Метали

Метали

Елементи-метали в Періодичній системі

Якщо в Періодичній системі провести діагональ від Берилію до Астату, то зліва внизу розміщуватимуться елементи-метали (до них же належать елементи побічних підгруп).
Атоми металів порівняно легко віддають електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони. Це пояснюється тим, що в атомів металів:
— мале число електронів на зовнішньому енергетичному рівні та є вільні валентні орбіталі (лужні, лужноземельні метали, метали III групи);
— електронами заповнюється перед­останній енергетичний рівень; на зовнішньому рівні один або два електрони (метали побічних підгруп, d-еле­менти);
— електрони розміщуються відносно далеко від ядра (Полоній, Бісмут, Стибій).

Фізичні властивості металів

Пластичність. Механічна дія на кристал із металічним зв’язком викликає зсув шарів атомів, але завдяки переміщенню валентних електронів по всьому зразку металу розриву зв’язків не відбувається. Найпластичніший метал — золото. Марганець і бісмут — крихкі метали.
Металічний блиск, непрозорість. Вільні електрони взаємодіють із квантами світла, які падають на метал.
Електрична провідність. Вільні електрони під впливом різниці потенціалів набувають направленого руху від негативного полюса до позитивного. Найбільшу електричну провідність мають срібло і мідь.
Теплопровідність. Зумовлена рухом вільних електронів. Найбільша теплопровідність у срібла й міді, найменша — у бісмуту та ртуті.
Густина, температури плавлення і кипіння , твердість металів різні. Метали з густиною, меншою за 5 г/см3, називаються легкими, інші — важкими. Метали з температурою плавлення понад 1000 °С називаються тугоплавкими, нижче — легкоплавкими.

Хімічні властивості металів

Метали розрізняються між собою хімічною активністю, тобто здатністю вступати в хімічні реакції. Їх можна розташувати в ряд за зменшенням активності (див. таблицю).
Метали — відновники. Отже, вони вступатимуть у хімічні реакції з окисниками.
1) Взаємодія з простими речовинами — неметалами (див. таблицю).
2) Взаємодія з кислотами. Метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів до Гідрогену, витісняють водень із розбавлених кислот, окрім нітратної:

3) Взаємодія з солями. Активніші метали витісняють менш активні з розчинів їх солей:

4) Взаємодія з водою.
Активні метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів до Алюмінію включно, реагують із водою з утворенням основ і водню:

Метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів після Алюмінію, реагують із водою під час нагрівання з утворенням оксидів і водню:

Метали, що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів після Гідрогену, з водою не реагують.
5) Метали, гідроксиди яких амфотерні, реагують і з кислотами, і з основами:


Взаємодія металів із неметалами

Реа­­гент Рівняння реакції Про­­дук­ти реакції Реа­гу­­ючі метали
Ки­сень
Ок­сиди або пер­окси­ди Усі, крім золота й платиноїдів
Сірка Суль­фіди Усі, крім золота і платини
Хлор Хло­риди Усі
Во­день Гід­риди Усі


Метали в природі

У природі метали існують переважно у вигляді сполук: оксидів, сульфідів, сульфатів, хлоридів, карбонатів і т. д. У вільному стані в земній корі зустрічаються найменш активні метали — золото, платина. Мідь, ртуть, срібло, олово можуть траплятися як у саморідному стані, так і в складі сполук.
Мінерали й гірські породи, що містять метали та їх сполуки та є придатними для промислового добування металів, називаються рудами.
Деякі різновиди металічних руд:
оксидні руди — , ;
сульфідні руди — , ;
хлоридні руди — NaCl, ;
карбонатні руди — , .

Загальні способи добування металів. Електроліз розплавів солей і лугів

Металургія — це галузь промисловості, яка займається видобуванням металів із руд.
Електроліз — окисно-відновний процес, що відбувається на електродах під час проходження електричного струму через розплав або розчин електроліту.
Якщо в розплав електроліту, наприклад натрій хлориду, занурити інертні електроди й пропускати постійний електричний струм, то катіони рухаються до катода — негативно зарядженого електрода, а аніони — до анода — позитивно зарядженого електрода. На аноді відбувається процес окиснення, на катоді — відновлення.
Сумарне рівняння електролізу розплаву натрій хлориду:


Корозія металів

Корозія — руйнування металу під дією навколишнього середовища. Це окисно-відновний процес.
Хімічна корозія — руйнування металу під час його окиснення без виникнення електричного струму в системі. При цьому метал взаємодіє з газами (газова корозія) і рідкими неелектролітами (бензин, нафта, толуол та ін.). Наприклад, сполука металів із киснем повітря.
Електрохімічна корозія — руйнування металу, який знаходиться у контакті з іншим металом у розчині електроліту. При цьому активніший метал віддає електрони, а менш активний їх приймає, тобто в системі виникає електричний струм. Пара таких металів називається гальванічною парою.

Чинники, що впливають на швидкість корозії

1) Положення контактуючих металів у ряду стандартних електродних потенціалів. Чим далі метали розташовані один від одного, тим вища швидкість корозії.
2) Характер розчину електроліту. Чим вища кислотність розчину і чим більше в ньому окисників, тим швидше відбувається корозія.
3) Температура. За високих температур швидкість корозії зростає.

Захист від корозії

1) Захисні поверхневі покриття. Ізо­люють метал від контакту з навколишнім середовищем.
Металеві покриття. Метал, який наноситься для запобігання корозії, сам стійкий до неї. Наприклад, покриття заліза цинком (оцинковане залізо).
Неметалеві покриття. Це лаки, фарби, емалі, мастила та ін.
2) Створення антикорозійних сплавів. На­приклад, додаванням хрому (до 12 %) до сталі одержують нержавіючу сталь.
3) Протекторний захист. Застосовується у випадках, коли металева конструкція, що захищається (труби, корпус корабля), знаходиться в активному середовищі електроліту (ґрунтові води, морська вода). Із конструкцією з’єднується активніший метал-протектор. У процесі корозії активніший метал-протектор руйнується, а метал конструкції не кородує.
4) Зміна складу середовища. В електроліт додають речовини, які уповільнюють корозію,— інгібітори.

Сплави

Сплави — це суміші, що складаються з двох або більше металів, а також металів і неметалів. Хімічний зв’язок у сплавах — металічний. Тому вони мають усі властивості металів. Властивості сплавів відрізняються від властивостей вихідних металів. Сплави добувають, змішуючи розплавлені метали, які потім охолоджуються й тверднуть.
Повністю однорідні сплави— тверді розчини. Вони утворюються в тому випадку, коли розплавлені метали кристалізуються в однотипних ґратках і мають близькі за розмірами атоми. Відповідно вони змішуються між собою в будь-яких співвідношеннях, наприклад: Ag — Cu, Cu — Ni, Ag — Au та ін.
Маса, що складається з найменших кристалів кожного з металів. Розплавлені метали змішуються один з одним у будь-яких співвідношеннях. Наприклад, Pb — Sn, Bi — Cd, Ag — Pb та ін.
Сполуки-інтерметаліди. Розплавлені метали під час змішування реагують один з одним. Наприклад, CuZn, , , та ін.

Доменне виробництво чавуну

Чавун — сплав заліза з вуглецем та іншими домішками (силіцієм, манганом, сіркою, фосфором). Масова частка Карбону в чавуні понад 1,7 % (до 4,5 %).

Доменний процес

Суть доменного процесу — відновлення заліза з його природних оксидів. Виплавка чавуну відбувається в доменних печах (домнах).
Склад вихідної суміші(шихти):
1) руда, що містить ферум оксиди;
2) кокс — джерело тепла й відновника — карбон монооксиду;
3) флюси (найчастіше вапняк), які перетворюють пусту породу на легкоплавкі сполуки — шлаки.
Доменне виробництво базується на відновних процесах.
1) Під час згоряння коксу досягається висока температура й утворюється карбон(IV) оксид, який, проходячи через розжарений кокс, перетворюється на карбон(ІІ) оксид:
;
2) Карбон монооксид поступово відновлює руду. Сумарне рівняння:

3) Ферум утворює сполуку з Карбоном — ферум(ІІ) карбід, або цементит:
;
4) Розплавлене залізо розчиняє в собі вуглець, цементит, силіцій, манган, фосфор, сірку й утворює рідкий чавун.

