موقع المعادن في الجدول الدوري

إذا رسمنا قطريًا من البورون إلى الأستاتين في جدول D.I. العناصر الواقعة بالقرب من القطر لها خصائص مزدوجة: في بعض مركباتها تتصرف مثل المعادن ؛ في بعض - مثل اللافلزات.

هيكل ذرات المعدن

في الفترات والمجموعات الفرعية الرئيسية ، هناك انتظام في التغيير في الخصائص المعدنية.

تحتوي العديد من ذرات المعادن على 1 أو 2 أو 3 إلكترونات تكافؤ ، على سبيل المثال:

Na (+ 11): 1S2 2S22p6 3S1

كاليفورنيا (+ 20): 1S2 2S22p6 3S23p63d0 4S2

الفلزات القلوية (المجموعة 1 ، المجموعة الفرعية الرئيسية): ... nS1.

الأرض القلوية (المجموعة 2 ، المجموعة الفرعية الرئيسية): ... nS2.

تعتمد خصائص ذرات المعدن بشكل دوري على موقعها في جدول DI Mendeleev.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image002_81.jpg "العرض =" 298 "الارتفاع =" 113 ">

أ - النحاس ب - المغنيسيوم ج - تعديل α من الحديد

تميل ذرات المعدن إلى التبرع بإلكتروناتها الخارجية. في قطعة معدنية أو سبيكة أو منتج معدني ، تتخلى ذرات المعدن عن إلكترونات خارجية وترسلها إلى هذه القطعة أو السبيكة أو المنتج ، وبالتالي تتحول إلى أيونات. تنتقل الإلكترونات "الممزقة" من أيون إلى آخر ، وتتحد معها مؤقتًا في الذرات ، ثم تنفصل مرة أخرى ، وتحدث هذه العملية باستمرار. تحتوي المعادن على شبكة بلورية ، في العقد التي توجد بها ذرات أو أيونات (+) ؛ بينهما إلكترونات حرة (غاز الإلكترون). يمكن عرض مخطط الاتصال في المعدن على النحو التالي:

М0 ↔ لا + Мn + ،

ذرة - أيون

أين نهو عدد الإلكترونات الخارجية المشاركة في الرابطة (y نا - 1 ē، في كاليفورنيا - 2 ē، في سورة - 3).

لوحظ هذا النوع من السندات في المعادن - المواد البسيطة - المعادن والسبائك.

الرابطة المعدنية هي رابطة بين أيونات المعادن موجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية للمعادن.

للرابطة المعدنية بعض التشابه مع الرابطة التساهمية ، ولكن هناك أيضًا بعض الاختلاف ، نظرًا لأن الرابطة المعدنية تقوم على التنشئة الاجتماعية للإلكترونات (التشابه) ، تشارك جميع الذرات في التنشئة الاجتماعية لهذه الإلكترونات (الاختلاف). هذا هو السبب في أن البلورات ذات الروابط المعدنية تكون مطيلة وموصلية للكهرباء ولها بريق معدني. ومع ذلك ، في حالة البخار ، ترتبط ذرات المعدن برابطة تساهمية ، وتتكون أزواج المعادن من جزيئات فردية (أحادية الذرة وثنائية الذرة).

الخصائص العامة للمعادن

قدرة الذرات على التبرع بالإلكترونات (تتأكسد)	← زيادة
التفاعل مع الأكسجين الجوي	يتأكسد بسرعة في درجات الحرارة المحيطة	يتأكسد ببطء عند درجة الحرارة العادية أو عند تسخينه	لا تتأكسد
التفاعل مع الماء	في درجات الحرارة العادية ، يتم إطلاق H2 وتكوين الهيدروكسيد	عند تسخينها ، يتم تحرير H2	لا يتم إزاحة H2 من الماء
5 التفاعل مع الأحماض	أزح H2 من الأحماض المخففة	لا تحل محل H2 من الأحماض المخففة
تفاعل مع conc. وتفكك. HNO3 ومع اضرب. H2SO4 عند تسخينه	لا تتفاعل مع الأحماض
التواجد في الطبيعة	فقط في الاتصالات	في الوصلات وفي الشكل الحر	فضفاض في الغالب
طرق الحصول عليها	التحليل الكهربائي للذوبان	الاختزال بالفحم أو أول أكسيد الكربون (2) أو الألوموثرمي أو التحليل الكهربائي للمحاليل المائية للأملاح
قدرة الأيونات على ربط الإلكترونات (استرداد)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
زيادة →

سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن

الخصائص الفيزيائية العامة للمعادن

يتم تحديد الخصائص الفيزيائية العامة للمعادن من خلال الرابطة المعدنية والشبكة البلورية المعدنية.

ليونة ، ليونة

يتسبب العمل الميكانيكي على بلورة معدنية في إزاحة طبقات الذرات. نظرًا لأن الإلكترونات الموجودة في المعدن تتحرك في جميع أنحاء البلورة ، فلا يحدث أي كسر في الروابط. اللدونة تتناقص على التوالي Au ، Ag ، Cu ، Sn ، Pb ، Zn ، Fe... الذهب ، على سبيل المثال ، يمكن دحرجته إلى صفائح لا يزيد سمكها عن 0.001 مم ، والتي تُستخدم لتذهيب العناصر المختلفة. ظهرت رقائق الألومنيوم مؤخرًا نسبيًا والشاي في وقت سابق ، تم تشكيل الشوكولاتة في ورق قصدير ، والذي كان يسمى ستانول. ومع ذلك ، لا يمتلك Mn و Bi ليونة: فهذه معادن هشة.

بريق معدني

البريق المعدني الذي تفقده جميع المعادن في المسحوق ماعدا الو ملغ... ألمع المعادن زئبق(صُنعت "المرايا الفينيسية" الشهيرة منها في العصور الوسطى) ، اي جي(الآن تصنع منه المرايا الحديثة بمساعدة رد فعل "المرآة الفضية"). حسب اللون (تقليديًا) ، يتم تمييز المعادن الحديدية وغير الحديدية. من بين الأخير ، سنفرد الأشياء الثمينة - Au ، Ag ، Pt. الذهب هو معدن الجواهريين. على أساس ذلك تم صنع بيض فابرجيه الرائع لعيد الفصح.

رنين

حلقة المعادن ، وتستخدم هذه الخاصية في صنع أجراس (تذكر جرس القيصر في الكرملين بموسكو). أكثر المعادن رنانًا هي Au و Ag و Ci. حلقات نحاسية بحلقة سميكة طنين - حلقة قرمزية. هذا تعبير رمزي ليس تكريما لتوت العليق ، ولكن تكريما لمدينة مالينا الهولندية ، حيث تم إذابة أجراس الكنيسة الأولى. في وقت لاحق في روسيا ، بدأ الحرفيون الروس في إلقاء أجراس ذات جودة أفضل ، وتبرع سكان المدن والبلدات بالمجوهرات الذهبية والفضية حتى يبدو صوت الجرس المصبوب للكنائس أفضل. في بعض مكاتب الرهونات الروسية ، تم تحديد أصالة الخواتم الذهبية المقبولة للحصول على عمولة من خلال رنين خاتم زواج ذهبي معلق من شعر المرأة (يُسمع صوت عالٍ وطويل جدًا وواضح).

في الظروف العادية ، تعتبر جميع المعادن ، باستثناء الزئبق ، مواد صلبة. أقسى المعادن هو الكروم Cr ، الذي يخدش الزجاج. أنعم المعادن القلوية ، يتم تقطيعها بسكين. يتم تخزين المعادن القلوية مع احتياطات كبيرة - Na - في الكيروسين ، و Li - في الفازلين بسبب خفتها ، والكيروسين - في وعاء زجاجي ، ووعاء - في رقائق الأسبستوس ، والأسبستوس - في علبة من الصفيح.

التوصيل الكهربائي

يتم تفسير الموصلية الكهربائية الجيدة للمعادن من خلال وجود إلكترونات حرة فيها ، والتي ، تحت تأثير فرق جهد بسيط ، تكتسب حركة اتجاهية من القطب السالب إلى القطب الموجب. مع ارتفاع درجة الحرارة ، تتكثف اهتزازات الذرات (الأيونات) ، مما يجعل من الصعب على الحركة الاتجاهية للإلكترونات وبالتالي يؤدي إلى انخفاض في التوصيل الكهربائي. في درجات الحرارة المنخفضة ، تقل حركة الاهتزازات بشكل كبير وتزداد الموصلية الكهربائية بشكل حاد. تظهر المعادن موصلية فائقة بالقرب من الصفر المطلق. Ag ، Cu ، Au ، Al ، Fe لديها أعلى موصلية كهربائية ؛ أسوأ الموصلات - Hg ، Pb ، W.

توصيل حراري

في ظل الظروف العادية ، تتغير الموصلية الحرارية للمعادن في الأساس نفس تسلسل توصيلها الكهربائي. ترجع الموصلية الحرارية إلى الحركة العالية للإلكترونات الحرة والحركة الاهتزازية للذرات ، مما يؤدي إلى وجود توازن سريع لدرجة الحرارة في كتلة المعدن. أعلى موصلية حرارية في الفضة والنحاس ، وأقلها في البزموت والزئبق.

كثافة

كثافة المعادن مختلفة. إنه كلما قلت الكتلة الذرية للعنصر المعدني وكلما زاد نصف قطر ذرته. أخف معدن هو الليثيوم (كثافة 0.53 جم / سم 3) ، والأثقل هو الأوزميوم (كثافة 22.6 جم / سم 3). تسمى المعادن ذات الكثافة الأقل من 5 جم / سم 3 خفيفة ، ويطلق على الباقي ثقيل.

تتنوع نقاط انصهار وغليان المعادن. المعدن الأكثر ذوبانًا - الزئبق (نقطة الغليان = -38.9 درجة مئوية) ، السيزيوم والغاليوم - يذوب عند 29 و 29.8 درجة مئوية ، على التوالي. التنغستن هو أكثر المعادن مقاومة للحرارة (bp = 3390 درجة مئوية).

مفهوم تآصل المعادن على مثال القصدير

بعض المعادن لها تعديلات متآصلة.

على سبيل المثال ، يتم تمييز القصدير في:

· Α-tin ، أو القصدير الرمادي ("طاعون القصدير" - تسبب تحول β-tin العادي إلى α-tin في درجات حرارة منخفضة في وفاة بعثة R. Scott إلى القطب الجنوبي ، الذي فقد كل الوقود ، حيث تم تخزينه في خزانات مختومة من الصفيح) ، مستقرة عند ر<14°С, серый порошок.

· Β-tin ، أو القصدير الأبيض (t = 14 - 161 ° C) معدن ناعم للغاية ، ولكنه أصعب من الرصاص ، وقابل للصب واللحام. يتم استخدامه في السبائك مثل صفيح (الحديد المعلب).

سلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن وقواعدها

يمكن تمثيل ترتيب الذرات على التوالي وفقًا لتفاعلها على النحو التالي:

Li ، K ، Ca ، Na ، Mg ، Al ، Mn ، Zn ، Fe ، Ni ، Sn ، Pb ،H2 ، Сu ، Hg ، Ag ، Pt ، Au.

يوضح موضع عنصر في السلسلة الكهروكيميائية مدى سهولة تكوينه للأيونات في محلول مائي ، أي تفاعله. تعتمد تفاعلية العناصر على القدرة على قبول أو التبرع بالإلكترونات المشاركة في تكوين الرابطة.

القاعدة الأولى لسلسلة الفولتية

إذا كان المعدن في هذا الصف قبل الهيدروجين ، فإنه قادر على إزاحته من المحاليل الحمضية ، إذا كان بعد الهيدروجين ، فلا.

على سبيل المثال، Zn، Mg، Alأعطي تفاعلًا مع الأحماض (هم في سلسلة الفولتية حتى ح)، أ النحاسلا (هي بعد ح).

القاعدة الثانية من سلسلة الفولتية

إذا كان المعدن في سلسلة الضغوط حتى معدن الملح ، فإنه قادر على إزاحة هذا المعدن من محلول الملح.

على سبيل المثال ، CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

في مثل هذه الحالات ، يكون موضع المعدن قبل أو بعد هيدروجينقد لا يكون مهمًا ، فمن المهم أن يسبق المعدن المتفاعل المعدن المكون للملح:

Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu (NO3) 2.

الخصائص الكيميائية العامة للمعادن

في التفاعلات الكيميائية ، المعادن عوامل اختزال (تتبرع بالإلكترونات).

التفاعل مع المواد البسيطة.

1. مع الهالوجينات ، تكون المعادن أملاح - هاليدات:

Mg + Cl2 = MgCl2 ؛

Zn + Br2 = ZnBr2.

2. تشكل المعادن أكاسيد مع الأكسجين:

4Na + O2 = 2 Na2O ؛

2Cu + O2 = 2CuO.

3. مع الكبريت ، تكون المعادن أملاح - كبريتيد:

4. مع الهيدروجين ، تشكل المعادن الأكثر نشاطًا الهيدريدات ، على سبيل المثال:

Ca + H2 = CaH2.

