LiH + H 2 O = LiOH + H 2

    Daje to możliwość wykorzystania LiH jako źródła wodoru do napełniania balonów i sprzętu ratowniczego (pontony, pasy itp.), a także swego rodzaju „magazynu” do przechowywania i transportu wodoru palnego (konieczne jest zabezpieczenie LiH od najmniejszych śladów wilgoci).

    Mieszane wodorki litu mają szerokie zastosowanie w syntezie organicznej, np. wodorek litowo-glinowy LiAlH 4 – selektywny środek redukujący. Otrzymuje się go w reakcji LiH z chlorkiem glinu AlCl3

    Wodorotlenek LiOH jest silną zasadą (alkalią), jego wodne roztwory niszczą szkło i porcelanę; Nikiel, srebro i złoto są na to odporne. LiOH stosowany jest jako dodatek do elektrolitu akumulatorów alkalicznych, który zwiększa ich żywotność 2-3 razy i pojemność o 20%. Na bazie LiOH i kwasów organicznych (zwłaszcza stearynowego i palmitynowego) produkowane są smary mrozo- i żaroodporne (litole) przeznaczone do ochrony metali przed korozją w zakresie temperatur od -40 do +130”C.

    Wodorotlenek litu jest również stosowany jako pochłaniacz dwutlenku węgla w maskach gazowych, łodziach podwodnych, samolotach i statkach kosmicznych.

    Odbiór i wniosek. Surowcem do produkcji litu są jego sole, które ekstrahuje się z minerałów. W zależności od składu minerały rozkłada się kwasem siarkowym H 2 SO 4 (metoda kwasowa) lub poprzez spiekanie tlenkiem wapnia CaO i jego węglanem CaCO3 (metoda alkaliczna), siarczanem potasu K 2 SO 4 (metoda solna), węglanem wapnia i jego chlorek CaCl (metoda alkaliczno-solna). Metodą kwasową otrzymuje się roztwór siarczanu Li 2 SO 4 [ten ostatni oczyszcza się z zanieczyszczeń działając wodorotlenkiem wapnia Ca(OH) 2 i sodą Na 2 Co 3 ]. Placek powstały innymi metodami rozkładu minerałów ługuje się wodą; w tym przypadku metodą alkaliczną LiOH trafia do roztworu, metodą solną - Li 2 SO 4, metodą alkaliczno-solną - LiCl. Wszystkie te metody, z wyjątkiem zasadowych, zapewniają wytworzenie gotowego produktu w postaci węglanu Li 2 CO 3. który jest wykorzystywany bezpośrednio lub jako źródło do syntezy innych związków litu.

    Lit metaliczny wytwarza się poprzez elektrolizę stopionej mieszaniny LiCl i chlorku potasu KCl lub chlorku baru BaCl2 z dalszym oczyszczaniem z zanieczyszczeń.

    Zainteresowanie litem jest ogromne. Wynika to przede wszystkim z faktu, że jest on źródłem produkcja przemysłowa tryt (ciężki nuklid wodoru), który jest głównym część integralna bomba wodorowa i główne paliwo dla reaktorów termojądrowych. Reakcja termojądrowa zachodzi pomiędzy nuklidem 6 Li a neutronami (cząstkami neutralnymi o liczbie masowej 1); produkty reakcji - tryt 3 H i hel 4 He:

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

    Duża liczba lit jest stosowany w metalurgii. Stop magnezu z 10% zawartością litu jest mocniejszy i lżejszy niż sam magnez. Stopy aluminium i litu - skleron i aeron, zawierające tylko 0,1% litu, oprócz lekkości, charakteryzują się dużą wytrzymałością, ciągliwością i zwiększoną odpornością na korozję; są używane w lotnictwie. Dodatek 0,04% litu do stopów ołowiowo-wapniowych zwiększa ich twardość i zmniejsza współczynnik tarcia.

    Halogenki i węglany litu wykorzystywane są do produkcji szkieł optycznych, kwasoodpornych i innych specjalnych, a także żaroodpornej porcelany i ceramiki, różnych szkliw i emalii.

    Drobne cząsteczki litu powodują oparzenia chemiczne mokrej skóry i oczu. Sole litu podrażniają skórę. Podczas pracy z wodorotlenkiem litu należy zachować środki ostrożności jak przy pracy z wodorotlenkami sodu i potasu.

    Sód (z arabskiego, natrun, grecki nitron – soda naturalna, pierwiastek chemiczny podgrupy Ia układu okresowego; liczba atomowa 11, masa atomowa 22,98977; należy do metali alkalicznych. W przyrodzie występuje w postaci jednego stabilnego nuklid 23 Na.

    Już w starożytności znane były związki sodu - sól kuchenna (chlorek sodu) NaCl, zasada żrąca (wodorotlenek sodu) NaOH i soda (węglan sodu) Na2CO3. Tę ostatnią substancję starożytni Grecy nazywali „nitronem”; Stąd wzięła się współczesna nazwa tego metalu – „sód”. Jednak w Wielkiej Brytanii, USA, Włoszech, Francji zachowano słowo sód (od hiszpańskiego słowa „soda”, które ma takie samo znaczenie jak w języku rosyjskim).

    Wytwarzanie sodu (i potasu) po raz pierwszy opisał angielski chemik i fizyk G. Davy na spotkaniu Towarzystwa Królewskiego w Londynie w 1807 roku. Udało mu się rozłożyć żrące zasady KOH i NaOH za pomocą prądu elektrycznego i wyizolować nieznane wcześniej metale o niezwykłych właściwościach. Metale te bardzo szybko utleniały się na powietrzu i unosiły na powierzchni wody, wydzielając z niej wodór.

    Występowanie w przyrodzie. Sód jest jednym z najczęściej występujących pierwiastków w przyrodzie. Jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 2,64% wagowych. W hydrosferze występuje w formie rozpuszczalne sole w ilości około 2,9% (przy całkowitym stężeniu soli ok woda morska 3,5-3,7%). Stwierdzono obecność sodu w atmosferze słonecznej i przestrzeni międzygwiazdowej. W naturze sód występuje wyłącznie w postaci soli. Najważniejsze minerały to halit (sól kamienna) NaCl, mirabilit (sól Glaubera) Na 2 SO 4 *10H 2 O, tenardyt Na 2 SO 4, azotan chelski NaNO 3, naturalne krzemiany, np. albit Na, nefelin Na

    Rosja jest wyjątkowo bogata w złoża soli kamiennej (na przykład Solikamsk, Usolje-Sibirskoje itp.), Duże złoża trony mineralnej na Syberii.

    Nieruchomości. Sód jest srebrzystobiałym, topliwym metalem o t.t. 97,86 °C, wrz. 883,15°C. Jest to jeden z najlżejszych metali - jest lżejszy od wody, gęstość 0,99 g/cm3 w temperaturze 19,7°C). Sód i jego związki barwią płomień palnika na żółto. Reakcja ta jest tak czuła, że ​​wykrywa wszędzie obecność najmniejszych śladów sodu (na przykład w kurzu w pomieszczeniach lub na zewnątrz).

    Sód jest jednym z najbardziej aktywnych pierwiastków układu okresowego. Zewnętrzna warstwa elektronowa atomu sodu zawiera jeden elektron (konfiguracja 3s 1, sód jest pierwiastkiem s). Sód łatwo oddaje swój jedyny elektron walencyjny i dlatego zawsze wykazuje stopień utlenienia +1 w swoich związkach.

    W powietrzu sód jest aktywnie utleniany, tworząc tlenek Na 2 O lub nadtlenek Na 2 O 2, w zależności od warunków. Dlatego sód jest magazynowany pod warstwą nafty lub oleju mineralnego. Reaguje energicznie z wodą wypierając wodór:

    2Na + H 2 0 = 2 NaOH + H 2

    Reakcja ta zachodzi nawet w przypadku lodu o temperaturze -80°C, a w przypadku ciepłej wody lub na powierzchni styku następuje eksplozja (nie bez powodu mówią: „Jeśli nie chcesz zostać dziwakiem, nie wrzucaj sodu do wody”).

    Sód reaguje bezpośrednio ze wszystkimi niemetalami: w temperaturze 200 ° C zaczyna absorbować wodór, tworząc bardzo higroskopijny wodorek NaH; z azotem w wyładowaniu elektrycznym powstaje azotek Na3N lub azydek NaN3; w atmosferze fluoru zapala się; w chlorze pali się w temperaturze; reaguje z bromem tylko po podgrzaniu:

    2Na + H2 = 2NaH

    6Na + N 2 = 2Na 3 N lub 2Na + 3Na 2 = 2NaN 3

    2Na+ C1 2 = 2NaCl

    W temperaturze 800-900°C sód łączy się z węglem, tworząc węglik Na2C2; roztarty z siarką daje siarczek Na 2 S i mieszaninę polisiarczków (Na 2 S 3 i Na 2 S 4)

    Sód łatwo rozpuszcza się w ciekłym amoniaku, powstały niebieski roztwór ma przewodność metaliczną, z gazowym amoniakiem w temperaturze 300-400 °C lub w obecności katalizatora po ochłodzeniu do -30 °C daje amid NaNH2.

    Sód tworzy związki z innymi metalami (związkami międzymetalicznymi), takimi jak srebro, złoto, kadm, ołów, potas i niektóre inne. Z rtęcią wytwarza amalgamaty NaHg 2, NaHg 4 itp. Najwyższa wartość mają ciekłe amalgamaty, które powstają w wyniku stopniowego wprowadzania sodu do rtęci znajdującej się pod warstwą nafty lub oleju mineralnego.

    Sód tworzy sole z rozcieńczonymi kwasami.

    Odbiór i wniosek. Główną metodą produkcji sodu jest elektroliza stopionej soli kuchennej. W tym przypadku na anodzie uwalnia się chlor, a na katodzie sód. Aby obniżyć temperaturę topnienia elektrolitu, do soli kuchennej dodaje się inne sole: KCl, NaF, CaCl2. Elektrolizę przeprowadza się w elektrolizerach z membraną; anody wykonane są z grafitu, katody z miedzi lub żelaza.

    Sód można otrzymać przez elektrolizę stopionego wodorotlenku NaOH, a niewielkie ilości można otrzymać przez rozkład azydku NaN3.

    Metaliczny sód służy do przywracania czystych metali z ich związków - potasu (z KOH), tytanu (z TiCl 4) itp. Stop sodu z potasem jest chłodziwem reaktorów jądrowych, ponieważ metale alkaliczne słabo absorbują neutrony i dlatego nie zapobiegają rozszczepieniu jąder uranu. Opary sodu o jasnożółtej poświacie służą do wypełniania lamp wyładowczych stosowanych do oświetlania autostrad, przystani, dworców kolejowych itp. Sód ma zastosowanie w medycynie: sztucznie uzyskany nuklid 24 Na wykorzystuje się do leczenia radiologicznego niektórych postaci białaczki oraz w celach diagnostycznych.

    Zastosowanie związków sodu jest znacznie szersze.

    Nadtlenek Na 2 O 2 - bezbarwne kryształy, produkt techniczny żółty kolor. Po podgrzaniu do temperatury 311-400°C zaczyna wydzielać tlen, a w temperaturze 540°C ulega szybkiemu rozkładowi. Silny utleniacz, dzięki czemu stosowany jest do wybielania tkanin i innych materiałów. W powietrzu pochłania CO 2, uwalniając tlen i tworząc węglan 2Na 2 O 2 +2CO 2 = 2Na 2 Co 3 +O 2). Na tej właściwości opiera się zastosowanie Na 2 O 2 do regeneracji powietrza w pomieszczeniach zamkniętych i izolujących aparatach oddechowych (łodzie podwodne, izolacyjne maski przeciwgazowe itp.).

    wodorotlenek NaOH; przestarzała nazwa to soda kaustyczna, nazwa techniczna to soda kaustyczna (od łac. żrący - żrący, palący); jeden z najmocniejszych fundamentów. Produkt techniczny oprócz NaOH zawiera zanieczyszczenia (do 3% Na2CO3 i do 1,5% NaCl). Duże ilości NaOH wykorzystuje się do przygotowania elektrolitów do baterii alkalicznych, produkcji papieru, mydła, farb, celulozy, a także do oczyszczania ropy naftowej i olejów.

    Spośród soli sodowych chromian Na 2 CrO 4 stosowany jest - do produkcji barwników, jako zaprawa do barwienia tkanin oraz jako garbnik w przemyśle skórzanym; Siarczyn Na 2 SO 3 jest składnikiem utrwalaczy i wywoływaczy w fotografii; podsiarczyn NaHSO 3 – wybiela tkaniny, włókna naturalne, stosowany do konserwowania owoców, warzyw i pasz roślinnych; Tiosiarczan Na 2 S 2 O 3 - do usuwania chloru podczas wybielania tkanin, jako utrwalacz w fotografii, antidotum na zatrucie związkami rtęci, arsenem itp., Środek przeciwzapalny; chloran NaClO 3 - utleniacz w różnych kompozycjach pirotechnicznych; Trifosforan Na 5 P 3 O 10 to dodatek do syntetycznych detergentów służący do zmiękczania wody.

    Sód, NaOH i jego roztwory powodują poważne oparzenia skóry i błon śluzowych.

    Przez wygląd a właściwości potasu są podobne do sodu, ale bardziej reaktywne. Reaguje energicznie z wodą i powoduje zapalenie wodoru. Spala się w powietrzu, tworząc pomarańczowy ponadtlenek CO2. W temperaturze pokojowej reaguje z halogenami, a przy umiarkowanym ogrzewaniu - z wodorem i siarką. W wilgotnym powietrzu szybko pokrywa się warstwą KOH. Przechowuj potas pod warstwą benzyny lub nafty.

    Największy praktyczne użycie znajdź związki potasu - wodorotlenek KOH, azotan KNO 3 i węglan K 2 CO 3.

    Wodorotlenek potasu KOH (nazwa techniczna - potas żrący) - białe kryształy, które rozprzestrzeniają się w wilgotnym powietrzu i pochłaniają dwutlenek węgla (powstają K 2 CO 3 i KHCO 3). Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie z wysokim efektem egzo. Roztwór wodny jest silnie zasadowy.

