Meie riigi majanduse juhtiv tööstusharu on metallurgia. Selle edukaks arendamiseks on vaja palju metalli. See artikkel keskendub värvilistele raske- ja kergmetallidele ning nende kasutamisele.
Sõltuvalt füüsikalistest omadustest ja eesmärgist jagatakse need järgmistesse rühmadesse:
Looduses on nad laialt levinud. Nendel metallidel on madal tihedus. Neil on kõrge keemiline aktiivsus. Need on tugevad sidemed. Nende metallide metallurgia hakkas arenema üheksateistkümnendal sajandil. Neid saadakse sulatatud soolade elektrolüüsil, elektrotermias ja metallotermias. Sulamite tootmiseks kasutatakse kergeid värvilisi metalle, mille loendis on palju esemeid.
Viitab kergmetallidele. Sellel on hõbedane värv ja sulamistemperatuur on umbes seitsesada kraadi. Tööstuslikes tingimustes kasutatakse seda sulamites. Seda kasutatakse kõikjal, kus metalli vajatakse. Alumiiniumil on madal tihedus ja kõrge tugevus. Seda metalli on lihtne lõigata, saetada, keevitada, puurida, jootma ja painutada.
Sulamid tekivad erinevate omadustega metallidega, nagu vask, nikkel, magneesium, räni. Neil on suur tugevus, nad ei roosteta ebasoodsates ilmastikutingimustes. Alumiiniumil on kõrge elektri- ja soojusjuhtivus.
See kuulub kergete värviliste metallide rühma. Sellel on hõbevalge värvus ja kileoksiidkate. Sellel on madal tihedus, see on hästi töödeldud. Metall on vastupidav põlevatele ainetele: bensiin, petrooleum, mineraalõlid, kuid on vastuvõtlik hapetes lahustumisele. Magneesium ei ole magnetiline. Sellel on madal elastsus ja valuomadused, on korrosioonile avatud.
See on kerge metall. Ta ei ole magnetiline. Sellel on hõbedane värv sinaka varjundiga. Sellel on kõrge tugevus ja korrosioonikindlus. Kuid titaanil on madal elektri- ja soojusjuhtivus. Kaotab mehaanilised omadused temperatuuril 400 kraadi, muutub rabedaks 540 kraadi juures.
Titaani mehaanilised omadused suurenevad sulamites molübdeeni, mangaani, alumiiniumi, kroomi ja teistega. Sõltuvalt legeermetallist on sulamid erineva tugevusega, nende hulgas on ka ülitugevaid. Selliseid sulameid kasutatakse lennukiehituses, masinaehituses ja laevaehituses. Nad toodavad raketitehnoloogiat, kodumasinaid ja palju muud.
Raskeid värvilisi metalle, mille loetelu on väga lai, saadakse sulfiid- ja oksüdeeritud polümetallimaagidest. Olenevalt nende tüüpidest erinevad metallide saamise meetodid tootmismeetodi ja keerukuse poolest, mille käigus tuleb tooraine väärtuslikud komponendid täielikult ekstraheerida.
Selle rühma metallid on hüdrometallurgilised ja pürometallurgilised. Mis tahes meetodil saadud metalle nimetatakse karedaks. Nad läbivad rafineerimisprotsessi. Alles siis saab neid kasutada tööstuslikel eesmärkidel.
Kõik ülaltoodud värvilised metallid ei ole tööstuses kasutusel. Sel juhul räägime tavalisest raskemetallist - vasest. Sellel on kõrge soojusjuhtivus, elektrijuhtivus ja elastsus.
Vasesulameid kasutatakse laialdaselt sellistes tööstusharudes nagu masinaehitus ja kõik tänu sellele, et see raskemetall on teistega hästi legeeritud.
Samuti esindab ta värvilisi metalle. Pealkirjade nimekiri on suur. Kuid mitte kõiki raskeid värvilisi metalle, sealhulgas tsinki, ei kasutata tööstuses. See metall on rabe. Kui aga kuumutada kuni saja viiekümne kraadini, sepistatakse see probleemideta ja rullitakse kergesti. Tsingil on kõrged korrosioonivastased omadused, kuid see on leelise ja happega kokkupuutel vastuvõtlik hävimisele.
