Dom > Płatonow > ). L.p.ivanova, nauczyciel chemii w liceum Novino (obwód astrachański) Położenie pierwiastków tworzących metale w układzie okresowym

). L.p.ivanova, nauczyciel chemii w liceum Novino (obwód astrachański) Położenie pierwiastków tworzących metale w układzie okresowym

Pozycja metali w układzie okresowym

Jeśli narysujemy przekątną od boru do astatu w tabeli D.I. Pierwiastki znajdujące się w pobliżu przekątnej mają dwojakie właściwości: w niektórych ich związkach zachowują się jak metale; w niektórych - jako niemetale.

Struktura atomów metali

W okresach i głównych podgrupach występują prawidłowości zmiany właściwości metali.

Wiele atomów metali ma 1, 2 lub 3 elektrony walencyjne, na przykład:

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

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

Metale alkaliczne (grupa 1, główna podgrupa): ... nS1.

Ziemia alkaliczna (grupa 2, główna podgrupa): ... nS2.

Właściwości atomów metali są okresowo zależne od ich położenia w tablicy DI Mendelejewa.

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

a - miedź; b - magnez; c - α-modyfikacja żelaza

Atomy metali mają tendencję do oddawania swoich zewnętrznych elektronów. W kawałku metalu, wlewku lub wyrobie metalowym atomy metalu oddają zewnętrzne elektrony i wysyłają je do tego kawałka, wlewka lub produktu, zamieniając się w ten sposób w jony. „Oderwane” elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, chwilowo łączą się z nimi w atomy, ponownie odrywają, a proces ten zachodzi w sposób ciągły. Metale mają sieć krystaliczną, w węzłach których znajdują się atomy lub jony (+); między nimi są wolne elektrony (gaz elektronowy). Schemat komunikacji w metalu można wyświetlić w następujący sposób:

М0 ↔ nē + Мn +,

atom - jon

gdzie n Czy liczba elektronów zewnętrznych uczestniczących w wiązaniu (y Na - 1 ē, w Ca - 2 ², w Al - 3 ē).

Ten rodzaj wiązania obserwuje się w metalach - substancjach prostych - metalach i stopach.

Wiązanie metaliczne to wiązanie między dodatnio naładowanymi jonami metali a swobodnymi elektronami w sieci krystalicznej metali.

Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwo do wiązania kowalencyjnego, ale także pewną różnicę, ponieważ wiązanie metaliczne opiera się na uspołecznieniu elektronów (podobieństwo), wszystkie atomy biorą udział w uspołecznieniu tych elektronów (różnica). Dlatego kryształy z wiązaniem metalicznym są plastyczne, przewodzące elektryczność i mają metaliczny połysk. Jednak w stanie pary atomy metalu są połączone wiązaniem kowalencyjnym, pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych).

Ogólna charakterystyka metali

Zdolność atomów do oddawania elektronów (utleniania)

← Rosnące

Interakcja z tlenem atmosferycznym

Utlenia się szybko w temperaturach otoczenia

Utleniaj się powoli w normalnej temperaturze lub po podgrzaniu

Nie utleniaj się

Interakcja z wodą

W normalnych temperaturach uwalniany jest H2 i powstaje wodorotlenek

Po podgrzaniu uwalnia się H2

H2 nie jest wypierany z wody

5interakcja z kwasami

Wypieraj H2 z rozcieńczonych kwasów

Nie wypiera H2 z rozcieńczonych kwasów

Reaguj ze stęż. i rozkład. HNO3 i ze stęż. H2SO4 po podgrzaniu

Nie reaguj z kwasami

Będąc na łonie natury

Tylko w połączeniach

W połączeniach i w dowolnej formie

Przeważnie luźne

Metody pozyskiwania

Elektroliza stopów

Redukcja węglem, tlenkiem węgla (2), alumotermia lub elektroliza wodnych roztworów soli

Zdolność jonów do przyłączania elektronów (odzyskiwania)

Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Rosnące →

Szeregi elektrochemiczne napięć metali. Właściwości fizyczne i chemiczne metali

Ogólne właściwości fizyczne metali

Ogólne właściwości fizyczne metali są określone przez wiązanie metaliczne i metaliczną sieć krystaliczną.

Plastyczność, ciągliwość

Mechaniczne oddziaływanie na kryształ metalu powoduje przemieszczenie warstw atomów. Ponieważ elektrony w metalu poruszają się po krysztale, nie dochodzi do zerwania wiązań. Plastyczność spada z rzędu Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe... Na przykład złoto można zwinąć w arkusze o grubości nie większej niż 0,001 mm, które służą do złocenia różnych przedmiotów. Folia aluminiowa pojawiła się stosunkowo niedawno, a wcześniej herbata, czekolada została przekuta w folię aluminiową, którą nazwano stanyolem. Jednak Mn i Bi nie mają ciągliwości: są to metale kruche.

Metaliczny połysk

Metaliczny połysk, który w proszku tracą wszystkie metale, z wyjątkiem Glin oraz Mg... Najjaśniejsze metale to Hg(słynne "lusterka weneckie" były z niego wykonane w średniowieczu), Ag(teraz powstają z niego nowoczesne lustra za pomocą reakcji „srebrnego lustra”). Według koloru (konwencjonalnie) rozróżnia się metale żelazne i nieżelazne. Wśród tych ostatnich wyróżnimy cenne - Au, Ag, Pt. Złoto to metal jubilerów. To na jego bazie powstały wspaniałe pisanki Faberge.

Dzwonienie

Metale dzwonią, a ta właściwość jest używana do produkcji dzwonów (przypomnijmy Car Bell na moskiewskim Kremlu). Najbardziej dźwięczne metale to Au, Ag, Ci. Miedziane pierścionki z grubym brzęczącym pierścionkiem - szkarłatny pierścionek. To symboliczne wyrażenie nie na cześć malinowej jagody, ale na cześć holenderskiego miasta Malina, w którym stopiono pierwsze dzwony kościelne. Później w Rosji rosyjscy rzemieślnicy zaczęli odlewać dzwony jeszcze lepszej jakości, a mieszkańcy miast i miasteczek przekazywali złotą i srebrną biżuterię, aby dzwon odlany do kościołów brzmiał lepiej. W niektórych rosyjskich lombardach o autentyczności przyjętych na zamówienie złotych obrączek decydowało dzwonienie złotej obrączki zawieszonej na włosach kobiety (słychać bardzo długi i wyraźny, wysoki dźwięk).

W normalnych warunkach wszystkie metale z wyjątkiem rtęci Hg są ciałami stałymi. Najtwardszym metalem jest chrom Cr, który rysuje szkło. Najdelikatniejsze są metale alkaliczne, są cięte nożem. Metale alkaliczne przechowuje się z dużą ostrożnością - Na - w nafcie, Li - w wazelina ze względu na swoją lekkość, nafta - w szklanym słoiku, słoik - w wiórach azbestowych, azbest - w puszce.

Przewodnictwo elektryczne

Dobre przewodnictwo elektryczne metali tłumaczy się obecnością w nich wolnych elektronów, które pod wpływem nawet niewielkiej różnicy potencjałów uzyskują kierunkowy ruch od bieguna ujemnego do dodatniego. Wraz ze wzrostem temperatury nasilają się drgania atomów (jonów), co utrudnia kierunkowy ruch elektronów i tym samym prowadzi do spadku przewodności elektrycznej. Natomiast w niskich temperaturach ruch wibracyjny znacznie się zmniejsza, a przewodność elektryczna gwałtownie wzrasta. Metale wykazują nadprzewodnictwo w pobliżu zera absolutnego. Ag, Cu, Au, Al, Fe mają najwyższą przewodność elektryczną; najgorsze przewodniki - Hg, Pb, W.

Przewodność cieplna

W normalnych warunkach przewodność cieplna metali zmienia się zasadniczo w tej samej kolejności, co ich przewodność elektryczna. Przewodność cieplna wynika z dużej ruchliwości swobodnych elektronów i ruchu wibracyjnego atomów, dzięki czemu następuje szybkie wyrównanie temperatury w masie metalu. Najwyższa przewodność cieplna występuje w srebrze i miedzi, a najniższa w bizmucie i rtęci.

Gęstość

Gęstość metali jest inna. Im mniej, tym mniejsza masa atomowa pierwiastka metalowego i większy promień jego atomu. Najlżejszym metalem jest lit (gęstość 0,53 g/cm3), najcięższym jest osm (gęstość 22,6 g/cm3). Metale o gęstości mniejszej niż 5 g/cm3 nazywane są lekkimi, pozostałe nazywane są ciężkimi.

Temperatura topnienia i wrzenia metali jest zróżnicowana. Najbardziej niskotopliwy metal - rtęć (temperatura wrzenia = -38,9 ° C), cez i gal - topią się odpowiednio w 29 i 29,8 ° C. Wolfram jest najbardziej ogniotrwałym metalem (bp = 3390 ° C).

Pojęcie alotropii metali na przykładzie cyny

Niektóre metale mają modyfikacje alotropowe.

Na przykład cynę dzieli się na:

· Α-cyna, czyli szara cyna („plaga cynowa” – przekształcenie zwykłej β-cyny w α-cynę w niskich temperaturach spowodowało śmierć wyprawy R. Scotta na Biegun Południowy, który stracił całe paliwo, ponieważ było ono magazynowane w zamkniętych zbiornikach cyny), stabilny w t<14°С, серый порошок.

· Β-cyna, czyli biała cyna (t=14 - 161°C) jest metalem bardzo miękkim, ale twardszym od ołowiu, podatnym na odlewanie i lutowanie. Jest stosowany w stopach takich jak blacha ocynowana (ocynowane żelazo).

Szereg elektrochemiczny napięć metali i jego dwie zasady

Ułożenie atomów w rzędzie według ich reaktywności można przedstawić w następujący sposób:

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

Pozycja pierwiastka w szeregu elektrochemicznym pokazuje, jak łatwo tworzy jony w roztworze wodnym, czyli jego reaktywność. Reaktywność pierwiastków zależy od zdolności do przyjmowania lub oddawania elektronów biorących udział w tworzeniu wiązania.

Pierwsza zasada szeregu napięć

Jeśli metal znajduje się w tym rzędzie przed wodorem, jest w stanie wyprzeć go z roztworów kwasowych, jeśli po wodorze, to nie.

Na przykład, Zn, Mg, Al dały reakcję podstawienia kwasami (są w szeregu napięć do h), a Cu nie (ona po h).

Druga zasada szeregu napięć

Jeśli metal znajduje się w szeregu naprężeń aż do metalu soli, to jest w stanie wyprzeć ten metal z roztworu jego soli.

Na przykład CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

W takich przypadkach pozycja metalu przed lub po wodór to może nie mieć znaczenia, ważne jest, aby metal reagujący poprzedzał metal tworzący sól:

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

Ogólne właściwości chemiczne metali

W reakcjach chemicznych metale są czynnikami redukującymi (oddają elektrony).

Interakcja z prostymi substancjami.

1. Z halogenami metale tworzą sole - halogenki:

Mg + Cl2 = MgCl2;

Zn + Br2 = ZnBr2.

2. Metale tworzą tlenki z tlenem:

4Na + O2 = 2 Na2O;

2Cu + O2 = 2CuO.

3. Z siarką metale tworzą sole - siarczki:

4. Z wodorem najbardziej aktywne metale tworzą wodorki, na przykład:

Ca + H2 = CaH2.

5.z węglem wiele metali tworzy węgliki:

Ca + 2C = CaC2.

Interakcja ze złożonymi substancjami

1. Metale na początku szeregu napięć (od litu do sodu), w normalnych warunkach wypierają wodór z wody i tworzą zasady, na przykład:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

2. Metale znajdujące się w szeregu napięć do wodoru oddziałują z rozcieńczonymi kwasami (НCl, Н2SO4 itp.), w wyniku czego tworzą się sole i uwalniany jest wodór, np.:

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

3. Metale oddziałują z roztworami soli mniej aktywnych metali, w wyniku czego powstaje sól bardziej aktywnego metalu, a mniej aktywny metal jest uwalniany w postaci wolnej, na przykład:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Metale w przyrodzie.

Odnajdywanie metali w przyrodzie.

Większość metali występuje w przyrodzie w postaci różnych związków: metale aktywne występują tylko w postaci związków; metale o niskiej aktywności - w postaci związków iw postaci wolnej; metale szlachetne (Ag, Pt, Au...) w postaci wolnej.

Metale rodzime zwykle występują w niewielkich ilościach w postaci ziaren lub wtrąceń w skałach. Rzadko zdarzają się też dość duże kawałki metalu - samorodki. Wiele metali w przyrodzie istnieje w stanie związanym w postaci chemicznych związków naturalnych - minerały... Bardzo często są to tlenki np. minerały żelazne: czerwona ruda żelaza Fe2O3, brązowa ruda żelaza 2Fe2O3 ∙ 3H2O, magnetyczna ruda żelaza Fe3O4.

Minerały są częścią skał i rud. Ores nazywane są naturalnymi formacjami zawierającymi minerały, w których metale występują w ilościach, które są technologicznie i ekonomicznie odpowiednie do produkcji metali w przemyśle.

Według składu chemicznego minerału zawartego w rudzie występują rudy tlenkowe, siarczkowe i inne.

Zwykle przed uzyskaniem metali z rudy jest ona wstępnie wzbogacana - pusta skała, oddzielane są zanieczyszczenia, w wyniku czego powstaje koncentrat, który służy jako surowiec do produkcji metalurgicznej.

Metody otrzymywania metali.

Produkcja metali z ich związków jest zadaniem metalurgii. Każdy proces metalurgiczny to proces redukcji jonów metali za pomocą różnych środków redukujących, w wyniku którego otrzymuje się metale w postaci wolnej. W zależności od sposobu prowadzenia procesu metalurgicznego rozróżnia się pirometalurgię, hydrometalurgię i elektrometalurgię.

Pirometalurgia Czy produkcja metali z ich związków w wysokich temperaturach przy użyciu różnych środków redukujących: węgla, tlenku węgla (II), wodoru, metali (aluminium, magnez) itp.

Przykłady odzyskiwania metali

ZnO + C → Zn + CO2;

Tlenek węgla:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;

Wodór:

WO3 + 3H2 → W + 3H2O;

CoO + H2 → Co + H2O;

Aluminium (alutermia):

4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn;

Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;

Magnez:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

Hydrometalurgia- Jest to produkcja metali, która składa się z dwóch procesów: 1) naturalny związek metalu rozpuszcza się w kwasie, w wyniku czego powstaje roztwór soli metalu; 2) z powstałego roztworu metal ten jest wypierany przez bardziej aktywny metal. Na przykład:

1,2 CuS + 3О2 = 2CuO + 2SО2.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Elektrometalurgia- Jest to produkcja metali poprzez elektrolizę roztworów lub stopionych ich związków. Prąd elektryczny pełni rolę czynnika redukującego w procesie elektrolizy.

Ogólna charakterystyka metali z grupy IA.

Metale głównej podgrupy pierwszej grupy (grupa IA) obejmują lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frans (Fr). Metale te nazywane są metalami alkalicznymi, ponieważ one i ich tlenki tworzą zasady podczas interakcji z wodą.

Metale alkaliczne to s-pierwiastki. Na zewnętrznej warstwie elektronowej atomy metalu mają jeden s-elektron (ns1).

Potas, sód - substancje proste

Metale alkaliczne w ampułkach:
a - cez; b - rubid; c - potas; g - sód

Podstawowe informacje o elementach grupy OW

litowo-litowy

Na sód

K potas

Rubid rubidowy

Cs cez

Fr Francja

Liczba atomowa

Stan utlenienia

Podstawowe związki naturalne

Li2O · Al2O3 · 4SiO2 (spodumen); LiAl (PO4) F, LiAl (PO4) OH (ambligonit)

NaCl (sól kuchenna); Na2SO4 10H2O (sól Glaubera, mirabit); KCl NaCl (sylwit)

KCl (sylwinit), KCl NaCl (sylwinit); K (skaleń potasowy, ortogonalny); KCl MgCl2 6H2O (karnalit) - występujący w roślinach

Jako zanieczyszczenie izoamorficzne w minerałach potasowych – sylwinicie i karnalicie

4Cs2O · 4Al2O3 · 18 SiO2 · 2H2O (półcyt); towarzysz minerałów potasu

Α-produkt rozpadu aktynu

Właściwości fizyczne

Potas i sód to miękkie srebrzyste metale (cięte nożem); ρ (K) = 860 kg / m3, Tm (K) = 63,7 ° C, ρ (Na) = 970 kg / m3, Tm (Na) = 97,8 ° C. Charakteryzują się wysoką przewodnością cieplną i elektryczną, malują płomień na charakterystyczne kolory: K - jasnofioletowy, Na - żółty.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image005_57.jpg "alt =" (! LANG: Rozpuszczanie tlenku siarki (IV) w wodzie" width="312" height="253 src=">Реакция серы с натрием!}

Interakcja ze złożonymi substancjami:

1,2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.

2. 2Na + Na2О2 → 2Na2О.

3,2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.

Przemysł celulozowo-papierniczy "href =" / text / category / tcellyulozno_bumazhnaya_promishlennostmz / "rel =" bookmark "> produkcja papieru, tkanin sztucznych, mydła, do czyszczenia rurociągów naftowych, przy produkcji włókien sztucznych, w bateriach alkalicznych.

Znajdowanie związków metaliIAgrupy w przyrodzie.

Sól ― NaCl- chlorek sodu, NaNO3- azotan sodu (azotan chilijski), Na2CO3- węglan sodu (soda), NaHCO3- wodorowęglan sodu (soda oczyszczona), Na2SO4- siarczan sodu, Na2SO4 10H2O- sól glauberska, KCl .Name- chlorek potasu, KNO3- azotan potasu (saletra potasu), K2SO4- siarczan potasu, К2СО3- węglan potasu (potaż) - krystaliczne substancje jonowe, prawie wszystkie rozpuszczalne w wodzie. Sole sodowe i potasowe wykazują właściwości soli średnich:

2NaCl (ciało stałe) + Н2SO4 (stęż.) → Na2SO4 + 2НCl;

КCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓;

Na2CO3 + 2HCl → NaCl + CO2 + H2O;

K2CO3 + H2O KHCO3 + KOH;

СО32- + Н2О ↔ HCO3- + OH - (środowisko alkaliczne, pH< 7).

Kryształy soli kuchennej

Kopalnia Soli

Na2CO3 służy do produkcji papieru, mydła, szkła;

NaHCO3- w medycynie, gotowaniu, przy produkcji wód mineralnych, w gaśnicach;

К2СО3- do uzyskania mydła w płynie i szkła;

Potaż - węglan potasu

NaNO3, KNO3, KCl, K2SO4- najważniejsze nawozy potasowe.

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

Sól morska zawiera 90-95% NaCl (chlorek sodu) i do 5% innych minerałów: sole magnezu, sole wapnia, sole potasu, sole manganu, sole fosforu, sole jodu itp. Razem ponad 40 użytecznych pierwiastków stół - wszystko to istnieje w wodzie morskiej.

Morze Martwe

Jest w nim coś niezwykłego, wręcz fantastycznego. Na ziemiach wschodnich nawet najmniejsza strużka wilgoci jest źródłem życia, kwitną tam ogrody, dojrzewają zboża. Ale ta woda zabija wszystkie żywe stworzenia.

Wiele ludów odwiedziło te wybrzeża: Arabowie, Żydzi, Grecy, Rzymianie; każdy z nich nazwał to ogromne jezioro w swoim własnym języku, ale znaczenie nazwy było takie samo: martwe, niebezpieczne, bez życia.

Staliśmy na opustoszałym brzegu, którego tępy wygląd budził smutek: martwa kraina - bez trawy, bez ptaków. Po drugiej stronie jeziora czerwonawe góry wyrastały stromo z zielonej wody. Nagie, pomarszczone zbocza. Wydawało się, że jakaś siła zerwała ich naturalną osłonę i odsłoniły mięśnie ziemi.

Postanowiliśmy się zanurzyć, ale woda okazała się zimna, po prostu umyliśmy się gęstą wodą płynącą jak chłodna solanka. Kilka minut później twarz i dłonie pokryła biała powłoka soli, a na ustach pozostał nieznośnie gorzki smak, z którego przez długi czas nie można było się go pozbyć. W tym morzu nie można utonąć: sama gęsta woda utrzymuje człowieka na powierzchni.

Czasami ryba przepływa z Jordanii do Morza Martwego. Umiera za minutę. Znaleźliśmy jedną taką rybę wyrzuconą na brzeg. Była twarda jak kij w twardej, słonej skorupie.
To morze może stać się źródłem bogactwa dla ludzi. W końcu to gigantyczny magazyn soli mineralnych.


Każdy litr wody z Morza Martwego zawiera 275 gramów soli potasu, sodu, bromu, magnezu, wapnia. Zasoby mineralne szacowane są tu na 43 miliardy ton. Brom i potaż można wydobywać niezwykle tanio i nic nie ogranicza skali produkcji. Kraj posiada ogromne rezerwy fosforanów, na które jest duże zapotrzebowanie na rynku światowym, a wydobywa się ich znikomą ilość.

Ogólna charakterystyka elementów grupy IIA.

Metale głównej podgrupy drugiej grupy (grupa IIA) obejmują beryl (Be), magnez (Mg), wapń (Ca), stront (Sr), bar (Ba), rad (Ra). Metale te nazywane są metalami ziem alkalicznych, ponieważ ich wodorotlenki Ме (ОН) 2 mają właściwości alkaliczne, a ich tlenki Ме są podobne pod względem ogniotrwałości do tlenków metali ciężkich, dawniej nazywanych „ziemami”.

Metale ziem alkalicznych są pierwiastkami s. Na zewnętrznej warstwie elektronowej atomy metalu mają dwa s-elektrony (ns2).

Podstawowe informacje o elementach IIA-group

Być beryl

Mg magnez

Ca wapń

Sr stront

Ba bar

Ra rad

Liczba atomowa

Struktura zewnętrznych powłok elektronowych atomów

gdzie n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n to numer okresu

Stan utlenienia

Podstawowe związki naturalne

3BeO Al2O3 6SiO2 (beryl); Be2SiO4 (fenakit)

2MgO SO2 (oliwin); MgCO3 (magnezyt); MgCO3 CaCO3 (dolomit); MgCl2 KCl 6H2O (karnalit)

CaCO3 (kalcyt), fluoryt СaF2―, СaO · Al2O3 · 6SiO2 (anoryt); CaSO4 2H2O (gips); MgCO3 CaCO3 (dolomit), Ca3 (PO4) 2 - fosforyt, Ca5 (PO4) 3X (X = F, Cl, OH) - apatyt

SrCO3 (cyjanit stronny), SrSO4 (celestyna)

BaCO3 (bateryt) BaSO4 (baryt, ciężki dźwigar)

W ramach rud uranu

Ziemia alkaliczna- lekkie srebrno-białe metale. Stront ma złoty odcień, znacznie twardszy niż metale alkaliczne. Bar ma podobną miękkość do ołowiu. W powietrzu w zwykłych temperaturach powierzchnia berylu i magnezu pokryta jest ochronną warstwą tlenku. Metale ziem alkalicznych aktywnie oddziałują z tlenem atmosferycznym, dlatego są przechowywane pod warstwą nafty lub w zamkniętych naczyniach, podobnie jak metale alkaliczne.

Wapń to prosta substancja

Właściwości fizyczne

Naturalny wapń to mieszanina stabilnych izotopów. Najpopularniejszy wapń to 97%). Wapń to srebrzystobiały metal; ρ = 1550 kg / m3, Tm = 839 ° C. Zabarwia płomień pomarańczowo-czerwony.

Właściwości chemiczne

Oddziaływanie z prostymi substancjami (niemetalami):

1.Z halogenami: Ca + Cl2 → CaCl2 (chlorek wapnia).

2. Z węglem: Ca + 2C → CaC2 (węglik wapnia).

3. Z wodorem: Ca + H2 → CaH2 (wodorek wapnia).

Sól: CaCO3 węglan wapnia to jeden z najbardziej rozpowszechnionych związków na Ziemi: kreda, marmur, wapień. Najważniejszym z tych minerałów jest wapień. On sam jest doskonałym kamieniem budowlanym, dodatkowo jest surowcem do produkcji cementu, wapna gaszonego, szkła itp.

Kruszywo wapienne wzmacnia drogi, a proszek zmniejsza kwasowość gleby.

Kreda naturalna reprezentuje pozostałości starożytnych muszli zwierzęcych. Wykorzystywana jest jako kredki szkolne, w pastach do zębów, do produkcji papieru i gumy.

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

Właściwości fizyczne

Żelazo jest metalem srebrzystobiałym lub szarym, stałym, o wysokiej ciągliwości, przewodności cieplnej i elektrycznej, ogniotrwałym; ρ = 7874 kg / m3, Tm = 1540 ° C. W przeciwieństwie do innych metali, żelazo jest zdolne do magnetyzacji, ma ferromagnetyzm.

Właściwości chemiczne

Żelazo wchodzi w interakcje zarówno z substancjami prostymi, jak i złożonymi.

Oddziaływanie żelaza z tlenem

a) po podgrzaniu (spalanie), b) po n. w. (korozja)

Właściwości chemiczne żelaza

Pod n. w.

Po podgrzaniu

Reakcja

3FeSO4 + 2K3 = Fe32 ↓ + 3K2SO4 (turbulen blue - ciemnoniebieski osad).

1. 4FeCl3 + 3K4 = Fe43 ↓ + 12KCl (niebieski pruski - ciemnoniebieski osad).

2. FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe (CNS) 3 + 3NH4Cl (krwistoczerwony tiocyjanian Fe + amoniak).

Biologiczna rola żelaza

Biochemicy ujawniają ogromną rolę żelaza w życiu roślin, zwierząt i ludzi. Jako część hemoglobiny żelazo powoduje czerwony kolor tej substancji, co z kolei określa kolor krwi. Ciało osoby dorosłej zawiera 3 g żelaza, z czego 75% stanowi część hemoglobiny, dzięki czemu odbywa się najważniejszy proces biologiczny, oddychanie. Żelazo jest również niezbędne dla roślin. Bierze udział w procesach oksydacyjnych protoplazmy, podczas oddychania roślin oraz w tworzeniu chlorofilu, chociaż sam nie jest jego częścią. Żelazo od dawna jest stosowane w medycynie w leczeniu anemii, przy wyczerpaniu, utracie siły.

Aby skorzystać z podglądu prezentacji, załóż sobie konto Google (konto) i zaloguj się do niego: https://accounts.google.com


Podpisy slajdów:

Pozycja metali w układzie okresowym D.I. Mendelejew. Cechy budowy atomów, właściwości.

Cel lekcji: 1. Na podstawie pozycji metali w PSCE, zrozumiej cechy strukturalne ich atomów i kryształów (wiązania chemiczne metali i sieć krystaliczna metali). 2. Uogólniać i poszerzać wiedzę na temat właściwości fizycznych metali i ich klasyfikacji. 3. Rozwijać umiejętność analizowania, wyciągania wniosków na podstawie pozycji metali w układzie okresowym pierwiastków chemicznych.

MIEDŹ Idę na małe monety, lubię dzwonić w dzwonki, Stawiają mi za to pomnik A oni wiedzą: nazywam się….

ŻELAZO Orać i budować - może wszystko, jeśli węgiel mu w tym pomoże...

Metale to grupa substancji o wspólnych właściwościach.

Metale są pierwiastkami I-III grup głównych podgrup oraz IV-VIII grup podgrup drugorzędnych I grupa II grupa III grupa IV grupa V grupa VI grupa VII grupa VIII grupa Na Mg Al Ti V Cr Mn Fe

Spośród 109 elementów PSCE 85 to metale: są podświetlone na niebiesko, zielono i różowo (z wyjątkiem H i He)

Pozycja pierwiastka w PS odzwierciedla strukturę jego atomów POZYCJA ELEMENTU W UKŁADIE OKRESOWYM STRUKTURA JEGO ATOMÓW Liczba porządkowa pierwiastka w układzie okresowym Ładunek jądrowy atomu Całkowita liczba elektronów Numer grupy Liczba elektronów na zewnętrznym poziomie energii. Najwyższa wartościowość pierwiastka, stopień utlenienia Numer okresu Liczba poziomów energetycznych. Liczba podpoziomów na zewnętrznym poziomie energii

Model atomu sodu

Struktura elektronowa atomu sodu

Zadanie 2. Sporządź samodzielnie w zeszycie schemat struktury elektronowej atomów glinu i wapnia na przykładzie atomu sodu.

Wniosek: 1. Metale to pierwiastki, które mają 1-3 elektrony na zewnętrznym poziomie energii, rzadziej 4-6. 2. Metale to pierwiastki chemiczne, których atomy przekazują elektrony do zewnętrznej (a czasami przed-zewnętrznej) warstwy elektronowej, zamieniając się w jony dodatnie. Metale są czynnikami redukującymi. Wynika to z małej liczby elektronów w warstwie zewnętrznej, dużego promienia atomów, w wyniku czego elektrony te są słabo ograniczone do jądra.

Metaliczne wiązanie chemiczne charakteryzuje się: - delokalizacją wiązania, ponieważ stosunkowo niewielka liczba elektronów jednocześnie wiąże wiele jąder; - elektrony walencyjne poruszają się swobodnie po całym kawałku metalu, który jest ogólnie obojętny elektrycznie; - wiązanie metaliczne nie ma kierunkowości i nasycenia.

Sieci krystaliczne metali

Informacje wideo o kryształach metalu

O właściwościach metali decyduje budowa ich atomów. Własności metali Własności Własności Twardość Wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, są w normalnych warunkach ciałami stałymi. Najłagodniejsze to sód, potas. Można je ciąć nożem; najtwardszy chrom - rysy na szkle. gęstość Metale dzielą się na lekkie (gęstość 5g/cm) i ciężkie (gęstość powyżej 5g/cm). topliwość Metale dzielą się na niskotopliwe i ogniotrwałe przewodnictwo elektryczne, przewodnictwo cieplne Chaotycznie poruszające się elektrony pod wpływem napięcia elektrycznego nabierają ruchu kierunkowego, w wyniku czego powstaje prąd elektryczny. metaliczny połysk Elektrony wypełniające przestrzeń międzyatomową odbijają promienie świetlne i nie przenoszą plastyczności jak szkło. Mechaniczne oddziaływanie na kryształ z metalową siatką powoduje jedynie przemieszczenie warstw atomowych i nie towarzyszy mu zerwanie wiązań, dlatego metal charakteryzuje się dużą plastycznością.

Sprawdź przyswajanie wiedzy na lekcji testując 1) Formuła elektroniczna wapnia. А) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 1 B) 1S 2 2S 2 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 R 6 4 S 2

Pozycje testu 2 i 3 2) Wzór elektroniczny 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 ma atom: a) Na b) Ca c) Cu d) Zn 3) Przewodność elektryczna, metaliczny połysk, plastyczność, gęstość metale określa się: a ) masę atomów b) temperaturę topnienia metali c) strukturę atomów metali d) obecność niesparowanych elektronów

Pozycje testowe 4 i 5 4) Metale oddziałujące z niemetalami wykazują właściwości a) utleniające; b) regeneracyjny; c) zarówno utlenianie, jak i redukcje; d) nie biorą udziału w reakcjach redoks; 5) W układzie okresowym typowe metale znajdują się w: a) części górnej; b) dolna część; w prawym górnym rogu; d) lewy dolny róg;

Poprawne odpowiedzi Numer zadania Poprawna odpowiedź odpowiedzi 1 D 2 B 3 C 4 B 5 D

Zapowiedź:

Cel i cele lekcji:

  1. Na podstawie pozycji metali w PSCE poprowadź uczniów do zrozumienia cech strukturalnych ich atomów i kryształów (wiązania chemiczne metali i sieci krystalicznej metalu), aby zbadać ogólne właściwości fizyczne metali. Przejrzyj i podsumuj wiedzę na temat wiązań chemicznych i sieci krystalicznej metalu.
  2. Aby rozwinąć umiejętność analizowania, wyciągania wniosków dotyczących budowy atomów na podstawie położenia metali w PSCE.
  3. Rozwiń umiejętność opanowania terminologii chemicznej, jasnego formułowania i wyrażania swoich myśli.
  4. Promowanie samodzielnego myślenia w trakcie zajęć edukacyjnych.
  5. Aby wzbudzić zainteresowanie przyszłym zawodem.

Forma lekcji:

lekcja połączona z prezentacją

Metody i techniki:

Opowieść, rozmowa, pokaz wideo rodzajów sieci krystalicznych metali, test, opracowanie schematów struktury elektronowej atomów, pokaz kolekcji próbek metali i stopów.

Ekwipunek:

  1. Tabela „Układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew ”;
  2. Prezentacja lekcji na temat mediów elektronicznych.
  3. Pobieranie próbek metali i stopów.
  4. Rzutnik multimedialny.
  5. Karty z tabelą „Charakterystyka budowy atomu według pozycji w PSCE”

PODCZAS ZAJĘĆ

I. Moment organizacyjny lekcji.

II. Oświadczenie i ogłoszenie tematu lekcji, jej celów i zadań.

Slajd 1-2

III. Nauka nowego materiału.

Nauczyciel: Człowiek używał metali od czasów starożytnych. Krótko o historii stosowania metali.

1 wiadomość dla uczniów. Slajd 3

Na początku była epoka miedzi.

Pod koniec epoki kamienia człowiek odkrył możliwość wykorzystania metali do produkcji narzędzi. Pierwszym takim metalem była miedź.

Okres rozpowszechniania się narzędzi miedzianych nazywa się chalkolit lub chalkolit , co w tłumaczeniu z greckiego oznacza „miedź”. Miedź obrabiano narzędziami kamiennymi metodą kucia na zimno. Bryłki miedzi zostały zamienione w produkty ciężkimi uderzeniami młotka. Na początku epoki miedzi z miedzi wytwarzano tylko miękkie narzędzia, biżuterię i artykuły gospodarstwa domowego. To właśnie wraz z odkryciem miedzi i innych metali zaczął się pojawiać zawód kowala.

Później pojawił się odlew, a potem ludzie zaczęli dodawać cynę lub antymon do miedzi, aby brąz stał się trwalszy, mocniejszy, topliwy.

Wiadomość dla ucznia 2. Slajd 3

Brązowy - stop miedzi i cyny. Granice chronologiczne epoki brązu sięgają początku III tysiąclecia p.n.e. przed początkiem I tysiąclecia p.n.e.

Wiadomość dla ucznia 3. Slajd 4

Trzeci i ostatni okres ery prymitywnej charakteryzuje się rozpowszechnianiem metalurgii żelaza i narzędzi żelaznych oraz oznacza epokę żelaza. We współczesnym znaczeniu termin ten został wprowadzony w połowie IX wieku przez duńskiego archeologa K. Yu Thomsona i wkrótce rozpowszechnił się w literaturze wraz z terminami „epoka kamienia” i „epoka brązu”.

W przeciwieństwie do innych metali, żelazo, z wyjątkiem meteorytu, prawie nigdy nie występuje w czystej postaci. Naukowcy zakładają, że pierwsze żelazo, które wpadło w ręce człowieka, było pochodzenia meteorytowego i nie bez powodu nazywa się je „niebiańskim kamieniem”. Największy meteoryt znaleziony w Afryce ważył około sześćdziesięciu ton. A w lodzie Grenlandii znaleźli meteoryt żelazny ważący trzydzieści trzy tony.

A teraz trwa epoka żelaza. Rzeczywiście, obecnie stopy żelaza stanowią prawie 90% wszystkich metali i stopów metali.

Nauczyciel.

Złoto i srebro – metale szlachetne są obecnie wykorzystywane do produkcji biżuterii, a także części w przemyśle elektronicznym, lotniczym i stoczniowym. Gdzie te metale mogą być używane w żegludze? Wyjątkowe znaczenie metali dla rozwoju społeczeństwa wynika oczywiście z ich unikalnych właściwości. Nazwij te właściwości.

Zademonstruj uczniom kolekcję próbek metalu.

Studenci wymieniają takie właściwości metali jak przewodnictwo elektryczne i przewodnictwo cieplne, charakterystyczny metaliczny połysk, plastyczność, twardość (z wyjątkiem rtęci) itp.

Nauczyciel zadaje uczniom kluczowe pytanie: jaki jest powód tych właściwości?

Oczekiwana odpowiedź:właściwości substancji wynikają ze struktury cząsteczek i atomów tych substancji.

Slajd 5. Tak więc metale to grupa substancji o wspólnych właściwościach.

Demonstracja prezentacji.

Nauczyciel: Metale są elementami 1-3 grup podgrup głównych i elementami 4-8 grup podgrup drugorzędnych.

Slajd 6. Zadanie 1 ... Na własną rękę, za pomocą PSCE, dodaj do notesu przedstawicieli grup, którymi są metale.

VIII

Wybiórcze słuchanie odpowiedzi uczniów.

Nauczyciel: metale będą elementami znajdującymi się w lewym dolnym rogu PSCE.

Nauczyciel podkreśla, że ​​wszystkie pierwiastki znajdujące się poniżej B - Na przekątnej, nawet te z 4 elektronami (Ge, Sn, Pb), 5 elektronami (Sb, Bi), 6 elektronami (Po) na warstwie zewnętrznej będą metalami w PSCE , ponieważ mają duży promień.

Zatem 85 na 109 pierwiastków PSChE to metale. Slajd numer 7

Nauczyciel: pozycja pierwiastka w PSCE odzwierciedla strukturę atomową pierwiastka. Korzystając z tabel, które otrzymałeś na początku lekcji, charakteryzujemy strukturę atomu sodu poprzez jego położenie w PSCE.
Demonstracja slajdu 8.

Co to jest atom sodu? Spójrz na przybliżony model atomu sodu, w którym widać jądro i elektrony poruszające się po orbitach.

Demonstracja slajdu 9.Model atomu sodu.

Przypomnę, jak powstaje schemat struktury elektronowej atomu pierwiastka.

Demonstracja slajdu 10.Powinieneś mieć następujący schemat struktury elektronowej atomu sodu.

Slajd 11. Zadanie 2. Sporządź sam schemat struktury elektronowej atomu wapnia i aluminium w zeszycie, wzorując się na atomie sodu.

Nauczyciel sprawdza pracę w zeszycie.

Jaki wniosek można wyciągnąć na temat struktury elektronowej atomów metali?

Na zewnętrznym poziomie energii 1-3 elektrony. Pamiętamy, że wchodząc w związki chemiczne atomy dążą do przywrócenia pełnej 8-elektronowej powłoki zewnętrznego poziomu energetycznego. W tym celu atomy metali łatwo oddają 1-3 elektrony z poziomu zewnętrznego, zamieniając się w dodatnio naładowane jony. Jednocześnie wykazują właściwości regenerujące.

Demonstracja slajdu 12. Metale - są to pierwiastki chemiczne, których atomy oddają elektrony zewnętrznej (a czasem przed-zewnętrznej) warstwy elektronicznej, zamieniając się w jony dodatnie. Metale są czynnikami redukującymi. Wynika to z małej liczby elektronów w warstwie zewnętrznej, dużego promienia atomów, w wyniku czego elektrony te są słabo ograniczone do jądra.

Rozważmy proste substancje - metale.

Demonstracja slajdu 13.

Najpierw podsumowujemy informacje o rodzaju wiązania chemicznego utworzonego przez atomy metalu oraz strukturze sieci krystalicznej

  1. stosunkowo niewielka liczba elektronów jednocześnie wiąże wiele jąder, wiązanie ulega delokalizacji;
  2. elektrony walencyjne poruszają się swobodnie po całym kawałku metalu, który jest ogólnie obojętny elektrycznie;
  3. wiązanie metaliczne nie ma kierunkowości i nasycenia.

Demonstracja

Slajd 14" Rodzaje sieci krystalicznych metali»

Slajd 15 Film przedstawiający sieć krystaliczną metali.

Studenci konkludują, że zgodnie z tą konkretną strukturą metale charakteryzują się ogólnymi właściwościami fizycznymi.

Nauczyciel podkreśla, że ​​właściwości fizyczne metali są dokładnie określone przez ich strukturę.

Slajd 16 O właściwościach metali decyduje budowa ich atomów.

a) twardość - wszystkie metale z wyjątkiem rtęci, ciała stałe w normalnych warunkach. Najłagodniejsze to sód, potas. Można je ciąć nożem; najtwardszy chrom - rysy na szkle (demo).

b) gęstość - metale dzielą się na lekkie (5g/cm) i ciężkie (powyżej 5g/cm) (pokaz).

c) topliwość - metale dzielą się na topliwe i ogniotrwałe (demonstracyjne).

G) przewodność elektryczna, przewodność cieplnametale ze względu na swoją strukturę. Chaotycznie poruszające się elektrony pod wpływem napięcia elektrycznego nabierają ruchu kierunkowego, w wyniku czego powstaje prąd elektryczny.

Wraz ze wzrostem temperatury amplituda ruchu atomów i jonów znajdujących się w węzłach sieci krystalicznej gwałtownie wzrasta, co zakłóca ruch elektronów, a przewodność elektryczna metali maleje.

Należy zauważyć, że w niektórych niemetalach wraz ze wzrostem temperatury wzrasta przewodność elektryczna, np. w graficie, natomiast wraz ze wzrostem temperatury następuje zniszczenie niektórych wiązań kowalencyjnych i wzrost liczby swobodnie poruszających się elektronów.

mi) metaliczny połysk- elektrony wypełniające przestrzeń międzyatomową odbijają promienie świetlne i nie przepuszczają, jak szkło.

Dlatego wszystkie metale w stanie krystalicznym mają metaliczny połysk. W przypadku większości metali wszystkie promienie widzialnej części widma są równomiernie rozproszone, więc mają srebrzystobiały kolor. Tylko złoto i miedź pochłaniają w dużym stopniu krótkie fale i odbijają długie fale widma światła, dlatego mają żółte światło. Najbardziej błyskotliwymi metalami są rtęć, srebro, pallad. W proszku wszystkie metale, z wyjątkiem AI i Mg, tracą połysk i mają kolor czarny lub ciemnoszary.

f) plastyczność ... Mechaniczne oddziaływanie na kryształ z metalową siatką powoduje jedynie przemieszczenie warstw atomowych i nie towarzyszy mu zerwanie wiązań, dlatego metal charakteryzuje się dużą plastycznością.

IV. Konsolidacja badanego materiału.

Nauczyciel: zbadaliśmy strukturę i właściwości fizyczne metali, ich pozycję w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew. Teraz dla konsolidacji proponujemy wykonanie testu.

Slajdy 15-16-17.

1) Elektroniczna formuła wapnia.

  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) Formuła elektroniczna 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 ma atom:

  1. a) Na
  2. b) Ca
  3. c) Сu
  4. d) Zn

3) Przewodność elektryczną, metaliczny połysk, plastyczność, gęstość metali określa się przez:

  1. a) masa metalu
  2. b) temperatura topnienia metali
  3. c) budowa atomów metali
  4. d) obecność niesparowanych elektronów

4) Metale w interakcji z niemetalami wykazują właściwości

  1. a) utleniacz;
  2. b) regeneracyjny;
  3. c) zarówno utlenianie, jak i redukcje;
  4. d) nie biorą udziału w reakcjach redoks;

5) W układzie okresowym typowe metale znajdują się w:

  1. a) górna część;
    2. Vi. Praca domowa.

    Budowa atomów metali, ich właściwości fizyczne


    Wstęp


    Metale to proste substancje o charakterystycznych właściwościach w normalnych warunkach: wysoka przewodność elektryczna i przewodność cieplna, zdolność do dobrego odbijania światła (co decyduje o ich blasku i nieprzezroczystości), zdolność do przybierania pożądanego kształtu pod wpływem sił zewnętrznych (plastyczność). Istnieje inna definicja metali - są to pierwiastki chemiczne charakteryzujące się zdolnością oddawania elektronów zewnętrznych (walencyjnych).

    Ze wszystkich znanych pierwiastków chemicznych około 90 to metale. Większość związków nieorganicznych to związki metali.

    Istnieje kilka rodzajów klasyfikacji metali. Najbardziej przejrzysta jest klasyfikacja metali zgodnie z ich pozycją w układzie okresowym pierwiastków chemicznych - klasyfikacja chemiczna.

    Jeżeli w „długiej” wersji układu okresowego poprowadzimy linię prostą przez pierwiastki bor i astat, to po lewej stronie tej linii będą znajdować się metale, a po prawej stronie niemetale.

    Z punktu widzenia budowy atomu metale dzielą się na nieprzejściowe i przejściowe. Metale nieprzejściowe znajdują się w głównych podgrupach układu okresowego i charakteryzują się tym, że w ich atomach następuje sukcesywne wypełnianie poziomów elektronowych s i p. Metale przejściowe obejmują 22 pierwiastki z głównych podgrup a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb , Bi, Po.

    Metale przejściowe znajdują się w bocznych podgrupach i charakteryzują się wypełnieniem poziomów d - lub f-elektronicznych. W skład pierwiastków d wchodzi 37 metali z podgrup bocznych b: 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.

    Pierwiastki f obejmują 14 lantanowców (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Du, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) i 14 aktynowców (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Nie, Lr).

    Wśród metali przejściowych znajdują się również metale ziem rzadkich (Sc, Y, La i lantanowce), metale platynowe (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metale transuranowe (Np oraz pierwiastki o wyższej masie atomowej).

    Oprócz chemii istnieje również, choć nie ogólnie akceptowana, ale od dawna ustanowiona klasyfikacja techniczna metali. Nie jest tak logiczna jak chemiczna - opiera się na jednej lub innej praktycznie ważnej cesze metalu. Żelazo i oparte na nim stopy są klasyfikowane jako metale żelazne, wszystkie pozostałe metale są klasyfikowane jako nieżelazne. Rozróżnij światło (Li, Be, Mg, Ti itp.) i metale ciężkie (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb itp.), a także grupy materiałów ogniotrwałych ( Ti, Zr , Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), szlachetne (Ag, Au, metale platynowe) i radioaktywne (U, Th, Np, Ru itp.). W geochemii wyróżnia się również metale rozproszone (Ga, Ge, Hf, Re itp.) i rzadkie (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re itp.). Jak widać, nie ma wyraźnych granic między grupami.

    Odniesienie do historii


    Pomimo faktu, że życie społeczeństwa ludzkiego bez metali jest niemożliwe, nikt nie wie na pewno, kiedy i jak dana osoba zaczęła ich używać. Najstarsze pisma, które do nas dotarły, mówią o prymitywnych warsztatach, w których wytapiano metal i wytwarzano z niego produkty. Oznacza to, że człowiek opanował metale wcześniej niż pisanie. Odkopując starożytne osady, archeolodzy znajdują narzędzia pracy i łowiectwa używane w tamtych czasach - noże, siekiery, groty strzał, igły, haczyki na ryby i wiele innych. Im starsze osady, tym grubsze i bardziej prymitywne były wytwory ludzkich rąk. Najstarsze wyroby metalowe znaleziono podczas wykopalisk osad, które istniały około 8 tysięcy lat temu. Były to głównie biżuteria wykonana ze złota i srebra oraz groty strzał i groty włóczni wykonane z miedzi.

    Greckie słowo „metallon” pierwotnie oznaczało kopalnie, kopalnie, stąd pochodzi określenie „metal”. W starożytności wierzono, że istnieje tylko 7 metali: złoto, srebro, miedź, cyna, ołów, żelazo i rtęć. Liczba ta korelowała z liczbą znanych wówczas planet - Słońce (złoto), Księżyc (srebro), Wenus (miedź), Jowisz (cyna), Saturn (ołów), Mars (żelazo), Merkury (rtęć) (patrz rysunek). ). Według koncepcji alchemicznych metale powstały w trzewiach ziemi pod wpływem promieni planet i stopniowo ulepszały się, zamieniając w złoto.

    Człowiek najpierw opanował rodzime metale - złoto, srebro, rtęć. Pierwszym sztucznie uzyskanym metalem była miedź, następnie można było opanować produkcję stopu miedzi z solanką – brązu, a dopiero później – żelaza. W 1556 roku w Niemczech ukazała się książka niemieckiego metalurga G. Agricoli "O górnictwie i hutnictwie" - pierwszy szczegółowy przewodnik po produkcji metali, który sprowadza się do nas. To prawda, że ​​w tamtych czasach ołów, cyna i bizmut były nadal uważane za odmiany tego samego metalu. W 1789 r. francuski chemik A. Lavoisier w swoim podręczniku chemii podał listę prostych substancji, która obejmowała wszystkie znane wówczas metale - antymon, srebro, bizmut, kobalt, cynę, żelazo, mangan, nikiel, złoto, platynę , ołów, wolfram i cynk. Wraz z rozwojem metod badań chemicznych liczba znanych metali zaczęła gwałtownie rosnąć. W XVIII wieku. W XIX wieku odkryto 14 metali. - 38, w XX wieku. - 25 metali. W pierwszej połowie XIX wieku. odkryto satelity platyny, metale alkaliczne i ziem alkalicznych otrzymano metodą elektrolizy. W połowie wieku cez, rubid, tal i ind odkryto za pomocą analizy spektralnej. Istnienie metali przewidywanych przez D.I.Mendeleeva na podstawie jego prawa okresowego (są to gal, skand i german) zostało znakomicie potwierdzone. Odkrycie promieniotwórczości pod koniec XIX wieku. wiązało się z poszukiwaniem metali radioaktywnych. Wreszcie metodą przemian jądrowych w połowie XX wieku. Uzyskano metale radioaktywne, które nie występują w naturze, w szczególności pierwiastki transuranowe.


    Właściwości fizyczne i chemiczne metali.


    Wszystkie metale są ciałami stałymi (z wyjątkiem rtęci, która w normalnych warunkach jest cieczą), różnią się od niemetali specjalnym rodzajem wiązania (wiązanie metaliczne). Elektrony walencyjne są słabo związane z określonym atomem, a wewnątrz każdego metalu znajduje się tak zwany gaz elektronowy. Większość metali ma strukturę krystaliczną, a metal można traktować jako „sztywną” sieć krystaliczną jonów dodatnich (kationów). Te elektrony mogą mniej więcej poruszać się po metalu. Kompensują one siły odpychające między kationami, a tym samym wiążą je w zwartą bryłę.

    Wszystkie metale mają wysoką przewodność elektryczną (to znaczy są przewodnikami, w przeciwieństwie do dielektryków niemetalicznych), zwłaszcza miedź, srebro, złoto, rtęć i aluminium; wysoka jest również przewodność cieplna metali. Cechą charakterystyczną wielu metali jest ich ciągliwość (ciągliwość), dzięki której można je zwijać w cienkie arkusze (folię) i wciągać w drut (cyna, aluminium itp.), jednak zdarzają się również metale dość kruche (cynk, antymon, bizmut).

    W przemyśle często stosuje się nie czyste metale, ale ich mieszaniny, zwane stopami. W stopie właściwości jednego składnika zwykle uzupełniają właściwości drugiego. Tak więc miedź ma niską twardość i jest mało przydatna do produkcji części maszyn, podczas gdy stopy miedzi z cynkiem, zwane mosiądzem, są już dość twarde i są szeroko stosowane w inżynierii mechanicznej. Aluminium ma dobrą ciągliwość i wystarczającą lekkość (mała gęstość), ale jest zbyt miękkie. Na jego bazie wytwarzany jest stop ajuralu (duraluminium) zawierający miedź, magnez i mangan. Duraluminium nie tracąc właściwości swojego aluminium, nabiera dużej twardości i dlatego znajduje zastosowanie w technice lotniczej. Stopy żelaza z węglem (i dodatkami innych metali) są dobrze znanym żeliwem i stalą.

    Metale różnią się znacznie gęstością: dla litu jest to prawie połowa gęstości wody (0,53 g/cm3), a dla osmu jest ponad 20 razy wyższa (22,61 g/cm3). Metale różnią się również twardością. Najdelikatniejsze - metale alkaliczne, łatwo je ciąć nożem; najtwardszy metal - chrom - tnie szkło. Różnica temperatur topnienia metali jest duża: rtęć jest cieczą w normalnych warunkach, cez i gal topią się w temperaturze ludzkiego ciała, a najbardziej ogniotrwały metal, wolfram, ma temperaturę topnienia 3380 ° C. Metale o temperaturze topnienia powyżej 1000 ° C określane są jako metale ogniotrwałe, poniżej - do metali niskotopliwych. W wysokich temperaturach metale są zdolne do emitowania elektronów, które są wykorzystywane w elektronice i generatorach termoelektrycznych do bezpośredniego przekształcania energii cieplnej w energię elektryczną. Żelazo, kobalt, nikiel i gadolin po umieszczeniu ich w polu magnetycznym są w stanie stale utrzymywać stan namagnesowania.

    Metale mają również pewne właściwości chemiczne. Atomy metali stosunkowo łatwo oddają elektrony walencyjne i przekształcają się w dodatnio naładowane jony. Dlatego metale są czynnikami redukującymi. To w rzeczywistości jest ich główna i najbardziej ogólna właściwość chemiczna.

    Oczywiście metale jako reduktory będą reagować z różnymi utleniaczami, wśród których mogą znajdować się substancje proste, kwasy, sole mniej aktywnych metali i niektóre inne związki. Związki metali z halogenami nazywane są halogenkami, siarką - siarczkami, azotem - azotkami, fosforem - fosforkami, węglem - węglikami, krzemem - krzemkami, borem - borkami, wodorowodorkami itp. Wiele z tych związków znalazł ważne zastosowania w nowej technologii. Na przykład borki metali są wykorzystywane w radioelektronice, a także w technologii jądrowej jako materiały do ​​regulacji promieniowania neutronowego i ochrony przed nim.

    Pod działaniem stężonych kwasów utleniających na niektórych metalach tworzy się również stabilny film tlenkowy. Zjawisko to nazywa się pasywacją. Tak więc w stężonym kwasie siarkowym takie metale jak Be, Bi, Co, Fe, Mg i Nb są pasywowane (i nie reagują z nim), a w stężonym kwasie azotowym - metale Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe , Nb, Ni, Pb, Th i U.

    Im bardziej na lewo znajduje się metal w tym rzędzie, tym więcej ma właściwości redukujących, to znaczy łatwiej się utlenia i przechodzi w postaci kationu do roztworu, ale trudniej go odzyskać z kationu do wolne państwo.

    Jeden niemetal, wodór, jest umieszczony w szeregu napięć, ponieważ pozwala to określić, czy dany metal będzie reagował z kwasami - środkami nieutleniającymi w roztworze wodnym (dokładniej będzie utleniany przez kationy wodoru H+). Na przykład cynk reaguje z kwasem solnym, ponieważ w szeregu napięć znajduje się po lewej stronie (do) wodoru. Wręcz przeciwnie, srebro nie jest przenoszone do roztworu przez kwas solny, ponieważ znajduje się w szeregu napięć na prawo (za) wodorem. Podobnie zachowują się metale w rozcieńczonym kwasie siarkowym. Metale w szeregu naprężeń po wodorze nazywane są metalami szlachetnymi (Ag, Pt, Au itp.)

    Niepożądaną właściwością chemiczną metali jest ich korozja elektrochemiczna, czyli aktywne niszczenie (utlenianie) metalu w kontakcie z wodą i pod wpływem rozpuszczonego w niej tlenu (korozja tlenowa). Na przykład szeroko znana jest korozja produktów żelaznych w wodzie.

    Szczególnie korozyjne może być miejsce kontaktu dwóch różnych metali – korozja kontaktowa. Para galwaniczna powstaje między jednym metalem, takim jak Fe, a innym metalem, takim jak Sn lub Cu, umieszczonym w wodzie. Przepływ elektronów przechodzi od bardziej aktywnego metalu, który znajduje się na lewo w szeregu napięć (Fe), do mniej aktywnego metalu (Sn, Cu), a bardziej aktywny metal ulega zniszczeniu (korodowaniu).

    Z tego powodu ocynowana powierzchnia puszek (żelazo pokryte cyną) rdzewieje podczas przechowywania w wilgotnej atmosferze i nieostrożnego obchodzenia się z nimi (żelazo szybko zapada się po pojawieniu się przynajmniej małej rysy, która umożliwia żelazo kontakt z wilgocią ). Wręcz przeciwnie, ocynkowana powierzchnia wiadra żelaznego nie rdzewieje przez długi czas, ponieważ nawet w przypadku zarysowań to nie żelazo koroduje, ale cynk (metal bardziej aktywny niż żelazo).

    Odporność na korozję dla danego metalu wzrasta, gdy jest on pokryty bardziej aktywnym metalem lub gdy są one stopione; na przykład powlekanie żelaza chromem lub wytwarzanie stopów żelazo-chrom eliminuje korozję żelaza. Żelazo chromowane i stale zawierające chrom (stale nierdzewne) mają wysoką odporność na korozję.

    Ogólne metody otrzymywania metali:

    Elektrometalurgia, czyli produkcja metali metodą elektrolizy wytopów (najbardziej aktywnych metali) lub roztworów ich soli;

    Pirometalurgia, czyli redukcja metali z ich rud w wysokich temperaturach (np. produkcja żelaza w procesie wielkopiecowym);

    Hydrometalurgia, czyli oddzielanie metali z roztworów ich soli z bardziej aktywnymi metalami (np. otrzymywanie miedzi z roztworu CuSO4 poprzez wypieranie cynku, żelaza

    lub aluminium).

    W naturze metale występują czasem w postaci wolnej, na przykład rodzimej rtęci, srebra i złota, a częściej w postaci związków (rudy metali). Najaktywniejsze metale są oczywiście obecne w skorupie ziemskiej tylko w postaci związanej.



    Lit (z gr. Lithos - kamień), Li, pierwiastek chemiczny podgrupy Ia układu okresowego; liczba atomowa 3, masa atomowa 6, 941; odnosi się do metali alkalicznych.

    Zawartość litu w skorupie ziemskiej wynosi 6,5-10-3% wagowo. Znaleziono go w ponad 150 minerałach, z czego lit to właściwie około 30. Główne minerały to spodumen LiAl, lepidolit KLi1.5 Al1.5 (F, 0H) 2 i petalit (LiNa). Skład tych minerałów jest złożony, wiele z nich należy do klasy glinokrzemianów, bardzo rozpowszechnionych w skorupie ziemskiej. Obiecującym źródłem surowców do produkcji litu są solanki (solanka) złóż solankowych oraz wody gruntowe. Największe złoża związków litu znajdują się w Kanadzie, USA, Chile, Zimbabwe, Brazylii, Namibii i Rosji.

    Co ciekawe, minerał spodumen występuje naturalnie w postaci dużych kryształów ważących kilka ton. W kopalni Etta w Stanach Zjednoczonych znaleźli kryształ w kształcie igły o długości 16 mi wadze 100 ton.

    Pierwsze informacje na temat litu pochodzą z 1817 roku. Szwedzki chemik A. Arfvedson, analizując minerał petalit, odkrył w nim nieznaną zasadę. Nauczyciel Arfvedsona J. Berzelius nadał mu nazwę „lition” (od greckiego liteo-stone), ponieważ w przeciwieństwie do wodorotlenków potasu i sodu, które otrzymywano z popiołu roślinnego, w minerale znaleziono nową zasadę. Metal, który jest „bazą” tej zasady, nazwał także litem. W 1818 r. angielski chemik i fizyk G. Davy otrzymał lit przez elektrolizę wodorotlenku LiOH.

    Nieruchomości. Lit to srebrzystobiały metal; t. pl. 180,54 ° C, bp 1340” C; najlżejszy ze wszystkich metali, jego gęstość wynosi 0,534 g/cm, jest 5 razy lżejszy od aluminium i prawie 2 razy lżejszy od wody. Lit jest miękki i plastyczny. Związki litu barwią płomień na piękny karminowy kolor. Ta bardzo czuła metoda stosowana jest w analizie jakościowej do wykrywania litu.

    Konfiguracja zewnętrznej warstwy elektronowej atomu litu to 2s1 (element s). W związkach wykazuje stopień utlenienia +1.

    Lit jest pierwszym w elektrochemicznym szeregu napięć i wypiera wodór nie tylko z kwasów, ale także z wody. Jednak wiele reakcji chemicznych w litie jest mniej energicznych niż w przypadku innych metali alkalicznych.

    Lit praktycznie nie reaguje ze składnikami powietrza przy braku wilgoci w temperaturze pokojowej. Po podgrzaniu w powietrzu powyżej 200 ° C główny produkt tworzy tlenek Li2O (obecne są tylko śladowe ilości nadtlenku Li2O2). W wilgotnym powietrzu daje głównie azotek Li3N, przy wilgotności powietrza powyżej 80% - wodorotlenek LiOH i węglan Li2CO3. Azotek litu można również uzyskać przez ogrzewanie metalu w strumieniu azotu (lit jest jednym z nielicznych pierwiastków, które łączą się bezpośrednio z azotem): 6Li + N2 = 2Li3N

    Lit łatwo łączy się z prawie wszystkimi metalami i jest łatwo rozpuszczalny w rtęci. Łączy się bezpośrednio z halogenami (z jodem po podgrzaniu). W temperaturze 500 ° C reaguje z wodorem, tworząc wodorek LiH, podczas interakcji z wodą - wodorotlenkiem LiOH, z rozcieńczonymi kwasami - solami litu, z amoniakiem - amidem LiNH2, na przykład:

    2Li + H2 = 2LiH

    2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

    2Li + 2HF = 2LiF + H2

    2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

    wodorek LiH - bezbarwne kryształy; stosowany w różnych dziedzinach chemii jako środek redukujący. Podczas interakcji z wodą uwalnia dużą ilość wodoru (z 1 kg LiH uzyskuje się 2820 litrów H2):

    LiH + H2O = LiOH + H2

    Dzięki temu LiH może być wykorzystywany jako źródło wodoru do napełniania balonów i sprzętu ratowniczego (pontony, pasy itp.), a także jako rodzaj „magazynu” do przechowywania i transportu łatwopalnego wodoru (podczas gdy jest to konieczne do ochrony LiH od najmniejszych śladów wilgoci).

    Mieszane wodorki litu są szeroko stosowane w syntezie organicznej, na przykład glinowodorek litu LiAlH4, selektywny środek redukujący. Otrzymuje się go przez oddziaływanie LiН z chlorkiem glinu А1С1з

    Wodorotlenek LiOH jest silną zasadą (zasadą), jego wodne roztwory niszczą szkło i porcelanę; Nikiel, srebro i złoto są na to odporne. LiOH stosowany jest jako dodatek do elektrolitu baterii alkalicznych, co zwiększa ich żywotność 2-3 krotnie i pojemność o 20%. Na bazie LiOH i kwasów organicznych (zwłaszcza kwasu stearynowego i palmitynowego) produkowane są smary mrozoodporne i odporne na wysoką temperaturę (litole) do ochrony metali przed korozją w zakresie temperatur od -40 do +130 "C.

    Wodorotlenek litu jest również stosowany jako wychwytywacz dwutlenku węgla w maskach gazowych, łodziach podwodnych, samolotach i statkach kosmicznych.

    Przyjmowanie i aplikowanie. Surowcami do produkcji litu są jego sole, które są pozyskiwane z minerałów. W zależności od składu minerały są rozkładane kwasem siarkowym H2SO4 (metoda kwasowa) lub spiekane tlenkiem wapnia CaO i jego węglanem CaCO3 (metoda alkaliczna), siarczanem potasu K2SO4 (metoda solna), węglanem wapnia i jego chlorkiem CaCl (metoda alkaliczna). metoda solna) ... Metodą kwasową otrzymuje się roztwór siarczanu Li2SO4 [uwalnia się go od zanieczyszczeń traktując wodorotlenkiem wapnia Ca(OH)2 i sodą Na2Co3]. Placek powstały innymi metodami rozkładu minerałów jest ługowany wodą; w tym przypadku metodą alkaliczną LiOH przechodzi do roztworu, metodą solną - Li 2SO4, metodą alkaliczno-solną - LiCl. Wszystkie te metody, z wyjątkiem alkalicznej, zapewniają wytwarzanie gotowego produktu w postaci węglanu Li2CO3. który jest używany bezpośrednio lub jako źródło do syntezy innych związków litu.

    Metaliczny lit jest otrzymywany przez elektrolizę stopionej mieszaniny LiCl i chlorku potasu KCl lub chlorku baru BaCl2 z dalszym oczyszczaniem z zanieczyszczeń.

    Zainteresowanie litem jest ogromne. Wynika to przede wszystkim z faktu, że jest źródłem przemysłowej produkcji trytu (ciężkiego nuklidu wodoru), który jest głównym składnikiem bomby wodorowej i głównym paliwem do reaktorów termojądrowych. Reakcja termojądrowa zachodzi między nuklidem 6Li a neutronami (cząstkami neutralnymi o liczbie masowej 1); produkty reakcji - tryt 3H i hel 4He:

    63Li + 10n = 31 H + 42He

    W metalurgii stosuje się duże ilości litu. Stop magnezu z 10% litem jest mocniejszy i lżejszy niż sam magnez. Stopy aluminium i litu - scleron i aeron, zawierające tylko 0,1% litu, oprócz tego, że są lekkie, mają wysoką wytrzymałość, ciągliwość i zwiększoną odporność na korozję; są używane w lotnictwie. Dodatek 0,04% litu do stopów łożyskowych ołowiowo-wapniowych zwiększa ich twardość i zmniejsza współczynnik tarcia.

    Halogenki i węglan litu wykorzystywane są do produkcji szkieł optycznych, kwasoodpornych i innych specjalnych, a także porcelany i ceramiki żaroodpornej, różnego rodzaju szkliw i emalii.

    Małe okruchy litu powodują oparzenia chemiczne wilgotnej skóry i oczu. Sole litu podrażniają skórę. Podczas pracy z wodorotlenkiem litu należy zachować takie same środki ostrożności, jak podczas pracy z wodorotlenkami sodu i potasu.



    Sód (z arabskiego, natrun, greckiego. Nitron - naturalna soda, pierwiastek chemiczny podgrupy Ia układu okresowego; liczba atomowa 11, masa atomowa 22.98977; odnosi się do metali alkalicznych. W naturze występuje w postaci jednego stabilnego nuklidu 23 Na.

    Już w starożytności znane były związki sodu - sól kuchenna (chlorek sodu) NaCl, zasada kaustyczna (wodorotlenek sodu) NaOH i soda (węglan sodu) Na2CO3. Ostatnia substancja, którą starożytni Grecy nazywali „nitronem”; stąd współczesna nazwa metalu - „sód”. Natomiast w Wielkiej Brytanii, USA, Włoszech, Francji zachowało się słowo sód (od hiszpańskiego słowa „soda”, które ma takie samo znaczenie jak w języku rosyjskim).

    Po raz pierwszy o otrzymywaniu sodu (i potasu) doniósł angielski chemik i fizyk G. Davy na spotkaniu Royal Society w Londynie w 1807 roku. prąd i izolują nieznane wcześniej metale o niezwykłych właściwościach. Metale te bardzo szybko utleniały się w powietrzu i unosiły się na powierzchni wody, uwalniając z niej wodór.

    Rozpowszechnienie w przyrodzie. Sód jest jednym z najobficiej występujących pierwiastków w przyrodzie. Jego zawartość w skorupie ziemskiej wynosi 2,64% masy. W hydrosferze zawarta jest w postaci soli rozpuszczalnych w ilości około 2,9% (przy całkowitym stężeniu soli w wodzie morskiej 3,5-3,7%). Obecność sodu została ustalona w atmosferze Słońca iw przestrzeni międzygwiazdowej. w naturze sód występuje tylko w postaci soli. Najważniejsze minerały to halit (sól kamienna) NaCl, mirabilit (sól glaubera) Na2SO4*10H2O, thenardyt Na2SO4, azotan chelian NaNO3, naturalne krzemiany takie jak albit Na, nefelina Na

    Rosja jest niezwykle bogata w złoża soli kamiennej (np. Solikamsk, Usolye-Sibirskoe itp.), duże złoża mineralnej trony na Syberii.

    Nieruchomości. Sód jest srebrzystobiałym, niskotopliwym metalem, t.t. 97,86°C, t.w. 883,15°C. Jest jednym z najlżejszych metali - jest lżejszy od wody (gęstość 0,99 g/cm3 w temperaturze 19,7°C). Sód i jego związki barwią płomień palnika na żółto. Reakcja ta jest tak wrażliwa, że ​​wszędzie ujawnia się najmniejsze ślady sodu (na przykład w kurzu pokojowym lub ulicznym).

    Sód jest jednym z najbardziej aktywnych pierwiastków w układzie okresowym. Zewnętrzna warstwa elektronowa atomu sodu zawiera jeden elektron (konfiguracja 3s1, sód - pierwiastek s). Sód łatwo oddaje swój jedyny elektron walencyjny i dlatego zawsze wykazuje stopień utlenienia +1 w swoich związkach.

    W powietrzu sód jest aktywnie utleniany, tworząc w zależności od warunków tlenek Na2O lub nadtlenek Na2O2. Dlatego sód jest przechowywany pod warstwą nafty lub oleju mineralnego. Reaguje energicznie z wodą wypierając wodór:

    2Na + H20 = 2NaOH + H2

    Taka reakcja zachodzi nawet z lodem w temperaturze -80 ° C, a przy ciepłej wodzie lub na powierzchni kontaktu dochodzi do eksplozji (nie bez powodu mówią: „Jeśli nie chcesz zostać świr, nie wrzucaj sodu do wody”).

    Sód reaguje bezpośrednio ze wszystkimi niemetalami: w 200 ° C zaczyna absorbować wodór, tworząc bardzo higroskopijny wodorek NaH; z azotem w wyładowaniu elektrycznym daje azotek Na3N lub azydek NaN3; zapala się w atmosferze fluoru; w oparzeniach chloru w temperaturze; reaguje z bromem tylko po podgrzaniu:

    2Na + H2 = 2NaH

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

    2Na + С12 = 2NaСl


    W temperaturze 800-900 ° C sód łączy się z węglem, tworząc węglik Na2C2; po natarciu siarką powstaje siarczek Na2S i mieszanina polisiarczków (Na2S3 i Na2S4)

    Sód łatwo rozpuszcza się w ciekłym amoniaku, powstały niebieski roztwór ma przewodność metaliczną, z gazowym amoniakiem w temperaturze 300-400”C lub w obecności katalizatora po schłodzeniu do -30 C daje amid NaNH2.

    Sód tworzy związki z innymi metalami (związkami międzymetalicznymi), na przykład ze srebrem, złotem, kadmem, ołowiem, potasem i kilkoma innymi. Z rtęcią daje amalgamaty NaHg2, NaHg4 itp. Najważniejsze są amalgamaty płynne, które powstają w wyniku stopniowego wprowadzania sodu do rtęci pod warstwą nafty lub oleju mineralnego.

    Sód tworzy sole z rozcieńczonymi kwasami.

    Przyjmowanie i aplikowanie. Główną metodą produkcji sodu jest elektroliza stopionej soli kuchennej. W tym przypadku chlor jest uwalniany na anodzie, a sód na katodzie. Aby obniżyć temperaturę topnienia elektrolitu, do soli kuchennej dodaje się inne sole: KCl, NaF, CaCl2. Elektrolizę przeprowadza się w elektrolizerach z diafragmą; anody wykonane są z grafitu, katody z miedzi lub żelaza.

    Sód można otrzymać przez elektrolizę stopionego wodorotlenku NaOH, a niewielkie ilości można otrzymać przez rozkład azydku NaN3.

    Metaliczny sód służy do redukcji czystych metali z ich związków - potasu (z KOH), tytanu (z TiCl4) itp. Stop sodowo-potasowy jest chłodziwem do reaktorów jądrowych, ponieważ metale alkaliczne słabo absorbują neutrony i dlatego nie zakłócają rozszczepienie jąder uranu. Para sodu o jasnożółtej poświacie służy do wypełniania lamp wyładowczych używanych do oświetlania autostrad, przystani, dworców itp. Sód ma zastosowanie w medycynie: sztucznie uzyskany nuklid 24Na służy do leczenia radiologicznego niektórych postaci białaczki oraz do celów diagnostycznych.

    Znacznie szersze jest zastosowanie związków sodu.

    Nadtlenek Na2O2 - bezbarwne kryształy, żółty produkt techniczny. Po podgrzaniu do 311-400°C zaczyna uwalniać tlen, a przy 540 °C szybko się rozkłada. Silny utleniacz, dzięki czemu nadaje się do wybielania tkanin i innych materiałów. Pochłania CO2 w powietrzu”, uwalniając tlen i tworząc węglan 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2Co3 + O2). Ta właściwość opiera się na wykorzystaniu Na2O2 do regeneracji powietrza w zamkniętych przestrzeniach i aparatach oddechowych typu izolującego (okręty podwodne, izolujące maski gazowe itp.).

    wodorotlenek NaOH; nieaktualna nazwa - soda kaustyczna, nazwa techniczna - soda kaustyczna (z łac. kaustyczna - kaustyczna, paląca); jeden z najsilniejszych fundamentów. Produkt techniczny oprócz NaOH zawiera zanieczyszczenia (do 3% Na2CO3 i do 1,5% NaCl). Duża ilość NaOH wykorzystywana jest do przygotowania elektrolitów do baterii alkalicznych, do produkcji papieru, mydła, farb, celulozy oraz do rafinacji ropy naftowej i olejów.

    Z soli sodowych stosuje się chromian Na2CrO4 - w produkcji barwników, jako zaprawę do barwienia tkanin oraz jako garbnik w przemyśle garbarskim; siarczyn Na2SO3 - składnik utrwalaczy i wywoływaczy w fotografii; podsiarczyn NaHSO3 - wybielacz tkanin, włókien naturalnych, stosowany do konserwowania owoców, warzyw i pasz warzywnych; tiosiarczan Na2S2O3 - do usuwania chloru podczas bielenia tkanin, jako utrwalacz w fotografii, antidotum na zatrucia związkami rtęci, arsenu itp., środek przeciwzapalny; chloran NaClO3 - środek utleniający w różnych kompozycjach pirotechnicznych; trifosforan Na5P3O10 – dodatek do syntetycznych detergentów do zmiękczania wody.

    Sód, NaOH i jego roztwory powodują poważne oparzenia skóry i błon śluzowych.



    Z wyglądu i właściwości potas jest podobny do sodu, ale bardziej reaktywny. Reaguje energicznie z wodą i zapala wodór. Pali się w powietrzu, tworząc pomarańczowy nadtlenek KO2. W temperaturze pokojowej reaguje z halogenami, przy umiarkowanym ogrzewaniu - z wodorem, siarką. W wilgotnym powietrzu szybko pokrywa się warstwą KOH. Przechowuj potas pod warstwą benzyny lub nafty.

    Największe praktyczne zastosowanie znajdują związki potasu - wodorotlenek KOH, azotan KNO3 i węglan K2CO3.

    Wodorotlenek potasu KOH (nazwa techniczna - kaustyczny potas) - białe kryształki, które rozchodzą się w wilgotnym powietrzu i pochłaniają dwutlenek węgla (powstają K2CO3 i KHCO3). Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie z wysokim efektem egzo. Wodny roztwór jest silnie alkaliczny.

    Wodorotlenek potasu jest wytwarzany przez elektrolizę roztworu KCl (podobnie jak produkcja NaOH). Wyjściowy chlorek potasu KCl jest otrzymywany z surowców naturalnych (minerały sylvin KCl i karnalit KMgCl3 6H20). KOH służy do syntezy różnych soli potasowych, mydła w płynie, barwników, jako elektrolit w akumulatorach.

    Azotan potasu KNO3 (minerał azotanu potasu) - białe kryształy, bardzo gorzki w smaku, niska temperatura topnienia (temperatura topnienia = 339 ° С). Dobrze rozpuśćmy w wodzie (bez hydrolizy). Po podgrzaniu powyżej temperatury topnienia rozkłada się na azotyn potasu KNO2 i tlen O2, wykazuje silne właściwości utleniające. Siarka i węgiel drzewny zapalają się w kontakcie z roztopionym KNO3, a mieszanina C+S eksploduje (spalanie „czarnego proszku”):

    2KNO3 + ЗС (węgiel) + S = N2 + 3CO2 + K2S

    Saletra potasowa wykorzystywana jest do produkcji nawozów szklanych i mineralnych.

    Węglan potasu K2CO3 (nazwa techniczna - potaż) to biały higroskopijny proszek. Bardzo dobrze rozpuszcza się w wodzie, silnie hydrolizuje przez anion i tworzy w roztworze środowisko alkaliczne. Używany do produkcji szkła i mydła.

    Otrzymywanie K2CO3 opiera się na reakcjach:

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

    2K (НСОО) + O2 = К2С03 + Н20 + С02

    Siarczan potasu z surowców naturalnych (minerały KMg (SO4) Cl 3H20 kainit i K2Mg (SO4) 2 * 6H20 szonit) ogrzewa się z wapnem gaszonym Ca (OH) 2 w atmosferze CO (pod ciśnieniem 15 atm) w celu uzyskania potasu mrówczan K (HCOO), który jest kalcynowany w strumieniu powietrza.

    Potas jest niezbędnym pierwiastkiem dla roślin i zwierząt. Nawozy potasowe to sole potasowe, zarówno naturalne, jak i produkty ich przetworzenia (KCl, K2SO4, KNO3); wysoka zawartość soli potasowych w popiele roślinnym.

    Potas jest dziewiątym najobficiej występującym pierwiastkiem w skorupie ziemskiej. Występuje tylko w postaci związanej w minerałach, wodzie morskiej (do 0,38 g jonów K+ w 1 litrze), roślinach i organizmach żywych (wewnątrz komórek). Organizm człowieka posiada =175 g potasu, dzienne zapotrzebowanie sięga ~4g. Radioaktywny izotop 40K (zanieczyszczenie dominującego stabilnego izotopu 39K) rozpada się bardzo powoli (okres półtrwania 1 109 lat), wraz z izotopami 238U i 232Th ma duży wkład w

    Strona główna> Dokument

    Metale w układzie okresowym. Budowa atomów metali. Ogólna charakterystyka metali.

    Pozycja metali w układzie okresowym Jeśli narysujemy przekątną od boru do astatu w tabeli D.I. Pierwiastki znajdujące się w pobliżu przekątnej mają dwojakie właściwości: w niektórych ich związkach zachowują się jak metale; w niektórych - jako niemetale. Struktura atomów metali W okresach i głównych podgrupach występują prawidłowości w zmianie właściwości metalicznych.Atomom wielu metali jest 1, 2 lub 3 elektrony walencyjne, np.:

    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

    Metale alkaliczne (grupa 1, główna podgrupa): ... nS 1. Metale ziem alkalicznych (grupa 2, główna podgrupa): ... nS 2. Właściwości atomów metali są okresowo zależne od ich położenia w tabeli D.I. Mendelejewa . W PODGRUPIE GŁÓWNEJ:

      nie zmienia.

      Promień atomu wzrasta

      Elektroujemność maleje.

      Właściwości regenerujące zintensyfikować.

      Właściwości metaliczne zintensyfikować.

    W OKRESIE:
      Ładunki jądrowe atomów zwiększyć.

      Promienie atomów zmniejszać.

      Liczba elektronów w warstwie zewnętrznej wzrasta.

      Elektroujemność wzrasta.

      Właściwości regenerujące zmniejszać.

      Właściwości metaliczne osłabiać.

    Metalowa struktura krystaliczna Większość ciał stałych występuje w postaci krystalicznej: ich cząsteczki są ułożone w ścisłym porządku, tworząc regularną strukturę przestrzenną - sieć krystaliczną.Kryształ to ciało stałe, którego cząsteczki (atomy, cząsteczki, jony) są ułożone w określonej, okresowo powtarzającej się kolejności (w węzłach). Kiedy mentalnie łączą węzły liniami, powstaje przestrzenna rama - sieć krystaliczna. Struktury krystaliczne metali w postaci upakowań kulistych

    a - miedź; b - magnez; c - α-modyfikacja żelaza

    Atomy metali mają tendencję do oddawania swoich zewnętrznych elektronów. W kawałku metalu, wlewku lub wyrobie metalowym atomy metalu oddają zewnętrzne elektrony i wysyłają je do tego kawałka, wlewka lub produktu, zamieniając się w ten sposób w jony. „Oderwane” elektrony przemieszczają się od jednego jonu do drugiego, chwilowo łączą się z nimi w atomy, ponownie odrywają, a proces ten zachodzi w sposób ciągły. Metale mają sieć krystaliczną, w węzłach których znajdują się atomy lub jony (+); między nimi są wolne elektrony (gaz elektronowy). Schemat komunikacji w metalu można wyświetlić w następujący sposób:

    M 0 ↔ nē + M n +,

    atom - jon

    gdzie n Czy liczba elektronów zewnętrznych uczestniczących w wiązaniu (y Na - 1 ē, w Ca - 2 ², w Al - 3 ē Ten typ wiązania obserwuje się w metalach - prostych substancjach-metalach i stopach.Wiązanie metaliczne to wiązanie między dodatnio naładowanymi jonami metali a swobodnymi elektronami w sieci krystalicznej metali.Wiązanie metaliczne ma pewne podobieństwo do kowalencyjnego, ale także pewna różnica, ponieważ połączenie metalu opiera się na uspołecznieniu elektronów (podobieństwo), wszystkie atomy biorą udział w uspołecznieniu tych elektronów (różnica). Dlatego kryształy z wiązaniem metalicznym są plastyczne, przewodzące elektryczność i mają metaliczny połysk. Jednak w stanie pary atomy metalu są połączone wiązaniem kowalencyjnym, pary metali składają się z pojedynczych cząsteczek (jednoatomowych i dwuatomowych). Ogólna charakterystyka metali

    Zdolność atomów do oddawania elektronów (utleniania)

    ← Rosnące

    Interakcja z tlenem atmosferycznym

    Utlenia się szybko w temperaturach otoczenia

    Utleniaj się powoli w normalnej temperaturze lub po podgrzaniu

    Nie utleniaj się

    Interakcja z wodą

    W normalnych temperaturach uwalniany jest H2 i powstaje wodorotlenek

    Po podgrzaniu Н 2 zostaje zwolniony

    H 2 nie jest wypierany z wody

    5interakcja z kwasami

    Wypierać H 2 z rozcieńczonych kwasów

    Nie wypiera H 2 z rozcieńczonych kwasów

    Reaguj ze stęż. i rozkład. HNO 3 i ze stęż. H 2 SO 4 po podgrzaniu

    Nie reaguj z kwasami

    Będąc na łonie natury

    Tylko w połączeniach

    W połączeniach i w dowolnej formie

    Przeważnie luźne

    Metody pozyskiwania

    Elektroliza stopów

    Redukcja węglem, tlenkiem węgla (2), alumotermia lub elektroliza wodnych roztworów soli

    Zdolność jonów do przyłączania elektronów (odzyskiwania)

    Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

    Rosnące →

    Szeregi elektrochemiczne napięć metali. Właściwości fizyczne i chemiczne metali

    Ogólne właściwości fizyczne metali Ogólne właściwości fizyczne metali są określone przez wiązanie metaliczne i metaliczną sieć krystaliczną. Plastyczność, ciągliwość Mechaniczne oddziaływanie na kryształ metalu powoduje przemieszczenie warstw atomów. Ponieważ elektrony w metalu poruszają się po krysztale, nie dochodzi do zerwania wiązań. Plastyczność spada z rzędu Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe... Na przykład złoto można zwinąć w arkusze o grubości nie większej niż 0,001 mm, które służą do złocenia różnych przedmiotów. Folia aluminiowa pojawiła się stosunkowo niedawno, a wcześniej herbata, czekolada została przekuta w folię aluminiową, którą nazwano stanyolem. Jednak Mn i Bi nie mają ciągliwości: są to metale kruche. Metaliczny połysk Metaliczny połysk, który w proszku tracą wszystkie metale, z wyjątkiem Glin oraz Mg... Najjaśniejsze metale to Hg(słynne "lusterka weneckie" były z niego wykonane w średniowieczu), Ag(teraz powstają z niego nowoczesne lustra za pomocą reakcji „srebrnego lustra”). Według koloru (konwencjonalnie) rozróżnia się metale żelazne i nieżelazne. Wśród tych ostatnich wyróżnimy cenne - Au, Ag, Pt. Złoto to metal jubilerów. To na jego bazie powstały wspaniałe pisanki Faberge. Dzwonienie Metale dzwonią, a ta właściwość jest używana do produkcji dzwonów (przypomnijmy Car Bell na moskiewskim Kremlu). Najbardziej dźwięczne metale to Au, Ag, Ci. Miedziane pierścionki z grubym brzęczącym pierścionkiem - szkarłatny pierścionek. To symboliczne wyrażenie nie na cześć malinowej jagody, ale na cześć holenderskiego miasta Malina, w którym stopiono pierwsze dzwony kościelne. Później w Rosji rosyjscy rzemieślnicy zaczęli odlewać dzwony jeszcze lepszej jakości, a mieszkańcy miast i miasteczek przekazywali złotą i srebrną biżuterię, aby dzwon odlany do kościołów brzmiał lepiej. W niektórych rosyjskich lombardach o autentyczności przyjętych na zamówienie złotych obrączek decydowało dzwonienie złotej obrączki zawieszonej na włosach kobiety (słychać bardzo długi i wyraźny, wysoki dźwięk). W normalnych warunkach wszystkie metale z wyjątkiem rtęci Hg są ciałami stałymi. Najtwardszym metalem jest chrom Cr, który rysuje szkło. Najdelikatniejsze są metale alkaliczne, są cięte nożem. Metale alkaliczne przechowuje się z dużą ostrożnością - Na - w nafcie, Li - w wazelina ze względu na swoją lekkość, nafta - w szklanym słoiku, słoik - w wiórach azbestowych, azbest - w puszce. Przewodnictwo elektryczne Dobre przewodnictwo elektryczne metali tłumaczy się obecnością w nich wolnych elektronów, które pod wpływem nawet niewielkiej różnicy potencjałów uzyskują kierunkowy ruch od bieguna ujemnego do dodatniego. Wraz ze wzrostem temperatury nasilają się drgania atomów (jonów), co utrudnia kierunkowy ruch elektronów i tym samym prowadzi do spadku przewodności elektrycznej. Natomiast w niskich temperaturach ruch wibracyjny znacznie się zmniejsza, a przewodność elektryczna gwałtownie wzrasta. Metale wykazują nadprzewodnictwo w pobliżu zera absolutnego. Ag, Cu, Au, Al, Fe mają najwyższą przewodność elektryczną; najgorsze przewodniki - Hg, Pb, W. Przewodność cieplna W normalnych warunkach przewodność cieplna metali zmienia się zasadniczo w tej samej kolejności, co ich przewodność elektryczna. Przewodność cieplna wynika z dużej ruchliwości swobodnych elektronów i ruchu wibracyjnego atomów, dzięki czemu następuje szybkie wyrównanie temperatury w masie metalu. Najwyższa przewodność cieplna występuje w srebrze i miedzi, a najniższa w bizmucie i rtęci. Gęstość Gęstość metali jest inna. Im mniej, tym mniejsza masa atomowa pierwiastka metalowego i większy promień jego atomu. Najlżejszym metalem jest lit (gęstość 0,53 g/cm3), najcięższym osm (gęstość 22,6 g/cm3). Metale o gęstości mniejszej niż 5 g / cm 3 nazywane są lekkimi, reszta jest ciężka. Temperatura topnienia i wrzenia metali jest zróżnicowana. Najbardziej niskotopliwy metal - rtęć (bela = -38,9 ° C), cez i gal - topią się odpowiednio w 29 i 29,8 ° C. Wolfram jest najbardziej ogniotrwałym metalem (t beli = 3390 ° C). Pojęcie alotropii metali na przykładzie cyny Niektóre metale mają modyfikacje alotropowe. Na przykład cynę dzieli się na:
      α-cyna, czyli szara cyna („plaga cynowa” – przekształcenie zwykłej β-cyny w α-cynę w niskich temperaturach spowodowało śmierć wyprawy R. Scotta na Biegun Południowy, który stracił całe paliwo, gdyż przechowywano je w zbiorniki uszczelnione cyną), jest stabilny przez 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).
    Szereg elektrochemiczny napięć metali i jego dwie zasady Ułożenie atomów w rzędzie według ich reaktywności można przedstawić w następujący sposób: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,n 2 , Сu, Hg, Ag, Pt, Au... Pozycja pierwiastka w szeregu elektrochemicznym pokazuje, jak łatwo tworzy jony w roztworze wodnym, czyli jego reaktywność. Reaktywność pierwiastków zależy od zdolności do przyjmowania lub oddawania elektronów biorących udział w tworzeniu wiązania. Pierwsza zasada szeregu napięć Jeśli metal znajduje się w tym rzędzie przed wodorem, może go wyprzeć z kwaśnych roztworów, jeśli po wodorze, to nie. Na przykład, Zn, Mg, Al dały reakcję podstawienia kwasami (są w szeregu napięć do h), a Cu nie (ona po h). Druga zasada szeregu napięć Jeśli metal znajduje się w szeregu naprężeń aż do metalu soli, to jest w stanie wyprzeć ten metal z roztworu jego soli. Na przykład CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. W takich przypadkach pozycja metalu przed lub po wodór może nie mieć znaczenia, ważne jest, aby metal reagujący poprzedzał metal tworzący sól: Cu + 2AgNO 3 = 2Ag + Cu (NO 3) 2. Ogólne właściwości chemiczne metali W reakcjach chemicznych metale są czynnikami redukującymi (oddają elektrony). Interakcja z prostymi substancjami.
      Z halogenami metale tworzą sole - halogenki:
    Mg + Cl2 = MgCl2; Zn + Br 2 = ZnBr 2.
      Metale tworzą tlenki z tlenem:
    4Na + O2 = 2Na2O; 2Cu + O2 = 2CuO.
      Z siarką metale tworzą sole - siarczki:
    Fe + S = FeS.
      Z wodorem najbardziej aktywne metale tworzą wodorki, na przykład:
    Ca + H2 = CaH2.
      z węglem wiele metali tworzy węgliki:
    Ca + 2C = CaC 2. Interakcja ze złożonymi substancjami
      Metale na początku szeregu napięć (od litu do sodu), w normalnych warunkach wypierają wodór z wody i tworzą zasady, np.:
    2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.
      Metale znajdujące się w szeregu napięć do wodoru oddziałują z rozcieńczonymi kwasami (НCl, Н 2 SO 4 itp.), w wyniku czego tworzą się sole i uwalniany jest wodór, np.:
    2Al + 6НCl = 2AlCl3 + 3H2.
      Metale oddziałują z roztworami soli mniej aktywnych metali, w wyniku czego powstaje sól bardziej aktywnego metalu, a mniej aktywny metal jest uwalniany w postaci wolnej, np.:
    CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.

    Metale w przyrodzie.

    Odnajdywanie metali w przyrodzie. Większość metali występuje w przyrodzie w postaci różnych związków: metale aktywne występują tylko w postaci związków; metale o niskiej aktywności - w postaci związków iw postaci wolnej; metale szlachetne (Ag, Pt, Au...) w postaci wolnej Metale rodzime zwykle występują w niewielkich ilościach w postaci ziaren lub wtrąceń w skałach. Rzadko zdarzają się też dość duże kawałki metalu - samorodki. Wiele metali w przyrodzie istnieje w stanie związanym w postaci chemicznych związków naturalnych - minerały... Bardzo często są to tlenki np. minerały żelaza: ruda żelaza czerwona Fe 2 O 3, ruda żelaza brązowego 2Fe 2 O 3 ∙ 3H 2 O, ruda magnetyczna Fe 3 O 4. Minerały są częścią skał i rud. Ores nazywane są naturalnymi utworami zawierającymi minerały, w których metale są w ilościach technologicznie i ekonomicznie odpowiednie do produkcji metali w przemyśle.Ze względu na skład chemiczny minerału zawartego w rudzie rozróżnia się tlenki, siarczki i inne rudy.Zazwyczaj przed otrzymaniem metale z rudy, są one wstępnie wzbogacane - oddzielona skała płonna, zanieczyszczenia, w wyniku czego powstaje koncentrat, który służy jako surowiec do produkcji hutniczej. Metody otrzymywania metali. Produkcja metali z ich związków jest zadaniem metalurgii. Każdy proces metalurgiczny to proces redukcji jonów metali za pomocą różnych środków redukujących, w wyniku którego otrzymuje się metale w postaci wolnej. W zależności od sposobu prowadzenia procesu metalurgicznego rozróżnia się pirometalurgię, hydrometalurgię i elektrometalurgię. Pirometalurgia Czy produkcja metali z ich związków w wysokich temperaturach przy użyciu różnych środków redukujących: węgiel, tlenek węgla (II), wodór, metale (aluminium, magnez) itp. Przykłady redukcji metali
      węgiel:
    ZnO + C → Zn + CO 2;
      tlenek węgla:
    Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2;
      wodór:
    WO 3 + 3 H 2 → W + 3 H 2 O; CoO + H2 → Co + H2O;
      aluminium (alutermia):
    4Al + 3MnO 2 → 2Al 2 O 3 + 3Mn; Cr 2 O 3 + 2Al = 2Al 2 O 3 + 2Cr;
      magnez:
    TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2. Hydrometalurgia- Jest to produkcja metali, która składa się z dwóch procesów: 1) naturalny związek metalu rozpuszcza się w kwasie, w wyniku czego powstaje roztwór soli metalu; 2) z powstałego roztworu metal ten jest wypierany przez bardziej aktywny metal. Na przykład:
      2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2.
    CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
      CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.
    Elektrometalurgia- Jest to produkcja metali poprzez elektrolizę roztworów lub stopionych ich związków. Prąd elektryczny pełni rolę czynnika redukującego w procesie elektrolizy.

    Ogólna charakterystyka metali z grupy IA.

    Metale głównej podgrupy pierwszej grupy (grupa IA) obejmują lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs), frans (Fr). Metale te nazywane są metalami alkalicznymi, ponieważ one i ich tlenki tworzą zasady podczas interakcji z wodą.Metale alkaliczne są pierwiastkami s. Na zewnętrznej warstwie elektronowej atomy metalu mają jeden s-elektron (ns 1). Potas, sód - substancje proste

    Metale alkaliczne w ampułkach:
    a - cez; b - rubid; c - potas; g - sód Podstawowe informacje o elementach grupy OW

    Element litowo-litowy Na sód K potas Rubid rubidowy Cs cez Fr Francja
    Liczba atomowa 3 11 19 37 55 87
    Struktura zewnętrznych powłok elektronowych atomów ns 1 np 0, gdzie n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n to numer okresu
    Stan utlenienia +1 +1 +1 +1 +1 +1
    Podstawowe związki naturalne

    Li2O · Al2O3 · 4SiO2 (spodumen); LiAl (PO 4) F, LiAl (PO 4) OH (ambligonit)

    NaCl (sól kuchenna); Na2SO4 · 10H2O (sól Glaubera, mirabilit); KCl NaCl (sylwit)

    KCl (sylwinit), KCl NaCl (sylwinit); K (skaleń potasowy, ortogonalny); KCl MgCl 2 6H 2 O (karnalit) - występujący w roślinach

    		 Jako zanieczyszczenie izoamorficzne w minerałach potasowych – sylwinicie i karnalicie

    4Cs 2 O • 4Al 2 O 3 • 18 SiO 2 • 2H 2 O (półcyt); towarzysz minerałów potasu

    		 Α-produkt rozpadu aktynu
    Właściwości fizyczne Potas i sód to miękkie srebrzyste metale (cięte nożem); ρ (K) = 860 kg / m 3, Tm (K) = 63,7 ° C, ρ (Na) = 970 kg / m 3, Tm (Na) = 97,8 ° C. Posiadają wysoką przewodność cieplną i elektryczną, malują płomień na charakterystyczne kolory: K - jasnofioletowy, Na - żółty.

Podobne artykuły

List nazywał się

List został nazwany "dick" od słowa "cherub"

Jak wyjść z błędnego koła?

Jak wyjść z błędnego koła?

Nauka pracy z wahadłem

Nauka pracy z wahadłem

×
Blisko