Способи виробництва сталі

Сталь — сплав заліза з вуглецем та іншими домішками. Масова частка Карбону в сталі не перевищує 1,7 %.
У процесі переробки чавуну на сталь у сплаві зменшується вміст Карбону, Силіцію, Фосфору, Сульфуру, Мангану. Їх видалення ґрунтується на реакціях окиснення киснем або ферум(ІІ) оксидом у розплаві. Отже, виплавлення сталі — процес окиснення.
1) Кисень повітря окиснює залізо та вуглець:
;
2) Ферум оксиди взаємодіють із домішками, які містяться в чавуні:




3) Одержані оксиди реагують із флюсами, утворюючи легкоплавкі шлаки, які спливають на поверхню сталі й потім видаляються.
До сталі додають легуючі речовини, щоб надати їй певних властивостей: домішки хрому додають сталі високих механічних і антикорозійних властивостей, жаростійкості; із хромовольфрамової сталі роблять різальні інструменти; марганцевисті сталі стійкі до тертя й удару.

Натрій і Калій як представники лужних металів

Лужні метали розміщені в IА групі (у I групі головної підгрупи) Періодичної системи.
На зовнішньому енергетичному рівні у лужних металів розміщений один неспарений електрон, який легко віддається окисникам. Ступінь окиснення лужних металів у сполуках дорівнює +1.
Електронна конфігурація атома Натрію:


Електронна конфігурація атома Калію:


У природі лужні метали зустрічаються тільки в сполуках, у вільному стані вони не зустрічаються внаслідок своєї високої хімічної активності.

Фізичні властивості

Натрій і калій мають усі фізичні властивості металів. Для них характерна низька густина — менше 1 г/см3. Вони м’які (легко ріжуться ножем), легкоплавкі.

Добування.

Натрій добувають у промисловості електролізом із розплавів солей або натрій гідроксиду:

Калій добувають:
1) пропускаючи пари натрію через розплавлений калій хлорид :

2) у результаті взаємодії розплавленого калій гідроксиду з рідким натрієм при (метод протитечії).

Хімічні властивості.

Усі лужні метали — типові метали, сильні відновники. Вони є найактивнішими мета­лами.
1) Лужні метали легко окиснюються киснем повітря з утворенням пероксидів з домішкою оксидів (рубідій і цезій при цьому займаються):
;
2) Реагують практично з усіма неметалами:

3) Бурхливо і з великим екзотермічним ефектом реагують із водою. У результаті реакції утворюються розчинні основи — луги:

Застосування:
— сплави натрію і калію — як теплоносії в ядерних реакторах;
— натрій — як наповнювач у газорозрядних натрієвих лампах;
— натрій — як відновник у кольоровій металургії;
— як каталізатори;
— калій — у виробництві фотоеле­ментів.

Кальцій. Кальцій гідроксид і кальцій оксид

Кальцій

Кальцій розташований у IIА групі (II групі, головній підгрупі), 4 періоді Періодичної системи. Він належить до лужноземельних металів.
Електронна конфігурація атома Кальцію:


На зовнішньому енергетичному рівні розміщені два електрони; ступінь окиснення Кальцію в сполуках +2.
У вільному вигляді Кальцій у природі не зустрічається, поширений у складі сполук.
Фізичні властивості. Сріблясто-білий метал, значно твердіший за лужні метали, легкий (густина 1,54 г/см3), пластичний, температури плавлення і кипіння вищі, ніж у лужних металів.
Добування. Електроліз розплаву суміші кальцій хлориду і кальцій фториду:

Хімічні властивості. Кальцій легко віддає електрони і є відновником (див. таблицю).
Хімічні властивості кальцію

Реа­­гент Рівняння реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Ки­сень Кальцій оксид Зви­чай­ні умо­ви
Хлор (та ін­ші га­логени) Кальцій хлорид (та інші галогеніди) Зви­чай­ні умо­ви
Сірка Каль­цій суль­фід Нагрі­вання
Вугіл­ля (вуг­лець) Каль­цій кар­бід Нагрі­вання
Вода Каль­цій гідро­ксид і водень Зви­чай­ні умови


Застосування:
— добування сплавів;
— відновлення інших металів.

Кальцій оксид СаО

Біла кристалічна речовина, тугоплавка.
Технічні назви: негашене вапно, палене вапно, кипілка.
Добування. Випалення вапняку:

Хімічні властивості кальцій оксиду

Реа­­гент Рівняння реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Кислотні оксиди, наприклад карбон діоксид Сіль (кальцій карбонат) Зви­чай­ні умови
Кислоти, наприклад хлоридна
Сіль (кальцій хлорид) і вода Зви­чай­ні умови
Вода Луг (кальцій гідроксид) Зви­чай­ні умови


Застосування:
— як осушувач для газів;
— для добування кальцій гідроксиду;
— у сільському господарстві для розкислювання ґрунтів;
— у виробництві скла.

Кальцій гідроксид

Тверда речовина білого кольору, малорозчинна у воді.
Технічні назви: пушонка (у вигляді порошку), гашене вапно або вапняне молоко (у разі змішування з водою), вапняна вода (водний розчин).
Добування. Взаємодія кальцій оксиду з водою: .
Хімічні властивості кальцій гідроксиду

Реа­­гент Рівняння реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Кис­лот­ні оксиди, наприклад карбон діоксид Сіль (кальцій карбонат) і вода Зви­чай­ні умови
Кис­лоти, наприклад хлоридна Сіль (кальцій хлорид) і вода Зви­чай­ні умови
Роз­чин­ні солі
Сіль (кальцій карбонат) і основа (натрій гідроксид) Зви­чай­ні умови


Застосування:
— у будівництві як в’яжучий матеріал;
— у сільському господарстві для вапнування (розкислювання) ґрунтів;
— для зм’якшення води;
— виробництво скла.

Алюміній. Алюміній оксид і алюміній гідроксид, їх амфотерність

Алюміній

Алюміній розташований в IIIА групі (III групі, головній підгрупі) Періодичної системи.
Електронна конфігурація атома Алюмінію:


На зовнішньому енергетичному рівні три електрони, ступінь окиснення в сполуках +3.
Алюміній — найпоширеніший метал у земній корі. Зустрічається тільки у вигляді сполук (алюмосилікати, боксити, корунд, кріоліт).
Фізичні властивості.
Алю­­мі­ній — сріблясто-білий метал, легкий, але механічно міцний, . Має високу тепло- та електричну провідність, пластичність. Легко утворює сплави.
Добування.
Електроліз розчину алюміній оксиду в розплавленому кріоліті .
Хімічні властивості.
Алю­мі­ній — від­новник (див. таблицю).
Хімічні властивості алюмінію

Реа­­гент Рівняння реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Ки­сень Алю­мі­ній оксид Зви­чай­ні умови*:
Хлор Алю­мі­ній хлорид Зви­чай­ні умови
Сірка Алю­мі­ній сульфід Нагрі­ван­ня
Вуг­лець Алю­мі­ній карбід Нагрі­ван­ня
Вода
Алю­мі­ній гідроксид і водень Зви­чай­ні умови, у разі знищення оксидної плівки
Хло­рид­на кис­лота
Алю­мі­ній хлорид і водень Зви­чай­ні умови
Роз­бав­лена сульфатна кис­лота ** Алю­мі­ній сульфат і водень Зви­чай­ні умови
Роз­­чини лугів Натрій тетрагідроксоалюмінат і водень Зви­чай­ні умови
Окси­ди ме­та­лів *** Алюмі­ній оксид і за­лізо На­грі­вання


* Оксидна плівка за звичайних умов завжди вкриває алюміній, захищаючи його від корозії.
** Концентрована сульфатна, а також кон­центрована або дуже розбавлена нітратна кислоти пасивують алюміній (утворюється захисна оксидна плівка), який за звичайних умов з ними не взаємодіє, але реагує при нагріванні.
*** Спосіб відновлення металів з їх оксидів алюмінієм називається алюмінотермією.
Застосування:
— сплави алюмінію — у промисловості (лі­та­ко­будування, машинобудування);
— добування металів алюмінотермією;
— виробництво сталі;
— радіотехніка;
— електродроти;
— побутові предмети;
— алюмінієва фольга в харчовій промисловості.

Алюміній оксид (глинозем)

Біла тверда речовина, тугоплавка, з дуже високою твердістю. У природі зустрічається у вигляді корунду та його різновидів.
Добування.
— У промисловості з мінералів: бокситів або нефелінів.
— У лабораторії:
1) спалювання алюмінію:

2) прожарювання алюміній гідроксиду:

Хімічні властивості.
Алюміній оксид виявляє амфотерні властивості, тобто реагує як з кислотами, так і з основами (див. таблицю).
Хімічні властивості алюміній оксиду

Реа­­гент Рівняння реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Хло­рид­на кис­ло­та Алю­мі­ній хло­рид і во­да Нагрі­ван­ня
Твер­дий нат­рій гідро­ксид Натрій метаалюмінат і вода Нагрі­ван­ня, сплав­лення
Розчин натрій гідроксиду Натрій тетрагідроксо-алюмінат На­грі­ван­ня


Застосування:
— у лазерах;
— як абразивний матеріал;
— ювелірні прикраси, годинники;
— як тугоплавкий матеріал.

Алюміній гідроксид

Біла тверда речовина, практично нерозчинна у воді.
Добування. Дія розчинів лугів на солі алюмінію:

Хімічні властивості. Типовий амфотерний гідроксид (див. таблицю).
Хімічні властивості алюміній гідроксиду

Реа­­гент Рівняння реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Хло­рид­на кис­лота Алю­мі­ній хлорид і вода На­грі­ван­ня
Твер­­дий натрій гід­ро­ксид Нат­рій мета­алюмінат На­грі­ван­ня, сплавлення
Розчин натрій гідро­ксиду Натрій тетрагідроксоалюмінат Зви­чай­ні умо­ви


Ферум. Оксиди й гідроксиди Феруму

Ферум

Елемент Ферум розташований в VIIIБ групі (VIII групі, побічній підгрупі), у 4 періоді.
Електронна конфігурація атома Феруму:


Валентними у Феруму є електрони як останнього, так і передостаннього рівня d-підрівня. Найхарактерніші ступені окиснення у сполуках +2 і +3.
Ферум — другий за поширеністю в природі метал (після Алюмінію). Найважливіші залізні руди: магнітний залізняк, червоний залізняк, бурий залізняк, пірит.
Фізичні властивості.
Білий сріблястий метал, густина 7,87 г/см3, . Пластичний, тепло- та електрично провідний, легко намагнічується і розмагнічується.
Добування.
Відновлення карбон(ІІ) оксидом, алюмінотермія (див. виробництво чавуну і сталі).
Хімічні властивості.
Метал середньої активності (див. таблицюHeader86 ).
Хімічні властивості Феруму

Реа­­гент Рів­нян­ня реакції Продук­ти реак­ції Умо­ви пере­бігу реак­ції
Ки­сень За­ліз­на ока­ли­на (фе­рум(ІІ, ІІІ) ок­сид) Горіння в кисні
Хлор Фе­рум(III) хло­рид На­грі­ван­ня
Сір­ка Фе­рум(II) сульфід На­грі­ван­ня
Ву­гілля (вуглець) Фе­рум карбід (це­ментит) Висока температура
Вода Заліз­на окали­на й во­день Висока температура
Хло­рид­на кислота Фе­рум(II) хлорид Зви­чай­ні умо­ви
Роз­бав­лена суль­фат­на кис­лота * Фе­рум(II) сульфат Зви­чай­ні умо­ви
Роз­чи­ни солей менш ак­тив­них ме­та­лів Фе­рум(II) сульфат і мідь Зви­чай­ні умо­ви


* Концентровані сульфатна і нітратна кислоти на холоді пасивують залізо.
Застосування:
— каталізатор;
— машинобудування;
— добування сплавів — чавуну і сталі.

Ферум(ii) оксид FeO

Чорний порошок, який легко окиснюється. У воді практично нерозчинний.
Добування:
Хімічні властивості. Основний оксид, характерна взаємодія з кислотами:
.

Ферум(iii) оксид

Найстійкіша природна оксигеновмісна сполука Феруму. У воді практично нерозчинний.
Добування. Розкладання фе­рум(III) гід­роксиду під час нагрівання:

Хімічні властивості. Слабко амфотерний оксид.

Ферум(ii) гідроксид

Осад білого кольору. На повітрі окиснюється до ферум(III) гідроксиду, забарвлення стає зеленуватим, а потім бурим:

Добування. Дія розчинів лугів на розчини солей феруму(II):

Хімічні властивості. Слабкий амфотерний гідроксид. Характерна взаємодія з кислотами:

Ферум(iii) гідроксид

Осад червоно-бурого кольору.
Добування. Дія розчинів лугів на розчини солей феруму(III):

Хімічні властивості. Основний гідроксид. Характерна взаємодія з кислотами:

td

 

Добавить в соц.закладку


Пошук по сайту
Наши RSS ленты
Новости сайта
Рефераты
На сайте
Сейчас 203 гостей онлайн