Värviliste metallide loetelu oleks ilma pliita puudulik. Ta halli värvi sinise varjundiga. Sulamistemperatuur on kolmsada kakskümmend seitse kraadi. See on raske ja pehme. See on haamriga hästi sepistatud, samas kui see ei kõvene. Sellest valatakse erinevaid vorme. Vastupidav hapetele: vesinikkloriid, väävelhape, äädikhape, lämmastik.
Need on vase ja tsingi sulamid, millele on lisatud mangaani, pliid, alumiiniumi ja muid metalle. Messingi maksumus on väiksem kui vask ning tugevus, sitkus ja korrosioonikindlus- üleval. Messingil on head valuomadused. Sellest toodetakse osi stantsimise, rullimise, tõmbamise, rullimise teel. Sellest metallist valmistatakse kestad ja palju muud.
Värvilisteks ei nimetata mitte ainult metalle, vaid ka nende sulameid. Erandiks on niinimetatud "mustmetall": raud ja vastavalt selle sulamid. Euroopa riikides nimetatakse värvilisi metalle värvilisteks metallideks. Värvilisi metalle, mille loetelu on üsna pikk, kasutatakse laialdaselt erinevates tööstusharudes üle maailma, sealhulgas Venemaal, kus need on peamine spetsialiseerumine. Toodetakse ja kaevandatakse riigi kõigi piirkondade territooriumidel. Kerged ja rasked värvilised metallid, mille loetelu on esindatud mitmesuguste nimetustega, moodustavad tööstuse nimega "Metallurgia". See mõiste hõlmab maakide kaevandamist, rikastamist, nii metallide kui ka nende sulamite sulatamist.
Praegu on värvilise metallurgia tööstus laialt levinud. Värviliste metallide kvaliteet on väga kõrge, need on vastupidavad ja praktilised, neid kasutatakse ehitustööstuses: viimistlevad hooneid ja rajatisi. Nendest toodetakse erineva kujuga profiilmetalli, traati, teipe, ribasid, fooliumi, lehti, vardaid.
Definitsioon
Looduses olemine
Metalli omadused
Iseloomulikud omadused metallid
Füüsikalised omadused metallid
Metallide keemilised omadused
Mikroskoopiline struktuur
leelismetallid
Leelismetallide üldised omadused
Leelismetallide keemilised omadused
Leelismetallide saamine
Hüdroksiidid
Karbonaadid
Rubiidium
leelismuldmetallid
Kaltsium
Strontsium
siirdemetallid
Üleminekuelementide üldised omadused
Metallide pealekandmine
Ehitusmaterjalid
Elektrilised materjalid
Tööriista materjalid
Ajalugu
Kaevandamine metallurgia
Metall on(nimi pärineb ladina keelest metallum – kaevandus) - elementide rühm, millel on iseloomulikud metallilised omadused, nagu kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, positiivne temperatuuritegur, kõrge elastsus jne. Umbes 70% kõigist keemilised elemendid.
Metall (Metall) on
Looduses olemine
Enamik metalle leidub looduses maakide ja ühenditena. Need moodustavad oksiide, sulfiide, karbonaate ja muid keemilisi ühendeid. Puhaste metallide saamiseks ja nende edasiseks kasutamiseks on vaja need eraldada maakidest ja läbi viia puhastamine. Vajadusel teostatakse metallide legeerimine ja muu töötlemine. Teadus uurib seda. metallurgia. Metallurgia eristab mustmetalli maake (põhineb nääre) ja värvilised (need ei sisalda raud, kokku umbes 70 elementi). , ja plaatina on samuti väärismetallid. Lisaks on neid väikestes kogustes merevesi, taimed, elusorganismid (mängides samas olulist rolli).
On teada, et 3% inimkehast koosneb metallidest. Kõige rohkem on meie rakkudes kaltsiumi ja naatriumi, mis on koondunud lümfisüsteemi. Magneesium ladestub lihastes ja närvisüsteem, vask maksas, veres.
Metalli omadused
Metall (Metall) on
Metallide iseloomulikud omadused
Metalliline läige (v.a jood ja süsinik grafiidi kujul. Vaatamata oma metallilisele läikele on kristalne jood ja grafiit mittemetallid.)
Hea elektrijuhtivus (va süsinik.)
Kerge töötluse võimalus.
Suur tihedus (tavaliselt on metallid raskemad kui mittemetallid).
Kõrge sulamistemperatuur (erandid: elavhõbe, gallium ja leelismetallid.)
Suurepärane soojusjuhtivus
Reaktsioonides on need alati redutseerivad ained.
Metallide füüsikalised omadused
Kõik metallid (välja arvatud elavhõbe ja tinglikult) on tavatingimustes tahkes olekus, kuid neil on erinev kõvadus. Niisiis saab leelismetalle kööginoaga kergesti lõigata ning metallid nagu vanaadium, volfram ja kroom kriimustavad kergesti kõige kõvemini ja klaasi. Allpool on toodud mõnede metallide kõvadus Mohsi skaalal.
Sulamistemperatuurid on vahemikus –39 °C (elavhõbe) kuni 3410 °C (volfram). Enamiku metallide sulamistemperatuur (välja arvatud leelised) on kõrge, kuid mõned "tavalised" metallid, nt. tina Ja juhtima, saab sulatada tavalisel elektri- või gaasipliit.
Sõltuvalt tihedusest jaotatakse metallid kergeteks (tihedus 0,53 h 5 g/cm³) ja rasketeks (5 h 22,5 g/cm³). Kergeim metall on liitium (tihedus 0,53 g/cm³). Praegu on võimatu nimetada raskeimat metalli, kuna kahe raskeima metalli osmiumi ja iriidiumi tihedus on peaaegu võrdne (umbes 22,6 g / cm3 - täpselt kaks korda suurem tihedus). juhtima) ja nende täpset tihedust on äärmiselt raske arvutada: selleks peate metallid täielikult puhastama, kuna kõik lisandid vähendavad nende tihedust.
Enamik metalle on plastilised, mis tähendab, et metalltraati saab painutada ilma purunemata. Selle põhjuseks on metalliaatomite kihtide nihkumine nendevahelist sidet katkestamata. Kõige plastilisemad on kullast, hõbedane Ja vask. Alates kullast Valmistada saab 0,003 mm paksust fooliumit, mida kasutatakse kaubaartiklite kullastamiseks. Kuid mitte kõik metallid pole plastist. Traat alates tsink või tina krigistab painutamisel; mangaan ja vismut ei paindu deformatsiooni ajal üldse, vaid lähevad kohe katki. Plastilisus sõltub ka metalli puhtusest; Seega on väga puhas kroom väga plastiline, kuid isegi väiksemate lisanditega saastunud muutub see rabedaks ja kõvemaks.
Kõik metallid juhivad hästi elektrit; see on tingitud mobiilsete elektronide olemasolust nende kristallvõredes, mis liiguvad toimel elektriväli. Hõbedane, vask ja alumiiniumist neil on kõrgeim elektrijuhtivus; sel põhjusel kasutatakse juhtmete materjalina kõige sagedamini kahte viimast metalli. Naatriumil on ka väga kõrge elektrijuhtivus, katseseadmetes on teadaolevalt üritatud kasutada naatriumjuhte õhukeseseinaliste torude kujul. roostevabast terasest täidetud naatriumiga. Naatriumi väikese erikaalu tõttu on naatriumi "traadid" võrdse takistusega palju kergemad kui vask ja isegi mõnevõrra kergemad kui alumiinium.