    Wodorotlenek potasu wytwarza się poprzez elektrolizę roztworu KCl (podobnie jak przy produkcji NaOH). Początkowy chlorek potasu KCl otrzymuje się z surowców naturalnych (minerały sylwin KCl i karnalit KMgCl 3 6H 2 0). KOH stosuje się do syntezy różnych soli potasowych, mydeł w płynie, barwników, jako elektrolit w akumulatorach.

    Azotan potasu KNO 3 (mineralny azotan potasu) - białe kryształy, bardzo gorzki smak, niska temperatura topnienia (tpl = 339°C). Dobrze rozpuszczalny w wodzie (nie ulega hydrolizie). Po podgrzaniu powyżej temperatury topnienia rozkłada się na azotyn potasu KNO 2 i tlen O 2 oraz wykazuje silne właściwości utleniające. Siarka i węgiel drzewny w kontakcie ze stopionym KNO 3 zapalają się, a mieszanina C + S eksploduje (spalanie „czarnego prochu”):

    2КNO 3 + ЗС (węgiel) + S=N 2 + 3CO 2 + K 2 S

    Saletra potasowa wykorzystywana jest do produkcji nawozów szklanych i mineralnych.

    Węglan potasu K 2 CO 3 (nazwa techniczna - potaż) jest białym, higroskopijnym proszkiem. Jest bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie, silnie hydrolizuje na anionach i tworzy w roztworze środowisko zasadowe. Używany do produkcji szkła i mydła.

    Produkcja K 2 CO 3 opiera się na reakcjach:

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

    2К(НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2

    Siarczan potasu z surowców naturalnych (minerały kainit KMg(SO 4)Cl ZN 2 0 i schoenit K 2 Mg(SO 4) 2 * 6H 2 0) ogrzewa się z wapnem gaszonym Ca(OH) 2 w atmosferze CO (w atmosferze pod ciśnieniem 15 atm) otrzymuje się mrówczan potasu K(HCOO), który kalcynuje się w strumieniu powietrza.

    Potas niezbędny ważny element dla roślin i zwierząt. Nawozy potasowe to sole potasowe, zarówno naturalne, jak i ich produkty przetworzone (KCl, K 2 SO 4, KNO 3); wysoka zawartość soli potasowych w popiele roślinnym.

    Potas jest dziewiątym pod względem liczebności pierwiastkiem w skorupie ziemskiej. Zawarty wyłącznie w formie związanej w minerałach, wodzie morskiej (aż 0,38 g jonów K+ w 1 l), roślinach i organizmach żywych (wewnątrz komórek). Organizm człowieka zawiera = 175 g potasu, dzienne zapotrzebowanie sięga ~4 g. Izotop promieniotwórczy 40 K (domieszka do przeważającego stabilnego izotopu 39 K) rozpada się bardzo powoli (okres półtrwania 1 10 9 lat), wraz z izotopami 238 U i 232 Th przyczynia się ogromny wkład do zasobów geotermalnych naszej planety (wewnętrzne ciepło wnętrza Ziemi).

    Od (łac. Cuprum), Cu, pierwiastek chemiczny podgrupy 16 układu okresowego; liczba atomowa 29, masa atomowa 63,546 należy do metali przejściowych. Miedź naturalna jest mieszaniną nuklidów o liczbie masowej 63 (69,1%) i 65 (30,9%).

    Występowanie w przyrodzie. Średnia zawartość miedzi w skorupie ziemskiej wynosi 4,7-10 ~ 3% masowych.

    W skorupie ziemskiej miedź występuje zarówno w postaci bryłek, jak i w postaci różnych minerałów. Bryłki miedzi, czasem znacznych rozmiarów, pokryte są zielonym lub niebieskim nalotem i są niezwykle ciężkie w porównaniu z kamieniem; największą bryłkę o wadze około 420 ton znaleziono w USA w rejonie Wielkich Jezior (na zdjęciu). Zdecydowana większość miedzi występuje w skałach w postaci związków. Znanych jest ponad 250 minerałów zawierających miedź. Przemysłowe znaczenie mają: chalkopiryt (piryt miedzi) CuFeS 2, kowalit (indygo miedzi) Cu 2 S, chalkocyt (połysk miedzi) Cu 2 S, kupryt Cu 2 O, malachit CuCO3*Cu(OH) 2 i azuryt 2CuCO3*Cu( O) 2. Prawie wszystkie minerały miedzi są jasne i pięknie zabarwione, na przykład chalkopiryt ma złoty połysk, miedziany połysk ma stalowoniebieski kolor, azuryt ma głęboki błękit ze szklistym połyskiem, a kawałki kowelitu mienią się wszystkimi kolorami tęczy . Wiele minerałów miedzi ma charakter ozdobny i klejnoty-klejnoty; Bardzo wysoko cenione są malachit i turkus CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 *5H 2 O. Największe złoża rud miedzi znajdują się w Ameryce Północnej i Południowej (głównie w USA, Kanadzie, Chile, Peru, Meksyku) , Afryka (Zambia, Republika Południowej Afryki), Azja (Iran, Filipiny, Japonia). W Rosji złoża rud miedzi znajdują się na Uralu i Ałtaju.

    Rudy miedzi są zwykle polimetaliczne: oprócz miedzi zawierają Fe, Zn, Pb, Sn, Ni, Mo, Au, Ag, Se, metale platynowe itp.

    Odniesienie historyczne. Miedź jest znana od niepamiętnych czasów i należy do „siedmiu wspaniałych” najstarszych metali używanych przez ludzkość - złota, srebra, miedzi, żelaza, cyny, ołowiu i rtęci. Według danych archeologicznych miedź była znana ludziom już 6000 lat temu. Okazało się, że był to pierwszy metal do zastąpienia starożytny człowiek kamień w prymitywnych narzędziach. To był początek tzw. epoka miedzi, która trwała około dwóch tysięcy lat. Siekiery, noże, maczugi i artykuły gospodarstwa domowego były kute z miedzi, a następnie wytapiane. Według legendy starożytny bóg kowal Hefajstos wykuł tarczę z czystej miedzi dla niepokonanego Achillesa. Kamienie na 147-metrową piramidę Cheopsa również wydobywano i ciosano miedzianymi narzędziami.

    Starożytni Rzymianie eksportowali rudę miedzi z Cypru, stąd łacińska nazwa miedzi – „cuprum”. Imię rosyjskie Wydaje się, że „miedź” jest powiązana ze słowem „smida”, które w starożytności oznaczało „metal”.

    W rudach wydobywanych na Półwyspie Synaj rudy czasami zawierały domieszkę cyny, co doprowadziło do odkrycia stopu miedzi i cyny - brązu. Brąz okazał się bardziej topliwy i twardszy niż sama miedź. Odkrycie brązu zapoczątkowało długą epokę brązu (IV-I tysiąclecie p.n.e.).

