Vienkāršu vielu - metālu - raksturīgās ķīmiskās īpašības
Vairums ķīmiskie elementi 92 no 114 zināmajiem elementiem ir klasificēti kā metāli. Metāli- tie ir ķīmiskie elementi, kuru atomi ziedo ārējā (un daži - un pirms-ārējā) elektronu slāņa elektronus, pārvēršoties pozitīvos jonos. Šo metālu atomu īpašību nosaka fakts, ka ka tiem ir salīdzinoši lieli rādiusi un mazs elektronu skaits(galvenokārt 1 līdz 3 uz ārējā slāņa). Vienīgie izņēmumi ir 6 metāli: germānija, alvas, svina atomi uz ārējā slāņa ir 4 elektroni, antimona un bismuta atomi - 5, polonija atomi - 6. Metāla atomiem ko raksturo zemas elektronegativitātes vērtības(no 0,7 līdz 1,9) un tikai atjaunojošas īpašības, t.i., spēja ziedot elektronus. D. I. Mendeļejeva Periodiskajā ķīmisko elementu sistēmā metāli atrodas zem bora-astatīna diagonāles, kā arī virs tās sekundārajās apakšgrupās. Periodos un galvenajās apakšgrupās darbojas jums zināmās likumsakarības metāliskā izmaiņā un līdz ar to elementu atomu reducējošās īpašības.
Ķīmiskie elementi, kas atrodas netālu no bora - astatīna diagonāle (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb utt.), ir divas īpašības: dažos to savienojumos tie uzvedas kā metāli, citos tiem piemīt nemetālu īpašības. Sānu apakšgrupās palielinās metālu reducējošās īpašības sērijas numurs visbiežāk samazinās.
Salīdziniet Jums zināmās sānu apakšgrupas I grupas metālu aktivitāti: Cu, Ag, Au; Sānu apakšgrupas II grupa: Zn, Cd, Hg - un redzēsiet paši. Tas izskaidrojams ar to, ka valences elektronu saites stiprumu ar šo metālu atomu kodolu vairāk ietekmē kodola lādiņa vērtība, nevis atoma rādiuss. Ievērojami palielinās kodola lādiņa vērtība, palielinās elektronu piesaiste kodolam. Šajā gadījumā, lai gan atoma rādiuss palielinās, tas nav tik nozīmīgs kā galveno apakšgrupu metāliem.
Vienkāršām vielām, ko veido ķīmiskie elementi - metāli, un sarežģītas metālu saturošas vielas, ir svarīga loma Zemes minerālajā un organiskajā "dzīvē". Pietiek atgādināt, ka metāla elementu atomi (joni) ir neatņemama sastāvdaļa savienojumi, kas nosaka vielmaiņu cilvēka organismā, dzīvnieki. Piemēram, cilvēka asinīs tika atrasti 76 elementi, un tikai 14 no tiem nav metāli.
Cilvēka organismā daži metāla elementi (kalcijs, kālijs, nātrijs, magnijs) atrodas lielos daudzumos, tas ir, tie ir makroelementi. Un tādi metāli kā hroms, mangāns, dzelzs, kobalts, varš, cinks, molibdēns ir nelielos daudzumos, t.i., tie ir mikroelementi. Ja cilvēks sver 70 kg, tad viņa organismā ir (gramos): kalcijs - 1700, kālijs - 250, nātrijs - 70, magnijs - 42, dzelzs - 5, cinks - 3. Visi metāli ir ārkārtīgi svarīgi, rodas veselības problēmas un to trūkumā un pārmērībā.
Piemēram, nātrija joni regulē ūdens saturu organismā, nervu impulsu pārraidi. Tā trūkums izraisa galvassāpes, vājumu, sliktu atmiņu, apetītes zudumu, un tā pārpalikums izraisa paaugstinātu asinsspiedienu, hipertensiju un sirds slimības.
Vienkāršas vielas – metāli
Ar metālu (vienkāršu vielu) un sakausējumu ražošanas attīstību ir saistīta civilizācijas rašanās (bronzas laikmets, dzelzs laikmets). Zinātniskā un tehnoloģiskā revolūcija, kas sākās apmēram pirms 100 gadiem, skāra gan rūpniecību, gan sociālā sfēra, ir arī cieši saistīts ar metālu ražošanu. Uz volframa, molibdēna, titāna un citu metālu bāzes sāka veidot korozijizturīgus, supercietus, ugunsizturīgus sakausējumus, kuru izmantošana ievērojami paplašināja mašīnbūves iespējas. Kodoltehnoloģijā un kosmosa tehnoloģijā volframa un rēnija sakausējumus izmanto detaļu izgatavošanai, kas darbojas temperatūrā līdz 3000 °C; izmanto medicīnā ķirurģiskie instrumenti no tantala un platīna sakausējumiem, unikāla keramika uz titāna un cirkonija oksīdu bāzes.
Un, protams, nevajadzētu aizmirst, ka lielākajā daļā sakausējumu tiek izmantots visiem labi zināmais metālu dzelzs, un daudzu vieglo sakausējumu pamatā ir salīdzinoši "jauni" metāli - alumīnijs un magnijs. Kompozītmateriāli ir kļuvuši par supernovām, kas pārstāv, piemēram, polimēru vai keramiku, kas iekšpusē (kā betons ar dzelzs stieņiem) ir armēti ar metāla šķiedrām no volframa, molibdēna, tērauda un citiem metāliem, un sakausējumiem - viss atkarīgs no mērķa, tā sasniegšanai nepieciešamās materiāla īpašības. Attēlā parādīta metāliskā nātrija kristāliskā režģa diagramma. Tajā katru nātrija atomu ieskauj astoņi kaimiņi. Nātrija atomam, tāpat kā visiem metāliem, ir daudz brīvu valences orbitāļu un maz valences elektronu. Nātrija atoma elektroniskā formula ir: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, kur 3s, 3p, 3d - valences orbitāles.
Vienīgais nātrija atoma valences elektrons ir 3s 1 var aizņemt jebkuru no deviņām brīvajām orbitālēm - 3s (vienu), 3p (trīs) un 3d (piecas), jo enerģijas līmenī tās īpaši neatšķiras. Atomiem tuvojoties vienam otram, veidojoties kristāliskajam režģim, pārklājas blakus esošo atomu valences orbitāles, kā rezultātā elektroni brīvi pārvietojas no vienas orbitāles uz otru, veidojot savienojumu starp visiem metāla kristāla atomiem. Šādu ķīmisko saiti sauc par metālisku saiti.
Metāla saiti veido elementi, kuru ārējā slāņa atomiem ir maz valences elektronu, salīdzinot ar liels skaitsārējās enerģētiski tuvu orbitāles. Viņu valences elektroni ir vāji turēti atomā. Elektroni, kas veic savienojumu, tiek socializēti un pārvietojas pa neitrālā metāla kristāla režģi kopumā. Vielām ar metālisku saiti ir metāliski kristāla režģi, kas parasti ir shematiski attēloti, kā parādīts attēlā. Metāla katjoni un atomi, kas atrodas kristāla režģa mezglos, nodrošina tā stabilitāti un izturību (socializētie elektroni tiek parādīti kā mazas melnas bumbiņas).
metāla savienojums- tā ir saite metālos un sakausējumos starp metālu atomiem, kas atrodas kristāla režģa mezglos, ko veic socializēti valences elektroni. Daži metāli kristalizējas divās vai vairākās kristāliskās formās. Šo vielu īpašību - pastāvēt vairākās kristāliskās modifikācijās - sauc par polimorfismu. Vienkāršu vielu polimorfisms ir pazīstams kā allotropija. Piemēram, dzelzs ir četras kristāliskas modifikācijas, no kurām katra ir stabila noteiktā temperatūras diapazonā:
α - stabils līdz 768 °C, feromagnētisks;
β - stabils no 768 līdz 910 ° C, neferomagnētisks, t.i., paramagnētisks;
γ - stabils no 910 līdz 1390 ° C, neferomagnētisks, t.i., paramagnētisks;
δ - stabils no 1390 līdz 1539 ° С (£ ° dzelzs kausējums), neferomagnētisks.
Alvai ir divas kristāliskas modifikācijas:
α - stabils zem 13,2 ° C (p \u003d 5,75 g / cm 3). Šī ir pelēka alva. Tam ir kristāla režģis, piemēram, dimants (atomisks);
β - stabils virs 13,2 ° C (p \u003d 6,55 g / cm 3). Šī ir balta alva.
Baltā alva ir sudrabaini balts, ļoti mīksts metāls. Atdzesējot zem 13,2 ° C, tas sabrūk pelēkā pulverī, jo pārejas laikā tā īpatnējais tilpums ievērojami palielinās. Šo parādību sauc par "alvas mēri".
Noteikti īpašs veids ķīmiskā saite un metālu kristāliskā režģa veidam jānosaka un jāpaskaidro to fizikālās īpašības. Kas viņi ir? Tie ir metāla spīdums, lokanība, augsta elektrovadītspēja un siltumvadītspēja, elektriskās pretestības palielināšanās, paaugstinoties temperatūrai, kā arī tādas nozīmīgas īpašības kā blīvums, augsta kušanas un viršanas temperatūra, cietība, magnētiskās īpašības. Mehāniskā iedarbība uz kristālu ar metāla kristāla režģi izraisa jonu atomu slāņu nobīdi attiecībā pret otru (17. att.), un, tā kā elektroni pārvietojas pa kristālu, tad saites nepārtrūkst, tāpēc metāliem ir raksturīga lielāka plastiskums. . Līdzīga ietekme uz cietu vielu ar kovalentām saitēm (atomu kristālrežģi) noved pie kovalento saišu pārraušanas. Saišu pārraušana jonu režģī noved pie līdzīgi uzlādētu jonu savstarpējas atgrūšanās. Tāpēc vielas ar atomu un jonu kristālu režģi ir trauslas. Visvairāk plastmasas ir Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Tās viegli ievelk stieplē, var kalt, presēt, sarullēt loksnēs. Piemēram, no zelta var izgatavot 0,003 mm biezu zelta foliju, un no 0,5 g šī metāla var izvilkt 1 km garu pavedienu. Pat dzīvsudrabs, kas istabas temperatūrā ir šķidrs, zemā temperatūrā cietā stāvoklī kļūst kaļams, piemēram, svins. Tikai Bi un Mn nepiemīt plastiskums, tie ir trausli.
Kāpēc metāliem ir raksturīgs spīdums un tie ir arī necaurspīdīgi?
Elektroni, kas aizpilda starpatomisko telpu, atstaro gaismas starus (un nelaiž cauri, piemēram, stiklu), un lielākā daļa metālu vienādi izkliedē visus spektra redzamās daļas starus. Tāpēc tiem ir sudrabaini balts vai pelēka krāsa. Stroncijs, zelts un varš absorbē īsos viļņus lielākā mērā (tuvu violets) un atspoguļo garus gaismas spektra viļņu garumus, tāpēc tiem ir gaiši dzeltena, dzeltena un "vara" krāsas. Lai gan praksē metāls mums ne vienmēr šķiet “viegls ķermenis”. Pirmkārt, tā virsma var oksidēties un zaudēt spīdumu. Tāpēc vietējais varš izskatās kā zaļgans akmens. A Otrkārt, un tīrs metāls var nespīdēt. Ļoti plānām sudraba un zelta loksnēm ir pilnīgi negaidīts izskats - tām ir zilgani zaļa krāsa. Un smalki metāla pulveri izskatās tumši pelēki, pat melni. Sudrabam, alumīnijam, pallādijam ir visaugstākā atstarošanas spēja. Tos izmanto spoguļu, tostarp prožektoru, ražošanā.
Kāpēc metāliem ir augsta elektrovadītspēja un siltumvadītspēja?
Haotiski kustīgi elektroni metālā pielietojuma ietekmē elektriskais spriegums apgūt virziena kustību, t.i., vadību elektrība. Paaugstinoties metāla temperatūrai, palielinās kristāla režģa mezglos esošo atomu un jonu vibrācijas amplitūdas. Tas apgrūtina elektronu kustību, un metāla elektriskā vadītspēja samazinās. Zemās temperatūrās svārstību kustība, gluži pretēji, ievērojami samazinās un metālu elektriskā vadītspēja strauji palielinās. Tuvojoties absolūtajai nullei, metālos praktiski nav pretestības, un lielākā daļa metālu kļūst par supravadītāju.
Jāņem vērā, ka nemetāli ar elektrisko vadītspēju (piemēram, grafīts) zemā temperatūrā, gluži pretēji, nevada elektrisko strāvu brīvo elektronu trūkuma dēļ. Un tikai ar temperatūras paaugstināšanos un dažu iznīcināšanu kovalentās saites to elektrovadītspēja sāk palielināties. Visaugstākā elektrovadītspēja ir sudrabam, vara, kā arī zeltam, alumīnijam, zemākā – mangānam, svinam un dzīvsudrabam.
Visbiežāk ar tādu pašu regularitāti kā elektrovadītspēja mainās metālu siltumvadītspēja. Tas ir saistīts ar lielo brīvo elektronu mobilitāti, kas, saduroties ar vibrējošiem joniem un atomiem, apmainās ar tiem enerģiju. Visā metāla gabalā notiek temperatūras izlīdzināšana.
Metālu mehāniskā izturība, blīvums, kušanas temperatūra ir ļoti atšķirīga. Turklāt, palielinoties elektronu skaitam, kas saista jonus-atomus, un samazinoties starpatomu attālumam kristālos, šo īpašību rādītāji palielinās.
Tātad, sārmu metāli(Li, K, Na, Rb, Cs), kuru atomiem ir viens valences elektrons, mīksts (griezts ar nazi), ar zemu blīvumu (litijs ir vieglākais metāls ar p \u003d 0,53 g / cm 3) un kūst zemā temperatūrā (piemēram, cēzija kušanas temperatūra ir 29 ° C). Vienīgais metāls, kas normālos apstākļos ir šķidrs, dzīvsudrabs, kušanas temperatūra ir -38,9 °C. Kalcijs, kuram atomu ārējā enerģijas līmenī ir divi elektroni, ir daudz cietāks un kūst augstākā temperatūrā (842 °C). Vēl spēcīgāks ir skandija jonu veidotais kristāliskais režģis, kuram ir trīs valences elektroni. Bet spēcīgākie kristāla režģi, augsts blīvums un kušanas temperatūra ir vērojama V, VI, VII, VIII grupas sekundāro apakšgrupu metālos. Tas izskaidrojams ar to, ka sekundāro apakšgrupu metāliem ar nepāra valences elektroniem d-apakšlīmenī ir raksturīga ļoti spēcīgu kovalento saišu veidošanās starp atomiem, papildus metāliskajai, ko veic ārējā slāņa elektroni no s. - orbitāles.
Smagākais metāls- tas ir osmijs (Os) ar p \u003d 22,5 g / cm 3 (supercietu un nodilumizturīgu sakausējumu sastāvdaļa), ugunsizturīgākais metāls ir volframs W ar t \u003d 3420 ° C (izmanto lampu pavedienu ražošanai ), cietākais metāls – tas ir hroms Cr (skrāpē stiklu). Tie ir daļa no materiāliem, no kuriem tie ir izgatavoti. metāla griešanas instruments, smago mašīnu bremžu kluči utt. Metāli atšķirīgi mijiedarbojas ar magnētisko lauku. Metāli, piemēram, dzelzs, kobalts, niķelis un gadolīnijs, izceļas ar spēju būt ļoti magnetizēti. Tos sauc par feromagnētiem. Lielākā daļa metālu (sārmu un sārmzemju metāli un ievērojama daļa pārejas metālu) ir vāji magnetizēti un nesaglabā šo stāvokli ārpus magnētiskā lauka - tie ir paramagnēti. Metāli izstumti magnētiskais lauks, - diamagnēti (varš, sudrabs, zelts, bismuts).
Aplūkojot metālu elektronisko uzbūvi, metālus sadalījām galveno apakšgrupu metālos (s- un p-elementi) un sekundāro apakšgrupu metālos (pārejas d- un f-elementi).
Inženierzinātnēs ir ierasts klasificēt metālus pēc dažādām fizikālajām īpašībām:
1. Blīvums – gaišs (lpp< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).
2. Kušanas temperatūra - kūstošs un ugunsizturīgs.
Pastāv metālu klasifikācijas pēc ķīmiskajām īpašībām. Tiek saukti metāli ar zemu reaģētspēju cēls(sudrabs, zelts, platīns un tā analogi - osmijs, irīdijs, rutēnijs, pallādijs, rodijs). Pēc ķīmisko īpašību tuvuma tos izšķir sārmains(I grupas galvenās apakšgrupas metāli), sārmzeme(kalcijs, stroncijs, bārijs, rādijs), kā arī retzemju metāli(skandijs, itrijs, lantāns un lantanīdi, aktīnijs un aktinīdi).