Metallide kõrge soojusjuhtivus sõltub ka vabade elektronide liikuvusest. Seetõttu on soojusjuhtivuse jada sarnane elektrijuhtivuse jadaga ja parim soojusjuht, nagu elekter, on. Naatrium leiab kasutust ka hea soojusjuhina; Laialt on tuntud näiteks naatriumi kasutamine automootorite ventiilides nende jahutuse parandamiseks.
Metallide sile pind peegeldab palju valgust – seda nähtust nimetatakse metalliliseks läikeks. Kuid pulbrilises olekus kaotab enamik metalle oma läike; alumiiniumist ja magneesium säilitavad aga pulbrina oma sära. Hõbe peegeldab valgust kõige paremini ja peeglid on valmistatud nendest metallidest. Roodiumit kasutatakse mõnikord ka peeglite valmistamiseks, hoolimata selle erakordselt kõrgest hinnast: hõbedast või isegi pallaadiumist palju suurema kõvaduse ja keemilise vastupidavuse tõttu võib roodiumikiht olla hõbedast palju õhem.
Enamiku metallide värvus on ligikaudu sama - helehall sinaka varjundiga. , vastavalt vask ja tseesium, kollane, punane ja helekollane.
Metallide keemilised omadused
Metall (Metall) on
Väliselektroonilisel kihil on enamikul metallidel väike arv elektrone (1-3), nii et enamikes reaktsioonides toimivad nad redutseerivate ainetena (st "annavad" oma elektronid ära)
1. Reaktsioonid lihtainetega
Kõik metallid, välja arvatud kuld ja plaatina, reageerivad hapnikuga. Reaktsioon hõbedaga toimub kõrgel temperatuuril, kuid hõbe(II)oksiidi praktiliselt ei moodustu, kuna see on termiliselt ebastabiilne. Sõltuvalt metallist võib väljund olla oksiidid, peroksiidid, superoksiidid:
4Li + O2 = 2Li2O liitiumoksiid
2Na + O2 = Na2O2 naatriumperoksiid
K + O2 = KO2 kaalium superoksiid
Peroksiidist oksiidi saamiseks redutseeritakse peroksiid metalliga:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
Keskmise ja madala aktiivsusega metallide korral toimub reaktsioon kuumutamisel:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
Lämmastikuga reageerivad ainult kõige aktiivsemad metallid, toatemperatuuril suhtleb ainult liitium, moodustades nitriide:
6Li + N2 = 2Li3N
Kuumutamisel:
3Ca + N2 = Ca3N2
Väävliga reageerivad kõik metallid peale kulla ja plaatina:
Raud suhtleb hall Kuumutamisel moodustub sulfiid:
Vesinikuga reageerivad ainult kõige aktiivsemad metallid, see tähendab rühmade IA ja IIA metallid, välja arvatud Be. Reaktsioonid viiakse läbi kuumutamisel ja moodustuvad hüdriidid. Reaktsioonides toimib metall redutseerijana, vesiniku oksüdatsiooniaste on −1:
Süsinikuga reageerivad ainult kõige aktiivsemad metallid. Sel juhul tekivad atsetüleniidid või metaniidid. Atsetüliidid reageerivad veega, et saada atsetüleeni, metaniidid aga metaani.
2Na + 2C = Na2C2
Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2
Legeerimine on sulatusse viimine lisaelemendid alusmaterjali mehaaniliste, füüsikaliste ja keemiliste omaduste muutmine.
Mikroskoopiline struktuur
Metallide iseloomulikke omadusi saab mõista nende sisemise struktuuri järgi. Kõigil neil on välise energiataseme elektronide (teisisõnu valentselektronide) nõrk ühendus tuumaga. Tänu sellele põhjustab juhis tekkiv potentsiaalide erinevus elektronide (nimetatakse juhtivuselektronideks) laviinilaadse liikumise kristallvõres. Selliste elektronide kogumit nimetatakse sageli elektrongaasiks. Lisaks elektronidele annavad soojusjuhtivusele oma panuse fononid (võrevõnked). Plastilisus on tingitud väikesest energiabarjäärist dislokatsioonide liikumiseks ja kristallograafiliste tasandite nihkeks. Kõvadus on seletatav suure hulga struktuursete defektidega (interstitsiaalsed aatomid jne).
Tänu elektronide kergele tagasipöördumisele on võimalik metallide oksüdeerumine, mis võib põhjustada korrosiooni ja omaduste edasist halvenemist. Oksüdeerumisvõimet saab ära tunda metallide standardse aktiivsuse seeria järgi. See asjaolu kinnitab vajadust kasutada metalle koos teiste elementidega (sulam, millest kõige olulisem on terasest), nende legeerimine ja erinevate kattekihtide kasutamine.
Metallide elektrooniliste omaduste õigemaks kirjeldamiseks on vaja kasutada kvantmehaanikat. Kõigis piisava sümmeetriaga tahkistes üksikute aatomite elektronide energiatasemed kattuvad ja moodustavad lubatud ribasid ning valentselektronide moodustatud riba nimetatakse valentsribaks. Valentselektronide nõrk side metallides toob kaasa asjaolu, et metallide valentsiriba osutub väga laiaks ja kõigist valentselektronidest ei piisa selle täielikuks täitmiseks.
Sellise osaliselt täidetud riba põhiomadus on see, et isegi minimaalse rakendatud pinge korral algab proovis valentselektronide ümberpaigutamine, st voolab elektrivool.
Sama suur elektronide liikuvus toob kaasa kõrge soojusjuhtivuse ja ka võime peegelduda. elektromagnetiline kiirgus(mis annab metallile iseloomuliku läike).
leelismetallid
Metall (Metall) on
Leelismetallid on D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise tabeli I rühma peamise alarühma elemendid: liitium Li, naatrium Na, kaalium K, rubiidium Rb, tseesium Cs ja frantsium Fr. Neid metalle nimetatakse leeliselisteks, kuna enamik nende ühendeid on vees lahustuvad. Slaavi keeles tähendab "leach" "lahustamist" ja see määras selle metallide rühma nime. Leelismetallide vees lahustamisel tekivad lahustuvad hüdroksiidid, mida nimetatakse leelisteks.
Leelismetallide üldised omadused
Perioodilises süsteemis järgivad nad kohe inertgaase, seega on leelismetalli aatomite struktuurne omadus see, et nad sisaldavad ühte elektroni uuel. energia tase: nende elektrooniline konfiguratsioon on ns1. Ilmselt on leelismetallide valentselektronid kergesti eemaldatavad, kuna aatomil on energeetiliselt soodne elektroni loovutada ja inertgaasi konfiguratsiooni omandada. Seetõttu iseloomustavad kõiki leelismetalle redutseerivad omadused. Seda kinnitavad nende ionisatsioonipotentsiaalide madalad väärtused (tseesiumi aatomi ionisatsioonipotentsiaal on üks madalamaid) ja elektronegatiivsus (EO).
Kõik selle alarühma metallid on hõbevalged (va hõbekollane tseesium), need on väga pehmed, neid saab skalpelliga lõigata. Liitium, naatrium ja kaalium on veest kergemad ja hõljuvad selle pinnal, reageerides sellega.
Leelismetallid esinevad looduslikult ühendite kujul, mis sisaldavad ühekordselt laetud katioone. Paljud mineraalid sisaldavad I rühma peamise alarühma metalle. Näiteks ortoklaas ehk päevakivi koosneb kaaliumalumosilikaadist K2, mis on sarnane mineraalne, mis sisaldab naatriumi - albiiti - on koostisega Na2. Merevesi sisaldab naatriumkloriidi NaCl ja pinnas kaaliumisoolasid - sylvin KCl, sylvinite NaCl. KCl, karnalliit KCl. MgCl2. 6H2O, polühaliit K2SO4. MgSO4. CaSO4. 2H2O.
Leelismetallide keemilised omadused
Metall (Metall) on
Leelismetallide kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vee, hapniku ja lämmastiku suhtes hoitakse neid petrooleumikihi all. Reaktsiooni läbiviimiseks leelismetalliga, tükk õige suurus kihi all skalpelliga ettevaatlikult ära lõigata petrooleum, argooni atmosfääris puhastage metallpind põhjalikult õhuga interaktsiooni saadustest ja alles seejärel asetage proov reaktsioonianumasse.
1. Koostoime veega. Tähtis vara leelismetallid - nende kõrge aktiivsus vee suhtes. Kõige rahulikumalt (ilma plahvatuseta) reageerib liitium veega.
Sarnase reaktsiooni läbiviimisel põleb naatrium kollase leegiga ja toimub väike plahvatus. Kaalium on veelgi aktiivsem: sel juhul on plahvatus palju tugevam ja leek värvub lilla.
2. Koostoime hapnikuga. Leelismetallide põlemissaadused õhus on erineva koostisega, olenevalt metalli aktiivsusest.
Ainult liitium põleb õhus, moodustades stöhhiomeetrilise koostisega oksiidi.
Naatriumi põlemisel tekib peamiselt väikese superoksiidi NaO2 seguga peroksiid Na2O2.
Kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumi põlemissaadused sisaldavad peamiselt superoksiide.
Naatrium- ja kaaliumoksiidide saamiseks kuumutatakse hüdroksiidi, peroksiidi või superoksiidi segusid hapniku puudumisel liigse metalliga.
Leelismetallide hapnikuühenditele on iseloomulik järgmine seaduspärasus: leelismetalli katiooni raadiuse suurenedes suureneb peroksiidiooni O22- ja superoksiidiooni O2- sisaldavate hapnikuühendite stabiilsus.
Raskeid leelismetalle iseloomustab üsna stabiilsete EO3 koostisega osoniidide moodustumine. Kõik hapnikuühendid on erinevad värvid, mille intensiivsus süveneb seerias Li-st Cs-ni.
Leelismetallioksiididel on kõik aluseliste oksiidide omadused: nad reageerivad vee, happeliste oksiidide ja hapetega.
Peroksiididel ja superoksiididel on tugevate oksüdeerivate ainete omadused.
Peroksiidid ja superoksiidid reageerivad intensiivselt veega, moodustades hüdroksiide.
3. Koostoimed teiste ainetega. Leelismetallid reageerivad paljude mittemetallidega. Kuumutamisel ühinevad nad vesinikuga, moodustades hüdriide, halogeenidega, hall, lämmastik, fosfor, süsinik ja räni, moodustades vastavalt halogeniide, sulfiide, nitriide, fosfiide, karbiide ja silitsiide.
Kuumutamisel suudavad leelismetallid reageerida teiste metallidega, moodustades metallidevahelisi ühendeid. Leelismetallid reageerivad aktiivselt (plahvatuslikult) hapetega.
Leelismetallid lahustuvad vedelas ammoniaagis ja selle derivaatides - amiinides ja amiidides.
Vedelas ammoniaagis lahustumisel kaotab leelismetall elektroni, mis ammoniaagi molekulide toimel solvateerub ja annab lahusele sinise värvuse. Saadud amiidid lagunevad kergesti vee toimel, moodustades leelise ja ammoniaagi.
Leelismetallid interakteeruvad orgaaniliste ainetega, alkoholidega (koos alkoholaatide moodustumisega) ja karboksüülhapped(koos soolade moodustumisega).
4. Leelismetallide kvalitatiivne määramine. Kuna leelismetallide ionisatsioonipotentsiaalid on madalad, siis metalli või selle ühendite leegis kuumutamisel ioniseerub aatom, mis värvib leegi teatud värvi.
Leelismetallide saamine
1. Leelismetallide saamiseks kasutavad nad peamiselt nende halogeniidide, enamasti kloriidide, sulandite elektrolüüsi, mis moodustavad looduslikke mineraalid:
katood: Li+ + e → Li
anood: 2Cl- - 2e → Cl2
2. Mõnikord viiakse leelismetallide saamiseks läbi nende hüdroksiidide sulamite elektrolüüs:
katood: Na+ + e → Na
anood: 4OH- - 4e → 2H2O + O2
Kuna leelismetallid on elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, ei ole võimalik neid elektrolüütiliselt soolalahustest kätte saada; sel juhul tekivad vastavad leelised ja vesinik.