5- مع الكربون ، تتكون العديد من المعادن من الكربيدات:

Ca + 2C = CaC2.

التفاعل مع المواد المعقدة

1. المعادن في بداية سلسلة من الفولتية (من الليثيوم إلى الصوديوم) ، في ظل الظروف العادية ، تحل محل الهيدروجين من الماء وتشكل القلويات ، على سبيل المثال:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

2. المعادن الموجودة في سلسلة الفولتية حتى الهيدروجين تتفاعل مع الأحماض المخففة (НCl ، Н2SO4 ، إلخ) ، ونتيجة لذلك تتشكل الأملاح ويتحرر الهيدروجين ، على سبيل المثال:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2.

3 - تتفاعل المعادن مع محاليل أملاح المعادن الأقل نشاطًا ، ونتيجة لذلك يتشكل ملح من معدن أكثر نشاطًا ، ويتم إطلاق معدن أقل نشاطًا بشكل حر ، على سبيل المثال:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + النحاس.

المعادن في الطبيعة.

البحث عن المعادن في الطبيعة.

توجد معظم المعادن في الطبيعة في شكل مركبات مختلفة: توجد المعادن النشطة فقط في شكل مركبات ؛ معادن منخفضة النشاط - في شكل مركبات وفي شكل حر ؛ المعادن النبيلة (Ag ، Pt ، Au ...) في شكل حر.

عادة ما توجد المعادن الأصلية بكميات صغيرة في شكل حبيبات أو شوائب في الصخور. نادرًا ما توجد أيضًا قطع كبيرة جدًا من المعدن - شذرات. توجد العديد من المعادن في الطبيعة في حالة ملزمة في شكل مركبات طبيعية كيميائية - المعادن... غالبًا ما تكون هذه أكاسيد ، على سبيل المثال ، معادن الحديد: خام الحديد الأحمر Fe2O3 ، خام الحديد البني 2Fe2O3 ∙ 3H2O ، خام الحديد المغناطيسي Fe3O4.

المعادن جزء من الصخور والخامات. خاماتتسمى التكوينات الطبيعية التي تحتوي على معادن ، حيث توجد المعادن بكميات مناسبة تقنيًا واقتصاديًا لإنتاج المعادن في الصناعة.

وفقًا للتركيب الكيميائي للمعدن الموجود في الخام ، يوجد أكسيد وكبريتيد وخامات أخرى.

عادة ، قبل الحصول على المعادن من الخام ، يتم تخصيبها بشكل مبدئي - الصخور الفارغة ، يتم فصل الشوائب ، ونتيجة لذلك ، يتم تكوين مركز ، والذي يعمل كمواد خام لإنتاج المعادن.

طرق الحصول على المعادن.

يعتبر إنتاج المعادن من مركباتها مهمة علم المعادن. أي عملية تعدين هي عملية تقليل أيونات المعادن بمساعدة عوامل الاختزال المختلفة ، ونتيجة لذلك يتم الحصول على المعادن في شكل حر. اعتمادًا على طريقة تنفيذ العملية المعدنية ، يتم تمييز المعالجة المعدنية بالحرارة ، والتعدين المائي ، والتعدين الكهربائي.

تعدين المعادنهو إنتاج المعادن من مركباتها في درجات حرارة عالية باستخدام عوامل الاختزال المختلفة: الكربون ، وأول أكسيد الكربون (II) ، والهيدروجين ، والمعادن (الألومنيوم ، والمغنيسيوم) ، إلخ.

أمثلة على استعادة المعادن

ZnO + C → Zn + CO2 ؛

أول أكسيد الكربون:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2 ؛

هيدروجين:

WO3 + 3H2 → W + 3H2O ؛

CoO + H2 → Co + H2O ؛

الألمنيوم (ألوموثرمي):

4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn ؛

Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr ؛

المغنيسيوم:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

المعالجة المائية- هذا هو إنتاج المعادن ، ويتكون من عمليتين: 1) يذوب المركب الطبيعي للمعدن في الحمض ، وينتج عنه محلول الملح المعدني ؛ 2) من المحلول الناتج ، يتم إزاحة هذا المعدن بمعدن أكثر نشاطًا. على سبيل المثال:

1.2CuS + 3О2 = 2CuO + 2SО2.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

علم المعادن- هو إنتاج المعادن عن طريق التحليل الكهربائي للمحاليل أو إذابة مركباتها. يلعب التيار الكهربائي دور عامل الاختزال في عملية التحليل الكهربائي.

الخصائص العامة لمعادن مجموعة IA.

الفلزات القلوية هي عناصر s. على طبقة الإلكترون الخارجية ، تحتوي ذرات المعدن على إلكترون s واحد (ns1).

البوتاسيوم والصوديوم - مواد بسيطة

الفلزات القلوية في الامبولات:
أ - السيزيوم ب - الروبيديوم ج - البوتاسيوم ز - الصوديوم

معلومات أساسية حول عناصر مجموعة IA

	ليثيوم الليثيوم	الصوديوم الصوديوم	ك البوتاسيوم	Rb الروبيديوم	Cs السيزيوم	فرنسا
العدد الذري

حالة الأكسدة
المركبات الطبيعية الأساسية	Li2O · Al2O3 · 4SiO2 (سبودومين) ؛ LiAl (PO4) F ، LiAl (PO4) OH (أمبليغونيت)	كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) ؛ Na2SO4 10H2O (ملح جلوبر ، ميرابيتي) ؛ КCl كلوريد الصوديوم (سيلفيت)	بوكل (سيلفينيت) ، بوكل كلوريد الصوديوم (سيلفينيت) ؛ ك (الفلسبار البوتاسيوم ، متعامد) ؛ KCl MgCl2 6H2O (كارناليت) - يوجد في النباتات	كشوائب متساوية الشكل في معادن البوتاسيوم - سيلفينيت وكارناليت	4Cs2O · 4Al2O3 · 18 SiO2 · 2H2O (شبه Cyt) ؛ رفيق معادن البوتاسيوم	نتاج Α- تسوس الأكتينيوم

الخصائص الفيزيائية

البوتاسيوم والصوديوم معادن فضية ناعمة (مقطعة بسكين) ؛ ρ (K) = 860 كجم / م 3 ، Tm (K) = 63.7 درجة مئوية ، ρ (Na) = 970 كجم / م 3 ، Tm (Na) = 97.8 درجة مئوية. لديهم حرارة عالية وموصلية كهربائية ، يرسمون اللهب بألوان مميزة: K - باللون البنفسجي الباهت ، Na - باللون الأصفر.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image005_57.jpg "alt =" (! LANG: إذابة أكسيد الكبريت (IV) في الماء" width="312" height="253 src=">Реакция серы с натрием!}

التفاعل مع المواد المعقدة:

1.2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.

2. 2Na + Na2О2 → 2Na2О.

3.2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.

صناعة اللب والورق "href =" / text / category / tcellyulozno_bumazhnaya_promishlennostmz / "rel =" bookmark "> إنتاج الورق والأقمشة الاصطناعية والصابون لتنظيف أنابيب النفط وإنتاج الألياف الاصطناعية والبطاريات القلوية.

إيجاد المركبات المعدنيةI لمجموعات في الطبيعة.

ملح ― كلوريد الصوديوم- كلوريد الصوديوم، NaNO3- نترات الصوديوم (نترات تشيلي) ، Na2CO3- كربونات الصوديوم (الصودا) ، NaHCO3- بيكربونات الصوديوم (صودا الخبز) ، Na2SO4- كبريتات الصوديوم، Na2SO4 10H2O- ملح جلوبر ، بوكل- كلوريد البوتاسيوم ، KNO3- نترات البوتاسيوم (نترات البوتاسيوم) ، K2SO4- كبريتات البوتاسيوم ، К2СО3- كربونات البوتاسيوم (البوتاس) - مواد أيونية بلورية ، كلها تقريبا قابلة للذوبان في الماء. تظهر أملاح الصوديوم والبوتاسيوم خصائص الأملاح المتوسطة:

2NaCl (صلب) + Н2SO4 (conc.) → Na2SO4 + 2НCl ؛

КCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓ ؛

Na2CO3 + 2HCl → NaCl + CO2 + H2O ؛

K2CO3 + H2O ↔ KHCO3 + KOH ؛

СО32- + Н2О ↔ HCO3- + OH - (وسط قلوي ، درجة الحموضة< 7).

بلورات ملح الطعام

منجم الملح

Na2CO3يستخدم لإنتاج الورق والصابون والزجاج.

NaHCO3- في الطب والطبخ وإنتاج المياه المعدنية وطفايات الحريق ؛

К2СО3- للحصول على الصابون السائل والزجاج ؛

البوتاس - كربونات البوتاسيوم

NaNO3 ، KNO3 ، بوكل ، K2SO4- أهم أسمدة البوتاس.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image013_35.gif "align =" left "width =" 278 "height =" 288 src = ">

يحتوي ملح البحر على 90-95٪ NaCl (كلوريد الصوديوم) وما يصل إلى 5٪ من المعادن الأخرى: أملاح المغنيسيوم وأملاح الكالسيوم وأملاح البوتاسيوم وأملاح المنغنيز وأملاح الفوسفور وأملاح اليود وما إلى ذلك. الجدول - كل هذا موجود في مياه البحر.

البحر الميت

هناك شيء غير عادي ، يكاد يكون رائعًا فيه. في الأراضي الشرقية ، حتى أصغر قطرات من الرطوبة هي مصدر للحياة ، وتزهر الحدائق هناك ، وتنضج الحبوب. لكن هذه المياه تقتل كل الكائنات الحية.

لقد زار العديد من الناس هذه الشواطئ: العرب واليهود واليونانيون والرومان ؛ أطلق كل منهم على هذه البحيرة الضخمة بلغتهم الخاصة ، لكن معنى الاسم كان هو نفسه: ميت ، محفوف بالمخاطر ، هامد.

وقفنا على شاطئ مهجور ، أثار منظره الباهت الحزن: أرض ميتة - لا عشب ولا طيور. على الجانب الآخر من البحيرة ، ارتفعت الجبال المحمر بشكل حاد من المياه الخضراء. منحدرات مجردة. وبدا أن هناك قوة ما مزقت غطاءها الطبيعي وانكشفت عضلات الأرض.

قررنا الغطس ، لكن تبين أن الماء بارد ، لقد غسلنا أنفسنا بماء كثيف يتدفق مثل محلول ملحي بارد. بعد بضع دقائق غُطيت الوجه واليدين بطبقة بيضاء من الملح ، وظل طعم مر لا يطاق على الشفاه ، كان من المستحيل التخلص منه لفترة طويلة. لا يمكنك الغرق في هذا البحر: فالمياه الكثيفة نفسها تُبقي الإنسان على السطح.

تسبح سمكة في بعض الأحيان من الأردن إلى البحر الميت. تموت في دقيقة. وجدنا واحدة من هذه الأسماك مغسولة على الشاطئ. كانت صلبة مثل عصا في قشرة صلبة مالحة.
يمكن أن يصبح هذا البحر مصدر ثروة للناس. بعد كل شيء ، هذا مخزن ضخم للأملاح المعدنية.

يحتوي كل لتر من مياه البحر الميت على 275 جرام من البوتاسيوم والصوديوم والبروم والمغنيسيوم وأملاح الكالسيوم. تقدر الاحتياطيات المعدنية هنا بنحو 43 مليار طن. يمكن استخراج البروم والبوتاس بتكلفة زهيدة للغاية ، ولا يوجد ما يحد من حجم الإنتاج. تمتلك الدولة احتياطيات ضخمة من الفوسفات ، والتي يزداد الطلب عليها في السوق العالمية ، ويتم استخراج كميات ضئيلة منها.

الخصائص العامة لعناصر مجموعة IIA.

تشمل معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثانية (مجموعة IIA) البريليوم (Be) والمغنيسيوم (Mg) والكالسيوم (Ca) والسترونشيوم (Sr) والباريوم (Ba) والراديوم (Ra). تسمى هذه المعادن الفلزات الأرضية القلوية ، لأن هيدروكسيداتها Ме (ОН) 2 لها خواص قلوية ، وأكاسيدها تشبه في صهرها أكاسيد المعادن الثقيلة ، التي كانت تسمى سابقًا "الأرض".

معادن الأرض القلوية هي عناصر s. على طبقة الإلكترون الخارجية ، تحتوي ذرات المعدن على إلكترونين من النوع s (ns2).

معلومات أساسية حول عناصر مجموعة IIA

	يكون البريليوم	ملغ المغنيسيوم	كاليفورنيا الكالسيوم	ريال سعودى السترونشيوم	با الباريوم	رع الراديوم
العدد الذري
هيكل الأصداف الإلكترونية الخارجية للذرات	حيث n = 2، 3، 4، 5، 6، 7، n هو رقم الفترة
حالة الأكسدة
المركبات الطبيعية الأساسية	3BeO Al2O3 6SiO2 (البريل) ؛ Be2SiO4 (فيناكايت)	2MgO SO2 (أوليفين) ؛ MgCO3 (مغنسيت) ؛ MgCO3 CaCO3 (الدولوميت) ؛ MgCl2 KCl 6H2O (كارناليت)	CaCO3 (كالسيت) ، فلوريت СaF2― ، СaO · Al2O3 · 6SiO2 (أنورثيت) ؛ CaSO4 · 2H2O (الجبس) ؛ MgCO3 CaCO3 (دولوميت) ، Ca3 (PO4) 2 - فوسفوريت ، Ca5 (PO4) 3X (X = F ، Cl ، OH) - أباتيت	SrCO3 (سترون سيانيت) ، SrSO4 (سيليستين)	BaCO3 (الباتيرايت) BaSO4 (الباريت ، الصاري الثقيل)	كجزء من خامات اليورانيوم

القلوية الترابية- معادن بيضاء فضية خفيفة. يحتوي السترونشيوم على صبغة ذهبية ، أصعب بكثير من المعادن القلوية. الباريوم يشبه في ليونة الرصاص. في الهواء في درجات الحرارة العادية ، سطح البريليوم والمغنيسيوم مغطى بطبقة أكسيد واقية. تتفاعل معادن الأرض القلوية بشكل فعال مع الأكسجين الجوي ، لذلك يتم تخزينها تحت طبقة من الكيروسين أو في أوعية محكمة الغلق ، مثل المعادن القلوية.

الكالسيوم مادة بسيطة

الخصائص الفيزيائية

الكالسيوم الطبيعي هو خليط من النظائر المستقرة. الكالسيوم الأكثر شيوعًا هو 97٪). الكالسيوم معدن أبيض فضي. ρ = 1550 كجم / م 3 ، Tm = 839 درجة مئوية. ألوان اللهب البرتقالي والأحمر.

الخواص الكيميائية

التفاعل مع المواد البسيطة (اللافلزات):

1. مع الهالوجينات: Ca + Cl2 → CaCl2 (كلوريد الكالسيوم).

2. مع الكربون: Ca + 2C → CaC2 (كربيد الكالسيوم).

3. مع الهيدروجين: Ca + H2 → CaH2 (هيدريد الكالسيوم).

ملح: كربونات الكالسيوم 3كربونات الكالسيوم هي واحدة من أكثر المركبات انتشارًا على وجه الأرض: الطباشير والرخام والحجر الجيري. وأهم هذه المعادن هو الحجر الجيري. هو نفسه حجر بناء ممتاز ، بالإضافة إلى أنه مادة خام لإنتاج الأسمنت والجير المطفأ والزجاج ، إلخ.

الحجر الجيري المكسر يقوي الطرق ويقلل المسحوق من حموضة التربة.

يمثل الطباشير الطبيعي بقايا أصداف الحيوانات القديمة. يتم استخدامه كأقلام تلوين مدرسية ، في معاجين الأسنان ، لإنتاج الورق والمطاط.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image040_7.jpg "العرض =" 250 "الارتفاع =" 196 ">

الخصائص الفيزيائية

الحديد معدن أبيض فضي أو رمادي ، صلب ، ذو ليونة عالية ، موصلية كهربائية وحرارة ، حراري ؛ ρ = 7874 كجم / م 3 ، Tm = 1540 درجة مئوية. على عكس المعادن الأخرى ، فإن الحديد قادر على المغنطة ، وله مغنطيسية حديدية.

الخواص الكيميائية

يتفاعل الحديد مع كل من المواد البسيطة والمعقدة.

تفاعل الحديد مع الأكسجين

أ) عند التسخين (الاحتراق) ، ب) عندما ن. في. (تآكل)

الخصائص الكيميائية للحديد

تحت n. في.

عند تسخينها

تفاعل

3FeSO4 + 2K3 = Fe32 ↓ + 3K2SO4 (أزرق توربولين - رواسب زرقاء داكنة).

1. 4FeCl3 + 3K4 = Fe43 ↓ + 12KCl (أزرق بروسي - أزرق داكن مترسب).

2. FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe (CNS) 3 + 3NH4Cl (الحديد الدموي ثيوسيانات + الأمونيا).

الدور البيولوجي للحديد

يكشف علماء الكيمياء الحيوية عن الدور الهائل للحديد في حياة النباتات والحيوانات والبشر. كجزء من الهيموجلوبين ، يتسبب الحديد في اللون الأحمر لهذه المادة ، والذي بدوره يحدد لون الدم. يحتوي جسم الشخص البالغ على 3 غرامات من الحديد ، 75٪ منها جزء من الهيموغلوبين ، والتي بسببها تتم أهم عملية بيولوجية ، وهي التنفس. الحديد ضروري أيضًا للنباتات. يشارك في العمليات المؤكسدة للبروتوبلازم ، أثناء تنفس النبات وفي تكوين الكلوروفيل ، على الرغم من أنه ليس جزءًا منه. يستخدم الحديد منذ فترة طويلة في الطب لعلاج فقر الدم والإرهاق وفقدان القوة.

لاستخدام معاينة العروض التقديمية ، قم بإنشاء حساب Google لنفسك (حساب) وقم بتسجيل الدخول إليه: https://accounts.google.com

تعليق على الشرائح:

موقع المعادن في الجدول الدوري لـ D.I. مندليف. ملامح هيكل الذرات وخصائصها.

الغرض من الدرس: 1. على أساس موقع المعادن في PSCE ، توصل إلى فهم السمات الهيكلية لذراتها وبلوراتها (روابط كيميائية معدنية وشبكة معدنية بلورية). 2. لتعميم وتوسيع المعرفة حول الخصائص الفيزيائية للمعادن وتصنيفاتها. 3. تنمية القدرة على التحليل واستخلاص النتائج بناءً على موضع المعادن في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية.

النحاس أعمل على عملات معدنية صغيرة ، أحب قرع الأجراس ، أقاموا لي نصبًا تذكاريًا لهذا وهم يعرفون: اسمي….

الحديد للحرث والبناء - يمكنه فعل كل شيء ، إذا كان الفحم سيساعده في ذلك ...

المعادن هي مجموعة من المواد ذات الخصائص المشتركة.

المعادن هي عناصر من مجموعات I-III من المجموعات الفرعية الرئيسية ، ومجموعات IV-VIII من المجموعات الفرعية الثانوية I المجموعة II المجموعة III المجموعة IV المجموعة V المجموعة VI المجموعة VII المجموعة VII المجموعة VIII المجموعة Na Mg Al Ti V Cr Mn Fe

من بين 109 عنصرًا في PSCE ، هناك 85 معدنًا: تم تمييزها باللون الأزرق والأخضر والوردي (باستثناء H و He)

يعكس موضع العنصر في PS بنية ذراته. موضع العنصر في النظام الدوري هيكل ذراته العدد الترتيبي للعنصر في النظام الدوري الشحنة النووية للذرة إجمالي عدد الإلكترونات عدد المجموعة عدد الإلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية. أعلى تكافؤ لعنصر ، حالة الأكسدة رقم الفترة عدد مستويات الطاقة. عدد المستويات الفرعية على مستوى الطاقة الخارجية

نموذج ذرة الصوديوم

التركيب الإلكتروني لذرة الصوديوم

المهمة 2. قم بعمل رسم تخطيطي للهيكل الإلكتروني لذرات الألومنيوم والكالسيوم في دفتر الملاحظات بنفسك ، متبعًا مثال ذرة الصوديوم.

الخلاصة: 1. المعادن هي العناصر التي تحتوي على 1-3 إلكترونات على مستوى الطاقة الخارجية ، أقل من 4-6. 2. المعادن هي عناصر كيميائية تتبرع ذراتها بالإلكترونات إلى الطبقة الإلكترونية الخارجية (وأحيانًا ما قبل الخارجية) ، وتتحول إلى أيونات موجبة. المعادن عوامل الاختزال. هذا بسبب قلة عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية ، نصف القطر الكبير للذرات ، ونتيجة لذلك فإن هذه الإلكترونات محصورة بشكل ضعيف في النواة.

تتميز الرابطة الكيميائية المعدنية بما يلي: - عدم تموضع الرابطة ، لأن يرتبط عدد صغير نسبيًا من الإلكترونات بالعديد من النوى في وقت واحد ؛ - تتحرك إلكترونات التكافؤ بحرية فوق قطعة المعدن بأكملها ، والتي تكون محايدة كهربائيًا بشكل عام ؛ - لا تحتوي الرابطة المعدنية على اتجاه وتشبع.

المشابك البلورية من المعادن

معلومات فيديو عن البلورات المعدنية

يتم تحديد خصائص المعادن من خلال بنية ذراتها. خصائص المعادن صلابة خاصية الممتلكات جميع المعادن ، باستثناء الزئبق ، هي مواد صلبة في ظل الظروف العادية. أخفها الصوديوم والبوتاسيوم. يمكن قطعها بسكين. أقسى الكروم - خدوش الزجاج. الكثافة تنقسم المعادن إلى ضوء (كثافة 5 جم / سم) وثقيلة (كثافة أكبر من 5 جم / سم). قابلية الانصهار تنقسم المعادن إلى الموصلية الكهربائية منخفضة الانصهار والحرارية ، والتوصيل الحراري الإلكترونات المتحركة بشكل عشوائي تحت تأثير الجهد الكهربائي تكتسب حركة اتجاهية ، مما ينتج عنه تيار كهربائي. بريق معدني تعكس الإلكترونات التي تملأ الفراغ بين الذرات أشعة الضوء ، ولا تنقل اللدونة مثل الزجاج. لا يتسبب العمل الميكانيكي على بلورة ذات شبكة معدنية إلا في إزاحة الطبقات الذرية ولا يصاحبها تكسر الرابطة ، وبالتالي فإن المعدن يتميز باللدونة العالية.

تحقق من استيعاب المعرفة في الدرس عن طريق اختبار 1) الصيغة الإلكترونية للكالسيوم. А) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 1 B) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 C) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 3S 6 4S 1 D) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 3 ص 6 4 ثانية 2

مهام الاختبار 2 و 3 2) الصيغة الإلكترونية 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 لها ذرة: أ) نا ب) Ca ج) النحاس د) الزنك 3) التوصيل الكهربائي ، اللمعان المعدني ، اللدونة ، كثافة يتم تحديد المعادن: أ) كتلة الذرات ب) نقطة انصهار المعادن ج) بنية الذرات المعدنية د) وجود إلكترونات غير متزاوجة

بندي الاختبار 4 و 5 4) تظهر المعادن المتفاعلة مع غير الفلزات خواصًا أ) مؤكسدة ؛ ب) التصالحية. ج) مؤكسد واختزال ؛ د) لا تشارك في تفاعلات الأكسدة والاختزال ؛ 5) في الجدول الدوري ، توجد المعادن النموذجية في: أ) الجزء العلوي ؛ ب) الجزء السفلي. في الزاوية اليمنى العليا د) الزاوية اليسرى السفلية.

الإجابات الصحيحة رقم المهمة خيار الإجابة الصحيحة 1 د 2 ب 3 ج 4 ب 5 د

معاينة:

الغرض من الدرس وأهدافه:

على أساس موقع المعادن في PSCE ، قم بتوجيه الطلاب إلى فهم السمات الهيكلية لذراتهم وبلوراتهم (الروابط الكيميائية المعدنية والشبكة المعدنية البلورية) ، لدراسة الخصائص الفيزيائية العامة للمعادن. مراجعة وتلخيص المعلومات حول الترابط الكيميائي والشبكة المعدنية البلورية.
لتطوير القدرة على التحليل ، استخلص استنتاجات حول بنية الذرات بناءً على موضع المعادن في PSCE.
تطوير القدرة على إتقان المصطلحات الكيميائية ، وصياغة أفكارك والتعبير عنها بوضوح.
لتعزيز التفكير المستقل في سياق الأنشطة التعليمية.
لتوليد الاهتمام بمهنة المستقبل.

شكل الدرس:

الجمع بين الدرس والعرض التقديمي

الأساليب والتقنيات:

قصة ، محادثة ، فيديو توضيحي لأنواع المشابك البلورية للمعادن ، اختبار ، رسم مخططات للبنية الإلكترونية للذرات ، عرض لمجموعة عينات من المعادن والسبائك.

ادوات:

الجدول "الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. منديليف "؛
عرض الدرس على الوسائط الالكترونية.
جمع عينات من المعادن والسبائك.
كشاف ضوئي.
بطاقات مع جدول "خصائص بنية الذرة حسب الموقع في PSCE"

أثناء الفصول

I. اللحظة التنظيمية للدرس.

ثانيًا. بيان وإعلان موضوع الدرس وأهدافه وغاياته.

الشريحة 1-2

ثالثا. تعلم مواد جديدة.

معلم: استخدم الإنسان المعادن منذ العصور القديمة. باختصار عن تاريخ استخدام المعادن.

رسالة طالب واحدة.شريحة 3

في البداية كان هناك عصر نحاسي.

بحلول نهاية العصر الحجري ، اكتشف الإنسان إمكانية استخدام المعادن في صناعة الأدوات. كان أول معدن من هذا القبيل هو النحاس.

تسمى فترة انتشار الأدوات النحاسيةالعصر الحجري النحاسي أو العصر الحجري النحاسي ، والتي ترجمت من اليونانية تعني "النحاس". تمت معالجة النحاس باستخدام الأدوات الحجرية بطريقة الطرق الباردة. تم تحويل شذرات النحاس إلى منتجات تحت ضربات مطرقة ثقيلة. في بداية العصر النحاسي ، كانت الأدوات الناعمة والمجوهرات والأدوات المنزلية فقط مصنوعة من النحاس. مع اكتشاف النحاس والمعادن الأخرى بدأت مهنة الحداد في الظهور.

في وقت لاحق ، ظهر الصب ، ثم بدأ الناس في إضافة القصدير أو الأنتيمون إلى النحاس ، لجعل البرونز أكثر متانة وقوة وقابل للانصهار.

رسالة الطالب 2.شريحة 3

برونزية - سبيكة من النحاس والقصدير. تعود الحدود الزمنية للعصر البرونزي إلى بداية الألفية الثالثة قبل الميلاد. قبل بداية الألفية الأولى قبل الميلاد

رسالة الطالب 3.شريحة 4

تميزت الفترة الثالثة والأخيرة من العصر البدائي بانتشار تعدين الحديد وأدوات الحديد وعلامات العصر الحديدي. في معناه الحديث ، تم تقديم هذا المصطلح في منتصف القرن التاسع من قبل عالم الآثار الدنماركي K. Yu. طومسون وسرعان ما انتشر في الأدب مع مصطلحات "العصر الحجري" و "العصر البرونزي".

على عكس المعادن الأخرى ، فإن الحديد ، باستثناء النيزك ، يكاد لا يوجد في شكله النقي. يفترض العلماء أن الحديد الأول الذي سقط في يد الإنسان كان من أصل نيزكي ، وليس من قبيل الصدفة أن يطلق على الحديد اسم "الحجر السماوي". أكبر نيزك تم العثور عليه في إفريقيا ، يزن حوالي ستين طناً. وفي جليد جرينلاند ، وجدوا نيزكًا حديديًا يزن ثلاثة وثلاثين طناً.

والآن يستمر العصر الحديدي. في الواقع ، في الوقت الحاضر ، تشكل سبائك الحديد ما يقرب من 90 ٪ من جميع المعادن والسبائك المعدنية.

معلم.

الذهب والفضة - تُستخدم المعادن الثمينة حاليًا في صناعة المجوهرات ، وكذلك الأجزاء في الإلكترونيات وصناعة الطيران وبناء السفن. أين يمكن استخدام هذه المعادن في الشحن؟ ترجع الأهمية الاستثنائية للمعادن لتنمية المجتمع ، بالطبع ، إلى خصائصها الفريدة. قم بتسمية هذه الخصائص.

شرح للطلاب مجموعة من العينات المعدنية.

يقوم الطلاب بتسمية خصائص المعادن مثل التوصيل الكهربائي والتوصيل الحراري ، اللمعان المعدني المميز ، اللدونة ، الصلابة (باستثناء الزئبق) ، إلخ.

يسأل المعلم الطلاب سؤالا رئيسيا: ما سبب هذه الخصائص؟

الاستجابة المتوقعة:تعود خصائص المواد إلى بنية جزيئات وذرات هذه المواد.

شريحة 5. لذا ، فإن المعادن هي مجموعة من المواد ذات الخصائص المشتركة.

مظاهرة للعرض التقديمي.

معلم: المعادن هي عناصر من 1-3 مجموعات من المجموعات الفرعية الرئيسية ، وعناصر من 4-8 مجموعات من المجموعات الفرعية الثانوية.

الشريحة 6. المهمة 1 ... أضف بمفردك ، باستخدام PSCE ، ممثلين عن المجموعات ، وهي معادن ، في دفتر الملاحظات.

							ثامنا

سماع إجابات الطلاب بشكل انتقائي.

معلم: ستكون المعادن هي العناصر الموجودة في الزاوية اليسرى السفلية من PSCE.

يؤكد المعلم على أن جميع العناصر الموجودة أسفل B - قطريًا ، حتى تلك التي تحتوي على 4 إلكترونات (Ge ، Sn ، Pb) ، 5 إلكترونات (Sb ، Bi) ، 6 إلكترونات (Po) على الطبقة الخارجية ، ستكون معادن في PSCE ، لأن نصف قطرها كبير.

وبالتالي ، فإن 85 من أصل 109 عنصرًا من PSChE عبارة عن معادن.رقم الشريحة 7

معلم: يعكس موضع العنصر في PSCE التركيب الذري للعنصر. باستخدام الجداول التي تلقيتها في بداية الدرس ، نقوم بتمييز بنية ذرة الصوديوم من خلال موقعها في PSCE.
عرض للشريحة 8.

ما هي ذرة الصوديوم؟ انظر إلى النموذج التقريبي لذرة الصوديوم ، حيث يمكنك رؤية النواة والإلكترونات تتحرك في المدارات.

مظاهرة للشريحة 9.نموذج ذرة الصوديوم.

اسمحوا لي أن أذكرك كيف يتم رسم مخطط للبنية الإلكترونية لذرة عنصر.

عرض توضيحي للشريحة 10.يجب أن يكون لديك الرسم التخطيطي التالي للهيكل الإلكتروني لذرة الصوديوم.

شريحة 11. المهمة 2. قم بعمل رسم تخطيطي للهيكل الإلكتروني لذرة الكالسيوم والألمنيوم في دفتر الملاحظات بنفسك ، متبعًا مثال ذرة الصوديوم.

يقوم المعلم بفحص العمل في دفتر الملاحظات.

ما النتيجة التي يمكن استخلاصها بشأن التركيب الإلكتروني لذرات المعدن؟

على مستوى الطاقة الخارجية ، 1-3 إلكترونات. نتذكر أنه عند الدخول في المركبات الكيميائية ، تسعى الذرات جاهدة لاستعادة غلاف 8 إلكترون الكامل لمستوى الطاقة الخارجية. لهذا الغرض ، تتبرع ذرات المعدن بسهولة بـ 1-3 إلكترونات من المستوى الخارجي ، وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. في نفس الوقت ، تظهر خصائص التصالحية.

عرض توضيحي للشريحة 12.المعادن - هذه عناصر كيميائية ، تتبرع ذراتها بإلكترونات الطبقة الإلكترونية الخارجية (وأحيانًا ما قبل الخارجية) ، وتتحول إلى أيونات موجبة. المعادن عوامل الاختزال. هذا بسبب قلة عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية ، نصف القطر الكبير للذرات ، ونتيجة لذلك فإن هذه الإلكترونات محصورة بشكل ضعيف في النواة.

لنفكر في المواد البسيطة - المعادن.

عرض توضيحي للشريحة 13.

أولاً ، نلخص المعلومات حول نوع الرابطة الكيميائية المكونة من ذرات المعدن وهيكل الشبكة البلورية

يرتبط عدد صغير نسبيًا من الإلكترونات بالعديد من النوى في وقت واحد ، ويتم فصل الرابطة ؛
تتحرك إلكترونات التكافؤ بحرية فوق قطعة المعدن بأكملها ، والتي تكون محايدة كهربائيًا بشكل عام ؛
لا تحتوي الرابطة المعدنية على اتجاهية وتشبع.

توضيح

شريحة 14 " أنواع المشابك البلورية للمعادن»

15 فيديو للشبكة البلورية للمعادن.

يستنتج الطلاب أنه وفقًا لهذا الهيكل المعين ، تتميز المعادن بخصائص فيزيائية عامة.

يؤكد المعلم أن الخصائص الفيزيائية للمعادن يتم تحديدها بدقة من خلال هيكلها.

شريحة 16 يتم تحديد خصائص المعادن من خلال بنية ذراتها.

أ) صلابة - جميع المعادن باستثناء الزئبق والمواد الصلبة في الظروف العادية. أخفها الصوديوم والبوتاسيوم. يمكن قطعها بسكين. اصلب كروم خدوش زجاج (تجريبي).

ب) الكثافة - تنقسم المعادن إلى ضوء (5 جم / سم) وثقيل (أكثر من 5 جم / سم) (مظاهرة).

ج) الانصهار - تنقسم المعادن إلى مواد قابلة للانصهار وحرارية (مظاهرة).

ز) الموصلية الكهربائية ، التوصيل الحراريالمعادن بسبب هيكلها. تكتسب الإلكترونات المتحركة بشكل فوضوي تحت تأثير جهد كهربائي حركة اتجاهية ، ونتيجة لذلك ينشأ تيار كهربائي.

مع ارتفاع درجة الحرارة ، يزداد اتساع حركة الذرات والأيونات الموجودة في عقد الشبكة البلورية بشكل حاد ، وهذا يتداخل مع حركة الإلكترونات ، وينخفض الموصلية الكهربائية للمعادن.

وتجدر الإشارة إلى أنه في بعض اللافلزات ، مع زيادة درجة الحرارة ، تزداد الموصلية الكهربائية ، على سبيل المثال ، في الجرافيت ، بينما مع زيادة درجة الحرارة ، يتم تدمير بعض الروابط التساهمية ، ويزداد عدد الإلكترونات التي تتحرك بحرية.

ه) بريق معدني- الإلكترونات التي تملأ الفراغ بين الذرات تعكس أشعة الضوء ولا تنتقل مثل الزجاج.

لذلك ، فإن جميع المعادن في الحالة البلورية لها بريق معدني. بالنسبة لمعظم المعادن ، تكون جميع أشعة الجزء المرئي من الطيف مبعثرة بشكل متساوٍ ، لذلك يكون لونها أبيض فضي. يمتص الذهب والنحاس فقط إلى حد كبير الأطوال الموجية القصيرة ويعكسان أطوال موجات طويلة من طيف الضوء ، وبالتالي فإنهما يتمتعان بالضوء الأصفر. أكثر المعادن لمعانًا هي الزئبق والفضة والبلاديوم. في المسحوق ، تفقد جميع المعادن ، باستثناء AI و Mg ، بريقها ولها لون أسود أو رمادي غامق.

و) اللدونة ... لا يتسبب العمل الميكانيكي على بلورة ذات شبكة معدنية إلا في إزاحة الطبقات الذرية ولا يصاحبها تكسر الرابطة ، وبالتالي فإن المعدن يتميز باللدونة العالية.

رابعا. توحيد المواد المدروسة.

معلم: درسنا التركيب والخصائص الفيزيائية للمعادن ، وموقعها في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. مندليف. الآن ، للدمج ، نقترح إجراء اختبار.

الشرائح 15-16-17.

1) الصيغة الإلكترونية للكالسيوم.

أ) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1
ب) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2
ج) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3S 6 4S 1
د) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2

2) الصيغة الإلكترونية 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 لديها ذرة:

أ) نا
ب) كاليفورنيا
ج) Сu
د) الزنك

3) يتم تحديد التوصيل الكهربائي ، اللمعان المعدني ، اللدونة ، كثافة المعادن من خلال:

أ) كتلة المعدن
ب) درجة انصهار المعادن
ج) تركيب ذرات المعدن
د) وجود إلكترونات غير متزاوجة

4) المعادن ، عند تفاعلها مع اللافلزات ، تظهر خصائص

أ) مؤكسد
ب) التصالحية.
ج) مؤكسد واختزال ؛
د) لا تشارك في تفاعلات الأكسدة والاختزال ؛

5) في الجدول الدوري ، توجد المعادن النموذجية في:

أ) الجزء العلوي.

السادس. الواجب المنزلي.

هيكل ذرات المعدن وخصائصها الفيزيائية

مقدمة

المعادن عبارة عن مواد بسيطة ذات خصائص مميزة في ظل الظروف العادية: الموصلية الكهربائية العالية والتوصيل الحراري ، والقدرة على عكس الضوء جيدًا (الذي يحدد لمعانها وشفافيتها) ، والقدرة على اتخاذ الشكل المطلوب تحت تأثير القوى الخارجية (اللدونة). هناك تعريف آخر للمعادن - وهي عناصر كيميائية تتميز بالقدرة على التبرع بالإلكترونات الخارجية (التكافؤ).

من بين جميع العناصر الكيميائية المعروفة ، يوجد حوالي 90 عنصرًا من المعادن. معظم المركبات غير العضوية عبارة عن مركبات معدنية.

هناك عدة أنواع من تصنيف المعادن. الأوضح هو تصنيف المعادن حسب موقعها في الجدول الدوري للعناصر الكيميائية - التصنيف الكيميائي.

إذا رسم ، في النسخة "الطويلة" من الجدول الدوري ، خطًا مستقيمًا عبر عنصري البورون والأستاتين ، فسيتم وضع المعادن على يسار هذا الخط ، وستكون المعادن على يمينه.

من وجهة نظر التركيب الذري ، تنقسم المعادن إلى انتقالية وانتقالية. توجد المعادن غير الانتقالية في المجموعات الفرعية الرئيسية للنظام الدوري وتتميز بحقيقة أنه يوجد في ذراتها تعبئة متتالية للمستويات الإلكترونية s و p. تشمل المعادن الانتقالية 22 عنصرًا من المجموعات الفرعية الرئيسية أ: Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، Fr ، Be ، Mg ، Ca ، Sr ، Ba ، Ra ، Al ، Ga ، In ، Tl ، Ge ، Sn ، Pb ، Sb ، بي ، بو.

توجد المعادن الانتقالية في مجموعات فرعية جانبية وتتميز بملء المستويات d - أو f الإلكترونية. تشتمل العناصر d على 37 معادن من مجموعات فرعية جانبية ب: 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.

تتضمن عناصر f 14 لانثانيدات (Ce ، Pr ، Nd ، Pm ، Sm ، Eu ، Gd ، Tb ، Du ، Ho ، Er ، Tm ، Yb ، Lu) و 14 أكتينيدات (Th ، Pa ، U ، Np ، Pu ، Am ، Cm ، Bk ، Cf ، Es ، Fm ، Md ، لا ، Lr).

من بين المعادن الانتقالية ، هناك أيضًا معادن أرضية نادرة (Sc ، Y ، La و lanthanides) ، معادن بلاتينية (Ru ، Rh ، Pd ، Os ، Ir ، Pt) ، معادن ما بعد اليورانيوم (Np وعناصر ذات كتلة ذرية أعلى).

بالإضافة إلى المادة الكيميائية ، يوجد أيضًا تصنيف تقني للمعادن ، على الرغم من عدم قبوله بشكل عام. إنه ليس منطقيًا مثل مادة كيميائية - فهو يعتمد على ميزة أو أخرى مهمة عمليًا للمعدن. يصنف الحديد والسبائك القائمة عليه على أنه معادن حديدية ، وتصنف جميع المعادن الأخرى على أنها غير حديدية. يميز بين الضوء (Li ، Be ، Mg ، Ti ، إلخ.) والمعادن الثقيلة (Mn ، Fe ، Co ، Ni ، Cu ، Zn ، Cd ، Hg ، Sn ، Pb ، إلخ) ، وكذلك مجموعات المقاومة للحرارة ( Ti ، Zr ، Hf ، V ، Nb ، Ta ، Cr ، Mo ، W ، Re) والمعادن الثمينة (Ag ، Au ، معادن البلاتين) والمعادن المشعة (U ، Th ، Np ، Ru ، إلخ). تتميز المعادن المبعثرة (Ga ، Ge ، Hf ، Re ، إلخ) والنادرة (Zr ، Hf ، Nb ، Ta ، Mo ، W ، Re ، إلخ) أيضًا في الكيمياء الجيولوجية. كما ترى ، لا توجد حدود واضحة بين المجموعات.

مرجع التاريخ

على الرغم من حقيقة أن حياة المجتمع البشري بدون المعادن مستحيلة ، لا أحد يعرف على وجه اليقين متى وكيف بدأ الشخص في استخدامها لأول مرة. تحكي أقدم الكتابات التي وصلت إلينا عن الورش البدائية التي صُهر فيها المعدن وصُنعت منه المنتجات. هذا يعني أن الإنسان أتقن المعادن قبل الكتابة. عند حفر المستوطنات القديمة ، يجد علماء الآثار أدوات العمل والصيد التي استخدمها الناس في تلك الأوقات البعيدة - السكاكين والفؤوس ورؤوس الأسهم والإبر وخطافات الأسماك وغير ذلك الكثير. كلما كانت المستوطنات قديمة ، كانت نتاج الأيدي البشرية أكثر خشونة وبدائية. تم العثور على أقدم المنتجات المعدنية خلال عمليات التنقيب في المستوطنات التي كانت موجودة منذ حوالي 8 آلاف عام. كانت هذه المجوهرات مصنوعة بشكل أساسي من الذهب والفضة ، ورؤوس سهام ورؤوس حربة مصنوعة من النحاس.

الكلمة اليونانية "ميتالون" تعني في الأصل المناجم والمناجم ، ومن هنا نشأ مصطلح "معدن". في العصور القديمة ، كان يعتقد أن هناك 7 معادن فقط: الذهب والفضة والنحاس والقصدير والرصاص والحديد والزئبق. ارتبط هذا الرقم بعدد الكواكب المعروفة آنذاك - الشمس (الذهب) ، القمر (الفضة) ، الزهرة (النحاس) ، المشتري (القصدير) ، زحل (الرصاص) ، المريخ (الحديد) ، الزئبق (الزئبق) (انظر الشكل ). وفقًا للمفاهيم الكيميائية ، نشأت المعادن في أحشاء الأرض تحت تأثير أشعة الكواكب وتحسنت تدريجياً ، وتحولت إلى ذهب.

أتقن الإنسان أولاً المعادن الأصلية - الذهب والفضة والزئبق. كان أول معدن تم الحصول عليه صناعياً هو النحاس ، ثم كان من الممكن إتقان إنتاج سبيكة من النحاس بالمحلول الملحي - البرونز وبعد ذلك - الحديد فقط. في عام 1556 ، نُشر في ألمانيا كتاب لعالم المعادن الألماني جي.أجريكولا بعنوان "عن التعدين وعلم المعادن" - أول دليل تفصيلي لإنتاج المعادن وصل إلينا. صحيح ، في ذلك الوقت ، كان الرصاص والقصدير والبزموت لا يزال يعتبر أصنافًا من نفس المعدن. في عام 1789 ، قدم الكيميائي الفرنسي أ. لافوازييه ، في دليله للكيمياء ، قائمة بالمواد البسيطة ، والتي تضمنت جميع المعادن المعروفة آنذاك - الأنتيمون ، والفضة ، والبزموت ، والكوبالت ، والقصدير ، والحديد ، والمنغنيز ، والنيكل ، والذهب ، والبلاتين. والرصاص والتنغستن والزنك. مع تطور طرق البحث الكيميائي ، بدأ عدد المعادن المعروفة في الزيادة بسرعة. في القرن ال 18. تم اكتشاف 14 معادن في القرن التاسع عشر. - 38 في القرن العشرين. - 25 معادن. في النصف الأول من القرن التاسع عشر. تم اكتشاف أقمار صناعية من البلاتين ، وتم الحصول على المعادن الأرضية القلوية والقلوية عن طريق التحليل الكهربائي. في منتصف القرن ، تم اكتشاف السيزيوم والروبيديوم والثاليوم والإنديوم عن طريق التحليل الطيفي. تم تأكيد وجود المعادن التي تنبأ بها دي منديليف على أساس قانونه الدوري (وهي الغاليوم والسكانديوم والجرمانيوم) بشكل رائع. اكتشاف النشاط الإشعاعي في نهاية القرن التاسع عشر. استلزم البحث عن المعادن المشعة. أخيرًا بطريقة التحولات النووية في منتصف القرن العشرين. تم الحصول على المعادن المشعة التي لا توجد في الطبيعة ، ولا سيما عناصر عبر اليورانيوم.

الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن.

جميع المعادن صلبة (باستثناء الزئبق ، وهو سائل في ظل الظروف العادية) ؛ وهي تختلف عن غير المعادن في نوع خاص من السندات (رابطة معدنية). ترتبط إلكترونات التكافؤ بشكل ضعيف بذرة معينة ، ويوجد داخل كل معدن ما يسمى بغاز الإلكترون. معظم المعادن لها بنية بلورية ، ويمكن اعتبار المعدن على أنه شبكة بلورية "صلبة" من الأيونات الموجبة (الكاتيونات). يمكن لهذه الإلكترونات أن تتحرك بشكل أو بآخر حول المعدن. إنها تعوض قوى التنافر بين الكاتيونات ، وبالتالي تربطها بجسم مضغوط.

تتمتع جميع المعادن بموصلية كهربائية عالية (أي أنها موصلات ، على عكس المواد العازلة غير المعدنية) ، وخاصة النحاس والفضة والذهب والزئبق والألمنيوم ؛ الموصلية الحرارية للمعادن عالية أيضًا. الخاصية المميزة للعديد من المعادن هي ليونة (قابلية الطيعة) ، ونتيجة لذلك يمكن دحرجتها إلى صفائح رقيقة (رقائق) وسحبها في سلك (قصدير ، ألمنيوم ، إلخ) ، ومع ذلك ، هناك أيضًا معادن هشة تمامًا (زنك ، أنتيمون ، بزموت).

في الصناعة ، لا يتم استخدام المعادن النقية في كثير من الأحيان ، ولكن خليطها يسمى السبائك. في السبيكة ، عادةً ما تكمل خصائص أحد المكونات خصائص الآخر. لذلك ، يتمتع النحاس بصلابة منخفضة وقليل الاستخدام في تصنيع أجزاء الماكينة ، في حين أن سبائك النحاس والزنك ، التي تسمى النحاس الأصفر ، صلبة بالفعل وتستخدم على نطاق واسع في الهندسة الميكانيكية. يتميز الألمنيوم بليونة جيدة وخفة كافية (كثافة منخفضة) ، ولكنه ناعم جدًا. على أساسها ، يتم تحضير سبيكة أيورالومين (دورالومين) ، والتي تحتوي على النحاس والمغنيسيوم والمنغنيز. يكتسب دورالومين ، دون أن يفقد خصائصه من الألمنيوم ، صلابة عالية وبالتالي يستخدم في تكنولوجيا الطيران. سبائك الحديد مع الكربون (ومضافات معادن أخرى) معروفة جيداً بالحديد الزهر والصلب.

تختلف المعادن اختلافًا كبيرًا في الكثافة: بالنسبة للليثيوم فهو يقارب نصف الماء (0.53 جم / سم 3) ، وبالنسبة للأوزميوم فهو أعلى بأكثر من 20 مرة (22.61 جم / سم 3). تختلف المعادن أيضًا في الصلابة. أنعم - المعادن القلوية ، يتم قطعها بسهولة بسكين ؛ أقسى معدن - كروم - يقطع الزجاج. الفرق في درجات حرارة انصهار المعادن كبير: الزئبق سائل في ظل الظروف العادية ، ويذوب السيزيوم والغاليوم عند درجة حرارة جسم الإنسان ، وأكثر المعادن مقاومة للصهر ، التنجستن ، لها نقطة انصهار تبلغ 3380 درجة مئوية. يشار إلى المعادن ذات نقطة انصهار أعلى من 1000 درجة مئوية بالمعادن المقاومة للصهر ، أدناه - للمعادن منخفضة الانصهار. في درجات الحرارة المرتفعة ، تكون المعادن قادرة على إصدار إلكترونات ، والتي تستخدم في الإلكترونيات والمولدات الكهروحرارية لتحويل الطاقة الحرارية مباشرة إلى طاقة كهربائية. الحديد والكوبالت والنيكل والجادولينيوم ، بعد وضعها في مجال مغناطيسي ، قادرة على الحفاظ باستمرار على حالة من المغنطة.

تحتوي المعادن أيضًا على بعض الخصائص الكيميائية. تتبرع ذرات المعادن بسهولة نسبيًا بإلكترونات التكافؤ وتتحول إلى أيونات موجبة الشحنة. لذلك ، المعادن عوامل الاختزال. هذه ، في الواقع ، هي الخاصية الكيميائية الرئيسية والأكثر عمومية.

من الواضح أن المعادن كعوامل اختزال تتفاعل مع عوامل مؤكسدة مختلفة ، من بينها قد تكون هناك مواد بسيطة وأحماض وأملاح معادن أقل نشاطًا وبعض المركبات الأخرى. مركبات المعادن مع الهالوجينات تسمى هاليدات ، مع الكبريت - الكبريتيد ، مع النيتروجين - النيتريد ، مع الفوسفور - الفوسفات ، مع الكربون - الكربيدات ، مع السيليكون - مبيدات السليكون ، مع البورون - البوريدات ، مع الهيدروجين - الهيدريد ، إلخ. العديد من هذه المركبات وجدت تطبيقات مهمة في التكنولوجيا الجديدة. على سبيل المثال ، تُستخدم بوريدات المعادن في الإلكترونيات الراديوية ، وكذلك في التكنولوجيا النووية كمواد لتنظيم الإشعاع النيوتروني والحماية منه.

تحت تأثير الأحماض المؤكسدة المركزة ، يتشكل أيضًا فيلم أكسيد ثابت على بعض المعادن. هذه الظاهرة تسمى التخميل. لذلك ، في حامض الكبريتيك المركز مثل المعادن مثل Be و Bi و Co و Fe و Mg و Nb يتم تخميلها (ولا تتفاعل معها) ، وفي حمض النيتريك المركز - المعادن Al ، Be ، Bi ، Co ، Cr ، Fe و Nb و Ni و Pb و Th و U.

كلما كان المعدن على اليسار في هذا الصف ، زادت خصائص الاختزال التي يمتلكها ، أي أنه يتأكسد بسهولة ويمر في شكل كاتيون إلى محلول ، ولكن من الصعب استعادته من الكاتيون إلى دولة حرة.

يتم وضع عنصر غير فلزي ، وهو الهيدروجين ، في سلسلة من الفولتية ، لأن هذا يجعل من الممكن تحديد ما إذا كان معدن معين سيتفاعل مع الأحماض - عوامل غير مؤكسدة في محلول مائي (بتعبير أدق ، سيتأكسد بواسطة كاتيونات الهيدروجين ح +). على سبيل المثال ، يتفاعل الزنك مع حمض الهيدروكلوريك ، لأنه في سلسلة الفولتية يقف على اليسار (حتى) الهيدروجين. على العكس من ذلك ، لا يتم نقل الفضة إلى محلول بواسطة حمض الهيدروكلوريك ، لأنها تقف في سلسلة الفولتية على يمين (بعد) الهيدروجين. تتصرف المعادن بالمثل في حمض الكبريتيك المخفف. تسمى المعادن الموجودة في سلسلة الضغوط بعد الهيدروجين بالمعادن النبيلة (Ag ، Pt ، Au ، إلخ.)

من الخصائص الكيميائية غير المرغوب فيها للمعادن تآكلها الكهروكيميائي ، أي التدمير النشط (الأكسدة) للمعدن عند ملامسته للماء وتحت تأثير الأكسجين المذاب فيه (تآكل الأكسجين). على سبيل المثال ، تآكل منتجات الحديد في الماء معروف على نطاق واسع.

يمكن أن يكون التآكل بشكل خاص هو مكان التلامس بين معدنين مختلفين - التآكل التلامسي. ينشأ الزوج الجلفاني بين معدن ، مثل الحديد ، ومعدن آخر ، مثل Sn أو Cu ، يوضع في الماء. ينتقل تدفق الإلكترونات من المعدن الأكثر نشاطًا ، الموجود على اليسار في سلسلة الفولتية (Fe) ، إلى المعدن الأقل نشاطًا (Sn ، Cu) ، ويتم تدمير المعدن الأكثر نشاطًا (تآكل).

ولهذا السبب ، فإن سطح العلب المعلب (الحديد المطلي بالقصدير) يصدأ عند تخزينه في جو رطب والتعامل معه بلا مبالاة (ينهار الحديد بسرعة بعد ظهور خدش صغير على الأقل يسمح للحديد بالتلامس مع الرطوبة ). على العكس من ذلك ، فإن السطح المجلفن لدلو من الحديد لا يصدأ لفترة طويلة ، لأنه حتى في حالة وجود خدوش ، لا يتآكل الحديد ، بل الزنك (معدن أكثر نشاطًا من الحديد).

تزداد مقاومة التآكل لمعدن معين عندما يتم تغطيته بمعدن أكثر نشاطًا أو عند اندماجها ؛ على سبيل المثال ، طلاء الحديد بالكروم أو صنع سبائك الحديد والكروم يزيل تآكل الحديد. يتميز الحديد المطلي بالكروم والفولاذ المحتوي على الكروم (الفولاذ المقاوم للصدأ) بمقاومة عالية للتآكل.

الطرق العامة للحصول على المعادن:

التعدين الكهربي ، أي إنتاج المعادن بالتحليل الكهربائي للمواد المنصهرة (للمعادن الأكثر نشاطًا) أو محاليل أملاحها ؛

التعدين الحراري ، أي تقليل المعادن من خاماتها عند درجات حرارة عالية (على سبيل المثال ، إنتاج الحديد باستخدام عملية فرن الصهر) ؛

المعالجة المائية ، أي فصل المعادن عن محاليل أملاحها بمعادن أكثر نشاطًا (على سبيل المثال ، الحصول على النحاس من محلول CuSO4 عن طريق استبدال الزنك والحديد

أو الألومنيوم).

في الطبيعة ، توجد المعادن أحيانًا في صورة حرة ، على سبيل المثال ، الزئبق الأصلي ، والفضة والذهب ، وغالبًا في شكل مركبات (خامات معدنية). إن أكثر المعادن نشاطًا ، بالطبع ، توجد في قشرة الأرض فقط في شكل مقيد.

الليثيوم (من اليونانية. Lithos - Stone) ، Li ، عنصر كيميائي من المجموعة الفرعية Ia من النظام الدوري ؛ العدد الذري 3 ، الكتلة الذرية 6 ، 941 ؛ يشير إلى المعادن القلوية.

محتوى الليثيوم في القشرة الأرضية 6.5-10-3٪ بالوزن. يوجد في أكثر من 150 معدنًا ، منها حوالي 30 نوعًا من الليثيوم ، وأهم المعادن هي: سبودومين LiAl ، و lepidolite KLi1.5 Al1.5 (F ، 0H) 2 و Petalite (LiNa). تكوين هذه المعادن معقد ، وكثير منها ينتمي إلى فئة الألومينو سيليكات ، منتشرة جدًا في قشرة الأرض. المصادر الواعدة للمواد الخام لإنتاج الليثيوم هي المحاليل الملحية (محلول ملحي) من الرواسب الملحية والمياه الجوفية. توجد أكبر رواسب مركبات الليثيوم في كندا والولايات المتحدة الأمريكية وتشيلي وزيمبابوي والبرازيل وناميبيا وروسيا.

ومن المثير للاهتمام أن معدن الإسبودومين يحدث بشكل طبيعي على شكل بلورات كبيرة تزن عدة أطنان. في منجم إيتا بالولايات المتحدة ، عثروا على بلورة على شكل إبرة طولها 16 مترًا ووزنها 100 طن.

تعود المعلومات الأولى عن الليثيوم إلى عام 1817. اكتشف الكيميائي السويدي أرفيدسون ، أثناء تحليله للبتلات المعدنية ، مادة قلوية غير معروفة فيها. أطلق عليه مدرس أرفيدسون ج. كما أطلق على المعدن ، وهو "قاعدة" هذا القلوي ، الليثيوم. في عام 1818 حصل الكيميائي والفيزيائي الإنجليزي جي ديفي على الليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي لهيدروكسيد LiOH.

الخصائص. الليثيوم معدن أبيض فضي. ر. 180.54 درجة مئوية ، BP 1340 "C الأخف من بين جميع المعادن ، كثافته 0.534 جم / سم ، أخف بخمس مرات من الألمنيوم وأخف من الماء تقريبًا ، الليثيوم ناعم ومرن ، مركبات الليثيوم تلون اللهب بلون أحمر قرمزي جميل. تستخدم هذه الطريقة الحساسة للغاية في التحليل النوعي للكشف عن الليثيوم.

تكوين طبقة الإلكترون الخارجية لذرة الليثيوم هو 2s1 (عنصر s). في المركبات ، يُظهر حالة أكسدة +1.

الليثيوم هو الأول في سلسلة الكهروكيميائية للجهد ويزيل الهيدروجين ليس فقط من الأحماض ، ولكن أيضًا من الماء. ومع ذلك ، فإن العديد من التفاعلات الكيميائية في الليثيوم أقل قوة من المعادن القلوية الأخرى.

لا يتفاعل الليثيوم عمليًا مع مكونات الهواء في حالة عدم وجود رطوبة في درجة حرارة الغرفة. عند تسخينه في الهواء فوق 200 درجة مئوية ، يشكل المنتج الرئيسي أكسيد Li2O (توجد فقط آثار من بيروكسيد Li2O2). في الهواء الرطب ، يعطي في الغالب نيتريد Li3N ، مع رطوبة هواء تزيد عن 80٪ - هيدروكسيد LiOH وكربونات Li2CO3. يمكن أيضًا الحصول على نيتريد الليثيوم عن طريق تسخين معدن في تيار من النيتروجين (الليثيوم هو أحد العناصر القليلة التي تتحد مباشرةً مع النيتروجين): 6Li + N2 = 2Li3N

يندمج الليثيوم بسهولة مع جميع المعادن تقريبًا وقابل للذوبان في الزئبق بسهولة. يتحد مباشرة مع الهالوجينات (مع اليود عند تسخينه). عند 500 درجة مئوية ، يتفاعل مع الهيدروجين ، مكونًا هيدروكسيد LiH ، عند التفاعل مع الماء - هيدروكسيد LiOH ، مع الأحماض المخففة - أملاح الليثيوم ، مع الأمونيا - أميد LiNH2 ، على سبيل المثال:

2Li + H2 = 2LiH

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

2Li + 2HF = 2LiF + H2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

هيدريد LiH - بلورات عديمة اللون ؛ تستخدم في مختلف مجالات الكيمياء كعامل مختزل. عند التفاعل مع الماء ، فإنه يطلق كمية كبيرة من الهيدروجين (من 1 كجم من LiH ، يتم الحصول على 2820 لترًا من H2):

LiH + H2O = LiOH + H2

يسمح ذلك باستخدام LiH كمصدر للهيدروجين لملء البالونات ومعدات الإنقاذ (القوارب القابلة للنفخ والأحزمة وما إلى ذلك) ، فضلاً عن نوع من "المستودعات" لتخزين ونقل الهيدروجين القابل للاشتعال (بينما يكون ضروريًا لحماية LiH من أدنى آثار الرطوبة).

تُستخدم هيدرات الليثيوم المختلطة على نطاق واسع في التخليق العضوي ، على سبيل المثال ، هيدريد الليثيوم والألمنيوم LiAlH4 ، وهو عامل اختزال انتقائي. يتم الحصول عليها عن طريق تفاعل LiН مع كلوريد الألومنيوم А1С1з

هيدروكسيد LiOH هو قاعدة قوية (قلوي) ، محاليله المائية تدمر الزجاج والخزف ؛ النيكل والفضة والذهب مقاومة لها. يتم استخدام LiOH كمادة مضافة للإلكتروليت للبطاريات القلوية ، مما يزيد من عمر خدمتها بمقدار 2-3 مرات وقدرتها بنسبة 20٪. على أساس LiOH والأحماض العضوية (خاصة الأحماض الدهنية والبالميتية) ، يتم إنتاج الشحوم المقاومة للحرارة والصقيع (الليثول) لحماية المعادن من التآكل في نطاق درجة الحرارة من -40 إلى +130 درجة مئوية.

يستخدم هيدروكسيد الليثيوم أيضًا كزبال لثاني أكسيد الكربون في الأقنعة الغازية والغواصات والطائرات وسفن الفضاء.

الاستلام والتقديم. المواد الخام لإنتاج الليثيوم هي أملاحه ، والتي يتم استخلاصها من المعادن. اعتمادًا على التركيب ، تتحلل المعادن بحمض الكبريتيك H2SO4 (طريقة الحمض) أو تلبيد بأكسيد الكالسيوم CaO وكربوناته CaCO3 (طريقة قلوية) ، مع كبريتات البوتاسيوم K2SO4 (طريقة الملح) ، مع كربونات الكالسيوم وكلوريد CaCl (قلوي- طريقة الملح) ... باستخدام طريقة الحمض ، يتم الحصول على محلول من كبريتات Li2SO4 [يتم تحرير الأخير من الشوائب عن طريق المعالجة بهيدروكسيد الكالسيوم Ca (OH) 2 والصودا Na2Co3]. يتم ترشيح العجينة المتكونة من طرق أخرى لتحلل المعادن بالماء ؛ في هذه الحالة ، باستخدام الطريقة القلوية ، يمر LiOH في المحلول ، بطريقة الملح - Li 2SO4 ، بطريقة الملح القلوي - LiCl. كل هذه الطرق ، باستثناء القلوية ، توفر لإنتاج المنتج النهائي على شكل كربونات Li2CO3. الذي يستخدم مباشرة أو كمصدر لتخليق مركبات الليثيوم الأخرى.

يتم الحصول على معدن الليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمزيج مصهور من LiCl وكلوريد البوتاسيوم KCl أو كلوريد الباريوم BaCl2 مع مزيد من التنقية من الشوائب.

الاهتمام بالليثيوم هائل. هذا يرجع في المقام الأول إلى حقيقة أنه مصدر للإنتاج الصناعي للتريتيوم (نوكليد هيدروجين ثقيل) ، وهو المكون الرئيسي للقنبلة الهيدروجينية والوقود الرئيسي للمفاعلات النووية الحرارية. يتم إجراء تفاعل نووي حراري بين نوكليد 6Li والنيوترونات (جسيمات محايدة ذات عدد كتلي 1) ؛ منتجات التفاعل - التريتيوم 3H والهيليوم 4He:

63 ي + 10 ن = 31 س + 42 ه

يتم استخدام كمية كبيرة من الليثيوم في علم المعادن. سبائك المغنيسيوم مع 10٪ الليثيوم أقوى وأخف من المغنيسيوم نفسه. سبائك الألومنيوم والليثيوم - scleron و aeron ، تحتوي على 0.1٪ فقط من الليثيوم ، بالإضافة إلى كونها خفيفة ، تتمتع بقوة عالية وليونة ومقاومة متزايدة للتآكل ؛ يتم استخدامها في الطيران. إن إضافة 0.04٪ من الليثيوم إلى السبائك الحاملة للرصاص والكالسيوم يزيد من صلابتها ويقلل من معامل الاحتكاك.

تُستخدم هاليدات وكربونات الليثيوم في إنتاج الزجاج البصري والمقاوم للأحماض والنظارات الخاصة الأخرى ، بالإضافة إلى الخزف والسيراميك المقاوم للحرارة ، وأنواع الزجاج والمينا المختلفة.

تسبب فتات الليثيوم الصغيرة حروقًا كيميائية لترطيب الجلد والعينين. تهيج أملاح الليثيوم الجلد. عند العمل بهيدروكسيد الليثيوم ، اتخذ نفس الاحتياطات المتبعة عند التعامل مع هيدروكسيدات الصوديوم والبوتاسيوم.

الصوديوم (من عربي ، ناترون ، يوناني. نترون - صودا طبيعية ، عنصر كيميائي للمجموعة الفرعية Ia من النظام الدوري ؛ العدد الذري 11 ، الكتلة الذرية 22.98977 ؛ يشير إلى الفلزات القلوية. يحدث في الطبيعة على شكل نوكليد ثابت واحد 23 Na .

حتى في العصور القديمة ، كانت مركبات الصوديوم معروفة - ملح الطعام (كلوريد الصوديوم) NaCl ، القلويات الكاوية (هيدروكسيد الصوديوم) NaOH والصودا (كربونات الصوديوم) Na2CO3. آخر مادة أطلق عليها الإغريق القدماء اسم "نترون" ؛ ومن هنا جاء الاسم الحديث للمعدن - "الصوديوم". ومع ذلك ، في بريطانيا العظمى والولايات المتحدة الأمريكية وإيطاليا وفرنسا ، يتم الاحتفاظ بكلمة الصوديوم (من الكلمة الإسبانية "صودا" ، والتي لها نفس المعنى كما في الروسية).

لأول مرة حول الحصول على الصوديوم (والبوتاسيوم) تم الإبلاغ عنها من قبل الكيميائي والفيزيائي الإنجليزي هـ. ديفي في اجتماع للجمعية الملكية في لندن عام 1807. كان قادرًا على تحليل القلويات الكاوية KOH و NaOH بفعل كهربائي الحالية وعزل المعادن غير المعروفة سابقًا بخصائص غير عادية. تتأكسد هذه المعادن بسرعة كبيرة في الهواء ، وتطفو على سطح الماء ، وتطلق الهيدروجين منه.

الانتشار في الطبيعة. الصوديوم هو أحد أكثر العناصر وفرة في الطبيعة. يبلغ محتواها في القشرة الأرضية 2.64٪ بالوزن. في الغلاف المائي ، يتم احتوائه على شكل أملاح قابلة للذوبان بكمية تبلغ حوالي 2.9٪ (بتركيز إجمالي للملح في مياه البحر يبلغ 3.5-3.7٪). تم إثبات وجود الصوديوم في الغلاف الجوي للشمس وفي الفضاء بين النجوم. في الطبيعة ، يوجد الصوديوم فقط في شكل أملاح. أهم المعادن هي الهاليت (ملح الصخور) كلوريد الصوديوم ، ميرابيليت (ملح جلوبر) Na2SO4 * 10H2O ، الثاناردايت Na2SO4 ، نترات تشيليان NaNO3 ، السيليكات الطبيعية مثل Albite Na ، nepheline Na

روسيا غنية للغاية برواسب الملح الصخري (على سبيل المثال ، Solikamsk ، Usolye-Sibirskoe ، إلخ) ، رواسب كبيرة من معدن trona في سيبيريا.

الخصائص. الصوديوم معدن أبيض فضي منخفض الذوبان ، m.p. 97.86 درجة مئوية ، BP. 883.15 درجة مئوية. إنه أحد أخف المعادن - فهو أخف من الماء (كثافة 0.99 جم / سم 3 عند 19.7 درجة مئوية). يؤدي الصوديوم ومركباته إلى تلوين الموقد باللون الأصفر. هذا التفاعل حساس للغاية لدرجة أنه يكشف عن أدنى أثر للصوديوم في كل مكان (على سبيل المثال ، في غبار الغرفة أو الشارع).

الصوديوم هو أحد أكثر العناصر نشاطًا في الجدول الدوري. تحتوي الطبقة الإلكترونية الخارجية لذرة الصوديوم على إلكترون واحد (التكوين 3s1 ، عنصر الصوديوم). يتخلى الصوديوم بسهولة عن إلكترون التكافؤ الوحيد وبالتالي يُظهر دائمًا حالة أكسدة +1 في مركباته.

في الهواء ، يتأكسد الصوديوم بنشاط ، ويشكل ، اعتمادًا على الظروف ، أكسيد Na2O أو بيروكسيد Na2O2. لذلك ، يتم تخزين الصوديوم تحت طبقة من الكيروسين أو الزيت المعدني. يتفاعل بقوة مع الماء ، ويحل محل الهيدروجين:

2Na + H20 = 2Na + H2

يحدث مثل هذا التفاعل حتى مع الثلج عند درجة حرارة -80 درجة مئوية ، ومع الماء الدافئ أو على سطح التلامس ، فإنه يترافق مع انفجار (ليس من أجل لا شيء يقولون: "إذا كنت لا تريد أن تصبح غريب ، لا ترمي الصوديوم في الماء ").

يتفاعل الصوديوم بشكل مباشر مع جميع المعادن غير المعدنية: عند درجة حرارة 200 درجة مئوية يبدأ في امتصاص الهيدروجين ، مكونًا هيدريد مرطب للغاية NaH ؛ مع النيتروجين في التفريغ الكهربائي يعطي نيتريد Na3N أو أزيد NaN3 ؛ يشتعل في جو الفلور. في حروق الكلور عند درجة حرارة ؛ يتفاعل مع البروم فقط عند تسخينه:

2Na + H2 = 2NaH

6Na + N2 = 2Na3N أو 2Na + 3Na2 = 2NaN3

2Na + С12 = 2NaСl

عند درجة حرارة 800-900 درجة مئوية ، يتحد الصوديوم مع الكربون لتكوين كربيد Na2C2 ؛ عندما يفرك بالكبريت يعطي كبريتيد Na2S ومزيج من polysulfides (Na2S3 و Na2S4)

يذوب الصوديوم بسهولة في الأمونيا السائلة ، يكون للمحلول الأزرق الناتج موصلية معدنية ، مع الأمونيا الغازية عند 300-400 درجة مئوية أو في وجود محفز عند تبريده إلى -30 درجة مئوية يعطي الأميد NaNH2.

يشكل الصوديوم مركبات مع معادن أخرى (مركبات بين المعادن) ، على سبيل المثال ، مع الفضة والذهب والكادميوم والرصاص والبوتاسيوم وبعض المواد الأخرى. مع الزئبق ، فإنه يعطي أمالغم NaHg2 ، NaHg4 ، إلخ. وأهمها ملغم سائل ، يتشكل مع الإدخال التدريجي للصوديوم إلى الزئبق ، والذي يكون تحت طبقة من الكيروسين أو الزيت المعدني.

يشكل الصوديوم الأملاح مع الأحماض المخففة.

الاستلام والتقديم. الطريقة الرئيسية لإنتاج الصوديوم هي التحليل الكهربائي لملح الطعام المصهور. في هذه الحالة ، يتم إطلاق الكلور عند القطب الموجب والصوديوم عند القطب السالب. لتقليل نقطة انصهار الإلكتروليت ، تُضاف أملاح أخرى إلى ملح الطعام: KCl ، NaF ، CaCl2. يتم إجراء التحليل الكهربائي في المحلل الكهربائي مع الحجاب الحاجز ؛ الأنودات مصنوعة من الجرافيت ، الكاثودات مصنوعة من النحاس أو الحديد.

يمكن الحصول على الصوديوم عن طريق التحليل الكهربائي لذوبان هيدروكسيد NaOH ، ويمكن الحصول على كميات صغيرة عن طريق تحلل أزيد NaN3.

يستخدم الصوديوم المعدني لتقليل المعادن النقية من مركباتها - البوتاسيوم (من KOH) ، والتيتانيوم (من TiCl4) ، وما إلى ذلك. سبيكة الصوديوم والبوتاسيوم هي مادة تبريد للمفاعلات النووية ، نظرًا لأن المعادن القلوية تمتص النيوترونات بشكل سيئ وبالتالي لا تتداخل مع انشطار نوى اليورانيوم. يستخدم بخار الصوديوم ، الذي له توهج أصفر لامع ، لملء مصابيح تفريغ الغاز المستخدمة لإضاءة الطرق السريعة والمراسي ومحطات القطار وما إلى ذلك. يستخدم الصوديوم في الطب: يتم استخدام نوكليد 24Na الذي تم الحصول عليه صناعياً في العلاج الإشعاعي لأشكال معينة سرطان الدم ولأغراض التشخيص.

استخدام مركبات الصوديوم أكثر شمولاً.

بيروكسيد Na2O2 - بلورات عديمة اللون ، منتج تقني أصفر. عند تسخينه إلى 311-400 درجة مئوية ، يبدأ في إطلاق الأكسجين ، وعند درجة حرارة 540 درجة مئوية يتحلل بسرعة. عامل مؤكسد قوي ، مما يجعله مناسبًا لتبييض الأقمشة والمواد الأخرى. يمتص ثاني أكسيد الكربون في الهواء "، ويطلق الأكسجين ويشكل كربونات 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2Co3 + O2). تعتمد هذه الخاصية على استخدام Na2O2 لتجديد الهواء في الأماكن المغلقة وأجهزة التنفس من النوع العازل (الغواصات ، وأقنعة الغاز العازلة ، إلخ).

هيدروكسيد هيدروكسيد الصوديوم اسم قديم - الصودا الكاوية ، الاسم التقني - الصودا الكاوية (من اللاتينية الكاوية - الكاوية ، الاحتراق) ؛ من أقوى الأسس. يحتوي المنتج التقني ، بالإضافة إلى NaOH ، على شوائب (تصل إلى 3٪ Na2CO3 وما يصل إلى 1.5٪ NaCl). تستخدم كمية كبيرة من هيدروكسيد الصوديوم في تحضير الإلكتروليتات للبطاريات القلوية ، لإنتاج الورق ، والصابون ، والدهانات ، والسليلوز ، وتستخدم في تكرير البترول والزيوت.

من أملاح الصوديوم ، يستخدم كرومات Na2CrO4 - في إنتاج الأصباغ ، كمادة لاذعة لصباغة الأقمشة وعامل دباغة في صناعة الدباغة ؛ كبريتات Na2SO3 - مكون المثبتات والمطورين في التصوير الفوتوغرافي ؛ hydrosulfite NaHSO3 - مبيض الأقمشة والألياف الطبيعية المستخدمة لتعليب الفواكه والخضروات والأعلاف النباتية ؛ ثيوسلفات Na2S2O3 - لإزالة الكلور أثناء تبييض الأقمشة ، كمثبت في التصوير الفوتوغرافي ، ترياق للتسمم بمركبات الزئبق ، الزرنيخ ، إلخ ، عامل مضاد للالتهابات ؛ كلورات NaClO3 - عامل مؤكسد في تركيبات نارية مختلفة ؛ ثلاثي الفوسفات Na5P3O10 - إضافة للمنظفات الصناعية لتليين المياه.

يسبب الصوديوم وهيدروكسيد الصوديوم ومحاليلهما حروقًا شديدة في الجلد والأغشية المخاطية.

يشبه البوتاسيوم في المظهر والخصائص الصوديوم ، ولكنه أكثر تفاعلًا. يتفاعل بقوة مع الماء ويشعل الهيدروجين. يحترق في الهواء مكونًا أكسيد فائق برتقالي KO2. في درجة حرارة الغرفة ، يتفاعل مع الهالوجينات ، مع تسخين معتدل - مع الهيدروجين والكبريت. في الهواء الرطب ، يتم تغطيته بسرعة بطبقة KOH. تخزين البوتاسيوم تحت طبقة من البنزين أو الكيروسين.

تم العثور على أكبر تطبيق عملي لمركبات البوتاسيوم - هيدروكسيد KOH ونترات KNO3 وكربونات K2CO3.

هيدروكسيد البوتاسيوم KOH (الاسم التقني - البوتاسيوم الكاوية) - بلورات بيضاء تنتشر في الهواء الرطب وتمتص ثاني أكسيد الكربون (تتشكل K2CO3 و KHCO3). يذوب جيدًا في الماء مع تأثير خارجي عالي. المحلول المائي قلوي للغاية.

يتم إنتاج هيدروكسيد البوتاسيوم عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول بوكل (على غرار إنتاج هيدروكسيد الصوديوم). يتم الحصول على كلوريد البوتاسيوم البادئ بوكل من المواد الخام الطبيعية (المعادن سيلفين بوكل و كارناليت KMgC13 6H20). يستخدم KOH لتخليق أملاح البوتاسيوم المختلفة والصابون السائل والأصباغ ، كإلكتروليت في البطاريات.

نترات البوتاسيوم KNO3 (معدن نترات البوتاسيوم) - بلورات بيضاء ، مرير جدًا في الطعم ، نقطة انصهار منخفضة (نقطة انصهار = 339 درجة مئوية). دعونا نذوب جيدًا في الماء (بدون تحلل). عند تسخينه فوق نقطة الانصهار ، يتحلل إلى نتريت البوتاسيوم KNO2 والأكسجين O2 ، ويظهر خصائص مؤكسدة قوية. يشتعل الكبريت والفحم عند ملامسته للذوبان KNO3 ، وينفجر خليط C + S (احتراق "المسحوق الأسود"):

2КNO3 + ЗС (فحم) + S = N2 + 3CO2 + K2S

تستخدم نترات البوتاسيوم في إنتاج الزجاج والأسمدة المعدنية.

كربونات البوتاسيوم K2CO3 (الاسم التقني - البوتاس) عبارة عن مسحوق أبيض استرطابي. يذوب جيدًا في الماء ، ويتحلل بشدة بواسطة الأنيون ويخلق بيئة قلوية في المحلول. يستخدم في صناعة الزجاج والصابون.

يعتمد الحصول على K2CO3 على ردود الفعل:

K2SO4 + Ca (OH) 2 + 2CO = 2K (HCOO) + CaSO4

2K (НСОО) + O2 = К2С03 + 20 + С02

يتم تسخين كبريتات البوتاسيوم من المواد الخام الطبيعية (المعادن KMg (SO4) Cl 3H20 kainite و K2Mg (SO4) 2 * 6H20 shonite) مع Ca (OH) 2 الجير المطفأ في جو ثاني أكسيد الكربون (تحت ضغط 15 ضغط جوي) للحصول على البوتاسيوم فورمات K (HCOO) ، والتي يتم تحميصها في تيار من الهواء.

البوتاسيوم عنصر حيوي للنباتات والحيوانات. أسمدة البوتاس هي أملاح بوتاسيوم طبيعية ومنتجات معالجتها (بوكل ، K2SO4 ، KNO3) ؛ نسبة عالية من أملاح البوتاسيوم في رماد النبات.

البوتاسيوم هو تاسع أكثر العناصر وفرة في القشرة الأرضية. إنه موجود فقط في شكل مرتبط بالمعادن ومياه البحر (حتى 0.38 جم من أيونات K + في 1 لتر) والنباتات والكائنات الحية (داخل الخلايا). يحتوي جسم الإنسان على = 175 جم من البوتاسيوم ، والمتطلبات اليومية تصل إلى ~ 4 جم. يتحلل النظير المشع 40K (شوائب للنظير المستقر السائد 39K) ببطء شديد (نصف العمر 1110 سنة) ، إلى جانب النظائر 238U و 232Тh ، يقدم مساهمة كبيرة في

الصفحة الرئيسية> المستند

المعادن في الجدول الدوري. هيكل ذرات المعدن. الخصائص العامة للمعادن.

موقع المعادن في الجدول الدوري

هيكل ذرات المعدن

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

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

الفلزات القلوية (المجموعة 1 ، المجموعة الفرعية الرئيسية): ... nS 1. الفلزات القلوية الأرضية (المجموعة 2 ، المجموعة الفرعية الرئيسية): ... nS 2. تعتمد خصائص ذرات المعادن بشكل دوري على موقعها في جدول D.I. Mendeleev . في المنطقة الفرعية الرئيسية:

لم يتغير

نصف قطر الذرة يزيد

كهرسلبية النقصان.

الخصائص التصالحية تكثيف.

الخصائص المعدنية تكثيف.

في الفترة:

زيادة

أنصاف أقطار الذرات تخفيض.

عدد الإلكترونات في الطبقة الخارجية يزيد.

كهرسلبية يزيد.

الخصائص التصالحية تخفيض.

الخصائص المعدنية تضعف.

هيكل بلوري معدني

الهياكل البلورية للمعادن على شكل عبوات كروية

أ - النحاس ب - المغنيسيوم ج - تعديل α من الحديد

م 0 ↔ nē + M n +،

ذرة - أيون

أين نهو عدد الإلكترونات الخارجية المشاركة في الرابطة (y نا - 1 ē، في كاليفورنيا - 2 ē، في سورة - 3لوحظ هذا النوع من الروابط في المعادن - مواد بسيطة - معادن وفي السبائك. الرابطة المعدنية هي رابطة بين أيونات المعادن موجبة الشحنة والإلكترونات الحرة في الشبكة البلورية للمعادن.الرابطة المعدنية لها بعض التشابه مع التساهمية ، ولكن أيضًا بعض الاختلاف ، نظرًا لأن المعدن يعتمد على التنشئة الاجتماعية للإلكترونات (التشابه) ، تشارك جميع الذرات في التنشئة الاجتماعية لهذه الإلكترونات (الاختلاف). هذا هو السبب في أن البلورات ذات الروابط المعدنية تكون مطيلة وموصلية للكهرباء ولها بريق معدني. ومع ذلك ، في حالة البخار ، ترتبط ذرات المعدن برابطة تساهمية ، وتتكون أزواج المعادن من جزيئات فردية (أحادية الذرة وثنائية الذرة). الخصائص العامة للمعادن

قدرة الذرات على التبرع بالإلكترونات (تتأكسد)	← زيادة
التفاعل مع الأكسجين الجوي	يتأكسد بسرعة في درجات الحرارة المحيطة	يتأكسد ببطء عند درجة الحرارة العادية أو عند تسخينه	لا تتأكسد
التفاعل مع الماء	في درجات الحرارة العادية ، يتم إطلاق H 2 ويتكون الهيدروكسيد	عند التسخين ، يتم تحرير Н 2	لا يتم إزاحة H 2 من الماء
5 التفاعل مع الأحماض	أزح H 2 من الأحماض المخففة	لا تحل محل H 2 من الأحماض المخففة
		تفاعل مع conc. وتفكك. HNO 3 ومع الحفرة. H 2 SO 4 عند تسخينها		لا تتفاعل مع الأحماض
التواجد في الطبيعة	فقط في الاتصالات	في الوصلات وفي الشكل الحر		فضفاض في الغالب
طرق الحصول عليها	التحليل الكهربائي للذوبان	الاختزال بالفحم أو أول أكسيد الكربون (2) أو الألوموثرمي أو التحليل الكهربائي للمحاليل المائية للأملاح
قدرة الأيونات على ربط الإلكترونات (استرداد)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
	زيادة →

سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن

الخصائص الفيزيائية العامة للمعادن

ليونة ، ليونة

Au ، Ag ، Cu ، Sn ، Pb ، Zn ، Fe

بريق معدني

ال

ملغ

زئبق

اي جي

رنين

التوصيل الكهربائي

توصيل حراري

كثافة

مفهوم تآصل المعادن على مثال القصدير

α-tin ، أو القصدير الرمادي ("طاعون القصدير" - تسبب تحول β-tin العادي إلى α-tin في درجات حرارة منخفضة في وفاة بعثة R. خزانات مختومة بالقصدير) ، مستقرة ل<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).

سلسلة الكهروكيميائية لجهود المعادن وقواعدها

Li ، K ، Ca ، Na ، Mg ، Al ، Mn ، Zn ، Fe ، Ni ، Sn ، Pb ،

، Сu ، Hg ، Ag ، Pt ، Au

القاعدة الأولى لسلسلة الفولتية

Zn، Mg، Al

النحاس

القاعدة الثانية من سلسلة الفولتية

هيدروجين

الخصائص الكيميائية العامة للمعادن

التفاعل مع المواد البسيطة

مع الهالوجينات ، تشكل المعادن الأملاح - هاليدات:

تشكل المعادن أكاسيد مع الأكسجين:

مع الكبريت ، تتكون المعادن من أملاح - كبريتيد:

مع الهيدروجين ، تشكل المعادن الأكثر نشاطًا الهيدريدات ، على سبيل المثال:

مع الكربون ، تشكل العديد من المعادن الكربيدات:

التفاعل مع المواد المعقدة

المعادن في بداية سلسلة من الفولتية (من الليثيوم إلى الصوديوم) ، في ظل الظروف العادية ، تزيح الهيدروجين من الماء وتشكل القلويات ، على سبيل المثال:

تتفاعل المعادن الموجودة في سلسلة من الفولتية حتى الهيدروجين مع الأحماض المخففة (НCl ، Н 2 SO 4 ، إلخ) ، ونتيجة لذلك تتشكل الأملاح ويتم إطلاق الهيدروجين ، على سبيل المثال:

تتفاعل المعادن مع محاليل أملاح المعادن الأقل نشاطًا ، ونتيجة لذلك يتشكل ملح من معدن أكثر نشاطًا ، ويتم إطلاق معدن أقل نشاطًا بشكل حر ، على سبيل المثال:

المعادن في الطبيعة.

البحث عن المعادن في الطبيعة.

المعادن

خامات

طرق الحصول على المعادن.

تعدين المعادن

فحم:

أول أكسيد الكربون:

هيدروجين:

ألومنيوم (ألوموثرمي):

المغنيسيوم:

المعالجة المائية

2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO2.

CuSO 4 + Fe = FeSO4 + النحاس.

علم المعادن

الخصائص العامة لمعادن مجموعة IA.

تشمل معادن المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى (مجموعة IA) الليثيوم (Li) والصوديوم (Na) والبوتاسيوم (K) والروبيديوم (Rb) والسيزيوم (Cs) والفرانسيوم (Fr). تسمى هذه المعادن الفلزات القلوية لأنها تشكل مع أكاسيدها القلويات عند تفاعلها مع الماء ، المعادن القلوية هي عناصر s. على طبقة الإلكترون الخارجية ، تحتوي ذرات المعدن على إلكترون s واحد (ns 1). البوتاسيوم والصوديوم - مواد بسيطة

الفلزات القلوية في الامبولات:
أ - السيزيوم ب - الروبيديوم ج - البوتاسيوم ز - الصوديوم معلومات أساسية حول عناصر مجموعة IA

جزء	ليثيوم الليثيوم	الصوديوم الصوديوم	ك البوتاسيوم	Rb الروبيديوم	Cs السيزيوم	فرنسا
العدد الذري	3	11	19	37	55	87
هيكل الأصداف الإلكترونية الخارجية للذرات	ns 1 np 0 ، حيث n = 2 ، 3 ، 4 ، 5 ، 6 ، 7 ، n هو رقم الدورة
حالة الأكسدة	+1	+1	+1	+1	+1	+1
المركبات الطبيعية الأساسية	Li 2 O · Al 2 O 3 · 4SiO 2 (سبودومين) ؛ LiAl (PO 4) F، LiAl (PO 4) OH (أمبليغونيت)	كلوريد الصوديوم (ملح الطعام) ؛ Na 2 SO 4 · 10H 2 O (ملح جلوبر ، ميرابيليت) ؛ КCl كلوريد الصوديوم (سيلفيت)	بوكل (سيلفينيت) ، بوكل كلوريد الصوديوم (سيلفينيت) ؛ ك (الفلسبار البوتاسيوم ، متعامد) ؛ KCl MgCl 2 6H 2 O (carnallite) - يوجد في النباتات	كشوائب متساوية الشكل في معادن البوتاسيوم - سيلفينيت وكارناليت	4Cs 2 O · 4Al 2 O 3 · 18 SiO 2 · 2H 2 O (شبه Cyt) ؛ رفيق معادن البوتاسيوم	نتاج Α- تسوس الأكتينيوم

الخصائص الفيزيائية

). إيفانوفا ، مدرس كيمياء في مدرسة نوفينو الثانوية (منطقة أستراخان) موقف العناصر المكونة للمعادن في النظام الدوري

سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن

المعادن في الطبيعة.

تعليق على الشرائح:

معاينة:

الغرض من الدرس وأهدافه:

شكل الدرس:

الأساليب والتقنيات:

ادوات:

أثناء الفصول

ثانيًا. بيان وإعلان موضوع الدرس وأهدافه وغاياته.

ثالثا. تعلم مواد جديدة.

رابعا. توحيد المواد المدروسة.

المعادن في الجدول الدوري. هيكل ذرات المعدن. الخصائص العامة للمعادن.

سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن

المعادن في الطبيعة.

كيف عرفت أن هناك حياة بعد الموت ، وماذا يحدث للإنسان بعد الموت؟

ما هي التغذية الراجعة (OS) ، وما الغرض منها وكيفية زيادة كفاءة موظفيك على حساب نظام التشغيل

ما هو احترام الذات واحترام الذات؟

تجارب نفسية

هل الغرور جيد أم سيء؟

). إيفانوفا ، مدرس كيمياء في مدرسة نوفينو الثانوية (منطقة أستراخان) موقف العناصر المكونة للمعادن في النظام الدوري

سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن

المعادن في الطبيعة.

تعليق على الشرائح:

معاينة:

الغرض من الدرس وأهدافه:

شكل الدرس:

الأساليب والتقنيات:

ادوات:

أثناء الفصول

ثانيًا. بيان وإعلان موضوع الدرس وأهدافه وغاياته.

ثالثا. تعلم مواد جديدة.

رابعا. توحيد المواد المدروسة.

المعادن في الجدول الدوري. هيكل ذرات المعدن. الخصائص العامة للمعادن.

سلسلة الكهروكيميائية من الفولتية المعدنية. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن

المعادن في الطبيعة.

مقالات مماثلة