Metālu vispārīgās ķīmiskās īpašības
Metāla atomi ir salīdzinoši viegli ziedot valences elektronus un pāriet pozitīvi lādētos jonos, tas ir, tie tiek oksidēti. Tas ir galvenais kopīpašums un atomi, un vienkāršas vielas - metāli. Metāli iekšā ķīmiskās reakcijas vienmēr restauratori. Vienkāršu vielu - metālu atomu reducējošā spēja, ko veido viena perioda ķīmiskie elementi vai D. I. Mendeļejeva Periodiskās sistēmas viena galvenā apakšgrupa, mainās dabiski.
Metāla reducējošā aktivitāte ķīmiskajās reakcijās, kas notiek ūdens šķīdumos, atspoguļo tā stāvokli metāla spriegumu elektroķīmiskajā sērijā.
Pamatojoties uz šo spriegumu sēriju, var izdarīt šādus svarīgus secinājumus par metālu ķīmisko aktivitāti reakcijās, kas notiek ūdens šķīdumos standarta apstākļos (t = 25 °C, p = 1 atm).
· Jo tālāk pa kreisi metāls atrodas šajā rindā, jo stiprāks tas ir kā reducētājs.
· Katrs metāls spēj izspiest (atjaunot) no sāļiem šķīdumā tos metālus, kas atrodas aiz tā (pa labi) virknē spriegumu.
· Metāli, kas atrodas spriegumu virknē pa kreisi no ūdeņraža, spēj to izspiest no šķīdumā esošajām skābēm
· Metāli, kas ir spēcīgākie reducētāji (sārmzemju un sārmzemju), jebkuros ūdens šķīdumos mijiedarbojas galvenokārt ar ūdeni.
Metāla reducējošā aktivitāte, kas noteikta pēc elektroķīmiskās rindas, ne vienmēr atbilst tā pozīcijai periodiskajā sistēmā. Tas izskaidrojams ar to, ka, nosakot metāla pozīciju spriegumu virknē, tiek ņemta vērā ne tikai elektronu atslāņošanās enerģija no atsevišķiem atomiem, bet arī enerģija, kas iztērēta kristāla režģa iznīcināšanai, jo kā arī jonu hidratācijas laikā izdalītā enerģija. Piemēram, litijs ir aktīvāks ūdens šķīdumos nekā nātrijs (lai gan Na ir aktīvāks metāls pēc tā stāvokļa periodiskajā sistēmā). Fakts ir tāds, ka Li + jonu hidratācijas enerģija ir daudz lielāka nekā Na + hidratācijas enerģija, tāpēc pirmais process ir enerģētiski labvēlīgāks. Ņemot vērā vispārīgos noteikumus, kas raksturo metālu reducējošās īpašības, mēs pievēršamies specifiskām ķīmiskām reakcijām.
Metālu mijiedarbība ar nemetāliem
· Lielākā daļa metālu ar skābekli veido oksīdus.- pamata un amfotērisks. Skābes pārejas metālu oksīdi, piemēram, hroma oksīds (VI) CrO g vai mangāna oksīds (VII) Mn 2 O 7, neveidojas, tieši oksidējot metālu ar skābekli. Tos iegūst netieši.
Sārmu metāli Na, K aktīvi reaģē ar atmosfēras skābekli, veidojot peroksīdus:
Nātrija oksīdu iegūst netieši, kalcinējot peroksīdus ar attiecīgajiem metāliem:
Litijs un sārmzemju metāli mijiedarbojas ar atmosfēras skābekli, veidojot bāzes oksīdus:
Citi metāli, izņemot zeltu un platīnu, kurus atmosfēras skābeklis nemaz neoksidē, mijiedarbojas ar to mazāk aktīvi vai karsējot:
· Izmantojot halogēnus, metāli veido halogenūdeņražskābju sāļus, Piemēram:
· Aktīvākie metāli ar ūdeņradi veido hidrīdus.- jonu sāļiem līdzīgas vielas, kurās ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir -1, piemēram:
Daudzi pārejas metāli ar ūdeņradi veido īpaša tipa hidrīdus - it kā ūdeņradis izšķīst vai ievada metālu kristāliskajā režģī starp atomiem un joniem, kamēr metāls saglabā savu izskatu, bet palielinās tilpums. Absorbētais ūdeņradis ir metālā, acīmredzot, atomu formā.
Ir arī starpproduktu metālu hidrīdi.
· Ar pelēkiem metāliem veidojas sāļi - sulfīdi, Piemēram:
· Metāliem ir grūtāk reaģēt ar slāpekli., jo ķīmiskā saite slāpekļa molekulā N 2 ir ļoti spēcīga; šajā gadījumā veidojas nitrīdi. Parastā temperatūrā tikai litijs mijiedarbojas ar slāpekli:
Metālu mijiedarbība ar sarežģītām vielām
· Ar ūdeni. Sārmu un sārmzemju metāli normālos apstākļos izspiež ūdeņradi no ūdens un veido šķīstošas bāzes - sārmus, piemēram:
Arī citi metāli, kas atrodas virknē spriegumu līdz ūdeņradim, noteiktos apstākļos var izspiest ūdeņradi no ūdens. Bet alumīnijs spēcīgi mijiedarbojas ar ūdeni tikai tad, ja no tā virsmas tiek noņemta oksīda plēve:
Magnijs mijiedarbojas ar ūdeni tikai vārot, un izdalās arī ūdeņradis:
Ja degošu magniju pievieno ūdenim, tad degšana turpinās, jo notiek reakcija:
Dzelzs mijiedarbojas ar ūdeni tikai karstā veidā:
· Ar skābēm šķīdumā (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH un citi, izņemot HNO 3 ) mijiedarbojas ar metāliem, kas atrodas virknē spriegumu līdz ūdeņradim. Tas rada sāli un ūdeņradi.
Bet svins (un daži citi metāli), neskatoties uz tā stāvokli sprieguma virknē (pa kreisi no ūdeņraža), gandrīz nešķīst atšķaidītā sērskābē, jo iegūtais svina sulfāts PbSO 4 ir nešķīstošs un rada metāla aizsargplēvi. virsmas.
· Ar mazāk aktīvo metālu sāļiem šķīdumā. Šādas reakcijas rezultātā veidojas aktīvāka metāla sāls un brīvā veidā izdalās mazāk aktīvs metāls.
Jāatceras, ka reakcija notiek gadījumos, kad iegūtais sāls ir šķīstošs. Metālu pārvietošanu no to savienojumiem ar citiem metāliem vispirms detalizēti pētīja N. N. Beketovs, izcils krievu zinātnieks fizikālās ķīmijas jomā. Viņš sakārtoja metālus atbilstoši to ķīmiskajai aktivitātei "pārvietošanas sērijā", kas kļuva par metāla spriegumu sērijas prototipu.
ar organiskām vielām. Mijiedarbība ar organiskajām skābēm ir līdzīga reakcijai ar minerālskābēm. Savukārt spirtiem, mijiedarbojoties ar sārmu metāliem, var būt vājas skābes īpašības:
Fenols reaģē līdzīgi:
Metāli piedalās reakcijās ar haloalkāniem, kurus izmanto zemāku cikloalkānu iegūšanai un sintēzēm, kuru laikā molekulas oglekļa karkass kļūst sarežģītāks (A. Vurca reakcija):
· Metāli, kuru hidroksīdi ir amfotēriski, mijiedarbojas ar sārmiem šķīdumā. Piemēram:
Metāli var veidoties viens ar otru ķīmiskie savienojumi, kurus kopā sauc par intermetāliskiem savienojumiem. Tie visbiežāk neuzrāda atomu oksidācijas stāvokļus, kas raksturīgi metālu savienojumiem ar nemetāliem. Piemēram:
Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 utt.
Intermetāliskajiem savienojumiem parasti nav nemainīga sastāva, ķīmiskā saite tajos galvenokārt ir metāliska. Šo savienojumu veidošanās vairāk raksturīga sekundāro apakšgrupu metāliem.
D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskās sistēmas I-III grupu galveno apakšgrupu metāli
vispārīgās īpašības
Tie ir I grupas galvenās apakšgrupas metāli. Viņu atomiem ārējā enerģijas līmenī katrā ir viens elektrons. sārmu metāli - spēcīgi reducējoši līdzekļi. To samazināšanas spēja un ķīmiskā aktivitāte palielinās, palielinoties elementa kārtas skaitlim (t.i., no augšas uz leju). Periodiskā tabula). Visiem tiem ir elektroniska vadītspēja. Saites stiprums starp sārmu metālu atomiem samazinās, palielinoties elementa atomu skaitam. Samazinās arī to kušanas un viršanas temperatūra. Sārmu metāli mijiedarbojas ar daudzām vienkāršām vielām - oksidētāji. Reakcijās ar ūdeni tie veido ūdenī šķīstošas bāzes (sārmus). sārmzemju elementi tiek saukti II grupas galvenās apakšgrupas elementi. Šo elementu atomi satur ārējā enerģijas līmenī divi elektroni. Viņi ir spēcīgākie restauratori, oksidācijas pakāpe ir +2. Šajā galvenajā apakšgrupā vispārīgi modeļi fizikālo un ķīmisko īpašību izmaiņās, kas saistītas ar atomu lieluma palielināšanos grupā no augšas uz leju, vājinās arī ķīmiskā saite starp atomiem. Palielinoties jonu izmēram, palielinās oksīdu un hidroksīdu skābās un bāzes īpašības.
III grupas galveno apakšgrupu veido elementi bors, alumīnijs, gallijs, indijs un tallijs. Visi elementi ir p-elementi. Ārējā enerģijas līmenī viņiem ir trīs(s 2 lpp 1 ) elektrons kas izskaidro īpašību līdzību. +3 oksidācijas pakāpe. Grupas ietvaros, palielinoties kodollādiņam, palielinās metāliskās īpašības. Bors ir nemetāla elements, savukārt alumīnijam jau ir metāliskas īpašības. Visi elementi veido oksīdus un hidroksīdus.
Lielākā daļa metālu ir periodiskās tabulas apakšgrupās. Atšķirībā no galveno apakšgrupu elementiem, kur atomu orbitāļu ārējais līmenis pakāpeniski tiek piepildīts ar elektroniem, sekundāro apakšgrupu elementi ir piepildīti ar priekšpēdējā enerģijas līmeņa d-orbitālēm un pēdējās s-orbitālēm. Elektronu skaits atbilst grupas numuram. Elementi ar vienādu valences elektronu skaitu ir iekļauti grupā ar tādu pašu numuru. Visi apakšgrupu elementi ir metāli.
Vienkāršām vielām, ko veido apakšgrupas metāli, ir spēcīgi kristāla režģi, kas ir izturīgi pret karstumu. Šie metāli ir visizturīgākie un ugunsizturīgākie starp citiem metāliem. D-elementos skaidri izpaužas pāreja ar to valences palielināšanos no pamata īpašībām caur amfoteriskām uz skābām īpašībām.
Sārmu metāli (Na, K)
Ārējā enerģijas līmenī elementu sārmu metālu atomi satur ar vienu elektronu atrodas lielā attālumā no kodola. Viņi viegli nodod šo elektronu, tāpēc tie ir spēcīgi reducētāji. Visos savienojumos sārmu metālu oksidācijas pakāpe ir +1. To reducējošās īpašības palielinās, palielinoties atomu rādiusam no Li līdz Cs. Visi no tiem ir tipiski metāli, tiem ir sudraba krāsa balta krāsa, mīksts (griezts ar nazi), viegls un kausējams. Aktīvi mijiedarboties ar visiem nemetāli:
Visi sārmu metāli reaģē ar skābekli (izņemot Li), veidojot peroksīdus. Sārmu metāli nav atrodami brīvā formā to augstās reaģētspējas dēļ.
oksīdi - cietvielas, ir pamata īpašības. Tos iegūst, kalcinējot peroksīdus ar attiecīgajiem metāliem:
Hidroksīdi NaOH, KOH- cietas baltas vielas, higroskopiskas, labi šķīst ūdenī, izdalot siltumu, tās klasificē kā sārmus:
Gandrīz visi sārmu metālu sāļi šķīst ūdenī. Svarīgākie no tiem: Na 2 CO 3 - nātrija karbonāts; Na 2 CO 3 10H 2 O - kristāliskā soda; NaHCO 3 - nātrija bikarbonāts, cepamā soda; K 2 CO 3 - kālija karbonāts, potašs; Na 2 SO 4 10H 2 O - Glaubera sāls; NaCl - nātrija hlorīds, pārtikas sāls.
I grupas elementi tabulās
Sārmzemju metāli (Ca, Mg)
Kalcijs (Ca) ir pārstāvis sārmzemju metāli, kurus sauc par II grupas galvenās apakšgrupas elementiem, bet ne visus, bet tikai sākot no kalcija un uz leju grupu. Tie ir ķīmiskie elementi, kas, mijiedarbojoties ar ūdeni, veido sārmus. Kalcijs ārējā enerģijas līmenī satur divi elektroni, oksidācijas pakāpe +2.
Fiziskā un Ķīmiskās īpašības kalcijs un tā savienojumi ir parādīti tabulā.
Magnijs (Mg) ir tāda pati atomu struktūra kā kalcijam, arī tā oksidācijas pakāpe ir +2. Mīksts metāls, bet tā virsmu gaisā klāj aizsargplēve, kas nedaudz samazina ķīmisko aktivitāti. Tā degšanu pavada apžilbinoša zibspuldze. MgO un Mg(OH) 2 piemīt pamata īpašības. Lai gan Mg (OH) 2 ir nedaudz šķīstošs, tas iekrāso fenolftaleīna šķīdumu tumši sarkanā krāsā.
Mg + O 2 \u003d MgO 2
MO oksīdi ir cietas baltas ugunsizturīgas vielas. Inženierzinātnēs sauc CaO dzēsts kaļķis, un MgO - sadedzināts magnēzijs, šie oksīdi tiek izmantoti būvmateriālu ražošanā. Kalcija oksīda reakciju ar ūdeni pavada siltuma izdalīšanās, un to sauc par kaļķu dzēšanu, un iegūto Ca (OH) 2 sauc par dzēstiem kaļķiem. Caurspīdīgu kalcija hidroksīda šķīdumu sauc par kaļķa ūdeni, bet baltu Ca (OH) 2 suspensiju ūdenī sauc par kaļķa pienu.
Magnija un kalcija sāļus iegūst, tos reaģējot ar skābēm.
CaCO 3 - kalcija karbonāts, krīts, marmors, kaļķakmens. Izmanto celtniecībā. MgCO 3 – magnija karbonātu – izmanto metalurģijā sārņu izdalīšanai.
CaSO 4 2H 2 O - ģipsis. MgSO 4 – magnija sulfāts – saukts par rūgto jeb angļu sāli, ir atrodams jūras ūdenī. BaSO 4 - bārija sulfāts - tā nešķīstības un spējas aizkavēt rentgenstarus dēļ tiek izmantots kuņģa-zarnu trakta diagnostikā ("barīta putra").
Kalcijs veido 1,5% no cilvēka ķermeņa svara, 98% kalcija atrodas kaulos. Magnijs ir bioelements, cilvēka organismā tas ir aptuveni 40 g, tas ir iesaistīts olbaltumvielu molekulu veidošanā.
Sārmzemju metāli tabulās
Alumīnijs
Alumīnijs (Al)- III grupas galvenās apakšgrupas elements periodiska sistēma D. I. Mendeļejevs. Alumīnija atoms satur ārējā enerģijas līmenī trīs elektroni, no kuras tā viegli atsakās ķīmiskās mijiedarbības laikā. Apakšgrupas priekštecim un alumīnija augšējam kaimiņam - boram - ir mazāks atomu rādiuss (boram tas ir 0,080 nm, alumīnijam - 0,143 nm). Turklāt alumīnija atomam ir viens astoņu elektronu starpslānis (2e; 8e; 3e), kas novērš ārējo elektronu paplašināšanos uz kodolu. Tāpēc alumīnija atomu reducējošās īpašības ir diezgan izteiktas.
Gandrīz visos tā savienojumos alumīnijam ir oksidācijas pakāpe +3.
Alumīnijs ir vienkārša viela
Sudrabbalts viegls metāls. Kūst 660 °C temperatūrā. Tas ir ļoti plastisks, viegli ievelkams stieplē un velmēts līdz 0,01 mm biezā folijā. Tam ir ļoti augsta elektriskā un siltuma vadītspēja. Tie veido vieglus un stiprus sakausējumus ar citiem metāliem. Alumīnijs ir ļoti aktīvs metāls. Ja alumīnija pulveris vai smalks alumīnija folijs sakarst, viņi aizdedzināt un sadedzināt ar apžilbinošu liesmu:
Šo reakciju var novērot, dedzinot dzirksteļus un uguņošanas ierīces. Alumīnijs, tāpat kā visi metāli, viegli reaģē ar nemetāliemīpaši pulvera veidā. Lai reakcija sāktos, ir nepieciešama sākotnējā karsēšana, izņemot reakcijas ar halogēniem - hloru un bromu, bet pēc tam visas alumīnija reakcijas ar nemetāliem norit ļoti ātri un to pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās. :
Alumīnijs labi šķīst atšķaidītā sērskābē un sālsskābē:
Bet koncentrētas sērskābes un slāpekļskābes pasivizē alumīniju, kas veidojas uz metāla virsmas blīva stipra oksīda plēve, kas novērš turpmāku reakciju. Tāpēc šīs skābes tiek transportētas alumīnija cisternās.
Alumīnija oksīds un hidroksīds ir amfotēriski tāpēc alumīnijs izšķīst sārmu ūdens šķīdumos, veidojot sāļus - aluminātus:
Alumīniju plaši izmanto metalurģijā, lai no to oksīdiem iegūtu metālus – hromu, mangānu, vanādiju, titānu, cirkoniju. Šo metodi sauc par aluminotermiju. Praksē bieži tiek izmantots termīts - Fe 3 O 4 maisījums ar alumīnija pulveri. Ja šo maisījumu aizdedzina, piemēram, izmantojot magnija lenti, tad notiek enerģiska reakcija, izdalot lielu daudzumu siltuma:
Izdalītais siltums ir pilnīgi pietiekams, lai pilnībā izkausētu iegūto dzelzi, tāpēc šo procesu izmanto tērauda izstrādājumu metināšanai.
Alumīniju var iegūt ar elektrolīzi - tā oksīda Al 2 O 3 kausējuma sadalīšanos tā sastāvdaļās, izmantojot elektrisko strāvu. Bet alumīnija oksīda kušanas temperatūra ir aptuveni 2050 ° C, tāpēc elektrolīzes veikšanai ir nepieciešams daudz enerģijas.
Alumīnija savienojumi
Alumosilikāti. Šos savienojumus var uzskatīt par sāļiem, ko veido alumīnija oksīds, silīcijs, sārmu un sārmzemju metāli. Tie veido lielāko daļu no zemes garozas. Jo īpaši alumīnija silikāti ir daļa no laukšpatiem, visizplatītākajiem minerāliem un māliem.
Boksīts- iezis, no kuras iegūst alumīniju. Tas satur alumīnija oksīdu Al 2 O 3 .
Korunds- minerāls ar sastāvu Al 2 O 3, ar ļoti augstu cietību, tā smalkgraudaina šķirne, kas satur piemaisījumus - smirģeli, tiek izmantota kā abrazīvs (slīpēšanas) materiāls. Tajā pašā formulā ir vēl viens dabisks savienojums - alumīnija oksīds.
Labi pazīstami ir caurspīdīgi, krāsoti ar piemaisījumiem, korunda kristāli: sarkanie - rubīni un zilie - safīri, kurus izmanto kā dārgakmeņi. Šobrīd tie tiek iegūti mākslīgi un tiek izmantoti ne tikai juvelierizstrādājumiem, bet arī tehniskām vajadzībām, piemēram, pulksteņu detaļu un citu precīzijas instrumentu ražošanai. Rubīna kristāli tiek izmantoti lāzeros.
Alumīnija oksīds Al 2 O 3 - balta viela ar ļoti augstu kušanas temperatūru. Var iegūt, karsējot alumīnija hidroksīda sadalīšanos:
Alumīnija hidroksīds Al(OH) 3 sārmu iedarbībā uz alumīnija sāļu šķīdumiem izgulsnējas kā želatīna nogulsnes:
Kā amfoteriskais hidroksīds viegli šķīst skābju un sārmu šķīdumos:
Alumināti viņi sauc nestabilo alumīnija skābju sāļus - ortoalumīniju H 2 AlO 3, metaalumīniju HAlO 2 (to var uzskatīt par ortoalumīnija skābi, no kuras molekulas tika izņemta ūdens molekula). Dabiskie alumināti ietver cēlu spineli un dārgo hrizoberilu. Alumīnija sāļi, izņemot fosfātus, labi šķīst ūdenī. Dažus sāļus (sulfīdus, sulfītus) sadala ūdens. Alumīnija hlorīds AlCl 3 tiek izmantots kā katalizators daudzu organisko vielu ražošanā.
III grupas elementi tabulās
Pārejas elementu raksturojums - varš, cinks, hroms, dzelzs
Varš (Cu)- pirmās grupas sekundārās apakšgrupas elements. Elektroniskā formula: (…3d 10 4s 1). Desmitais d-elektrons ir mobils, jo tas ir pārcēlies no 4S apakšlīmeņa. Varam savienojumos ir oksidācijas pakāpes +1 (Cu 2 O) un +2 (CuO). Varš ir gaiši rozā metāls, kaļams, viskozs un lielisks elektrības vadītājs. Kušanas temperatūra 1083 °C.
Tāpat kā citi periodiskās sistēmas I grupas I apakšgrupas metāli, varš atrodas aktivitāšu sērijā pa labi no ūdeņraža un neizspiež to no skābēm, bet reaģē ar oksidējošām skābēm:
Sārmu iedarbībā uz vara sāļu šķīdumiem izgulsnējas vājas zilas bāzes nogulsnes.- vara (II) hidroksīds, kas karsējot sadalās bāziskā melnajā oksīdā CuO un ūdenī:
Vara ķīmiskās īpašības tabulās
Cinks (Zn)- II grupas sekundārās apakšgrupas elements. Tā elektroniskā formula ir šāda: (…3d 10 4s 2). Tā kā priekšpēdējais d-apakšlīmenis cinka atomos ir pilnībā pabeigts, cinka oksidācijas pakāpe savienojumos ir +2.
Cinks ir sudrabaini balts metāls, kas praktiski nemainās gaisā. Tam ir izturība pret koroziju, kas izskaidrojama ar oksīda plēves klātbūtni uz tā virsmas. Cinks ir viens no aktīvākajiem metāliem paaugstinātā temperatūrā reaģē ar vienkāršām vielām:
Cinks, tāpat kā citi metāli, izspiež mazāk aktīvi metāli no to sāļiem:
Zn + 2AgNO 3 \u003d 2Ag + Zn (NO 3) 2
Cinka hidroksīda amfoterēns, t.i., uzrāda gan skābju, gan bāzu īpašības. Pakāpeniski pievienojot cinka sāls šķīdumam sārma šķīdumu, sākumā izgulsnētās nogulsnes izšķīst (līdzīgi tas notiek ar alumīniju):
Cinka ķīmiskās īpašības tabulās
Piemēram hroms (Cr) to var parādīt pārejas elementu īpašības šajā periodā būtiski nemainās: pastāv kvantitatīvās izmaiņas, kas saistītas ar elektronu skaita izmaiņām valences orbitālēs. Maksimālais hroma oksidācijas līmenis ir +6. Metāls aktivitāšu sērijā atrodas pa kreisi no ūdeņraža un izspiež to no skābēm:
Ja šādam šķīdumam pievieno sārma šķīdumu, veidojas Me (OH) nogulsnes 2 , ko ātri oksidē atmosfēras skābeklis:
Tas atbilst amfoteriskajam oksīdam Cr 2 O 3 . Hroma oksīds un hidroksīds (in augstākā pakāpe oksidācija) uzrāda attiecīgi skābo oksīdu un skābju īpašības. Hromskābes sāļi (H 2 CrO 4 ) skābā vidē pārvēršas par dihromātiem- dihromskābes sāļi (H 2 Cr 2 O 7). Hroma savienojumiem ir augsta oksidēšanas spēja.
Hroma ķīmiskās īpašības tabulās
Dzelzs Fe- VIII grupas sānu apakšgrupas elements un D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas 4. periods. Dzelzs atomi ir sakārtoti nedaudz atšķirīgi no galveno apakšgrupu elementu atomiem. Kā jau 4. perioda elementam pienākas, dzelzs atomiem ir četri enerģijas līmeņi, taču no tiem pildās nevis pēdējais, bet gan priekšpēdējais, trešais no kodola, līmenis. Pēdējā līmenī dzelzs atomi satur divus elektronus. Priekšpēdējā līmenī, kas var uzņemt 18 elektronus, dzelzs atomam ir 14 elektroni. Līdz ar to elektronu sadalījums pa līmeņiem dzelzs atomos ir šāds: 2e; 8e; 14.; 2e. Tāpat kā visi metāli dzelzs atomiem piemīt reducējošas īpašības, ķīmiskās mijiedarbības laikā dodot ne tikai divus elektronus no pēdējā līmeņa un iegūstot oksidācijas pakāpi +2, bet arī elektronu no priekšpēdējā līmeņa, savukārt atoma oksidācijas pakāpe paaugstinās līdz +3.
Dzelzs ir vienkārša viela
Tas ir sudrabaini balts spīdīgs metāls ar kušanas temperatūru 1539°C. Ļoti plastmasa, tāpēc viegli apstrādājama, kalta, velmēta, štancējama. Dzelzs spēj magnetizēties un demagnetizēties. Tam var piešķirt lielāku izturību un cietību ar termiskām un mehāniskām metodēm. Atšķirt tehniski tīru un ķīmiski tīra dzelzs. Tehniski tīra dzelzs patiesībā ir zema oglekļa satura tērauds, tajā ir 0,02-0,04% oglekļa un vēl mazāk skābekļa, sēra, slāpekļa un fosfora. Ķīmiski tīra dzelzs satur mazāk nekā 0,01% piemaisījumu. No tehniski tīra dzelzs, piemēram, tiek izgatavotas saspraudes un pogas. Šāds dzelzs rūsē viegli, savukārt ķīmiski tīrs dzelzs gandrīz nerūsē. Šobrīd dzelzs ir mūsdienu tehnoloģiju un lauksaimniecības inženierijas, transporta un sakaru, kosmosa kuģu un kopumā visas mūsdienu civilizācijas pamats. Lielāko daļu priekšmetu, sākot no šujadatām un beidzot ar kosmosa kuģiem, nevar izgatavot, neizmantojot dzelzi.
Dzelzs ķīmiskās īpašības
Dzelzs var uzrādīt +2 un +3 oksidācijas pakāpi, attiecīgi, dzelzs dod divas savienojumu sērijas. Elektronu skaits, no kuriem dzelzs atoms atsakās ķīmisko reakciju laikā, ir atkarīgs no vielu oksidēšanas spējas, kas ar to reaģē.
Piemēram, dzelzs ar halogēniem veido halogenīdus, kuros tā oksidācijas pakāpe ir +3:
un ar sēru - dzelzs (II) sulfīdu:
Karstā dzelzs deg skābeklī ar dzelzs zvīņu veidošanos:
Augstā temperatūrā (700-900 °C) dzelzi reaģē ar ūdens tvaikiem:
Saskaņā ar dzelzs stāvokli elektroķīmiskajā spriegumu sērijā tas var izspiest metālus pa labi no to sāļu ūdens šķīdumiem, piemēram:
Dzelzs izšķīst atšķaidītā sālsskābē un sērskābē., t.i., oksidēts ar ūdeņraža joniem:
Dzelzs izšķīst atšķaidītā slāpekļskābē, savukārt veidojas dzelzs (III) nitrāts, ūdens un slāpekļskābes reducēšanās produkti - N 2 , NO vai NH 3 (NH 4 NO 3) atkarībā no skābes koncentrācijas.
Dzelzs savienojumi
Dabā dzelzs veido vairākus minerālus. Tie ir magnētiskā dzelzsrūda (magnetīts) Fe 3 O 4, sarkanā dzelzs rūda (hematīts) Fe 2 O 3, brūnā dzelzs rūda (limonīts) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Vēl viens dabiskais dzelzs savienojums ir dzelzs jeb sērs, pirīts ( pirīts) FeS 2, nekalpo kā dzelzsrūda metālu ražošanai, bet tiek izmantota sērskābes ražošanai.
Dzelzi raksturo divas savienojumu sērijas: dzelzs (II) un dzelzs (III) savienojumi. Dzelzs oksīds (II) FeO un atbilstošs dzelzs hidroksīds (II) Fe (OH) 2 tiek iegūts netieši, jo īpaši, izmantojot šādu pārveidojumu ķēdi:
Abiem savienojumiem ir izteiktas pamata īpašības.
Dzelzs(II) katjoni Fe 2 + viegli oksidējas ar atmosfēras skābekli par dzelzs (III) Fe katjoniem 3 + . Tāpēc baltas nogulsnes Dzelzs (II) hidroksīds kļūst zaļš un pēc tam brūns, pārvēršoties dzelzs (III) hidroksīdā:
Dzelzs (III) oksīds Fe 2 O 3 un attiecīgais dzelzs (III) hidroksīds Fe (OH) 3 tiek iegūts arī netieši, piemēram, pa ķēdi:
No dzelzs sāļiem sulfātiem un hlorīdiem ir vislielākā tehniskā nozīme.
Dzelzs (II) sulfāta kristālhidrātu FeSO 4 7H 2 O, kas pazīstams kā dzelzs vitriols, izmanto augu kaitēkļu apkarošanai, minerālkrāsu pagatavošanai un citiem mērķiem. Dzelzs hlorīds (III) FeCl 3 tiek izmantots kā kodinātājs audumu krāsošanā. Dzelzs sulfātu (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O izmanto ūdens attīrīšanai un citiem mērķiem.
Dzelzs un tā savienojumu fizikālās un ķīmiskās īpašības ir apkopotas tabulā:
Dzelzs ķīmiskās īpašības tabulās
Kvalitatīvas reakcijas uz Fe 2+ un Fe 3+ joniem
Dzelzs (II) un (III) savienojumu atpazīšanai veikt kvalitatīvas reakcijas uz Fe joniem 2+ un Fe 3+ . Kvalitatīva reakcija uz Fe 2+ joniem ir dzelzs (II) sāļu reakcija ar K 3 savienojumu, ko sauc par sarkano asins sāli. Šī ir īpaša sāļu grupa, kas tiek saukta par kompleksu, jūs tos iepazīsit vēlāk. Tikmēr jums jāapgūst, kā šādi sāļi sadalās:
Fe 3+ jonu reaģents ir vēl viens sarežģīts savienojums - dzeltenais asins sāls - K 4, kas šķīdumā disociējas līdzīgi:
Ja šķīdumiem, kas satur Fe 2+ un Fe 3+ jonus, pievieno attiecīgi sarkano asins sāls (reaģents Fe 2+) un dzeltenā asins sāls (reaģents Fe 3+) šķīdumus, tad abos gadījumos veidojas vienas un tās pašas zilās nogulsnes. forma:
Fe 3+ jonu noteikšanai izmanto arī dzelzs (III) sāļu mijiedarbību ar kālija tiocianātu KNCS vai amonija NH 4 NCS. Šajā gadījumā veidojas spilgtas krāsas FeNCNS 2+ jons, kā rezultātā viss šķīdums iegūst intensīvi sarkanu krāsu:
Šķīdības tabula
2. lapa
Dzelzs, vara un alumīnija ir raksturīgs metālisks spīdums.
Pētot cietvielas, kurām nav raksturīgs metālisks spīdums, mēs novērojam, ka to elektrovadītspēja ir ļoti zema. Tajos ietilpst vielas, kuras mēs saucam par jonu – nātrija hlorīds, kalcija hlorīds, sudraba nitrāts un sudraba hlorīds, kā arī molekulārie kristāli, piemēram, ledus. attēlā parādītais ledus. 5 - 3, sastāv no tām pašām molekulām, kas eksistē gāzes fāzē, bet sakārtotas kristāliskā režģī. Šie sliktie elektriskās strāvas vadītāji gandrīz visās īpašībās ļoti atšķiras no metāliem. Tādējādi vielu klasificēšanai var izmantot elektrovadītspēju, kas ir viena no saprātīgākajām.
Vienkāršos metālus sauc kristāliskas vielas, kurām ir raksturīgs metālisks spīdums, labi vada siltumu un elektrisko strāvu, ārējo spēku iedarbībā spēj mainīt savu formu un saglabāt to pēc slodzes noņemšanas bez bojājuma pazīmēm. No kopējā pašlaik zināmo ķīmisko elementu skaita astoņdesmit elementi ir metāli. Visbiežāk sastopams zemes garoza metāli ķīmisko savienojumu veidā ir alumīnijs, dzelzs, magnijs, kālijs, nātrijs un kalcijs. Tīri metāli tehnoloģijā tiek izmantoti ierobežoti, jo dabā tie ir ārkārtīgi reti sastopami, un to ražošana no ķīmiskiem savienojumiem (rūdām) ir saistīta ar lielām grūtībām.
Ūdeņraža korozijas rezultātā tērauda virsma zaudē tai raksturīgo metālisko spīdumu un kļūst blāva.
Polimēri ir smalki izkliedēti krāsaini pulveri ar raksturīgu metālisku spīdumu, šķīst tikai koncentrētā sērskābē.
Visi d - elementi ir metāli ar raksturīgu metālisku spīdumu. Salīdzinot ar s-metāliem, to stiprums ir daudz lielāks.
Neizšķīdināts jods veido skaidri redzamu plēvi ar raksturīgu metālisku spīdumu (peld uz šķīduma virsmas) vai uzkrājas kolbas apakšā melnu daļiņu veidā. Tā kā joda šķīdums ir krāsots intensīvi sarkans un gandrīz necaurspīdīgs, tas ir ļoti rūpīgi jāpārbauda, turot kolbu pret spilgtu elektriskā lampa karājās pie griestiem. Lai to izdarītu, jums jāstāv zem lampas, turot kolbu aiz rīkles slīpā stāvoklī starp lampu un seju, un mēģiniet tajā saskatīt spilgtu lampas attēlu. Uz šāda fona skaidri redzami neizšķīduši joda kristāli. Tad abu vielu kristāli pulcēsies vienuviet un ap joda kristāliem izveidosies koncentrēta KJ šķīduma zona, kurā jods ātri izšķīdīs.
Visi sārmu metāli ir sudrabaini baltas krāsas vielas ar raksturīgu metālisku spīdumu, labu elektrisko un siltumvadītspēju, zemu kušanas temperatūru un salīdzinoši zemu viršanas temperatūru, zemu blīvumu un lielu atomu tilpumu. Tvaika stāvoklī to molekulas ir monatomiskas; joni ir bezkrāsaini.
Autors izskats tumši violeti, gandrīz melni kristāli ar raksturīgu metālisku spīdumu. Tas labi šķīst ūdenī. Kālija permanganāts ir viens no spēcīgajiem oksidētājiem, kas ir iemesls tā dezinfekcijas īpašībām.
Metālu strukturālās īpašības nosaka to raksturīgās fizikālās īpašības.
Plastmasa. Deformācijas laikā (mainot metāla gabala formu) joni tikai nobīdās viens pret otru, bet sprauga nerodas, jo tos savienojošie elektroni, attiecīgi pārvietojoties, turpina savienoties starp pārvietotajiem joniem. Praksē plastiskums izpaužas apstāklī, ka zem āmura sitieniem metāli tiek nevis sasmalcināti gabalos, bet saplacināti - tiek kalti. Plastiskākais metāls ir zelts: to var ievilkt plānās, cilvēka acij neredzamās zelta pavedienos vai velmēt plānākajās caurspīdīgajās loksnēs.
Elektrovadītspēja ir izskaidrojama ar elektronu spēju viegli pārvietoties pa metāla gabalu.
Augsta siltumvadītspēja ir saistīta arī ar elektronu kustību, jo tieši tie pārnes siltumu uz dažādām metāla gabala daļām, pateicoties elektroniem, metāliem ir raksturīgas optiskās īpašības - necaurredzamība un metālisks spīdums. Metāli spīd, jo tie atstaro gaismas starus no savas virsmas un nelaiž tos cauri, kā stikls, un neuzsūc kā sodrējus.
Dažādas īpašības metālos izpaužas nevienādā mērā. Sudrabam ir vislabākā vadītspēja, vara ir otrajā vietā pēc elektroniskās vadītspējas, kam seko alumīnijs. Ar šo metālu palīdzību ir iespējams pārraidīt elektriskā enerģija lielos attālumos. Bet elektrotehnikā alumīniju un varu izmanto kā elektroinstalācijas materiālus, jo tie ir daudz lētāki nekā sudrabs.
Tādā pašā secībā siltumvadītspējas ziņā ir sakārtoti metāli: sudrabs, varš, alumīnijs.
No svarīgākajām metāla īpašībām ir vērts pievērst uzmanību blīvumam, cietībai, stiprībai un kušanas temperatūrai. Metāla blīvums ir lielāks, jo lielāks ir tā relatīvais atomu masa un jo mazāks ir atoma rādiuss un otrādi. Piemēram, litijam ir 534 kg / m 3, bet osmijam - 22 500 kg / m 3. Metālus, kuru blīvums ir mazāks par 5000 kg / m 3, sauc par vieglajiem: magnijs, alumīnijs, titāns. Metāli ar augstu blīvumu: svins, osmijs.
Tādas metālu īpašības kā izturība, cietība un kušanas temperatūra ir atkarīgas no metāliskās saites stiprības. Šis savienojums ir īpaši spēcīgs smagajos metālos, kad tiek pabeigts atoma priekšpēdējais elektronu slānis: tantals, volframs utt. Šie metāli izceļas ar augstu cietību un zemu kausējamību.
Metālu kušanas temperatūra svārstās no 39˚C (dzīvsudrabs) līdz 3410˚C (volframam). Dzīvsudrabs ir vienīgais šķidrais metāls.
Metālu cietība mainās plaša spektra: Sārmu metāli ir diezgan mīksti, savukārt cietos metālus nevar vīlēt.
blog.site, pilnībā vai daļēji kopējot materiālu, ir nepieciešama saite uz avotu.
Ķīmiskie elementi, kas veidojas brīvā stāvoklī vienkāršas vielas ar metālisku saiti (sk. Ķīmiskā saite). No 110 zināmajiem ķīmiskajiem elementiem (skatīt ķīmisko elementu periodisko tabulu) 88 ir metāli un tikai 22 ir nemetāli.
Tādi metāli kā zelts, sudrabs un varš ir zināmi cilvēkiem kopš aizvēsturiskiem laikiem. Senajos un viduslaikos tika uzskatīts, ka ir tikai 7 metāli (zelts, sudrabs, varš, alva, svins, dzelzs un dzīvsudrabs). M. V. Lomonosovs metālu definēja kā “vieglu ķermeni, ko var kalt” un piedēvēja metāliem zeltu, sudrabu, varu, alvu, dzelzi un svinu. A. Lavuazjē savā "Ķīmijas pamatkursā" (1789) jau minēja 17 metālus. V XIX sākums v. kam sekoja platīna metālu, pēc tam sārmu, sārmzemju un daudzu citu atklāšana.
Periodiskā likuma triumfs bija metālu atklāšana, pamatojoties uz to, D. I. Mendeļejevs - gallija, skandija un germānija. XX gadsimta vidū. caur kodolreakcijas tika iegūti transurāna elementi – radioaktīvie metāli, kas dabā neeksistē.
Mūsdienu metalurģija saņem vairāk nekā 60 metālu un vairāk nekā 5000 sakausējumu uz tiem.
Metālu struktūras pamatā ir pozitīvo jonu kristāliskais režģis, kas iegremdēts blīvā mobilo elektronu gāzē. Šie elektroni kompensē elektriskos atgrūšanas spēkus starp pozitīvajiem joniem un tādējādi saista tos cietās vielās.
Šāda veida ķīmiskās saites sauc par metālisku saiti. Tas noteica svarīgākās metālu fizikālās īpašības: plastiskums, elektrovadītspēja, siltumvadītspēja, metālisks spīdums.
Plastiskums ir metālu spēja mainīt formu trieciena rezultātā, tikt velmēta plānās loksnēs un ievilkta stieplē. Šajā gadījumā kristāla režģa atomi un joni tiek pārvietoti, bet saites starp tiem netiek pārtrauktas, jo attiecīgi pārvietojas arī elektroni, kas veido saiti. Metālu plastiskums samazinās sērijās Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe. Piemēram, zeltu var sarullēt līdz 0,003 mm biezās loksnēs, kuras izmanto zeltīšanai.
Metālu augstā elektrovadītspēja skaidrojama ar brīvo elektronu klātbūtni, kas pat nelielas potenciālu starpības ietekmē pāriet no negatīvā pola uz pozitīvo. Temperatūrai paaugstinoties, palielinās metāla jonu un atomu vibrācijas, kas apgrūtina elektronu kustību un tādējādi samazina elektrovadītspēju. Zemās temperatūrās jonu un atomu vibrāciju kustība, gluži pretēji, ievērojami samazinās, un elektrovadītspēja palielinās. Tuvumā absolūtajai nullei metālu elektriskās pretestības praktiski nav. Labākais elektrības vadītājs ir sudrabs, kam seko varš, zelts, alumīnijs un dzelzs. Mainās arī metālu siltumvadītspēja, ko izraisa gan brīvo elektronu lielā kustība, gan jonu svārstīgā kustība, kuras dēļ temperatūra ātri izlīdzinās metāla masā. metālisks spīdums ir saistīts arī ar brīvo elektronu klātbūtni.
No citām metālu fizikālajām īpašībām vislielākā praktiskā nozīme ir blīvumam, kušanas temperatūrai un cietībai. Vieglākais no metāliem ir litijs (blīvums 0,53 g/cm3), smagākais ir osmijs (22,6 g/cm3). Metālus, kuru blīvums ir mazāks par 5 g / cm3, sauc par vieglajiem, pārējos - par smagiem. Metālu kušanas temperatūras ļoti atšķiras: cēzijs un gallijs var izkausēt ar plaukstu siltumu, bet volframa kušanas temperatūra ir +3410 ° C. Normālos apstākļos vienīgais šķidrais metāls ir dzīvsudrabs. Tvaika stāvoklī visi metāli ir monoatomiski, to kristāliskais režģis ir iznīcināts.
Metāliem ir atšķirīga cietība. Cietākie no tiem – hroms – griež stiklu, bet mīkstākie – kālijs, rubīdijs un cēzijs – ir viegli sagriežami ar nazi. Stiprums, kušanas temperatūra un cietība ir atkarīga no metāliskās saites stiprības. Tas ir īpaši augsts smagajiem metāliem.
Tehnoloģijā sakausējumus uz dzelzs bāzes, t.i., čugunu, tēraudu un pašu dzelzi sauc par melnajiem metāliem, visus pārējos metālus sauc par krāsainajiem metāliem. Ir arī citas metālu klasifikācijas (sk. Periodiskā ķīmisko elementu sistēma).
Metālu ķīmiskās īpašības nosaka valences elektronu vājā saite ar atoma kodolu. Atomi tos izdala salīdzinoši viegli, pārvēršoties pozitīvi lādētos jonos. Tāpēc metāli ir labi reducētāji. Tas ir viņu galvenais un visizplatītākais ķīmiskā īpašība.
Acīmredzot metāliem kā reducētājiem jāreaģē ar dažādiem oksidētājiem, starp kuriem var būt vienkāršas vielas (nemetāli), skābes, mazāk aktīvo metālu sāļi un dažas citas vielas. Metālu savienojumus ar skābekli sauc par oksīdiem, ar halogēniem - halogenīdiem, ar sēru - sulfīdiem, ar slāpekli - nitrīdiem, ar fosforu - fosfīdiem, ar oglekli - borīdiem, ar ūdeņraža hidrīdiem utt. Daudzi no šiem savienojumiem ir atraduši nozīmīgu pielietojumu tehnoloģijā.
Kad metāli mijiedarbojas ar skābēm, oksidētājs ir ūdeņraža jons H +, kas pieņem elektronu no metāla atoma:
Mg - 2e - \u003d Mg 2+
_________________
Mg + 2H + = Mg 2+ + H2
Metāli, kas atrodas standarta elektrodu potenciālu virknē (spriegumu virknē) pa kreisi no ūdeņraža, parasti izspiež (samazina) ūdeņradi no atšķaidītām skābēm, piemēram, HCl vai H2SO4, un metāli pa labi no ūdeņraža to neizspiež.
Metālu mijiedarbību ar mazāk aktīvo metālu sāļu ūdens šķīdumiem var ilustrēt ar piemēru:
Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Сu
Šajā gadījumā elektroni tiek atdalīti no aktīvāka metāla - cinka atomiem, un notiek to pievienošana ar mazāk aktīviem Cu2+ joniem. Vadoties pēc vairākiem standarta elektrodu potenciāliem, mēs varam teikt, ka metāls izspiež (atjauno) daudzus no šiem metāliem no to sāļu šķīdumiem.
Aktīvie metāli (sārmzemju un sārmzemju) mijiedarbojas arī ar ūdeni, kas šajā gadījumā darbojas kā oksidētājs.
Metāli, hidroksīdi, kas ir amfotēriski (sk. Amfoteriskums), kā likums, mijiedarbojas gan ar skābju, gan sārmu šķīdumiem.
Metāli savā starpā var veidot ķīmiskus savienojumus. Šādi savienojumi parasti veido tipiskus metālus ar metāliem ar vājām metāliskām īpašībām, piemēram, dažus nātrija savienojumus ar svinu:
Na5Pb2, NaPb, Na2Pb, Na4Pb
Dažu metālu savienojumus ar citiem kopā sauc par intermetāliskiem savienojumiem, starpmetālu savienojumiem vai metalīdiem.
Aplūkotās metālu īpašības, kas saistītas ar elektronu atsitienu ķīmiskajās reakcijās, sauc par metāliskām. Visiem ķīmiskajiem elementiem tās piemīt dažādās pakāpēs. Metāla īpašības tiek vērtētas, salīdzinot elementu elektronegativitāti. Šī vērtība, kas izteikta patvaļīgās vienībās, raksturo atoma spēju molekulā piesaistīt elektronus. Elementu elektronegatīvās relatīvās vērtības ir norādītas tabulā. Jo zemāka elektronegativitāte, jo izteiktākas elementu metāliskās īpašības.
Metālu kristāliskā režģa mezglos ir atomi. Elektroni, kas pārvietojas ap atomiem, veido "elektronu gāzi", kas var brīvi pārvietoties dažādos virzienos. Šis īpašums izskaidro metālu augsto elektrisko un siltuma vadītspēju.
Elektronu gāze atspoguļo gandrīz visus gaismas starus. Tāpēc metāli ir tik spīdīgi un visbiežāk tiem ir pelēka vai balta krāsa. Saites starp atsevišķiem metāla slāņiem ir nelielas, kas ļauj šos slāņus slodzes apstākļos pārvietot dažādos virzienos (citiem vārdiem sakot, deformēt metālu). Tīrs zelts ir unikāls metāls. Kaljot tīru zeltu, var izgatavot foliju 0,002 mm biezumā! tik plāna metāla loksne ir caurspīdīga un ir zaļa nokrāsa ja paskatās caur to saules gaismā.
Metālu elektrofizikālās īpašības izteikts ar tā elektrovadītspēju. Ir vispāratzīts, ka visiem metāliem ir augsts elektrovadītspēja, tas ir, labi vadīt strāvu! Bet tas tā nav, un turklāt tas viss ir atkarīgs no temperatūras, kurā tiek mērīta strāva. Iedomājieties metāla kristāla režģi, kurā strāvu pārraida elektronu kustība. Elektroni pārvietojas no viena kristāla režģa mezgla uz otru. Viens elektrons “izstumj” no režģa vietas citu elektronu, kurš turpina virzīties uz citu režģa vietu utt. Tas nozīmē, ka elektriskā vadītspēja ir atkarīga arī no tā, cik viegli elektroni var pārvietoties starp režģa vietām. Var teikt, ka metāla elektrovadītspēja ir atkarīga no režģa kristāliskās struktūras un tajā esošo daļiņu blīvuma.
Daļiņām režģa vietās ir svārstības, un šīs svārstības ir lielākas, jo augstāka ir metāla temperatūra. Šādas vibrācijas būtiski kavē elektronu kustību kristāla režģī.
Tādējādi, jo zemāka ir metāla temperatūra, jo augstāka ir tā spēja vadīt strāvu!
No tā izriet koncepcija supravadītspēja, kas rodas metālā temperatūrā, kas ir tuvu absolūtai nullei! Pie absolūtās nulles (-273 0 C) daļiņu vibrācijas metāla kristāla režģī ir pilnībā slāpētas!
Metālu elektrofizikālās īpašības kas saistīti ar strāvas pāreju, sauc elektriskās pretestības temperatūras koeficients!
Iestatīt interesants fakts ka, piemēram, svinā (Pb) un dzīvsudrabā (Hg) temperatūrā, kas ir tikai dažus grādus virs absolūtās nulles, gandrīz pilnībā izzūd elektriskā pretestība, tas ir, iestājas supravadītspējas stāvoklis.
Sudrabam (Ag) ir visaugstākā elektrovadītspēja, kam seko varš (Cu), kam seko zelta (Au) un alumīnija (Al). Šo metālu augstā elektrovadītspēja ir saistīta ar to izmantošanu elektrotehnikā. Dažreiz tas ir zelts (apzeltīti kontakti), kas tiek izmantots, lai nodrošinātu ķīmisko izturību un pretkorozijas īpašības.
Jāņem vērā, ka metālu elektrovadītspēja ir daudz augstāka nekā nemetālu elektrovadītspēja. Piemēram, oglekļa (C - grafīts) vai silīcija (Si) elektriskā vadītspēja ir 1000 reižu mazāka nekā, piemēram, dzīvsudrabam. Turklāt nemetāli lielākoties nav elektrības vadītāji. Bet starp nemetāliem ir pusvadītāji: germānija (Ge), kristāliskais silīcijs, kā arī daži oksīdi, fosfīti (ķīmiski metālu savienojumi ar fosforu) un sulfīdi (metāla un sēra ķīmiskie savienojumi).
Jums droši vien ir pazīstama parādība – tā ir metālu īpašība temperatūras vai gaismas ietekmē atdot elektronus.
Kas attiecas uz metālu siltumvadītspēju, to var novērtēt no periodiskās tabulas - tā tiek sadalīta tieši tāpat kā metālu elektronegativitāte. (Augšējā kreisajā pusē metāliem ir visaugstākā elektronegativitāte, piemēram, nātrija Na elektronegativitāte ir -2,76 V). Savukārt metālu siltumvadītspēja skaidrojama ar brīvo elektronu klātbūtni, kas nes siltumenerģiju.
http://www.kristallikov.net/page3.html#tīru metālu spīdums