    Nieruchomości. Miedź jest metalem czerwonym. T.pl. 1083"C, temperatura wrzenia 2567°C, gęstość 8,92 g/cm. Jest to ciągliwy, kowalny metal; liście są 5 razy cieńsze niż można z niego wywinąć bibułkę. Miedź dobrze odbija światło, dobrze przewodzi ciepło i prąd, po drugie tylko do srebra

    Konfiguracja zewnętrznych warstw elektronicznych atomu miedzi to 3d 10 4s 1 (element d). Chociaż miedź i metale alkaliczne należą do tej samej grupy I, ich zachowanie i właściwości są bardzo różne. Miedź jest podobna do metali alkalicznych jedynie pod względem zdolności do tworzenia jednowartościowych kationów. Tworząc związki, atom miedzi może stracić nie tylko zewnętrzny s-elektron, ale jeden lub dwa d-elektrony poprzedniej warstwy, wykazując jednocześnie więcej wysoki stopień utlenianie. W przypadku miedzi stopień utlenienia +2 jest bardziej typowy niż +1.

    Miedź metaliczna jest mało aktywna i stabilna w suchym i czystym powietrzu. W wilgotnym powietrzu zawierającym CO 2 na jego powierzchni tworzy się zielonkawy film Cu(OH) 2* CuCO3, zwany patyną. Patyna nadaje produktom wykonanym z miedzi i jej stopów piękny „antyczny” wygląd; ciągła powłoka patyny dodatkowo chroni metal przed dalszym zniszczeniem. Podczas ogrzewania miedzi w czystym i suchym tlenie następuje tworzenie czarnego tlenku CuO; ogrzewanie powyżej 375°C prowadzi do czerwonego tlenku Cu 2 O. W normalnych temperaturach tlenki miedzi są stabilne w powietrzu.

    W szeregu napięć miedź znajduje się na prawo od wodoru, dlatego nie wypiera wodoru z wody i nie wypiera go z kwasów beztlenowych. Miedź może rozpuścić się w kwasach tylko wtedy, gdy zostanie jednocześnie utleniona, np. w kwasie azotowym lub stężonym kwasie siarkowym:

    3Сu + 8НNO 3 = 3Сu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O

    Cu + 2H 2 S0 4 = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

    Fluor, chlor i brom reagują z miedzią, tworząc odpowiednie dihalogenki, na przykład:

    Cu + Cl2 = CuCl2

    Podczas reakcji podgrzanego proszku miedzi z jodem otrzymuje się jodek Cu(I) lub monojodek miedzi:

    2Сu +I 2 = 2СuI

    Miedź spala się w parach siarki, tworząc monosiarczek CuS. W normalnych warunkach nie wchodzi w interakcję z wodorem. Jeśli jednak próbki miedzi zawierają mikrozanieczyszczenia tlenku Cu 2 O, to w atmosferze zawierającej wodór, metan lub tlenek węgla tlenek miedzi ulega redukcji do metalu:

    Сu 2 O+ Н 2 = 2Сu + Н 2 O

    Cu2O+ CO = 2Cu + CO2

    Uwolniona para wodna i CO 2 powodują powstawanie pęknięć, które gwałtownie pogarszają właściwości mechaniczne metalu („choroba wodorowa”). Jednowartościowe sole miedzi - chlorek CuCl, siarczyn Cu 2 SO3, siarczek Cu 2 S i inne - z reguły są słabo rozpuszczalne w wodzie. W przypadku miedzi dwuwartościowej istnieją sole prawie wszystkich znanych kwasów; najważniejsze z nich to siarczan CuSO 4, chlorek CuCl 2, azotan Cu(NO3) Wszystkie są dobrze rozpuszczalne w wodzie, a po oddzieleniu od niej tworzą krystaliczne hydraty, np. CuCl 2 * 2H 2 O, Cu( NO3) 2 *6H 2 O, Cu80 4 -5H 2 0. Kolor soli jest od zielonego do niebieskiego, ponieważ jon Cu w wodzie jest uwodniony i występuje w postaci niebieskiego jonu wodnego [Cu(H 2 O ) 6 ] 2+, który określa barwę roztworów dwuwartościowych soli miedzi.

    Jeden z niezbędne sole siarczan miedzi otrzymuje się przez rozpuszczenie metalu w ogrzanym rozcieńczonym kwasie siarkowym podczas przedmuchu powietrza:

    2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O

    Bezwodny siarczan jest bezbarwny; po dodaniu wody zamienia się w siarczan miedzi CuSO 4 -5H 2 O - lazurowoniebieskie przezroczyste kryształy. Ze względu na zdolność siarczanu miedzi do zmiany koloru po zwilżeniu, służy on do wykrywania śladów wody w alkoholach, eterach, benzynach itp.

    Kiedy dwuwartościowa sól miedzi wchodzi w interakcję z alkaliami, powstaje obszerny niebieski osad - wodorotlenek Cu(OH) 2. Jest amfoteryczny: rozpuszcza się w stężonych alkaliach tworząc sól, w której miedź występuje jako anion, na przykład:

    Cu(OH) 2 + 2KOH = K 2 [Cu(OH) 4 ]

    W przeciwieństwie do metali alkalicznych miedź charakteryzuje się tendencją do tworzenia kompleksów - jony Cu i Cu 2+ w wodzie mogą tworzyć jony złożone z anionami (Cl -, CN -), cząsteczkami obojętnymi (NH 3) i niektórymi związki organiczne. Kompleksy te są zwykle jaskrawo zabarwione i dobrze rozpuszczalne w wodzie.

    Odbiór i wniosek. Jeszcze w XIX wieku. miedź wytapiano z rud zawierających co najmniej 15% metalu. Obecnie bogate rudy miedzi są już praktycznie wyczerpane, dlatego też miedź ch. przyr. otrzymywany z rud siarczkowych zawierających tylko 1-7% miedzi. Wytapianie metali jest procesem długim i wieloetapowym.

    Po flotacyjnej obróbce pierwotnej rudy koncentrat zawierający siarczki żelaza i miedzi umieszcza się w pogłosowych piecach do wytapiania miedzi, nagrzanych do temperatury 1200°C. Koncentrat topi się, tworząc tzw. kamień zawierający stopioną miedź, żelazo i siarkę, a także stałe żużle krzemianowe, które unoszą się na powierzchnię. Wytopiony kamień w postaci CuS zawiera około 30% miedzi, resztę stanowi siarczek żelaza i siarka. Kolejnym etapem jest przekształcenie matowego w tzw. miedź blister, która odbywa się w poziomych piecach konwertorowych przedmuchanych tlenem. FeS najpierw utlenia się; Aby związać powstały tlenek żelaza, do konwertora dodaje się kwarc, który tworzy łatwo oddzielający się żużel krzemianowy. Następnie CuS ulega utlenieniu, zamieniając się w metaliczną miedź i uwalnia się SO2:

    CuS + O2 = Cu + SO2

    Po usunięciu SO 2 powietrzem pozostałą w konwertorze miedź konwertorową zawierającą 97-99% miedzi wlewa się do form, a następnie poddaje oczyszczaniu elektrolitycznemu. W tym celu wlewki miedzi blister w kształcie grubych desek zawiesza się w kąpielach elektrolizujących zawierających roztwór siarczanu miedzi z dodatkiem H 2 SO 4. W tych samych wannach zawieszone są również cienkie arkusze czystej miedzi. Służą jako katody, a odlewy z miedzi konwertorowej służą jako anody. Podczas przepływu prądu miedź rozpuszcza się na anodzie, a jej uwalnianie następuje na katodzie:

    Cu - 2е = Cu 2+

    Cu 2+ + 2е = Cu

    Zanieczyszczenia m.in. srebro, złoto, platyna opadają na dno wanny w postaci mułu (szlamu). Cały ten energochłonny proces zwykle opłaca się odzyskiwać metale szlachetne z osadów. Po takiej rafinacji powstały metal zawiera 98-99% miedzi.

