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. таблицю ).
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:
