Metalų padėtis periodinėje lentelėje

Jei D.I lentelėje nubrėžtume įstrižainę nuo boro iki astatino. Elementai, esantys šalia įstrižainės, turi dvejopų savybių: kai kuriuose savo junginiuose jie elgiasi kaip metalai; kai kuriose – kaip nemetalai.

Metalo atomų sandara

Laikotarpiuose ir pagrindiniuose pogrupiuose yra metalinių savybių kitimo dėsningumų.

Daugelis metalo atomų turi 1, 2 arba 3 valentinius elektronus, pavyzdžiui:

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

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

Šarminiai metalai (1 grupė, pagrindinis pogrupis): ... nS1.

Šarminės žemės (2 grupė, pagrindinis pogrupis): ... nS2.

Metalo atomų savybės periodiškai priklauso nuo jų vietos DI Mendelejevo lentelėje.

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

a - varis; b - magnis; c – geležies α modifikacija

Metalo atomai linkę paaukoti savo išorinius elektronus. Metalo gabale, luite ar metalo gaminyje metalo atomai atiduoda išorinius elektronus ir siunčia juos į šį gabalą, luitą ar gaminį, taip virsdami jonais. „Atplėšti“ elektronai pereina iš vieno jono į kitą, laikinai su jais susijungia į atomus, vėl atitrūksta ir šis procesas vyksta nuolat. Metalai turi kristalinę gardelę, kurios mazguose yra atomai arba jonai (+); tarp jų yra laisvieji elektronai (elektronų dujos). Metalo komunikacijos schema gali būti rodoma taip:

М0 ↔ nē + Мn +,

atomas – jonas

kur n Ar išorinių elektronų, dalyvaujančių ryšyje, skaičius (y Na - 1 ē, adresu Ca - 2 ē, adresu Al - 3 ē).

Šio tipo ryšys pastebimas metaluose – paprastose medžiagose – metaluose ir lydiniuose.

Metalinis ryšys yra ryšys tarp teigiamai įkrautų metalo jonų ir laisvųjų elektronų metalų kristalinėje gardelėje.

Metalinis ryšys turi tam tikrą panašumą su kovalentiniu ryšiu, bet ir šiek tiek skiriasi, nes metalinis ryšys yra pagrįstas elektronų socializacija (panašumas), visi atomai dalyvauja šių elektronų socializacijoje (skirtumas). Štai kodėl kristalai su metaliniu ryšiu yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį. Tačiau garų būsenoje metalo atomai yra susieti kovalentine jungtimi, metalų poros susideda iš atskirų molekulių (vienaatominių ir dviatominių).

Bendrosios metalų charakteristikos

Atomų gebėjimas atiduoti elektronus (oksiduotis)	← Didėja
Sąveika su atmosferos deguonimi	Aplinkos temperatūroje greitai oksiduojasi	Lėtai oksiduojasi normalioje temperatūroje arba kaitinamas	Neoksiduoti
Sąveika su vandeniu	Esant normaliai temperatūrai, išsiskiria H2 ir susidaro hidroksidas	Kaitinant išsiskiria H2	H2 nėra išstumtas iš vandens
5sąveika su rūgštimis	Išstumti H2 iš praskiestų rūgščių	Neišstumia H2 iš praskiestų rūgščių
Reaguokite su konc. ir dekomp. HNO3 ir su konc. H2SO4 kaitinant	Nereaguoti su rūgštimis
Buvimas gamtoje	Tik jungtyse	Ryšiuose ir laisva forma	Dažniausiai palaidi
Gavimo būdai	Lydalų elektrolizė	Vandeninių druskų tirpalų redukcija anglimi, anglies monoksidu (2), aliumotermija arba elektrolize
Jonų gebėjimas prijungti elektronus (atstatyti)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Didėja →

Elektrocheminės metalo įtampų serijos. Fizinės ir cheminės metalų savybės

Bendrosios fizinės metalų savybės

Bendrąsias fizines metalų savybes lemia metalinis ryšys ir metalinė kristalinė gardelė.

Kalumas, plastiškumas

Mechaninis poveikis metalo kristalui sukelia atomų sluoksnių poslinkį. Kadangi metalo elektronai juda visame kristale, ryšiai nenutrūksta. Plastiškumas mažėja iš eilės Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe... Pavyzdžiui, auksas gali būti susuktas į ne daugiau kaip 0,001 mm storio lakštus, kurie naudojami įvairių daiktų auksavimui. Aliuminio folija pasirodė palyginti neseniai, o anksčiau arbata, šokoladas buvo kalamas į alavo foliją, kuri buvo vadinama stanioliu. Tačiau Mn ir Bi neturi plastiškumo: tai trapūs metalai.

Metalinis blizgesys

Metalinis blizgesys, kurį milteliuose praranda visi metalai, išskyrus Al ir Mg... Ryškiausi metalai yra Hg(iš jo viduramžiais buvo pagaminti garsieji „Venecijos veidrodžiai“), Ag(dabar iš jo „sidabrinio veidrodžio“ reakcijos pagalba gaminami modernūs veidrodžiai). Pagal spalvą (sąlygiškai) išskiriami juodieji ir spalvotieji metalai. Tarp pastarųjų išskirsime brangiuosius - Au, Ag, Pt. Auksas yra juvelyrų metalas. Jo pagrindu buvo pagaminti nuostabūs Faberge velykiniai kiaušiniai.

Skambėjimas

Metalai skamba, o iš šios savybės gaminami varpai (prisiminkime caro varpą Maskvos Kremliuje). Labiausiai skambantys metalai yra Au, Ag, Ci. Variniai žiedai su storu, dūzgiančiu žiedu – tamsiai raudonu žiedu. Tai vaizdinga išraiška ne aviečių uogų, o Olandijos miesto Malinos, kur buvo išlydyti pirmieji bažnyčios varpai, garbei. Vėliau Rusijoje rusų meistrai pradėjo lieti dar geresnės kokybės varpus, o miestų ir miestelių gyventojai dovanojo aukso ir sidabro papuošalus, kad bažnyčioms nulietas varpas geriau skambėtų. Kai kuriuose Rusijos lombarduose komisiniams priimtų auksinių žiedų autentiškumą lėmė auksinio vestuvinio žiedo, pakabinto ant moters plaukų, skambėjimas (girdimas labai ilgas ir aiškus aukštas garsas).

Normaliomis sąlygomis visi metalai, išskyrus gyvsidabrį Hg, yra kietieji. Kiečiausias metalas yra chromas Cr, kuris braižo stiklą. Minkštiausi yra šarminiai metalai, jie pjaustomi peiliu. Šarminiai metalai laikomi labai atsargiai - Na - žibale, o Li - vazelinu dėl savo lengvumo, žibalas - stikliniame inde, stiklainis - asbesto drožlėse, asbestas - skardinėje.

Elektrinis laidumas

Geras metalų elektrinis laidumas paaiškinamas tuo, kad juose yra laisvųjų elektronų, kurie net ir nedidelio potencialų skirtumo įtakoje įgyja kryptingą judėjimą iš neigiamo į teigiamą polių. Kylant temperatūrai sustiprėja atomų (jonų) virpesiai, apsunkina kryptingą elektronų judėjimą ir dėl to sumažėja elektros laidumas. Esant žemai temperatūrai, vibracinis judėjimas, priešingai, labai sumažėja, o elektros laidumas smarkiai padidėja. Metalų superlaidumas yra artimas absoliučiam nuliui. Ag, Cu, Au, Al, Fe turi didžiausią elektros laidumą; prasčiausi laidininkai - Hg, Pb, W.

Šilumos laidumas

Normaliomis sąlygomis metalų šilumos laidumas kinta iš esmės ta pačia seka kaip ir jų elektrinis laidumas. Šilumos laidumą lemia didelis laisvųjų elektronų mobilumas ir atomų vibracinis judėjimas, dėl kurio metalo masėje greitai išsilygina temperatūra. Didžiausias šilumos laidumas yra sidabro ir vario, mažiausias – bismuto ir gyvsidabrio.

Tankis

Metalų tankis yra skirtingas. Kuo mažesnė, tuo mažesnė metalo elemento atominė masė ir didesnis jo atomo spindulys. Lengviausias metalas yra litis (tankis 0,53 g / cm3), sunkiausias yra osmis (tankis 22,6 g / cm3). Metalai, kurių tankis mažesnis nei 5 g/cm3, vadinami lengvaisiais, likusieji – sunkiais.

Metalų lydymosi ir virimo temperatūros yra įvairios. Žemai tirpstantis metalas - gyvsidabris (virimo temperatūra = -38,9 ° С), cezis ir galis - lydosi atitinkamai 29 ir 29,8 ° С. Volframas yra ugniai atspariausias metalas (bp = 3390 °C).

Metalų alotropijos samprata alavo pavyzdyje

Kai kurie metalai turi alotropinių modifikacijų.

Pavyzdžiui, alavas skirstomas į:

· Α-alavas, arba pilkasis alavas ("alavo maras" – žemoje temperatūroje įprasto β-alavo pavertimas α-alavu žuvo R. Scotto ekspedicija į Pietų ašigalį, kuri prarado visą kurą, nes buvo saugoma sandariose talpyklose skarda), stabilus prie t<14°С, серый порошок.

· Β-alavas arba balta skarda (t = 14–161 °C) yra labai minkštas metalas, bet kietesnis už šviną, tinkamas lieti ir lituoti. Jis naudojamas lydiniuose, tokiuose kaip skarda (alavuota geležis).

Elektrocheminė metalų įtampų serija ir dvi jos taisyklės

Atomų išsidėstymas iš eilės pagal jų reaktyvumą gali būti pavaizduotas taip:

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

Elemento padėtis elektrocheminėje serijoje rodo, kaip lengvai jis sudaro jonus vandeniniame tirpale, ty jo reaktyvumą. Elementų reaktyvumas priklauso nuo jų gebėjimo priimti arba paaukoti elektronus, dalyvaujančius jungties formavime.

1-oji įtampų serijos taisyklė

Jei metalas yra šioje eilėje prieš vandenilį, jis gali jį išstumti iš rūgščių tirpalų, jei po vandenilio, tada ne.

Pavyzdžiui, Zn, Mg, Al davė pakeitimo reakciją rūgštimis (jos yra įtampų serijoje iki H), a Cu ne (ji po H).

2-oji įtampų serijos taisyklė

Jei metalas yra įtempių serijoje iki druskos metalo, tada jis gali išstumti šį metalą iš savo druskos tirpalo.

Pavyzdžiui, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Tokiais atvejais metalo padėtis prieš arba po vandenilis tai gali būti nesvarbu, svarbu, kad reaguojantis metalas būtų prieš metalą, sudarantį druską:

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

Bendrosios cheminės metalų savybės

Cheminėse reakcijose metalai yra reduktorius (jie dovanoja elektronus).

Sąveika su paprastomis medžiagomis.

1. Su halogenais metalai sudaro druskas – halogenidus:

Mg + Cl2 = MgCl2;

Zn + Br2 = ZnBr2.

2. Metalai su deguonimi sudaro oksidus:

4Na + O2 = 2 Na2O;

2Cu + O2 = 2CuO.

3. Su siera metalai sudaro druskas – sulfidus:

4. Su vandeniliu aktyviausi metalai sudaro hidridus, pvz.:

Ca + H2 = CaH2.

5. Su anglimi daugelis metalų sudaro karbidus:

Ca + 2C = CaC2.

Sąveika su sudėtingomis medžiagomis

1. Metalai, esantys įtampos serijos pradžioje (nuo ličio iki natrio), normaliomis sąlygomis išstumia vandenilį iš vandens ir sudaro šarmus, pvz.:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

2. Metalai, esantys įtampų serijoje iki vandenilio, sąveikauja su praskiestomis rūgštimis (НCl, Н2SO4 ir kt.), dėl to susidaro druskos ir išsiskiria vandenilis, pvz.:

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

3. Metalai sąveikauja su mažiau aktyvių metalų druskų tirpalais, todėl susidaro aktyvesnio metalo druska, o mažiau aktyvus metalas išsiskiria laisvu pavidalu, pvz.:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Metalai gamtoje.

Metalų paieška gamtoje.

Dauguma metalų gamtoje randami įvairių junginių pavidalu: aktyvūs metalai randami tik junginių pavidalu; mažo aktyvumo metalai - junginių pavidalu ir laisvos formos; taurieji metalai (Ag, Pt, Au ...) laisvos formos.

Vietiniai metalai paprastai randami nedideliais kiekiais uolienų grūdelių arba inkliuzų pavidalu. Retai pasitaiko ir gana didelių metalo gabalų – grynuolių. Daugelis metalų gamtoje egzistuoja surištoje būsenoje cheminių natūralių junginių pavidalu - mineralai... Labai dažnai tai yra oksidai, pavyzdžiui, geležies mineralai: raudonoji geležies rūda Fe2O3, rudoji geležies rūda 2Fe2O3 ∙ 3H2O, magnetinė geležies rūda Fe3O4.

Mineralai yra uolienų ir rūdų dalis. Rūdos vadinami natūraliais mineralų turinčiais dariniais, kuriuose metalų yra technologiškai ir ekonomiškai tinkami metalų gamybai pramonėje kiekiai.

Pagal mineralo, esančio rūdoje, cheminę sudėtį, yra oksidų, sulfidų ir kitų rūdų.

Paprastai, prieš išgaunant metalus iš rūdos, ji preliminariai prisodrinta - išskiriama tuščia uoliena, priemaišos, dėl to susidaro koncentratas, kuris tarnauja kaip žaliava metalurgijos gamybai.

Metalų gavimo būdai.

Metalų gamyba iš jų junginių yra metalurgijos uždavinys. Bet koks metalurginis procesas – tai metalų jonų redukavimo įvairių reduktorių pagalba procesas, dėl kurio metalai gaunami laisvos formos. Priklausomai nuo metalurginio proceso atlikimo būdo, išskiriama pirometalurgija, hidrometalurgija ir elektrometalurgija.

Pirometalurgija Ar metalų gamyba iš jų junginių aukštoje temperatūroje naudojant įvairius redukuojančius agentus: anglį, anglies monoksidą (II), vandenilį, metalus (aliuminį, magnį) ir kt.

Metalo regeneravimo pavyzdžiai

ZnO + C → Zn + CO2;

Smalkės:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;

Vandenilis:

WO3 + 3H2 → W + 3H2O;

CoO + H2 → Co + H2O;

Aliuminis (alumotermija):

4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn;

Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;

Magnis:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

Hidrometalurgija- Tai metalų gamyba, kuri susideda iš dviejų procesų: 1) natūralus metalo junginys ištirpsta rūgštyje, todėl susidaro metalo druskos tirpalas; 2) iš gauto tirpalo šis metalas išstumiamas aktyvesniu metalu. Pavyzdžiui:

1,2CuS + 3О2 = 2CuO + 2SО2.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Elektrometalurgija- Tai metalų gamyba elektrolizės būdu jų junginių tirpalams arba lydiniams. Elektrolizės procese elektros srovė atlieka reduktorius.

Bendrosios IA grupės metalų charakteristikos.

Pirmosios grupės (IA-grupės) pagrindinio pogrupio metalams priskiriamas litis (Li), natris (Na), kalis (K), rubidis (Rb), cezis (Cs), francis (Fr). Šie metalai vadinami šarminiais metalais, nes sąveikaudami su vandeniu jie ir jų oksidai sudaro šarmus.

Šarminiai metalai yra s-elementai. Išoriniame elektronų sluoksnyje metalo atomai turi vieną s-elektroną (ns1).

Kalis, natris – paprastos medžiagos

Šarminiai metalai ampulėse:
a - cezis; b - rubidis; c - kalis; g - natrio

Pagrindinė informacija apie IA grupės elementus

	Li ličio	Natris	K kalio	Rb rubidis	Cs cezis	kun. Prancūzija
Atominis skaičius
Oksidacijos būsena
Pagrindiniai natūralūs junginiai	Li2O · Al2O3 · 4SiO2 (spodumenas); LiAl (PO4) F, LiAl (PO4) OH (ambligonitas)	NaCl (valgomosios druskos); Na2SO4 10H2O (Glauberio druska, mirabiitas); КCl NaCl (silvitas)	KCl (silvinitas), KCl NaCl (silvinitas); K (kalio lauko špatas, stačiakampis); KCl MgCl2 6H2O (karnalitas) – randamas augaluose	Kaip izoamorfinė priemaiša kalio mineraluose - silvinite ir karnalite	4Cs2O · 4Al2O3 · 18 SiO2 · 2H2O (pusiau cituotas); kalio mineralų palydovas	Α-aktinio skilimo produktas

Fizinės savybės

Kalis ir natris yra minkšti sidabriniai metalai (pjaustomi peiliu); ρ (K) = 860 kg / m3, Tm (K) = 63,7 ° C, ρ (Na) = 970 kg / m3, Tm (Na) = 97,8 ° C. Jie pasižymi dideliu šilumos ir elektros laidumu, nudažo liepsną būdingomis spalvomis: K - šviesiai violetine spalva, Na - geltona.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image005_57.jpg "alt =" (! LANG: sieros (IV) oksido tirpimas vandenyje" width="312" height="253 src=">Реакция серы с натрием!}

Sąveika su sudėtingomis medžiagomis:

1,2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.

2. 2Na + Na2О2 → 2Na2О.

3,2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.

Plaušienos ir popieriaus pramonė "href =" / text / category / tcellyulozno_bumazhnaya_promishlennostmz / "rel =" bookmark "> popieriaus, dirbtinių audinių, muilo, naftotiekių valymo, dirbtinio pluošto gamyboje, šarminėse baterijose gamyba.

Metalo junginių paieškaIAgrupės gamtoje.

Druska ― NaCl- natrio chloridas, NaNO3- natrio nitratas (Čilės nitratas), Na2CO3- natrio karbonatas (soda), NaHCO3- natrio bikarbonatas (kepimo soda), Na2SO4- natrio sulfatas, Na2SO4 10H2O- Glauberio druska, KCl- kalio chloridas, KNO3- kalio nitratas (kalio nitratas), K2SO4- kalio sulfatas, К2СО3- kalio karbonatas (kalis) - kristalinės joninės medžiagos, beveik visos tirpios vandenyje. Natrio ir kalio druskos turi vidutinių druskų savybes:

2NaCl (kieta) + Н2SO4 (konc.) → Na2SO4 + 2НCl;

КCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓;

Na2CO3 + 2HCl → NaCl + CO2 + H2O;

K2CO3 + H2O ↔ KHCO3 + KOH;

СО32- + Н2О ↔ HCO3- + OH - (šarminė terpė, pH< 7).

Stalo druskos kristalai

Druskos kasykla

Na2CO3 tarnauja popieriaus, muilo, stiklo gamybai;

NaHCO3- medicinoje, kulinarijoje, mineralinio vandens gamyboje, gesintuvuose;

К2СО3- gauti skystą muilą ir stiklą;

Kalis – kalio karbonatas

NaNO3, KNO3, KCl, K2SO4– svarbiausios kalio trąšos.

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

Jūros druskoje yra 90-95% NaCl (natrio chlorido) ir iki 5% kitų mineralų: magnio druskų, kalcio druskų, kalio druskų, mangano druskų, fosforo druskų, jodo druskų ir kt. Iš viso per 40 naudingų periodinių elementų lentelė - visa tai egzistuoja jūros vandenyje.

Negyvoji jūra

Jame yra kažkas nepaprasto, beveik fantastiško. Rytiniuose kraštuose net menkiausias drėgmės lašelis yra gyvybės šaltinis, ten žydi sodai, noksta javai. Tačiau šis vanduo žudo visus gyvus dalykus.

Šiuose krantuose lankėsi daug tautų: arabai, žydai, graikai, romėnai; kiekvienas iš jų šį didžiulį ežerą vadino savo kalba, tačiau vardo reikšmė buvo ta pati: miręs, pavojingas, negyvas.

Stovėjome ant apleistos kranto, kurio nuobodus žvilgsnis kėlė liūdesį: negyva žemė – nei žolės, nei paukščių. Kitoje ežero pusėje iš žalio vandens stačiai kilo rausvi kalnai. Pliki, susiraukšlėję šlaitai. Atrodė, kad kažkokia jėga nuplėšė jų natūralų dangą ir atsidengė žemės raumenys.

Nusprendėme išsimaudyti, bet vanduo pasirodė šaltas, tik nusiprausėme tirštu vandeniu, tekančiu kaip vėsus sūrymas. Po kelių minučių veidą ir rankas pasidengė balta druskos danga, o ant lūpų liko nepakeliamai kartokas skonis, nuo kurio ilgą laiką buvo neįmanoma atsikratyti. Šioje jūroje negalima nuskęsti: pats tirštas vanduo išlaiko žmogų paviršiuje.

Kartais žuvis nuplaukia iš Jordanijos į Negyvąją jūrą. Ji miršta per minutę. Vieną tokią žuvį radome išplukdytą į krantą. Ji buvo kieta kaip lazda kietame sūriame kiaute.
Ši jūra gali tapti žmonių gerovės šaltiniu. Juk tai milžiniškas mineralinių druskų sandėlis.

Kiekviename litre Negyvosios jūros vandens yra 275 gramai kalio, natrio, bromo, magnio, kalcio druskų. Apskaičiuota, kad mineralų atsargos čia siekia 43 milijardus tonų. Bromą ir kalį galima išgauti itin pigiai, o gamybos masto niekas neriboja. Šalis turi milžiniškas fosfatų atsargas, kurios pasaulinėje rinkoje yra labai paklausios, o jų išgaunama nežymiai.

Bendrosios IIA grupės elementų charakteristikos.

Antrosios grupės (IIA-grupės) pagrindinio pogrupio metalai yra berilis (Be), magnis (Mg), kalcis (Ca), stroncis (Sr), baris (Ba), radis (Ra). Šie metalai vadinami šarminiais žemės metalais, nes jų hidroksidai Ме (ОН) 2 turi šarminių savybių, o jų oksidai МеО yra panašūs į sunkiųjų metalų oksidus, anksčiau vadintus "žemėmis".

Šarminiai žemės metalai yra s-elementai. Išoriniame elektronų sluoksnyje metalo atomai turi du s-elektronus (ns2).

Pagrindinė informacija apie IIA grupės elementus

	Būk berilio	Mg magnio	Ca kalcio	Sr stroncio	Ba baris	Ra radiumas
Atominis skaičius
Atomų išorinių elektronų sluoksnių sandara	kur n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n yra laikotarpio skaičius
Oksidacijos būsena
Pagrindiniai natūralūs junginiai	3BeO Al2O3 6SiO2 (berilas); Be2SiO4 (fenakitas)	2MgO SO2 (olivinas); MgCO3 (magnezitas); MgCO3 CaCO3 (dolomitas); MgCl2 KCl 6H2O (karnalitas)	CaCO3 (kalcitas), СaF2― fluoritas, СaO · Al2O3 · 6SiO2 (anortitas); CaSO4 2H2O (gipsas); MgCO3 CaCO3 (dolomitas), Ca3 (PO4) 2 - fosforitas, Ca5 (PO4) 3X (X = F, Cl, OH) - apatitas	SrCO3 (strono cianitas), SrSO4 (celestinas)	BaCO3 (bateritas) BaSO4 (baritas, sunkusis sparnas)	Kaip urano rūdos dalis

Šarminė žemė- šviesūs sidabro baltumo metalai. Stroncis turi auksinį atspalvį, daug kietesnį nei šarminiai metalai. Baris savo minkštumu panašus į šviną. Įprastos temperatūros ore berilio ir magnio paviršius yra padengtas apsaugine oksido plėvele. Šarminiai žemės metalai aktyviai sąveikauja su atmosferos deguonimi, todėl yra laikomi po žibalo sluoksniu arba sandariuose induose, kaip šarminiai metalai.

Kalcis yra paprasta medžiaga

Fizinės savybės

Natūralus kalcis yra stabilių izotopų mišinys. Dažniausiai kalcio yra 97 proc. Kalcis yra sidabriškai baltas metalas; ρ = 1550 kg / m3, Tm = 839 ° C. Nuspalvina liepsną oranžiškai raudonai.

Cheminės savybės

Sąveika su paprastomis medžiagomis (ne metalais):

1.Su halogenais: Ca + Cl2 → CaCl2 (kalcio chloridas).

2.Su anglimi: Ca + 2C → CaC2 (kalcio karbidas).

3. Su vandeniliu: Ca + H2 → CaH2 (kalcio hidridas).

Druska: CaCO3 kalcio karbonatas yra vienas iš labiausiai paplitusių junginių Žemėje: kreida, marmuras, kalkakmenis. Svarbiausias iš šių mineralų yra kalkakmenis. Jis pats yra puikus statybinis akmuo, be to, jis yra žaliava cementui, gesintoms kalkėms, stiklui ir kt.

Kalkių skalda stiprina kelius, o milteliai mažina dirvožemio rūgštingumą.

Natūrali kreida yra senovės gyvūnų kriauklių liekanos. Jis naudojamas kaip mokyklinės kreidelės, dantų pastose, popieriaus ir gumos gamybai.

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

Fizinės savybės

Geležis yra sidabriškai baltas arba pilkas metalas, kietas, pasižymintis dideliu lankstumu, šilumos ir elektros laidumu, ugniai atsparus; ρ = 7874 kg / m3, Tm = 1540 ° C. Skirtingai nuo kitų metalų, geležis gali įmagnetinti, ji turi feromagnetizmą.

Cheminės savybės

Geležis sąveikauja tiek su paprastomis, tiek su sudėtingomis medžiagomis.

Geležies sąveika su deguonimi

a) kai kaitinama (degimas), b) kai n. adresu. (korozija)

Geležies cheminės savybės

Pagal n. adresu.	Kai šildomas
Reakcija	3FeSO4 + 2K3 = Fe32 ↓ + 3K2SO4 (turbuleninė mėlyna – tamsiai mėlynos nuosėdos).	1. 4FeCl3 + 3K4 = Fe43 ↓ + 12KCl (Prūsijos mėlyna – tamsiai mėlynos nuosėdos). 2. FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe (CNS) 3 + 3NH4Cl (kraujo raudonumo Fe tiocianatas + amoniakas).

Geležies biologinis vaidmuo

Biochemikai atskleidžia didžiulį geležies vaidmenį augalų, gyvūnų ir žmonių gyvenime. Geležis, kaip hemoglobino dalis, sukelia šios medžiagos raudoną spalvą, o tai savo ruožtu lemia kraujo spalvą. Suaugusio žmogaus organizme yra 3 g geležies, iš kurios 75 % yra hemoglobino dalis, dėl kurios vyksta svarbiausias biologinis procesas – kvėpavimas. Geležis taip pat būtina augalams. Dalyvauja protoplazmos oksidaciniuose procesuose, augalų kvėpavimo metu ir chlorofilo formavime, nors pati nėra jo dalis. Geležis nuo seno naudojama medicinoje mažakraujystei gydyti, esant išsekimui, jėgų praradimui.

Norėdami naudoti pristatymų peržiūrą, susikurkite sau Google paskyrą (paskyrą) ir prisijunkite prie jos: https://accounts.google.com

Skaidrių antraštės:

Metalų padėtis periodinėje D.I. lentelėje. Mendelejevas. Atomų sandaros ypatumai, savybės.

Pamokos tikslas: 1. Remiantis metalų padėtimi PSCE, suprasti jų atomų ir kristalų struktūrines ypatybes (metalų chemines jungtis ir kristalų metalų gardelę). 2. Apibendrinti ir plėsti žinias apie metalų fizikines savybes ir jų klasifikacijas. 3. Ugdyti gebėjimą analizuoti, daryti išvadas remiantis metalų padėtimi periodinėje cheminių elementų lentelėje.

VARIS Einu ant mažų monetų, mėgstu skambinti varpais, Man už tai stato paminklą Ir žino: mano vardas....

GELEŽIS Arti ir statyti - jis gali viską, jei anglis jam padės...

Metalai yra bendrų savybių medžiagų grupė.

Metalai yra pagrindinių pogrupių I-III grupių elementai ir antrinių pogrupių IV-VIII grupių I grupės II grupės III grupės IV grupės V grupės VI grupės VII grupės VIII grupės Na Mg Al Ti V Cr Mn Fe

Iš 109 PSCE elementų 85 yra metalai: jie paryškinti mėlyna, žalia ir rožine spalvomis (išskyrus H ir He).

Elemento padėtis PS atspindi jo atomų sandarą ELEMENTO PADĖTIS PERIODINĖJE SISTEMoje JO ATOMŲ STRUKTŪRA Elemento eilės numeris periodinėje sistemoje Atomo branduolinis krūvis Bendras elektronų skaičius Grupės skaičius Elektronų skaičius išoriniame energijos lygmenyje. Didžiausias elemento valentingumas, oksidacijos būsena Laikotarpio skaičius Energijos lygių skaičius. Sublygių skaičius išoriniame energijos lygyje

Natrio atomo modelis

Natrio atomo elektroninė struktūra

2 užduotis. Sąsiuvinyje pagal pavyzdį su natrio atomu patys sudarykite aliuminio ir kalcio atomų elektroninės sandaros schemą.

Išvada: 1. Metalai yra elementai, kurie išoriniame energijos lygyje turi 1-3 elektronus, rečiau 4-6. 2. Metalai yra cheminiai elementai, kurių atomai atiduoda elektronus išoriniam (o kartais ir prieš išoriniam) elektroniniam sluoksniui, virsdami teigiamais jonais. Metalai yra reduktorius. Taip yra dėl mažo elektronų skaičiaus išoriniame sluoksnyje, didelio atomų spindulio, dėl ko šie elektronai yra silpnai apsiriboję branduoliu.

Metalinis cheminis ryšys pasižymi: - jungties delokalizacija, nes santykinai mažas elektronų skaičius vienu metu suriša daug branduolių; - valentiniai elektronai laisvai juda per visą metalo gabalą, kuris paprastai yra elektriškai neutralus; - metalo jungtis neturi kryptingumo ir prisotinimo.

Metalų kristalinės gardelės

Video informacija apie metalo kristalus

Metalų savybes lemia jų atomų sandara. Metalo savybė Kietumas Visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, normaliomis sąlygomis yra kieti. Švelniausi yra natrio, kalio. Juos galima pjaustyti peiliu; kiečiausias chromas – subraižo stiklą. tankis Metalai skirstomi į lengvuosius (tankis 5g/cm) ir sunkiuosius (tankis didesnis nei 5g/cm). lydymas Metalai skirstomi į žemo lydymosi ir ugniai atsparų elektros laidumą, šilumos laidumą Chaotiškai judantys elektronai veikiami elektros įtampos įgyja kryptingą judėjimą, dėl to susidaro elektros srovė. metalo blizgesys Elektronai, užpildantys tarpatominę erdvę, atspindi šviesos spindulius ir neperduoda plastiškumo kaip stiklas. Mechaninis poveikis kristalui su metaline gardele sukelia tik atominių sluoksnių poslinkį ir nėra lydimas jungties nutrūkimo, todėl metalas pasižymi dideliu plastiškumu.

Patikrinkite žinių įsisavinimą pamokoje testuodami 1) Elektroninė kalcio formulė. 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 6 2 3 S2 Р 3 R 6 4 S 2

2 ir 3 bandymo punktai 2) Elektroninė formulė 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 turi atomą: a) Na b) Ca c) Cu d) Zn 3) Elektros laidumas, metalinis blizgesys, plastiškumas, tankis metalai nustatomi: a ) atomų masė b) metalų lydymosi temperatūra c) metalo atomų sandara d) nesuporuotų elektronų buvimas.

4 ir 5 bandymo punktai 4) Metalai, sąveikaujantys su nemetalais, turi savybių: a) oksiduojasi; b) atkuriamoji; c) ir oksiduojantis, ir redukuojantis; d) nedalyvauja redokso reakcijose; 5) Periodinėje lentelėje tipiniai metalai yra: a) viršutinėje dalyje; b) apatinė dalis; viršutiniame dešiniajame kampe; d) apatinis kairysis kampas;

Teisingi atsakymai Užduoties numeris Teisingo atsakymo variantas 1 D 2 B 3 C 4 B 5 D

Peržiūra:

Pamokos tikslas ir uždaviniai:

1. Remdamiesi metalų padėtimi PSCE, leiskite studentams suprasti jų atomų ir kristalų struktūrines ypatybes (metalinius cheminius ryšius ir kristalinę metalo gardelę), ištirti bendrąsias metalų fizines savybes. Peržiūrėkite ir apibendrinkite žinias apie cheminį ryšį ir metalinę kristalinę gardelę.
2. Ugdyti gebėjimą analizuoti, daryti išvadas apie atomų sandarą pagal metalų padėtį PSCE.
3. Ugdykite gebėjimą įsisavinti cheminę terminiją, aiškiai formuluoti ir reikšti savo mintis.
4. Ugdomosios veiklos metu ugdyti savarankišką mąstymą.
5. Sukelti susidomėjimą būsima profesija.

Pamokos forma:

kombinuota pamoka su pristatymu

Metodai ir metodai:

Pasakojimas, pokalbis, metalų kristalinių gardelių tipų demonstravimas, bandymas, atomų elektroninės sandaros schemų sudarymas, metalų ir lydinių pavyzdžių rinkinio demonstravimas.

Įranga:

1. Lentelė „D.I. cheminių elementų periodinė lentelė. Mendelejevas “;
2. Pamokos apie elektronines žiniasklaidos priemones pristatymas.
3. Metalų ir lydinių pavyzdžių rinkimas.
4. Projektorius.
5. Kortelės su lentele „Atomo sandaros charakteristikos pagal padėtį PSCE“
   

UŽSIĖMIMŲ METU

I. Organizacinis pamokos momentas.

II. Pamokos temos, jos tikslų ir uždavinių išdėstymas ir paskelbimas.

1-2 skaidrės

III. Naujos medžiagos mokymasis.

Mokytojas: Žmogus metalus naudojo nuo senų senovės. Trumpai apie metalų naudojimo istoriją.

1 studento žinutė. 3 skaidrė

Pradžioje buvo vario amžius.

Akmens amžiaus pabaigoje žmogus atrado galimybę naudoti metalus įrankių gamybai. Pirmasis toks metalas buvo varis.

Varinių įrankių plitimo laikotarpis vadinamas Chalkolitas arba chalkolitas , kuris išvertus iš graikų kalbos reiškia „varis“. Varis buvo apdirbamas akmeniniais įrankiais šaltojo kalimo metodu. Vario grynuoliai buvo paverčiami gaminiais po stipraus plaktuko smūgio. Vario amžiaus pradžioje iš vario buvo gaminami tik minkšti įrankiai, papuošalai, namų apyvokos daiktai. Būtent atradus varį ir kitus metalus, pradėjo atsirasti kalvio profesija.

Vėliau atsirado liejimas, tada žmonės pradėjo dėti į varį alavo ar stibio, kad bronza būtų patvaresnė, tvirtesnė, lydosi.

Studento žinutė 2. 3 skaidrė

Bronza - vario ir alavo lydinys. Bronzos amžiaus chronologinės ribos siekia III tūkstantmečio pr. Kr. pradžią. iki I tūkstantmečio pr. Kr. pradžios

Studento žinutė 3. 4 skaidrė

Trečiasis ir paskutinis primityviosios eros laikotarpis pasižymi geležies metalurgijos ir geležinių įrankių plitimu ir žymi geležies amžių. Šiuolaikine prasme šį terminą IX amžiaus viduryje įvedė danų archeologas K. Yu. Thomsonas ir netrukus jis paplito literatūroje kartu su terminais „akmens amžius“ ir „bronzos amžius“.

Skirtingai nuo kitų metalų, geležis, išskyrus meteoritą, beveik niekada nerandama grynos formos. Mokslininkai daro prielaidą, kad pirmoji į žmogaus rankas patekusi geležis buvo meteoritinės kilmės, ir ne veltui geležis vadinama „dangaus akmeniu“. Didžiausias Afrikoje rastas meteoritas svėrė apie šešiasdešimt tonų. O Grenlandijos lede jie aptiko trisdešimt tris tonas sveriantį geležinį meteoritą.

O dabar geležies amžius tęsiasi. Iš tiesų, šiuo metu geležies lydiniai sudaro beveik 90 % visų metalų ir metalų lydinių.

Mokytojas.

Auksas ir sidabras – brangieji metalai šiuo metu naudojami papuošalų gamyboje, taip pat detalėms elektronikos, aviacijos pramonėje, laivų statyboje. Kur šie metalai gali būti naudojami gabenant? Išskirtinę metalų svarbą visuomenės raidai, be abejo, lemia jų unikalios savybės. Pavadinkite šias savybes.

Parodykite mokiniams metalo pavyzdžių kolekciją.

Mokiniai įvardija tokias metalų savybes kaip elektros laidumas ir šilumos laidumas, būdingas metalo blizgesys, plastiškumas, kietumas (išskyrus gyvsidabrį) ir kt.

Mokytojas užduoda mokiniams pagrindinį klausimą: kokia šių savybių priežastis?

Laukiamas atsakymas:Medžiagų savybes lemia šių medžiagų molekulių ir atomų struktūra.

5 skaidrė. Taigi metalai yra medžiagų grupė, turinti bendras savybes.

Pristatymo demonstravimas.

Mokytojas: Metalai yra 1-3 pagrindinių pogrupių grupių elementai, o antrinių pogrupių - 4-8 grupių elementai.

6 skaidrė. 1 užduotis ... Savarankiškai, naudodamiesi PSCE, įtraukite į sąsiuvinį grupių, kurios yra metalai, atstovus.

							VIII

Mokinių atsakymų klausymas pasirinktinai.

Mokytojas: metalai bus elementai, esantys apatiniame kairiajame PSCE kampe.

Mokytojas pabrėžia, kad visi elementai, esantys žemiau B - Įstrižainėje, net ir tie, kurių išoriniame sluoksnyje yra 4 elektronai (Ge, Sn, Pb), 5 elektronai (Sb, Bi), 6 elektronai (Po), PSCE bus metalai. , nes jie turi didelį spindulį.

Taigi, 85 iš 109 PSChE elementų yra metalai. 7 skaidrės numeris

Mokytojas: elemento padėtis PSCE atspindi elemento atominę struktūrą. Naudodami lenteles, kurias gavote pamokos pradžioje, apibūdiname natrio atomo struktūrą pagal jo padėtį PSCE.
8 skaidrės demonstravimas.

Kas yra natrio atomas? Pažvelkite į apytikslį natrio atomo modelį, kuriame matote branduolį ir elektronus, judančius orbitomis.

9 skaidrės demonstravimas.Natrio atomo modelis.

Leiskite jums priminti, kaip sudaroma elemento atomo elektroninės struktūros diagrama.

10 skaidrės demonstravimas.Turėtumėte turėti šią natrio atomo elektroninės struktūros diagramą.

11 skaidrė. 2 užduotis. Pats, vadovaudamiesi natrio atomo pavyzdžiu, sąsiuvinyje sukurkite kalcio ir aliuminio atomo elektroninės struktūros schemą.

Mokytojas patikrina darbą sąsiuvinyje.

Kokią išvadą galima padaryti apie metalo atomų elektroninę struktūrą?

Išoriniame energijos lygyje 1-3 elektronai. Prisimename, kad patekę į cheminius junginius, atomai siekia atkurti pilną 8 elektronų išorinio energijos lygio apvalkalą. Tam metalo atomai lengvai paaukoja 1-3 elektronus iš išorinio lygio, virsdami teigiamai įkrautais jonais. Tuo pačiu metu jie turi atkuriamųjų savybių.

12 skaidrės demonstravimas. Metalai - tai cheminiai elementai, kurių atomai dovanoja išorinio (o kartais ir priešišorinio) elektroninio sluoksnio elektronus, virsdami teigiamais jonais. Metalai yra reduktorius. Taip yra dėl mažo elektronų skaičiaus išoriniame sluoksnyje, didelio atomų spindulio, dėl ko šie elektronai yra silpnai apsiriboję branduoliu.

Panagrinėkime paprastas medžiagas – metalus.

13 skaidrės demonstravimas.

Pirmiausia apibendriname informaciją apie metalo atomų suformuoto cheminio ryšio tipą ir kristalinės gardelės struktūrą

1. santykinai mažas elektronų skaičius vienu metu suriša daug branduolių, ryšys delokalizuojamas;
2. valentiniai elektronai laisvai juda per visą metalo gabalą, kuris paprastai yra elektriškai neutralus;
3. metalinis ryšys neturi kryptingumo ir prisotinimo.

Demonstracija

14 skaidrė Metalų kristalinių gardelių rūšys»

15 skaidrė Vaizdo įrašas apie metalų kristalinę gardelę.

Studentai daro išvadą, kad pagal šią konkrečią struktūrą metalai pasižymi bendromis fizinėmis savybėmis.

Mokytojas pabrėžia, kad metalų fizikines savybes lemia būtent jų sandara.

16 skaidrė Metalų savybes lemia jų atomų sandara.

a) kietumas - visi metalai, išskyrus gyvsidabrį, kietos medžiagos normaliomis sąlygomis. Švelniausi yra natrio, kalio. Juos galima pjaustyti peiliu; kiečiausias chromas - braižo stiklą (demo).

b) tankis - metalai skirstomi į lengvuosius (5g/cm) ir sunkiuosius (daugiau nei 5g/cm) (demonstracija).

c) lydymasis - metalai skirstomi į lydančius ir ugniai atsparius (parodomasis).

G) elektros laidumas, šilumos laidumasmetalai dėl savo struktūros. Chaotiškai judantys elektronai, veikiami elektros įtampos, įgyja kryptingą judėjimą, dėl kurio atsiranda elektros srovė.

Kylant temperatūrai, kristalinės gardelės mazguose esančių atomų ir jonų judėjimo amplitudė smarkiai padidėja ir tai trukdo judėti elektronams, mažėja metalų elektrinis laidumas.

Pažymėtina, kad kai kuriuose nemetaluose, kylant temperatūrai, didėja elektros laidumas, pavyzdžiui, grafite, o kylant temperatūrai, kai kurie kovalentiniai ryšiai sunaikinami, didėja laisvai judančių elektronų skaičius.

e) metalinis blizgesys- tarpatominę erdvę užpildantys elektronai atspindi šviesos spindulius ir nepraleidžia, kaip stiklas.

Todėl visi kristalinės būsenos metalai turi metalinį blizgesį. Daugumai metalų visi matomos spektro dalies spinduliai yra vienodai išsibarstę, todėl jie yra sidabriškai baltos spalvos. Tik auksas ir varis didžiąja dalimi sugeria trumpus bangos ilgius ir atspindi ilgus šviesos spektro bangas, todėl turi geltoną šviesą. Labiausiai ryškūs metalai yra gyvsidabris, sidabras, paladis. Milteliuose visi metalai, išskyrus AI ir Mg, praranda blizgesį ir yra juodos arba tamsiai pilkos spalvos.

f) plastiškumas ... Mechaninis poveikis kristalui su metaline gardele sukelia tik atominių sluoksnių poslinkį ir nėra lydimas jungties nutrūkimo, todėl metalas pasižymi dideliu plastiškumu.

IV. Studijuotos medžiagos konsolidavimas.

Mokytojas: nagrinėjome metalų struktūrą ir fizikines savybes, jų vietą periodinėje D.I cheminių elementų lentelėje. Mendelejevas. Dabar, norėdami konsoliduoti, siūlome atlikti testą.

15-16-17 skaidrės.

1) Elektroninė kalcio formulė.

1. a) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 1
2. b) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2
3. c) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3S 6 4S 1
4. d) 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2

2) Elektroninė formulė 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 turi atomą:

1. a) Na
2. b) Ca
3. c) Сu
4. d) Zn

3) Elektros laidumą, metalinį blizgesį, plastiškumą, metalų tankį lemia:

1. a) metalo masė
2. b) metalų lydymosi temperatūra
3. c) metalo atomų sandara
4. d) nesuporuotų elektronų buvimas

4) Metalai, sąveikaudami su nemetalais, pasižymi savybėmis

1. a) oksidacinis;
2. b) atkuriamoji;
3. c) ir oksiduojantis, ir redukuojantis;
4. d) nedalyvauja redokso reakcijose;

5) Periodinėje lentelėje tipiški metalai yra:

1. a) viršutinė dalis;
Vi. Namų darbai.

Metalų atomų sandara, jų fizikinės savybės




Įvadas




Metalai yra paprastos medžiagos, pasižyminčios būdingomis savybėmis normaliomis sąlygomis: didelis elektros laidumas ir šilumos laidumas, gebėjimas gerai atspindėti šviesą (tai lemia jų blizgesį ir neskaidrumą), gebėjimas įgauti norimą formą veikiant išorinėms jėgoms (plastiškumas). Yra dar vienas metalų apibrėžimas – tai cheminiai elementai, pasižymintys galimybe paaukoti išorinius (valentingus) elektronus.

Iš visų žinomų cheminių elementų apie 90 yra metalai. Dauguma neorganinių junginių yra metalų junginiai.

Yra keletas metalų klasifikavimo tipų. Aiškiausia yra metalų klasifikacija pagal jų padėtį periodinėje cheminių elementų lentelėje – cheminė klasifikacija.

Jei "ilgojoje" periodinės lentelės versijoje nubrėžkite tiesią liniją per elementus boras ir astatas, tada metalai bus šios linijos kairėje, o nemetalai - dešinėje.

Atominės sandaros požiūriu metalai skirstomi į pereinamuosius ir pereinamuosius. Nepereinamieji metalai yra pagrindiniuose periodinės sistemos pogrupiuose ir pasižymi tuo, kad jų atomuose vyksta nuoseklus elektroninių lygių s ir p užpildymas. Intransiaciniai metalai apima 22 pagrindinių a pogrupių elementus: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb , Bi, Po.

Pereinamieji metalai yra šoniniuose pogrupiuose ir jiems būdingas d arba f elektroninių lygių užpildymas. D-elementai apima 37 šoninių b pogrupių metalus: 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.

F-elementai apima 14 lantanidų (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Du, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) ir 14 aktinidų (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Ne, Lr).

Tarp pereinamųjų metalų taip pat yra retųjų žemių metalų (Sc, Y, La ir lantanidai), platinos metalų (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), transuraninių metalų (Np ir didesnės atominės masės elementų).

Be cheminės medžiagos, taip pat yra, nors ir ne visuotinai priimta, bet seniai nusistovėjusi techninė metalų klasifikacija. Jis nėra toks logiškas kaip cheminis – remiasi viena ar kita praktiškai svarbia metalo savybe. Geležis ir jos pagrindu pagaminti lydiniai priskiriami juodiesiems metalams, visi kiti metalai – spalvotiesiems. Atskirkite lengvuosius (Li, Be, Mg, Ti ir kt.) ir sunkiuosius metalus (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb ir kt.), taip pat ugniai atsparių ( Ti, Zr , Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), taurieji (Ag, Au, platinos metalai) ir radioaktyvieji (U, Th, Np, Ru ir kt.) metalai. Geochemijoje taip pat išskiriami išsibarstę (Ga, Ge, Hf, Re ir kt.) ir reti (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re ir kt.) metalai. Kaip matote, tarp grupių nėra aiškių ribų.

Istorinė nuoroda




Nepaisant to, kad žmonių visuomenės gyvenimas be metalų yra neįmanomas, niekas tiksliai nežino, kada ir kaip žmogus pirmą kartą pradėjo juos naudoti. Seniausi mūsų atkeliavę raštai byloja apie primityvias dirbtuves, kuriose buvo lydomas metalas ir iš jo gaminami gaminiai. Tai reiškia, kad žmogus metalus įvaldė anksčiau nei rašyti. Kasinėdami senovines gyvenvietes archeologai randa darbo ir medžioklės įrankius, kuriuos žmonės naudojo tais tolimais laikais – peilių, kirvių, strėlių antgalių, adatų, žuvies kabliukų ir daug daugiau. Kuo senesnės gyvenvietės, tuo šiurkštesni ir primityvesni buvo žmogaus rankų gaminiai. Seniausi metalo gaminiai buvo rasti kasinėjant gyvenvietes, kurios egzistavo maždaug prieš 8 tūkst. Tai daugiausia buvo papuošalai iš aukso ir sidabro, o strėlių antgaliai ir ietigaliai iš vario.

Graikiškas žodis „metallon“ iš pradžių reiškė kasyklas, kasyklas, todėl ir atsirado terminas „metalas“. Senovėje buvo tikima, kad yra tik 7 metalai: auksas, sidabras, varis, alavas, švinas, geležis ir gyvsidabris. Šis skaičius koreliavo su tuo metu žinomų planetų skaičiumi – Saulė (auksas), Mėnulis (sidabras), Venera (varis), Jupiteris (alavas), Saturnas (švinas), Marsas (geležis), Merkurijus (gyvsidabris) (žr. pav. ). Remiantis alcheminėmis koncepcijomis, metalai atsirado žemės gelmėse veikiami planetų spindulių ir palaipsniui tobulėjo, virsdami auksu.

Žmogus pirmiausia įvaldė vietinius metalus – auksą, sidabrą, gyvsidabrį. Pirmasis dirbtinai gautas metalas buvo varis, tada buvo galima įvaldyti vario lydinio su sūrymu – bronzos ir tik vėliau – geležies gamybą. 1556 metais Vokietijoje buvo išleista vokiečių metalurgo G. Agricolos knyga „Apie kasybą ir metalurgiją“ – pirmasis iki mūsų atėjęs išsamus metalų gamybos vadovas. Tiesa, tuo metu švinas, alavas ir bismutas dar buvo laikomi to paties metalo atmainomis. 1789 metais prancūzų chemikas A. Lavoisier savo chemijos vadove pateikė paprastų medžiagų sąrašą, kuriame buvo visi tuomet žinomi metalai – stibis, sidabras, bismutas, kobaltas, alavas, geležis, manganas, nikelis, auksas, platina. , švinas, volframas ir cinkas. Tobulėjant cheminių tyrimų metodams, žinomų metalų skaičius pradėjo sparčiai daugėti. XVIII amžiuje. buvo aptikta 14 metalų, XIX a. - 38, XX a. - 25 metalai. I pusėje XIX a. buvo atrasti platinos palydovai, elektrolizės būdu gauti šarminiai ir šarminiai žemės metalai. Amžiaus viduryje spektrinės analizės būdu buvo aptiktas cezis, rubidis, talis ir indis. D.I.Mendelejevo, remdamasis savo periodiniu dėsniu, numatytų metalų (tai yra galis, skandis ir germanis) egzistavimas buvo puikiai patvirtintas. Radioaktyvumo atradimas XIX amžiaus pabaigoje. buvo ieškoma radioaktyviųjų metalų. Galiausiai branduolinių transformacijų metodu XX amžiaus viduryje. buvo gauti radioaktyvūs metalai, kurių gamtoje nėra, ypač transurano elementai.




Fizinės ir cheminės metalų savybės.




Visi metalai yra kieti (išskyrus gyvsidabrį, kuris normaliomis sąlygomis yra skystas), jie skiriasi nuo nemetalų specialiu ryšiu (metaliniu ryšiu). Valentiniai elektronai yra silpnai susieti su konkrečiu atomu, o kiekvieno metalo viduje yra vadinamosios elektronų dujos. Dauguma metalų turi kristalinę struktūrą, todėl metalas gali būti laikomas „standžiąja“ teigiamų jonų (katijonų) kristaline gardele. Šie elektronai gali daugiau ar mažiau judėti aplink metalą. Jie kompensuoja atstumiančias jėgas tarp katijonų ir taip sujungia juos į kompaktišką kūną.

Visi metalai pasižymi dideliu elektros laidumu (t.y. jie yra laidininkai, priešingai nei nemetaliniai dielektrikai), ypač varis, sidabras, auksas, gyvsidabris ir aliuminis; metalų šilumos laidumas taip pat didelis. Išskirtinė daugelio metalų savybė yra jų plastiškumas (kalumas), dėl to juos galima susukti į plonus lakštus (foliją) ir ištraukti į vielą (alavas, aliuminio ir kt.), tačiau yra ir gana trapių metalų. (cinkas, stibis, bismutas).

Pramonėje dažnai naudojami ne gryni metalai, o jų mišiniai, vadinami lydiniais. Lydinyje vieno komponento savybės paprastai papildo kito komponento savybes. Taigi varis yra mažo kietumo ir mažai naudojamas mašinų dalių gamybai, o vario-cinko lydiniai, vadinami žalvariu, jau yra gana kieti ir plačiai naudojami mechaninėje inžinerijoje. Aliuminis pasižymi geru lankstumu ir pakankamu lengvumu (mažo tankio), bet per minkštas. Jo pagrindu paruošiamas ajuraliuminio lydinys (duraliuminis), kurio sudėtyje yra vario, magnio ir mangano. Duraliuminis, neprarasdamas aliuminio savybių, įgauna didelį kietumą, todėl naudojamas aviacijos technikoje. Geležies lydiniai su anglimi (ir kitų metalų priedais) yra gerai žinomi ketaus ir plieno lydiniai.

Metalų tankis labai skiriasi: ličio tankis yra beveik perpus mažesnis nei vandens (0,53 g / cm3), o osmio - daugiau nei 20 kartų didesnis (22,61 g / cm3). Metalai taip pat skiriasi kietumu. Minkštiausi – šarminiai metalai, jie lengvai pjaustomi peiliu; kiečiausias metalas – chromas – pjauna stiklą. Metalų lydymosi temperatūrų skirtumas yra didelis: gyvsidabris normaliomis sąlygomis yra skystis, cezis ir galis lydosi žmogaus kūno temperatūroje, o ugniai atspariausio metalo volframo lydymosi temperatūra siekia 3380 °C. Metalai, kurių lydymosi temperatūra viršija 1000 ° C, vadinami ugniai atspariais metalais, žemiau - žemo lydymosi metalais. Esant aukštai temperatūrai, metalai gali išspinduliuoti elektronus, kurie naudojami elektronikoje ir termoelektriniuose generatoriuose, kad šiluminė energija būtų tiesiogiai paverčiama elektros energija. Geležis, kobaltas, nikelis ir gadolinis, patalpinus juos į magnetinį lauką, sugeba nuolat palaikyti įmagnetinimo būseną.

Metalai taip pat turi tam tikrų cheminių savybių. Metalo atomai gana lengvai dovanoja valentinius elektronus ir virsta teigiamai įkrautais jonais. Todėl metalai yra reduktorius. Tai iš tikrųjų yra jų pagrindinė ir bendriausia cheminė savybė.

Akivaizdu, kad metalai kaip reduktorius reaguos su įvairiais oksidatoriais, tarp kurių gali būti paprastų medžiagų, rūgščių, mažiau aktyvių metalų druskų ir kai kurių kitų junginių. Metalų junginiai su halogenais vadinami halogenidais, su siera - sulfidais, su azotu - nitridais, su fosforu - fosfidais, su anglimi - karbidais, su siliciu - silicidais, su boru - boridais, su vandenilio hidridais ir kt. Daugelis šių junginių rado svarbių pritaikymų naujose technologijose. Pavyzdžiui, metalų boridai naudojami radijo elektronikoje, taip pat branduolinėje technologijoje kaip medžiagos, reguliuojančios neutroninę spinduliuotę ir apsaugančios nuo jos.

Veikiant koncentruotoms oksiduojančioms rūgštims, ant kai kurių metalų taip pat susidaro stabili oksido plėvelė. Šis reiškinys vadinamas pasyvumu. Taigi koncentruotoje sieros rūgštyje tokie metalai kaip Be, Bi, Co, Fe, Mg ir Nb yra pasyvinami (ir su ja nereaguoja), o koncentruotoje azoto rūgštyje - metalai Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe , Nb, Ni, Pb, Th ir U.

Kuo daugiau kairėje yra metalas šioje eilėje, tuo daugiau jis turi redukuojančių savybių, t. y. jis lengviau oksiduojasi ir katijono pavidalu pereina į tirpalą, bet sunkiau iš katijono atsigauti į tirpalą. laisva valstybė.

Vienas nemetalas, vandenilis, dedamas į įtampų seriją, nes tai leidžia nustatyti, ar tam tikras metalas reaguos su rūgštimis - neoksiduojančiomis medžiagomis vandeniniame tirpale (tiksliau, jis bus oksiduojamas vandenilio katijonais H +). Pavyzdžiui, cinkas reaguoja su druskos rūgštimi, nes įtampų serijoje jis yra kairėje (iki) vandenilio. Priešingai, sidabras neperkeliamas į tirpalą druskos rūgštimi, nes jis yra įtampų serijoje į dešinę (po) vandenilio. Metalai panašiai elgiasi ir praskiestoje sieros rūgštyje. Metalai, esantys įtempių serijoje po vandenilio, vadinami tauriaisiais metalais (Ag, Pt, Au ir kt.)

Nepageidaujama cheminė metalų savybė yra jų elektrocheminė korozija, t.y. aktyvus metalo ardymas (oksidacija) kontaktuojant su vandeniu ir veikiant jame ištirpusiam deguoniui (deguonies korozija). Pavyzdžiui, geležies gaminių korozija vandenyje yra plačiai žinoma.

Ypač ėsdinanti gali būti dviejų skirtingų metalų sąlyčio vieta – kontaktinė korozija. Galvaninė pora susidaro tarp vieno metalo, pavyzdžiui, Fe, ir kito metalo, pavyzdžiui, Sn arba Cu, patalpinto į vandenį. Elektronų srautas eina nuo aktyvesnio metalo, kuris yra įtampų eilėje į kairę (Fe), į mažiau aktyvų metalą (Sn, Cu), o aktyvesnis metalas sunaikinamas (rūdija).

Būtent dėl ​​to skardinių skardinių paviršius (alavuota geležis) rūdija laikant drėgnoje atmosferoje ir neatsargiai su jomis elgiantis (geležis greitai subyra po net nedidelio įbrėžimo, dėl kurio geležis gali liestis su drėgme). . Atvirkščiai, geležinio kibiro cinkuotas paviršius ilgai nerūdija, nes net ir esant įbrėžimams rūdija ne geležis, o cinkas (aktyvesnis metalas už geležį).

Tam tikro metalo atsparumas korozijai padidėja, kai jis yra padengtas aktyvesniu metalu arba kai jie sulydomi; pavyzdžiui, padengus geležį chromu arba gaminant geležies ir chromo lydinius, pašalinama geležies korozija. Chromuota geležis ir chromo turintys plienai (nerūdijantis plienas) pasižymi dideliu atsparumu korozijai.

Bendrieji metalų gavimo būdai:

Elektrometalurgija, t. y. metalų gamyba lydalo (aktyviausių metalų) arba jų druskų tirpalų elektrolizės būdu;

Pirometalurgija, t. y. metalų redukavimas iš jų rūdų aukštoje temperatūroje (pavyzdžiui, geležies gamyba aukštakrosnės būdu);

Hidrometalurgija, t.y. metalų atskyrimas nuo jų druskų tirpalų su aktyvesniais metalais (pavyzdžiui, vario gavimas iš CuSO4 tirpalo išstumiant cinką, geležį

arba aliuminio).

Gamtoje metalai kartais randami laisvos formos, pavyzdžiui, gyvsidabrio, sidabro ir aukso, o dažniau junginių (metalo rūdos) pavidalu. Aktyviausi metalai, žinoma, žemės plutoje yra tik surišti.





Litis (iš graik. Lithos – akmuo), Li, periodinės sistemos Ia pogrupio cheminis elementas; atominis skaičius 3, atominė masė 6, 941; reiškia šarminius metalus.

Ličio kiekis žemės plutoje yra 6,5-10-3% masės. Jo yra daugiau nei 150 mineralų, iš kurių iš tikrųjų ličio yra apie 30. Pagrindiniai mineralai yra: spodumenas LiAl, lepidolitas KLi1.5 Al1.5 (F, 0H) 2 ir petalitas (LiNa). Šių mineralų sudėtis sudėtinga, daugelis jų priklauso aliumosilikatų klasei, labai plačiai paplitusiai žemės plutoje. Perspektyvūs ličio gamybos žaliavų šaltiniai yra druskingų nuosėdų ir požeminio vandens sūrymai (sūrymas). Didžiausi ličio junginių telkiniai yra Kanadoje, JAV, Čilėje, Zimbabvėje, Brazilijoje, Namibijoje ir Rusijoje.

Įdomu tai, kad mineralinis spodumenas natūraliai atsiranda didelių kristalų, sveriančių kelias tonas, pavidalu. Etta kasykloje JAV jie aptiko 16 m ilgio ir 100 tonų sveriantį adatos formos kristalą.

Pirmosios žinios apie litį datuojamos 1817 m. Švedų chemikas A. Arfvedsonas, analizuodamas mineralinį petalitą, jame aptiko nežinomą šarmą. Arfvedsono mokytojas J. Berzelius pavadino jį „litionu“ (iš graikų liteo-stone), nes, skirtingai nei kalio ir natrio hidroksidai, kurie buvo gauti iš augalų pelenų, minerale buvo rastas naujas šarmas. Metalą, kuris yra šio šarmo „bazė“, jis dar pavadino ličiu. 1818 metais anglų chemikas ir fizikas G. Davy gavo ličio elektrolizės būdu LiOH hidroksidą.

Savybės. Litis yra sidabriškai baltas metalas; t. pl. 180,54 °C, vir 1340 "C; lengviausias iš visų metalų, jo tankis 0,534 g/cm, jis 5 kartus lengvesnis už aliuminį ir beveik du kartus lengvesnis už vandenį. Litis yra minkštas ir plastiškas. Ličio junginiai nuspalvina liepsną gražia karmino raudonumo spalva. Šis labai jautrus metodas naudojamas kokybinėje analizėje ličio aptikimui.

Ličio atomo išorinio elektroninio sluoksnio konfigūracija yra 2s1 (s-elementas). Junginiuose jo oksidacijos būsena yra +1.

Litis yra pirmasis elektrocheminėje įtampų serijoje ir išstumia vandenilį ne tik iš rūgščių, bet ir iš vandens. Tačiau daugelis ličio cheminių reakcijų yra mažiau energingos nei kituose šarminiuose metaluose.

Litis praktiškai nereaguoja su oro komponentais, kai nėra drėgmės kambario temperatūroje. Kaitinamas ore virš 200 ° C, pagrindinis produktas sudaro oksidą Li2O (yra tik Li2O2 peroksido pėdsakai). Drėgname ore daugiausia susidaro Li3N nitrido, o oro drėgnumas viršija 80 % - LiOH hidroksidą ir Li2CO3 karbonatą. Ličio nitridą taip pat galima gauti kaitinant metalą azoto sraute (litis yra vienas iš nedaugelio elementų, kurie tiesiogiai jungiasi su azotu): 6Li + N2 = 2Li3N

Litis lengvai susilieja su beveik visais metalais ir lengvai tirpsta gyvsidabryje. Jis tiesiogiai jungiasi su halogenais (kaitinant su jodu). 500 ° C temperatūroje jis reaguoja su vandeniliu, sudarydamas hidridą LiH, sąveikaujant su vandeniu - hidroksidu LiOH, su praskiestomis rūgštimis - ličio druskomis, su amoniaku - amidu LiNH2, pavyzdžiui:

2Li + H2 = 2LiH

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

2Li + 2HF = 2LiF + H2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

LiH hidridas – bespalviai kristalai; naudojamas įvairiose chemijos srityse kaip reduktorius. Sąveikaujant su vandeniu, jis išskiria daug vandenilio (iš 1 kg LiH gaunama 2820 litrų H2):

LiH + H2O = LiOH + H2

Tai leidžia naudoti LiH kaip vandenilio šaltinį balionams ir gelbėjimo įrangai (pripučiamoms valtims, diržams ir kt.) užpildyti, taip pat kaip savotišką „sandėlį“ degiam vandeniliui laikyti ir transportuoti (tuo tarpu būtina apsaugoti LiH nuo menkiausių drėgmės pėdsakų).

Sumaišyti ličio hidridai plačiai naudojami organinėje sintezėje, pavyzdžiui, ličio aliuminio hidridas LiAlH4, selektyvus reduktorius. Jis gaunamas sąveikaujant LiН su aliuminio chloridu A1С1з

LiOH hidroksidas yra stipri bazė (šarmas), jo vandeniniai tirpalai ardo stiklą ir porcelianą; Nikelis, sidabras ir auksas jam atsparūs. LiOH naudojamas kaip šarminių baterijų elektrolito priedas, todėl jų tarnavimo laikas pailgėja 2-3 kartus, o talpa – 20%. LiOH ir organinių rūgščių (ypač stearino ir palmitino rūgščių) pagrindu gaminami šalčiui ir karščiui atsparūs tepalai (litoliai), apsaugantys metalus nuo korozijos temperatūros diapazone nuo -40 iki +130 "C.

Ličio hidroksidas taip pat naudojamas kaip anglies dioksido šaliklis dujokaukėse, povandeniniuose laivuose, lėktuvuose ir erdvėlaiviuose.

Priėmimas ir kreipimasis. Žaliava ličio gamybai yra jo druskos, išgaunamos iš mineralų. Priklausomai nuo sudėties, mineralai skaidomi sieros rūgštimi H2SO4 (rūgštinis metodas) arba sukepinant kalcio oksidu CaO ir jo karbonatu CaCO3 (šarminis metodas), kalio sulfatu K2SO4 (druskos metodas), kalcio karbonatu ir jo chloridu CaCl (šarminis metodas). druskos metodas) ... Rūgščių metodu gaunamas Li2SO4 sulfato tirpalas [pastarasis išvalomas nuo priemaišų apdorojant kalcio hidroksidu Ca (OH) 2 ir soda Na2Co3]. Kitais mineralų skaidymo būdais susidaręs pyragas išplaunamas vandeniu; šiuo atveju šarminiu metodu LiOH patenka į tirpalą, druskos metodu - Li 2SO4, šarminiu-druskos metodu - LiCl. Visi šie metodai, išskyrus šarminius, numato gatavo produkto gamybą Li2CO3 karbonato pavidalu. kuris naudojamas tiesiogiai arba kaip šaltinis kitų ličio junginių sintezei.

Ličio metalas gaunamas elektrolizuojant išlydytą LiCl ir kalio chlorido KCl arba bario chlorido BaCl2 mišinį, toliau išvalant nuo priemaišų.

Susidomėjimas ličiu yra didžiulis. Taip yra visų pirma dėl to, kad tai yra pramoninės tričio (sunkiojo vandenilio nuklido), kuris yra pagrindinis vandenilinės bombos komponentas ir pagrindinis termobranduolinių reaktorių kuras, gamybos šaltinis. Tarp 6Li nuklido ir neutronų (neutralios dalelės, kurių masės skaičius yra 1) vyksta termobranduolinė reakcija; reakcijos produktai - tritis 3H ir helis 4He:

63Li + 10n = 31 H + 42He

Metalurgijoje naudojamas didelis kiekis ličio. Magnio lydinys su 10% ličio yra stipresnis ir lengvesnis už patį magnį. Aliuminio ir ličio lydiniai - skleronas ir aeronas, kuriuose yra tik 0,1% ličio, be to, yra lengvi, jie pasižymi dideliu stiprumu, lankstumu ir padidintu atsparumu korozijai; jie naudojami aviacijoje. Pridėjus 0,04 % ličio į švino ir kalcio guolių lydinius, padidėja jų kietumas ir sumažėja trinties koeficientas.

Ličio halogenidai ir karbonatas naudojami optinių, rūgštims atsparių ir kitų specialių stiklų, karščiui atsparaus porceliano ir keramikos, įvairių glazūrų ir emalių gamyboje.

Maži ličio trupiniai sukelia cheminius drėgnos odos ir akių nudegimus. Ličio druskos dirgina odą. Dirbdami su ličio hidroksidu, laikykitės tų pačių atsargumo priemonių, kaip ir dirbant su natrio ir kalio hidroksidu.





Natris (iš arabų, natrun, graik. Nitronas – natūrali soda, periodinės sistemos Ia pogrupio cheminis elementas; atominis skaičius 11, atominė masė 22,98977; reiškia šarminius metalus. Gamtoje jis būna vieno stabilaus nuklido 23 pavidalu Na.

Dar senovėje buvo žinomi natrio junginiai – valgomoji druska (natrio chloridas) NaCl, šarminis šarmas (natrio hidroksidas) NaOH ir soda (natrio karbonatas) Na2CO3. Paskutinę medžiagą senovės graikai vadino „nitronu“; iš čia ir modernus metalo pavadinimas – „natris“. Tačiau Didžiojoje Britanijoje, JAV, Italijoje, Prancūzijoje išsaugomas žodis natris (iš ispanų kalbos žodžio „soda“, kurio reikšmė tokia pati kaip ir rusiškai).

Pirmą kartą apie natrio (ir kalio) gavimą 1807 m. Londone Karališkosios draugijos susirinkime pranešė anglų chemikas ir fizikas G. Davy. Jis sugebėjo suskaidyti šarminius šarmus KOH ir NaOH veikdamas elektriniu srovės ir izoliuoti anksčiau nežinomus metalus, pasižyminčius ypatingomis savybėmis. Šie metalai labai greitai oksidavosi ore ir plūduriavo vandens paviršiuje, išskirdami iš jo vandenilį.

Paplitimas gamtoje. Natris yra vienas gausiausiai gamtoje esančių elementų. Jo kiekis žemės plutoje yra 2,64 % masės. Hidrosferoje tirpių druskų pavidalu jo yra apie 2,9% (bendra druskos koncentracija jūros vandenyje yra 3,5–3,7%). Natrio buvimas buvo nustatytas Saulės atmosferoje ir tarpžvaigždinėje erdvėje. gamtoje natrio randama tik druskų pavidalu. Svarbiausi mineralai yra halitas (akmens druska) NaCl, mirabilitas (Glauberio druska) Na2SO4 * 10H2O, thenarditas Na2SO4, Čeliano nitratas NaNO3, natūralūs silikatai, tokie kaip albitas Na, nefelinas Na

Rusijoje itin gausu akmens druskos telkinių (pavyzdžiui, Solikamske, Usoloje-Sibirskoje ir kt.), didelių mineralinio tronos telkinių Sibire.

Savybės. Natris yra sidabriškai baltas mažai tirpstantis metalas, lyd. 97,86 °C, vir. 883,15 °C. Tai vienas lengviausių metalų – lengvesnis už vandenį (tankis 0,99 g/cm3 19,7 °C temperatūroje). Natris ir jo junginiai nuspalvina degiklio liepsną geltonai. Ši reakcija yra tokia jautri, kad visur (pavyzdžiui, kambario ar gatvės dulkėse) atskleidžiamas menkiausias natrio pėdsakas.

Natris yra vienas iš aktyviausių elementų periodinėje lentelėje. Išoriniame natrio atomo elektroniniame sluoksnyje yra vienas elektronas (konfigūracija 3s1, natris – s-elementas). Natris lengvai atsisako vienintelio valentinio elektrono, todėl jo junginiuose visada yra +1 oksidacijos būsena.

Ore natris aktyviai oksiduojasi ir, priklausomai nuo sąlygų, susidaro oksidas Na2O arba peroksidas Na2O2. Todėl natris laikomas po žibalo arba mineralinės alyvos sluoksniu. Energingai reaguoja su vandeniu, išstumdamas vandenilį:

2Na + H20 = 2NaOH + H2

Tokia reakcija vyksta net ir su ledu esant -80 °C temperatūrai, o su šiltu vandeniu ar kontaktiniame paviršiuje – sprogsta (ne veltui sakoma: „Jei nenori tapti keistuoliu , nemeskite natrio į vandenį“).

Natris tiesiogiai reaguoja su visais nemetalais: 200 ° C temperatūroje jis pradeda absorbuoti vandenilį, sudarydamas labai higroskopinį NaH hidridą; su azotu elektros išlydyje gaunamas nitridas Na3N arba azidas NaN3; užsidega fluoro atmosferoje; chloro degimo temperatūroje; su bromu reaguoja tik kaitinant:

2Na + H2 = 2NaH

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

2Na + С12 = 2NaСl




800-900 ° C temperatūroje natris susijungia su anglimi ir sudaro karbidą Na2C2; trinant su siera gaunamas Na2S sulfidas ir polisulfidų mišinys (Na2S3 ir Na2S4)

Natris lengvai tirpsta skystame amoniake, gautas mėlynas tirpalas turi metalinį laidumą, su dujiniu amoniaku 300–400 °C temperatūroje arba esant katalizatoriui, atvėsus iki -30 °C, gaunamas amidas NaNH2.

Natris sudaro junginius su kitais metalais (intermetaliniai junginiai), pavyzdžiui, su sidabru, auksu, kadmiu, švinu, kaliu ir kai kuriais kitais. Su gyvsidabriu jis duoda amalgamas NaHg2, NaHg4 ir kt. Svarbiausios yra skystos amalgamos, kurios susidaro palaipsniui įvedant natrio į gyvsidabrį po žibalo ar mineralinės alyvos sluoksniu.

Su atskiestomis rūgštimis natris sudaro druskas.

Priėmimas ir kreipimasis. Pagrindinis natrio gamybos būdas yra išlydytos valgomosios druskos elektrolizė. Šiuo atveju prie anodo išsiskiria chloras, o prie katodo – natris. Norint sumažinti elektrolito lydymosi temperatūrą, į valgomąją druską dedama kitų druskų: KCl, NaF, CaCl2. Elektrolizė atliekama elektrolizatoriuose su diafragma; anodai gaminami iš grafito, katodai – iš vario arba geležies.

Natrio galima gauti elektrolizuojant NaOH hidroksido lydalą, o nedidelius kiekius galima gauti skaidant NaN3 azidą.

Metalinis natris naudojamas gryniems metalams redukuoti iš jų junginių – kalio (iš KOH), titano (iš TiCl4) ir kt. Natrio ir kalio lydinys yra branduolinių reaktorių aušinimo skystis, nes šarminiai metalai blogai sugeria neutronus ir todėl netrukdo urano branduolių dalijimasis. Ryškiai geltonai šviečiančiais natrio garais užpildomos dujų išlydžio lempos, naudojamos greitkeliams, prieplaukoms, traukinių stotims ir kt. apšviesti. Natris naudojamas medicinoje: dirbtinai gautas nuklidas 24Na naudojamas tam tikrų formų radiologiniam gydymui. nuo leukemijos ir diagnostikos tikslais.

Natrio junginių naudojimas yra daug platesnis.

Na2O2 peroksidas – bespalviai kristalai, geltonas techninis produktas. Kaitinamas iki 311-400 ° C, jis pradeda išskirti deguonį, o 540 ° C temperatūroje greitai suyra. Stiprus oksidatorius, todėl tinka audiniams ir kitoms medžiagoms balinti. Jis sugeria CO2 ore “, išskirdamas deguonį ir sudarydamas karbonatą 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2Co3 + O2). Ši savybė pagrįsta Na2O2 naudojimu oro regeneracijai uždarose patalpose ir izoliacinio tipo kvėpavimo aparatuose (povandeniniuose laivuose, izoliacinėse dujokaukėse ir kt.).

NaOH hidroksidas; pasenęs pavadinimas - kaustinė soda, techninis pavadinimas - kaustinė soda (iš lot. caustic - kaustinė, deginanti); vienas stipriausių pamatų. Techniniame produkte, be NaOH, yra priemaišų (iki 3% Na2CO3 ir iki 1,5% NaCl). Didelis NaOH kiekis naudojamas šarminių baterijų elektrolitams ruošti, popieriaus, muilo, dažų, celiuliozės gamybai, naudojamas naftos ir alyvų rafinavimui.

Iš natrio druskų chromatas Na2CrO4 naudojamas - dažų gamyboje, kaip kandžiai audiniams dažyti ir rauginimo priemonė rauginimo pramonėje; sulfitas Na2SO3 - fiksatorių ir ryškalų komponentas fotografijoje; hidrosulfitas NaHSO3 – audinių, natūralių pluoštų baliklis, naudojamas vaisiams, daržovėms ir daržovių pašarams konservuoti; tiosulfatas Na2S2O3 – chlorui pašalinti balinant audinį, kaip fiksatorius fotografijoje, priešnuodis apsinuodijus gyvsidabrio, arseno ir kt. junginiais, priešuždegiminė priemonė; chloratas NaClO3 - oksidatorius įvairiose pirotechninėse kompozicijose; trifosfatas Na5P3O10 - priedas prie sintetinių ploviklių vandeniui minkštinti.

Natris, NaOH ir jo tirpalai stipriai nudegina odą ir gleivines.





Išvaizda ir savybėmis kalis panašus į natrį, bet reaktyvesnis. Energingai reaguoja su vandeniu ir uždega vandenilį. Dega ore, sudarydamas oranžinį superoksidą KO2. Kambario temperatūroje jis reaguoja su halogenais, vidutiniškai kaitinant - su vandeniliu, siera. Drėgname ore jis greitai pasidengia KOH sluoksniu. Laikykite kalį po benzino arba žibalo sluoksniu.

Didžiausias praktinis pritaikymas yra kalio junginiams – KOH hidroksidui, KNO3 nitratui ir K2CO3 karbonatui.

Kalio hidroksidas KOH (techninis pavadinimas – kaustinis kalis) – balti kristalai, kurie plinta drėgname ore ir sugeria anglies dioksidą (susidaro K2CO3 ir KHCO3). Jis labai gerai tirpsta vandenyje su dideliu egzo-efektu. Vandeninis tirpalas yra labai šarminis.

Kalio hidroksidas gaunamas elektrolizuojant KCl tirpalą (panašiai kaip ir gaminant NaOH). Pradinis kalio chloridas KCl gaunamas iš natūralių žaliavų (mineralų silvino KCl ir karnalito KMgC13 6H20). KOH naudojamas įvairių kalio druskų, skysto muilo, dažiklių sintezei, kaip elektrolitas akumuliatoriuose.

Kalio nitratas KNO3 (kalio nitrato mineralas) - balti kristalai, labai kartaus skonio, žema lydymosi temperatūra (lydymosi temperatūra = 339 ° С). Gerai ištirpiname vandenyje (be hidrolizės). Kaitinamas aukščiau lydymosi temperatūros, jis skyla į kalio nitritą KNO2 ir deguonį O2, pasižymi stipriomis oksidacinėmis savybėmis. Siera ir anglis užsiliepsnoja, kai susiliečia su KNO3 lydalu, ir C + S mišinys sprogsta (sudega „juodieji milteliai“):

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

Kalio nitratas naudojamas stiklo ir mineralinių trąšų gamyboje.

Kalio karbonatas K2CO3 (techninis pavadinimas – kalis) yra balti higroskopiški milteliai. Jis labai gerai tirpsta vandenyje, stipriai hidrolizuojasi anijonu ir sukuria šarminę aplinką tirpale. Naudojamas stiklo ir muilo gamyboje.

K2CO3 gavimas pagrįstas reakcijomis:

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

2K (НСОО) + O2 = К2С03 + Н20 + С02

Kalio sulfatas iš natūralių žaliavų (mineralų KMg (SO4) Cl 3H20 kainitas ir K2Mg (SO4) 2 * 6H20 shonitas) kaitinamas su Ca (OH) 2 gesintomis kalkėmis CO atmosferoje (esant 15 atm slėgiui), gaunamas kalis. Formiatas K (HCOO) , kuris deginamas oro srove.

Kalis yra gyvybiškai svarbus augalams ir gyvūnams elementas. Kalio trąšos – tai kalio druskos, tiek natūralios, tiek jų perdirbimo produktai (KCl, K2SO4, KNO3); didelis kalio druskų kiekis augalų pelenuose.

Kalis yra devintas pagal gausumą elementas žemės plutoje. Jo yra tik surištoje formoje mineraluose, jūros vandenyje (iki 0,38 g K + jonų 1 litre), augaluose ir gyvuose organizmuose (ląstelių viduje). Žmogaus organizmas turi = 175 g kalio, paros poreikis siekia ~ 4 g. Radioaktyvusis izotopas 40K (vyraujančio stabilaus izotopo 39K priemaiša) skyla labai lėtai (pusėjimo laikas 1109 metai), jis kartu su izotopais 238U ir 232Тh labai prisideda prie

Pagrindinis > Dokumentas

Metalai periodinėje lentelėje. Metalo atomų sandara. Bendrosios metalų charakteristikos.

Metalų padėtis periodinėje lentelėje Jei D.I lentelėje nubrėžtume įstrižainę nuo boro iki astatino. Elementai, esantys šalia įstrižainės, turi dvejopų savybių: kai kuriuose savo junginiuose jie elgiasi kaip metalai; kai kuriose – kaip nemetalai. Metalo atomų sandara Perioduose ir pagrindiniuose pogrupiuose yra metalinių savybių kitimo dėsningumai.Daugelio metalų atomai turi 1, 2 arba 3 valentinius elektronus, pvz.:

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

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

Šarminiai metalai (1 grupė, pagrindinis pogrupis): ... nS 1. Šarminių žemių metalai (2 grupė, pagrindinis pogrupis): ... nS 2. Metalų atomų savybės periodiškai priklauso nuo jų vietos D.I.Mendelejevo lentelėje . PAGRINDINĖJE POGRUPĖJE:

nesikeičia.

Atomo spindulys dideja

Elektronegatyvumas mažėja.

Atkuriamosios savybės sustiprėti.

Metalinės savybės sustiprėti.

LAIKOTARPIU:
Branduoliniai atomų krūviai padidinti.

Atomų spinduliai mažinti.

Elektronų skaičius išoriniame sluoksnyje dideja.

Elektronegatyvumas dideja.

Atkuriamosios savybės mažinti.

Metalinės savybės susilpninti.

Metalo kristalų struktūra Dauguma kietųjų medžiagų egzistuoja kristaliniu pavidalu: jų dalelės išsidėsčiusios griežta tvarka, suformuodamos taisyklingą erdvinę struktūrą – kristalinę gardelę.Kristalas yra kietoji medžiaga, kurios dalelės (atomai, molekulės, jonai) išsidėstę tam tikra, periodiškai pasikartojančia tvarka. (mazguose). Psichiškai sujungiant mazgus linijomis, susidaro erdvinis karkasas – kristalinė gardelė. Metalų kristalinės struktūros sferinių užpildų pavidalu



a - varis; b - magnis; c – geležies α modifikacija

Metalo atomai linkę paaukoti savo išorinius elektronus. Metalo gabale, luite ar metalo gaminyje metalo atomai atiduoda išorinius elektronus ir siunčia juos į šį gabalą, luitą ar gaminį, taip virsdami jonais. „Atplėšti“ elektronai pereina iš vieno jono į kitą, laikinai su jais susijungia į atomus, vėl atitrūksta ir šis procesas vyksta nuolat. Metalai turi kristalinę gardelę, kurios mazguose yra atomai arba jonai (+); tarp jų yra laisvieji elektronai (elektronų dujos). Metalo komunikacijos schema gali būti rodoma taip:

M 0 ↔ nē + M n +,

atomas – jonas

kur n Ar išorinių elektronų, dalyvaujančių ryšyje, skaičius (y Na - 1 ē, adresu Ca - 2 ē, adresu Al - 3 ēŠio tipo ryšys stebimas metaluose – paprastose medžiagose-metaluose ir lydiniuose.Metalų jungtis – tai ryšys tarp teigiamai įkrautų metalo jonų ir laisvųjų elektronų metalų kristalinėje gardelėje.Metalinis ryšys turi tam tikrą panašumą su kovalentiniu, bet ir tam tikras skirtumas, kadangi metalo ryšys grindžiamas elektronų socializacija (panašumas), tai visi atomai dalyvauja šių elektronų socializacijoje (skirtumas). Štai kodėl kristalai su metaliniu ryšiu yra plastiški, laidūs elektrai ir turi metalinį blizgesį. Tačiau garų būsenoje metalo atomai yra susieti kovalentine jungtimi, metalų poros susideda iš atskirų molekulių (vienaatominių ir dviatominių). Bendrosios metalų charakteristikos

Atomų gebėjimas atiduoti elektronus (oksiduotis)	← Didėja
Sąveika su atmosferos deguonimi	Aplinkos temperatūroje greitai oksiduojasi	Lėtai oksiduojasi normalioje temperatūroje arba kaitinamas	Neoksiduoti
Sąveika su vandeniu	Esant normaliai temperatūrai, išsiskiria H 2 ir susidaro hidroksidas	Kaitinant, išsiskiria Н 2	H 2 nėra išstumtas iš vandens
5sąveika su rūgštimis	Išstumkite H 2 iš praskiestų rūgščių	Neišstumia H 2 iš praskiestų rūgščių
		Reaguokite su konc. ir dekomp. HNO 3 ir su konc. H 2 SO 4 kaitinant		Nereaguoti su rūgštimis
Buvimas gamtoje	Tik jungtyse	Ryšiuose ir laisva forma		Dažniausiai palaidi
Gavimo būdai	Lydalų elektrolizė	Vandeninių druskų tirpalų redukcija anglimi, anglies monoksidu (2), aliumotermija arba elektrolize
Jonų gebėjimas prijungti elektronus (atstatyti)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
	Didėja →

Elektrocheminės metalo įtampų serijos. Fizinės ir cheminės metalų savybės

Bendrosios fizinės metalų savybės Bendrąsias fizines metalų savybes lemia metalinis ryšys ir metalinė kristalinė gardelė. Kalumas, plastiškumas Mechaninis poveikis metalo kristalui sukelia atomų sluoksnių poslinkį. Kadangi metalo elektronai juda visame kristale, ryšiai nenutrūksta. Plastiškumas mažėja iš eilės Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe... Pavyzdžiui, auksas gali būti susuktas į ne daugiau kaip 0,001 mm storio lakštus, kurie naudojami įvairių daiktų auksavimui. Aliuminio folija pasirodė palyginti neseniai, o anksčiau arbata, šokoladas buvo kalamas į alavo foliją, kuri buvo vadinama stanioliu. Tačiau Mn ir Bi neturi plastiškumo: tai trapūs metalai. Metalinis blizgesys Metalinis blizgesys, kurį milteliuose praranda visi metalai, išskyrus Al ir Mg... Ryškiausi metalai yra Hg(iš jo viduramžiais buvo pagaminti garsieji „Venecijos veidrodžiai“), Ag(dabar iš jo „sidabrinio veidrodžio“ reakcijos pagalba gaminami modernūs veidrodžiai). Pagal spalvą (sąlygiškai) išskiriami juodieji ir spalvotieji metalai. Tarp pastarųjų išskirsime brangiuosius - Au, Ag, Pt. Auksas yra juvelyrų metalas. Jo pagrindu buvo pagaminti nuostabūs Faberge velykiniai kiaušiniai. Skambėjimas Metalai skamba, o iš šios savybės gaminami varpai (prisiminkime caro varpą Maskvos Kremliuje). Labiausiai skambantys metalai yra Au, Ag, Ci. Variniai žiedai su storu, dūzgiančiu žiedu – tamsiai raudonu žiedu. Tai vaizdinga išraiška ne aviečių uogų, o Olandijos miesto Malinos, kur buvo išlydyti pirmieji bažnyčios varpai, garbei. Vėliau Rusijoje rusų meistrai pradėjo lieti dar geresnės kokybės varpus, o miestų ir miestelių gyventojai dovanojo aukso ir sidabro papuošalus, kad bažnyčioms nulietas varpas geriau skambėtų. Kai kuriuose Rusijos lombarduose komisiniams priimtų auksinių žiedų autentiškumą lėmė auksinio vestuvinio žiedo, pakabinto ant moters plaukų, skambėjimas (girdimas labai ilgas ir aiškus aukštas garsas). Normaliomis sąlygomis visi metalai, išskyrus gyvsidabrį Hg, yra kietieji. Kiečiausias metalas yra chromas Cr, kuris braižo stiklą. Minkštiausi yra šarminiai metalai, jie pjaustomi peiliu. Šarminiai metalai laikomi labai atsargiai - Na - žibale, o Li - vazelinu dėl savo lengvumo, žibalas - stikliniame inde, stiklainis - asbesto drožlėse, asbestas - skardinėje. Elektrinis laidumas Geras metalų elektrinis laidumas paaiškinamas tuo, kad juose yra laisvųjų elektronų, kurie net ir nedidelio potencialų skirtumo įtakoje įgyja kryptingą judėjimą iš neigiamo į teigiamą polių. Kylant temperatūrai sustiprėja atomų (jonų) virpesiai, apsunkina kryptingą elektronų judėjimą ir dėl to sumažėja elektros laidumas. Esant žemai temperatūrai, vibracinis judėjimas, priešingai, labai sumažėja, o elektros laidumas smarkiai padidėja. Metalų superlaidumas yra artimas absoliučiam nuliui. Ag, Cu, Au, Al, Fe turi didžiausią elektros laidumą; prasčiausi laidininkai - Hg, Pb, W. Šilumos laidumas Normaliomis sąlygomis metalų šilumos laidumas kinta iš esmės ta pačia seka kaip ir jų elektrinis laidumas. Šilumos laidumą lemia didelis laisvųjų elektronų mobilumas ir atomų vibracinis judėjimas, dėl kurio metalo masėje greitai išsilygina temperatūra. Didžiausias šilumos laidumas yra sidabro ir vario, mažiausias – bismuto ir gyvsidabrio. Tankis Metalų tankis yra skirtingas. Kuo mažesnė, tuo mažesnė metalo elemento atominė masė ir didesnis jo atomo spindulys. Lengviausias metalas yra litis (tankis 0,53 g / cm 3), sunkiausias yra osmis (tankis 22,6 g / cm 3). Metalai, kurių tankis mažesnis nei 5 g / cm 3, vadinami lengvaisiais, likusieji yra sunkieji. Metalų lydymosi ir virimo temperatūros yra įvairios. Labiausiai žemai tirpstantis metalas - gyvsidabris (rutulas = -38,9 ° C), cezis ir galis - lydosi atitinkamai 29 ir 29,8 ° C temperatūroje. Volframas yra ugniai atspariausias metalas (rulono t = 3390 ° C). Metalų alotropijos samprata alavo pavyzdyje Kai kurie metalai turi alotropinių modifikacijų. Pavyzdžiui, alavas skirstomas į:
α-alavas, arba pilkasis alavas ("alavo maras" – žemoje temperatūroje įprasto β-alavo pavertimas α-alavu žuvo R. Scotto ekspedicija į Pietų ašigalį, kuri prarado visą kurą, nes buvo saugoma cisternos užsandarintos skarda ), yra stabilus t<14°С, серый порошок. β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах, например, для изготовления белой жести (луженого железа).
Elektrocheminė metalų įtampų serija ir dvi jos taisyklės Atomų išsidėstymas iš eilės pagal jų reaktyvumą gali būti pavaizduotas taip: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,N 2 , Сu, Hg, Ag, Pt, Au... Elemento padėtis elektrocheminėje serijoje rodo, kaip lengvai jis sudaro jonus vandeniniame tirpale, ty jo reaktyvumą. Elementų reaktyvumas priklauso nuo jų gebėjimo priimti arba paaukoti elektronus, dalyvaujančius jungties formavime. 1-oji įtampų serijos taisyklė Jei metalas yra šioje eilėje prieš vandenilį, jis gali jį išstumti iš rūgščių tirpalų, jei po vandenilio, tada ne. Pavyzdžiui, Zn, Mg, Al davė pakeitimo reakciją rūgštimis (jos yra įtampų serijoje iki H), a Cu ne (ji po H). 2-oji įtampų serijos taisyklė Jei metalas yra įtempių serijoje iki druskos metalo, tada jis gali išstumti šį metalą iš savo druskos tirpalo. Pavyzdžiui, CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. Tokiais atvejais metalo padėtis prieš arba po vandenilis gali nesvarbu, svarbu, kad reaguojantis metalas būtų prieš metalą, sudarantį druską: Cu + 2AgNO 3 = 2Ag + Cu (NO 3) 2. Bendrosios cheminės metalų savybės Cheminėse reakcijose metalai yra reduktorius (jie dovanoja elektronus). Sąveika su paprastomis medžiagomis.
Su halogenais metalai sudaro druskas – halogenidus:
Mg + Cl2 = MgCl2; Zn + Br 2 = ZnBr 2.
Metalai su deguonimi sudaro oksidus:
4Na + O2 = 2 Na2O; 2Cu + O 2 = 2CuO.
Su siera metalai sudaro druskas - sulfidus:
Fe + S = FeS.
Su vandeniliu aktyviausi metalai sudaro hidridus, pavyzdžiui:
Ca + H 2 = CaH 2.
su anglimi daugelis metalų sudaro karbidus:
Ca + 2C = CaC 2. Sąveika su sudėtingomis medžiagomis
Įtampos serijos pradžioje (nuo ličio iki natrio) esantys metalai normaliomis sąlygomis išstumia vandenilį iš vandens ir sudaro šarmus, pavyzdžiui:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.
Metalai, esantys eilėje įtampų iki vandenilio, sąveikauja su praskiestomis rūgštimis (НCl, Н 2 SO 4 ir kt.), Dėl to susidaro druskos ir išsiskiria vandenilis, pvz.:
2Al + 6НCl = 2AlCl3 + 3H 2.
Metalai sąveikauja su mažiau aktyvių metalų druskų tirpalais, dėl kurių susidaro aktyvesnio metalo druska, o mažiau aktyvus metalas išsiskiria laisvu pavidalu, pavyzdžiui:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.

Metalai gamtoje.

Metalų paieška gamtoje. Dauguma metalų gamtoje randami įvairių junginių pavidalu: aktyvūs metalai randami tik junginių pavidalu; mažo aktyvumo metalai - junginių pavidalu ir laisvos formos; taurieji metalai (Ag, Pt, Au ...) laisvos formos Vietiniai metalai paprastai yra nedideliais kiekiais uolienų grūdelių arba inkliuzų pavidalu. Retai pasitaiko ir gana didelių metalo gabalų – grynuolių. Daugelis metalų gamtoje egzistuoja surištoje būsenoje cheminių natūralių junginių pavidalu - mineralai... Labai dažnai tai yra oksidai, pavyzdžiui, geležies mineralai: raudonoji geležies rūda Fe 2 O 3, rudoji geležies rūda 2Fe 2 O 3 ∙ 3H 2 O, magnetinė geležies rūda Fe 3 O 4. Mineralai yra uolienų ir rūdų dalis. Rūdos vadinami natūralūs mineralų turintys dariniai, kuriuose metalų kiekiai technologiškai ir ekonomiškai tinkami metalų gamybai pramonėje.Pagal į rūdą įeinančio mineralo cheminę sudėtį išskiriami oksidai, sulfidai ir kitos rūdos.Paprastai prieš gaunant metalų iš rūdos, jis preliminariai sodrinamas - atskiros atliekos, priemaišos, dėl to susidaro koncentratas, kuris tarnauja kaip žaliava metalurgijos gamybai. Metalų gavimo būdai. Metalų gamyba iš jų junginių yra metalurgijos uždavinys. Bet koks metalurginis procesas – tai metalų jonų redukavimo įvairių reduktorių pagalba procesas, dėl kurio metalai gaunami laisvos formos. Priklausomai nuo metalurginio proceso atlikimo būdo, išskiriama pirometalurgija, hidrometalurgija ir elektrometalurgija. Pirometalurgija Ar metalų gamyba iš jų junginių aukštoje temperatūroje naudojant įvairius reduktorius: anglį, anglies monoksidą (II), vandenilį, metalus (aliuminį, magnį) ir kt. Metalų redukcijos pavyzdžiai
anglis:
ZnO + C → Zn + CO 2;
smalkės:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2;
vandenilis:
WO3 + 3H2 → W + 3H2O; CoO + H2 → Co + H2O;
aliuminis (alumotermija):
4Al + 3MnO 2 → 2Al 2 O 3 + 3Mn; Cr 2 O 3 + 2Al = 2Al 2 O 3 + 2Cr;
magnis:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2. Hidrometalurgija- Tai metalų gamyba, kuri susideda iš dviejų procesų: 1) natūralus metalo junginys ištirpsta rūgštyje, todėl susidaro metalo druskos tirpalas; 2) iš gauto tirpalo šis metalas išstumiamas aktyvesniu metalu. Pavyzdžiui:
2CuS + 3O 2 = 2CuO + 2SO 2.
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.
Elektrometalurgija- Tai metalų gamyba elektrolizės būdu jų junginių tirpalams arba lydiniams. Elektrolizės procese elektros srovė atlieka reduktorius.

Bendrosios IA grupės metalų charakteristikos.

Pirmosios grupės (IA-grupės) pagrindinio pogrupio metalams priskiriamas litis (Li), natris (Na), kalis (K), rubidis (Rb), cezis (Cs), francis (Fr). Šie metalai vadinami šarminiais metalais, nes sąveikaudami su vandeniu jie ir jų oksidai sudaro šarmus.Šarminiai metalai yra s-elementai. Išoriniame elektronų sluoksnyje metalo atomai turi vieną s-elektroną (ns 1). Kalis, natris – paprastos medžiagos



Šarminiai metalai ampulėse:
a - cezis; b - rubidis; c - kalis; g - natrio Pagrindinė informacija apie IA grupės elementus

Elementas	Li ličio	Natris	K kalio	Rb rubidis	Cs cezis	kun. Prancūzija
Atominis skaičius	3	11	19	37	55	87
Atomų išorinių elektronų sluoksnių sandara	ns 1 np 0, kur n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n yra laikotarpio skaičius
Oksidacijos būsena	+1	+1	+1	+1	+1	+1
Pagrindiniai natūralūs junginiai	Li 2 O · Al 2 O 3 · 4SiO 2 (spodumenas); LiAl (PO 4) F, LiAl (PO 4) OH (ambligonitas)	NaCl (valgomosios druskos); Na 2 SO 4 · 10H 2 O (Glauberio druska, mirabilitas); КCl NaCl (silvitas)	KCl (silvinitas), KCl NaCl (silvinitas); K (kalio lauko špatas, stačiakampis); KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalitas) – randamas augaluose	Kaip izoamorfinė priemaiša kalio mineraluose - silvinite ir karnalite	4Cs 2 O · 4Al 2 O 3 · 18 SiO 2 · 2H 2 O (pusiau cituotas); kalio mineralų palydovas	Α-aktinio skilimo produktas

Fizinės savybės Kalis ir natris yra minkšti sidabriniai metalai (pjaustomi peiliu); ρ (K) = 860 kg / m 3, Tm (K) = 63,7 ° C, ρ (Na) = 970 kg / m 3, Tm (Na) = 97,8 ° C. Jie pasižymi dideliu šilumos ir elektros laidumu, nudažo liepsną būdingomis spalvomis: K - šviesiai violetine spalva, Na - geltona.