    Miedź jest od dawna stosowana w budownictwie: starożytni Egipcjanie budowali miedziane rury wodociągowe; dachy średniowiecznych zamków i kościołów pokryto blachą miedzianą, np. słynny zamek królewski w Elsinore (Dania) pokryto dachem miedzianym. Z miedzi wykonywano monety i biżuterię. Ze względu na swój niski opór elektryczny miedź jest głównym metalem w elektrotechnice: ponad połowa całej produkowanej miedzi wykorzystywana jest do produkcji przewodów elektrycznych do transmisji wysokiego napięcia i kabli niskoprądowych. Nawet nieznaczne zanieczyszczenia miedzi prowadzą do wzrostu jej zawartości opór elektryczny i duże straty energii elektrycznej.

    Wysoka przewodność cieplna i odporność na korozję umożliwiają produkcję części miedzianych do wymienników ciepła, lodówek, urządzeń próżniowych, rurociągów do pompowania olejów i paliw itp. Miedź jest również szeroko stosowana w galwanizacji przy nakładaniu powłok ochronnych na wyroby stalowe. Na przykład podczas niklowania lub chromowania przedmiotów ze stali, miedź jest na nich wstępnie osadzana; w tym przypadku powłoka ochronna utrzymuje się dłużej i jest skuteczniejsza. Miedź wykorzystuje się także w galwanotechnice (czyli przy replikowaniu wyrobów poprzez uzyskanie odbicia lustrzanego), np. przy produkcji metalowych matryc do drukowania banknotów i reprodukcji wyrobów rzeźbiarskich.

    Znaczna ilość miedzi jest wydawana na produkcję stopów, które tworzy z wieloma metalami. Główne stopy miedzi dzieli się ogólnie na trzy grupy: brązy (stopy z cyną i innymi metalami innymi niż cynk i nikiel), mosiądze (stopy z cynkiem) i stopy miedziowo-niklowe. W encyklopedii znajdują się osobne artykuły na temat brązów i mosiądzów. Najbardziej znane stopy miedzi i niklu to miedzionikiel, srebro niklowe, konstantan, mangan; wszystkie zawierają do 30-40% niklu i różne dodatki stopowe. Stopy te wykorzystywane są w przemyśle stoczniowym, do produkcji części pracujących w podwyższonych temperaturach, w urządzeniach elektrycznych, a także do wyrobów metalowych gospodarstwa domowego zamiast srebra (sztućce).

    Związki miedzi były i znajdują się w różnych zastosowaniach. Tlenek i siarczan miedzi stosuje się do produkcji niektórych rodzajów włókien sztucznych oraz do produkcji innych związków miedzi; CuO i Cu 2 O wykorzystywane są do produkcji szkła i emalii; Сu(NO3) 2 - druk perkalowy; CuCl 2 jest składnikiem farb mineralnych, katalizatorem. Farby mineralne zawierające miedź były znane od czasów starożytnych; Zatem analiza starożytnych fresków z Pompejów i malowideł ściennych na Rusi wykazała, że ​​w składzie farb znajdował się główny octan miedzi Cu(OH) 2 * (CH3COO) 2 Cu 2, który służył jako jasnozielona farba, zwana verdigris w Rosji.

    Miedź należy do tzw. biopierwiastki niezbędne do prawidłowego rozwoju roślin i zwierząt. W przypadku braku lub niedoboru miedzi w tkankach roślinnych zmniejsza się zawartość chlorofilu, liście żółkną, rośliny przestają owocować i mogą obumrzeć. Dlatego w nawozach miedziowych znajduje się wiele soli miedzi, na przykład siarczan miedzi, nawozy miedziowo-potasowe (siarczan miedzi zmieszany z KSD). Sole miedzi stosuje się także do zwalczania chorób roślin. Od ponad stu lat wykorzystuje się w tym celu mieszaninę Bordeaux zawierającą zasadowy siarczan miedzi [Cu(OH) 2 ]3CuSO 4 ; zrozumiesz to po reakcji:

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

    Galaretowaty osad tej soli dobrze pokrywa liście i utrzymuje się na nich przez długi czas, chroniąc roślinę. Podobne właściwości mają Cu 2 O, chlorotlenek miedzi 3Cu(OH) 2 *CuCl 2, a także fosforan miedzi, boran i arsenian miedzi.

    W organizmie człowieka miedź wchodzi w skład niektórych enzymów i bierze udział w procesach hematopoezy i utleniania enzymatycznego; Średnia zawartość miedzi w ludzkiej krwi wynosi około 0,001 mg/l. W organizmach zwierząt niższych występuje znacznie więcej miedzi, np. hemocyjanina – barwnik krwi mięczaków i skorupiaków – zawiera do 0,26% miedzi. Średnia zawartość miedzi w organizmach żywych wynosi 2-10 - 4% wagowych.

    Dla ludzi związki miedzi są w większości toksyczne. Pomimo tego, że miedź wchodzi w skład niektórych farmaceutyków, jeśli przedostanie się do żołądka z wodą lub pożywieniem w dużych ilościach, może spowodować ciężkie zatrucie. U osób, które przez długi czas pracują przy wytopie miedzi i jej stopów, często rozwija się „gorączka miedziowa” - wzrasta temperatura, pojawia się ból w żołądku i zmniejsza się aktywność życiowa płuc. Jeśli sole miedzi dostaną się do żołądka, przed przybyciem lekarza należy go pilnie przepłukać i zażyć lek moczopędny.


    Wniosek.

    Metale służą jako główne materiały konstrukcyjne w inżynierii mechanicznej i produkcji instrumentów. Wszystkie mają wspólny tzw właściwości metaliczne, ale każdy pierwiastek manifestuje je zgodnie ze swoją pozycją w układzie okresowym D.I. Mendelejewa, tj. zgodnie z cechami strukturalnymi jego atomu.

    Metale aktywnie oddziałują z elementarnymi utleniaczami o wysokiej elektroujemności (halogeny, tlen, siarka itp.), dlatego biorąc pod uwagę właściwości ogólne pierwiastki metalowe należy wziąć pod uwagę ich aktywność chemiczną w stosunku do niemetali, rodzaje ich związków i formy wiązanie chemiczne, ponieważ determinuje to nie tylko procesy metalurgiczne podczas ich produkcji, ale także zachowanie metali w warunkach eksploatacyjnych.

    Dziś, gdy gospodarka rozwija się w szybkim tempie, istnieje zapotrzebowanie na budynki prefabrykowane, które nie wymagają znacznych inwestycji kapitałowych. Jest to potrzebne głównie przy budowie pawilonów handlowych, centrów rozrywki i magazynów. Dzięki zastosowaniu konstrukcji metalowych budynki takie można obecnie nie tylko łatwo i szybko wznieść, ale także z taką samą łatwością zdemontować po zakończeniu okresu najmu lub w celu przeniesienia w inne miejsce. Co więcej, w tak łatwych do wzniesienia budynkach nie jest trudno zainstalować komunikację, ogrzewanie i oświetlenie. Budynki wykonane z konstrukcji metalowych wytrzymują trudne warunki naturalne nie tylko pod względem warunków temperaturowych, ale także, co równie ważne, pod względem aktywności sejsmologicznej, gdzie wznoszenie budynków murowanych nie jest łatwe i bezpieczne.

    Gama konstrukcji metalowych oferowanych obecnie przez przemysł jest łatwa w transporcie i można ją podnosić za pomocą dowolnego dźwigu. Połączenie i montaż takich konstrukcji można wykonać za pomocą śrub lub spawania. Pojawienie się lekkich konstrukcji metalowych, które są produkowane i dostarczane w sposób zintegrowany, odgrywa dużą pozytywną rolę w budowie budynków użyteczności publicznej w porównaniu z budową budynków żelbetowych i znacznie skraca czas potrzebny na wykonanie prac .


    Bibliografia.

    1. Chomczenko G.P. Podręcznik chemii dla kandydatów na uniwersytety. - wydanie 3 - M .: Wydawnictwo Novaya Volna LLC, Wydawnictwo ONIKS CJSC, 1999. - 464 s.

    2. A.S. Egorova. Chemia. Poradnik dla kandydatów na uniwersytety – wydanie 2 – Rostów N/D: Wydawnictwo Phoenix, 1999. – 768 s.

    3. Frolov V.V. Chemia: Instruktaż dla uczelni specjalnych zajmujących się inżynierią mechaniczną. – wyd. 3, poprawione. i dodatkowe – M.: Szkoła wyższa, 1986.-543 s.

    Popiera swoją aprobatą błędną lub nie do końca trafną odpowiedź ucznia. 1.2 Doskonalenie szkolnych eksperymentów chemicznych za pomocą nauczania opartego na problemach 1.2.1 Zasady opracowywania systemu metodologicznego i treści eksperymentów chemicznych w systemie uczenie się oparte na problemach Cecha charakterystyczna uczenie się rozwojowe to powszechne stosowanie podejścia problemowego, które obejmuje tworzenie...

    obiektywnie istniejący związek między pierwiastkami chemicznymi. Dlatego Mendelejew nazwał go „naturalnym” układem elementów. Prawo okresowości nie ma sobie równych w historii nauki. Zamiast odrębnych, niepowiązanych ze sobą substancji, nauka stanęła przed jednym, harmonijnym systemem, który zjednoczył wszystkie pierwiastki chemiczne w jedną całość. Mendelejew wskazał drogę poszukiwań ukierunkowanych w chemii...

    Strona główna > Dokument

    Metale w układzie okresowym. Budowa atomów metali. Ogólna charakterystyka metali.

    Pozycja metali w układzie okresowym Jeśli w tabeli D.I. Mendelejewa narysujemy przekątną od boru do astatyny, wówczas w głównych podgrupach pod przekątną będą atomy metali, a w podgrupach wtórnych wszystkie pierwiastki są metalami. Pierwiastki znajdujące się w pobliżu przekątnej mają podwójne właściwości: w niektórych swoich związkach zachowują się jak metale; w niektórych - jako niemetale. Budowa atomów metali W okresach i głównych podgrupach występują prawidłowości w zmianie właściwości metali.Atomy wielu metali posiadają 1, 2 lub 3 elektrony walencyjne, np.:

    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

    Metale alkaliczne(grupa 1, podgrupa główna): ...nS 1. Ziemia alkaliczna (grupa 2, podgrupa główna): ...nS 2. Właściwości atomów metali są okresowo zależne od ich położenia w tablicy D.I. Mendelejewa. W PODGRUPIE GŁÓWNEJ:

      nie zmienia.

      Promień atomowy wzrasta

      Elektroujemność maleje.

      Właściwości regenerujące nasilają się.

      Właściwości metaliczne nasilają się.

    W OKRESIE:
      Ładunki jąder atomowych zwiększyć.

      Promienie atomowe zmniejszenie.

      Liczba elektronów w warstwie zewnętrznej wzrasta.

      Elektroujemność wzrasta.

      Właściwości regenerujące zmniejszenie.

      Właściwości metaliczne osłabiać.

    Struktura kryształów metali Większość ciał stałych występuje w postaci krystalicznej: ich cząsteczki są ułożone w ściśle określonej kolejności, tworząc regularny wzór. strukturę przestrzenną- sieć krystaliczna Kryształ - solidny, którego cząstki (atomy, cząsteczki, jony) są rozmieszczone w określonej, okresowo powtarzającej się kolejności (w węzłach). Łącząc mentalnie węzły liniami, powstaje szkielet przestrzenny - sieć krystaliczna. Struktury krystaliczne metali w postaci wypełnień kulistych

    a - miedź; b - magnez; c - α-modyfikacja żelaza

    Atomy metali mają tendencję do oddawania swoich zewnętrznych elektronów. W kawałku metalu, wlewku lub produkcie metalowym atomy metalu oddają zewnętrzne elektrony i wysyłają je do tego kawałka, wlewka lub produktu, zamieniając się w jony. „Odłączone” elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, chwilowo łączą się z nimi w atomy, po czym są ponownie odłączane, a proces ten zachodzi w sposób ciągły. Metale mają sieć krystaliczną, w której węzłach znajdują się atomy lub jony (+); Pomiędzy nimi znajdują się wolne elektrony (gaz elektronowy). Schemat połączeń w metalu można wyświetlić w następujący sposób:

    М 0 ↔ nē + М n+ ,

    atom - jon

    Gdzie N to liczba zewnętrznych elektronów uczestniczących w wiązaniu (y Na - 1 ē, j Ca - 2 ē, j Al - 3 ē Ten typ wiązania obserwuje się w metalach - prostych substancjach metalicznych oraz w stopach.Wiązanie metaliczne to wiązanie pomiędzy dodatnio naładowanymi jonami metali i wolnymi elektronami w sieci krystalicznej metali.Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwa do wiązania kowalencyjnego, ale także pewna różnica, ponieważ metal połączenie opiera się na socjalizacji elektronów (podobieństwo), wszystkie atomy biorą udział w socjalizacji tych elektronów (różnica). Dlatego kryształy z metalowym spoiwem są plastyczne, przewodzą prąd elektryczny i mają metaliczny połysk. Jednak w stanie pary atomy metali są ze sobą połączone wiązanie kowalencyjne, pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych). ogólna charakterystyka metale

    Zdolność atomów do oddawania elektronów (utleniania)

    ← Rosnące

    Oddziaływanie z tlenem atmosferycznym

    Utlenia się szybko w normalnych temperaturach

    Utlenia się powoli w normalnej temperaturze lub po podgrzaniu

    Nie utleniać

    Interakcja z wodą

    W normalnej temperaturze uwalnia się H2 i tworzy się wodorotlenek

    Po podgrzaniu uwalnia się H2

    H2 nie jest wypierany z wody

    Interakcja z kwasami

    Wypieraj H2 z rozcieńczonych kwasów

    Nie wypierać H2 z rozcieńczonych kwasów

    Reaguj stęż. i rozwi. HNO 3 i stęż. H 2 SO 4 po podgrzaniu

    Nie reaguje z kwasami

    Będąc w naturze

    Tylko w połączeniach

    W połączeniach i w dowolnej formie

    Głównie w formie swobodnej

    Metody uzyskiwania

    Elektroliza stopów

    Redukcja za pomocą węgla, tlenku węgla (2), aluminotermia lub elektroliza roztwory wodne sole

    Zdolność jonów do pozyskiwania elektronów (odzyskiwania)

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

    Rosnące →

    Szereg napięć elektrochemicznych metali. Właściwości fizyczne i chemiczne metali

    Ogólne właściwości fizyczne metali Określane są ogólne właściwości fizyczne metali wiązanie metaliczne i metalową sieć krystaliczną. Plastyczność, ciągliwość Mechaniczne działanie na kryształ metalu powoduje przemieszczanie się warstw atomów. Ponieważ elektrony w metalu poruszają się po krysztale, nie następuje zerwanie wiązania. Plastyczność maleje w szeregu Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe. Na przykład złoto można zwinąć w arkusze o grubości nie większej niż 0,001 mm, które służą do złocenia różnych przedmiotów. Folia aluminiowa pojawiła się stosunkowo niedawno, zanim herbatę i czekoladę przekuwano w folię aluminiową, którą nazywano staniolem. Jednakże Mn i Bi nie mają ciągliwości: są to metale kruche. Metaliczny połysk Metaliczny połysk, który wszystkie metale tracą w postaci proszku, z wyjątkiem Glin I Mg. Najbardziej błyszczące metale to Hg(w średniowieczu wykonywano z niego słynne „lustra weneckie”), Ag(obecnie wykonuje się z niego nowoczesne lustra metodą reakcji „srebrnego lustra”). Według koloru (konwencjonalnie) rozróżnia się metale żelazne i nieżelazne. Wśród tych ostatnich wyróżniamy te cenne - Au, Ag, Pt. Złoto jest metalem jubilerów. To właśnie na jego bazie powstały wspaniałe pisanki Faberge. Dzwonienie Metale dzwonią, a ta właściwość jest wykorzystywana do produkcji dzwonów (pamiętajcie Dzwon Carski na Kremlu). Najbardziej dźwięczne metale to Au, Ag, Cu. Miedziane pierścienie o grubym, brzęczącym dzwonieniu - szkarłatnym dzwonieniu. To przenośne wyrażenie nie jest na cześć maliny, ale na cześć holenderskiego miasta Malina, gdzie wytopiono pierwsze dzwony kościelne. W Rosji rosyjscy rzemieślnicy zaczęli wówczas odlewać dzwony jeszcze lepszej jakości, a mieszkańcy miast i miasteczek ofiarowywali złotą i srebrną biżuterię, aby dzwony odlewane dla kościołów brzmiały lepiej. W niektórych rosyjskich lombardach autentyczność przyjętych na zamówienie złotych pierścionków ustalano na podstawie dzwonienia złotej obrączki zawieszonej na kobiecych włosach (słychać bardzo długi i wyraźny, wysoki dźwięk). W normalnych warunkach wszystkie metale z wyjątkiem rtęci Hg - ciała stałe. Najtwardszym metalem jest chrom Cr: rysuje szkło. Najmiększe są metale alkaliczne, można je ciąć nożem. Metale alkaliczne przechowuje się z dużą ostrożnością - Na - w nafcie, Li - w wazelinie ze względu na jego lekkość, nafta - w szklanym słoju, słoik - w kawałkach azbestu, azbest - w blaszanym słoju. Przewodnictwo elektryczne Dobrą przewodność elektryczną metali tłumaczy się obecnością w nich wolnych elektronów, które pod wpływem nawet niewielkiej różnicy potencjałów uzyskują ruch kierunkowy od bieguna ujemnego do dodatniego. Wraz ze wzrostem temperatury zwiększają się drgania atomów (jonów), co utrudnia kierunkowy ruch elektronów i tym samym prowadzi do spadku przewodności elektrycznej. Przeciwnie, w niskich temperaturach ruch oscylacyjny jest znacznie zmniejszony, a przewodność elektryczna gwałtownie wzrasta. W pobliżu zera absolutnego metale wykazują nadprzewodnictwo. Ag, Cu, Au, Al, Fe mają najwyższą przewodność elektryczną; najgorszymi przewodnikami są Hg, Pb, W. Przewodność cieplna W normalnych warunkach przewodność cieplna metali zmienia się zasadniczo w tej samej kolejności, co ich przewodność elektryczna. Przewodność cieplna zależy od dużej ruchliwości swobodnych elektronów i ruchu wibracyjnego atomów, dzięki czemu temperatura w masie metalu szybko się wyrównuje. Najwyższą przewodność cieplną charakteryzuje srebro i miedź, najniższą bizmut i rtęć. Gęstość Gęstość metali jest inna. Im mniejsza masa atomowa pierwiastka metalowego i im większy promień jego atomu, tym jest on mniejszy. Najlżejszym metalem jest lit (gęstość 0,53 g/cm3), najcięższym osm (gęstość 22,6 g/cm3). Metale o gęstości mniejszej niż 5 g/cm 3 nazywane są lekkimi, pozostałe nazywane są ciężkimi. Temperatury topnienia i wrzenia metali są różne. Najbardziej topliwym metalem jest rtęć (t kip = -38,9°C), cez i gal topią się odpowiednio w temperaturze 29 i 29,8°C. Wolfram jest najbardziej ogniotrwałym metalem (t kip = 3390°C). Pojęcie alotropii metali na przykładzie cyny Niektóre metale mają modyfikacje alotropowe. Na przykład cynę dzieli się na:
      α-cyna, czyli cyna szara („plaga cyny” – przemiana zwykłej β-cyny w α-cynę pod wpływem niskie temperatury spowodował śmierć wyprawy R. Scotta na Biegun Południowy, która straciła całe paliwo, gdyż było przechowywane w zbiornikach zapieczętowanych cyną), stabilna w 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).
    Szereg napięć elektrochemicznych metali i jego dwie zasady Ułożenie atomów w rzędzie zgodnie z ich reaktywnością można przedstawić w następujący sposób: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,N 2 , Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Położenie pierwiastka w szeregu elektrochemicznym pokazuje, jak łatwo tworzy on jony w roztworze wodnym, czyli jego reaktywność. Reaktywność pierwiastków zależy od zdolności przyjmowania lub oddawania elektronów biorących udział w tworzeniu wiązania. Pierwsza zasada szeregu napięć Jeśli metal znajduje się w tym szeregu przed wodorem, jest w stanie wyprzeć go z roztworów kwasowych, jeśli jest po wodorze, to nie. Na przykład, Zn, Mg, Al dały reakcję podstawienia kwasami (są w zakresie napięć do H), A Cu nie (ona jest po H). Druga zasada szeregu napięć Jeśli metal znajduje się w szeregu naprężeń przed metalem solnym, to jest w stanie wyprzeć ten metal z roztworu swojej soli. Na przykład CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. W takich przypadkach położenie metalu przed lub po wodór może nie mieć znaczenia, ważne jest, aby reagujący metal poprzedzał metal tworzący sól: Cu + 2AgNO 3 = 2Ag + Cu(NO 3) 2. Ogólne właściwości chemiczne metali W reakcjach chemicznych metale są czynnikami redukującymi (oddają elektrony). Interakcja z substancjami prostymi.
      Metale tworzą sole z halogenami - halogenkami:
    Mg + Cl2 = MgCl2; Zn + Br2 = ZnBr2.
      Metale tworzą tlenki z tlenem:
    4Na + O2 = 2Na2O; 2Cu + O2 = 2CuO.
      Metale tworzą sole z siarką - siarczkami:
    Fe + S = FeS.
      W przypadku wodoru najbardziej aktywne metale tworzą wodorki, na przykład:
    Ca + H2 = CaH2.
      W przypadku węgla wiele metali tworzy węgliki:
    Ca + 2C = CaC2. Interakcja z substancjami złożonymi
      Metale znajdujące się na początku szeregu napięć (od litu do sodu) w normalnych warunkach wypierają wodór z wody i tworzą zasady, np.:
    2Na + 2H 2 O = 2 NaOH + H 2.
      Metale znajdujące się w szeregu napięć do wodoru oddziałują z rozcieńczonymi kwasami (HCl, H 2 SO 4 itp.), W wyniku czego tworzą się sole i wydziela się wodór, na przykład:
    2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.
      Metale oddziałują z roztworami soli metali mniej aktywnych, w wyniku czego powstaje sól metalu bardziej aktywnego, a metal mniej aktywny jest uwalniany w postaci wolnej, na przykład:
    CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

    Metale w przyrodzie.

    Znalezienie metali w przyrodzie. Większość metali występuje w przyrodzie w postaci różnych związków: metale aktywne występują jedynie w postaci związków; metale niskoaktywne – w postaci związków i wolnej; metale szlachetne (Ag, Pt, Au...) w postaci wolnej Metale rodzime zwykle występują w małych ilościach w postaci ziaren lub wtrąceń w skałach. Czasem zdarzają się też dość duże kawałki metalu - bryłki. Wiele metali w przyrodzie występuje w stanie związanym w postaci naturalnych związków chemicznych - minerały. Bardzo często są to tlenki, np. minerały żelaza: czerwona ruda żelaza Fe 2 O 3, brązowa ruda żelaza 2Fe 2 O 3 ∙ 3H 2 O, magnetyczna ruda żelaza Fe 3 O 4. Minerały wchodzą w skład skał i rud. Rudami to naturalne utwory zawierające minerały, w których metale występują w ilościach odpowiednich technologicznie i ekonomicznie do otrzymywania metali w przemyśle.Na podstawie składu chemicznego minerału zawartego w rudzie rozróżnia się rudy tlenkowe, siarczkowe i inne.Zwykle przed otrzymaniem metali z Rudę należy najpierw wzbogacić – skała płonna i zanieczyszczenia zostają oddzielone, w wyniku czego powstaje koncentrat, który służy jako surowiec do produkcji hutniczej. Metody otrzymywania metali. Otrzymywanie metali z ich związków jest zadaniem metalurgii. Każdy proces metalurgiczny to proces redukcji jonów metali za pomocą różnych środków redukujących, w wyniku którego powstają metale w postaci wolnej. W zależności od sposobu prowadzenia procesu metalurgicznego wyróżnia się pirometalurgię, hydrometalurgię i elektrometalurgię. Pirometalurgia- jest to produkcja metali z ich związków w wysokich temperaturach przy użyciu różnych środków redukujących: węgiel, tlenek węgla (II), wodór, metale (aluminium, magnez) itp. Przykłady redukcji metali
      węgiel:
    ZnO + C → Zn + CO 2;
      tlenek węgla:
    Fe 2O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2;
      wodór:
    WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2O; CoO + H2 → Co + H2O;
      aluminium (aluminotermia):
    4Al + 3MnO 2 → 2Al 2O 3 + 3Mn; Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;
      magnez:
    TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2. Hydrometalurgia- jest to produkcja metali, która składa się z dwóch procesów: 1) naturalny związek metalu rozpuszcza się w kwasie, w wyniku czego powstaje roztwór soli metalu; 2) metal ten jest wypierany z powstałego roztworu metalem bardziej aktywnym. Na przykład:
      2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2.
    CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.
      CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
    Elektrometalurgia- jest to produkcja metali poprzez elektrolizę roztworów lub stopów ich związków. Prąd elektryczny pełni rolę reduktora w procesie elektrolizy.

    Ogólna charakterystyka metali grupy IA.

    Metale głównej podgrupy pierwszej grupy (grupa IA) obejmują lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frans (Fr). Metale te nazywane są alkaliami, ponieważ one i ich tlenki tworzą zasady podczas interakcji z wodą.Metale alkaliczne należą do pierwiastków S. Atomy metali mają jeden s-elektron (ns 1) w swojej zewnętrznej warstwie elektronowej. Potas, sód - substancje proste

    Metale alkaliczne w ampułkach:
    a - cez; b - rubid; c - potas; g – sód Podstawowe informacje o elementach grupy IA

    Element Lit litowy Na sód K potas Rb rubid Cs cez Ks. Francja
    Liczba atomowa 3 11 19 37 55 87
    Budowa zewnętrznych powłok elektronowych atomów ns 1 np 0 , gdzie n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n jest numerem okresu
    Stan utlenienia +1 +1 +1 +1 +1 +1
    Główne związki naturalne

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

    NaCl (sól kuchenna); Na 2 SO 4 10H 2 O (sól Glaubera, mirabile); KCl NaCl (sylwinit)

    KCl (sylwinit), KCl NaCl (sylwinit); K (skaleń potasowy, ortoglazura); KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalit) – występuje w roślinach

    		 Jako izoamorficzne zanieczyszczenie minerałów potasu - sylwinitu i karnalitu

    4Cs 2 O 4Al 2 O 3 18 SiO 2 2H 2 O (hemi-cyt); satelita minerałów potasowych

    		 Produkt rozpadu aktynu α
    Właściwości fizyczne Potas i sód - miękkie srebrzyste metale (pocięte nożem); ρ(K) = 860 kg/m 3, T pl (K) = 63,7°C, ρ(Na) = 970 kg/m 3, T pl (Na) = 97,8°C. Mają wysoką przewodność cieplną i elektryczną, barwią płomień na charakterystyczne kolory: K - bladofioletowy, Na - żółty.