Hüdroksiidid
Leelismetallide hüdroksiidide tootmiseks kasutatakse peamiselt elektrolüütilisi meetodeid. Kõige ulatuslikum on naatriumhüdroksiidi tootmine keedusoola kontsentreeritud vesilahuse elektrolüüsi teel.
Varem saadi leelist vahetusreaktsiooni teel.
Sel viisil saadud leelis oli tugevasti saastunud Na2CO3 soodaga.
Leelismetallihüdroksiidid on valged hügroskoopsed ained, mille vesilahused on tugevad alused. Nad osalevad kõigis alustele iseloomulikes reaktsioonides – reageerivad hapete, happeliste ja amfoteersete oksiididega, amfoteersete hüdroksiididega.
Leelismetallihüdroksiidid sublimeeruvad kuumutamisel lagunemata, välja arvatud liitiumhüdroksiid, mis nagu II rühma põhialarühma metallide hüdroksiidid, laguneb kaltsineerimisel oksiidiks ja veeks.
Naatriumhüdroksiidi kasutatakse seepide, sünteetiliste pesuvahendite, tehiskiudude, orgaaniliste ühendite, näiteks fenooli, valmistamiseks.
Karbonaadid
Oluline leelismetalli sisaldav toode on sooda Na2CO3. Peamine kogus soodat kogu maailmas toodetakse 20. sajandi alguses välja pakutud Solvay meetodil. Meetodi olemus on järgmine: NaCl vesilahus, millele on lisatud ammoniaaki, küllastatakse süsinikdioksiidiga temperatuuril 26–30 ° C. Sel juhul moodustub halvasti lahustuv naatriumvesinikkarbonaat, mida nimetatakse söögisoodaks.
Ammoniaaki lisatakse süsinikdioksiidi lahusesse suunamisel tekkiva happelise keskkonna neutraliseerimiseks ja naatriumvesinikkarbonaadi sadestamiseks vajaliku HCO3-vesinikkarbonaadi iooni saamiseks. Pärast söögisooda eraldamist kuumutatakse ammooniumkloriidi sisaldavat lahust lubjaga ja eraldub ammoniaak, mis suunatakse tagasi reaktsioonitsooni.
Seega on sooda tootmise ammoniaagi meetodil ainsaks jäätmeks kaltsiumkloriid, mis jääb lahusesse ja mille kasutusala on piiratud.
Naatriumvesinikkarbonaadi kaltsineerimisel, sooda või pesemisel saadakse Na2CO3 ja süsinikdioksiid, mida kasutatakse naatriumvesinikkarbonaadi saamise protsessis.
Peamine sooda ostja on klaas.
Erinevalt vähelahustuvast happesoolast NaHCO3 on kaaliumvesinikkarbonaat KHCO3 vees hästi lahustuv, seetõttu saadakse kaaliumkarbonaat ehk potas K2CO3 süsinikdioksiidi toimel kaaliumhüdroksiidi lahusele.
Potast kasutatakse klaasi valmistamisel ja vedelseep.
Liitium on ainus leelismetall, mille jaoks ei ole saadud bikarbonaati. Selle nähtuse põhjuseks on liitiumiooni väga väike raadius, mis ei võimalda tal säilitada üsna suurt HCO3- iooni.
Liitium
Metall (Metall) on
Liitium on keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma peamise alarühma element D.I. Mendelejev Dmitri Ivanovitš, aatomnumbriga 3. Seda tähistatakse sümboliga Li (lat. Liitium). Lihtaine liitium (CAS number: 7439-93-2) on pehme hõbevalge leelismetall.
Liitiumi avastas 1817. aastal Rootsi keemik ja mineraloog A. Arfvedson, esmalt mineraalsest petaliidist (Li,Na), seejärel spodumeenist LiAl ja lepidoliidist KLi1.5Al1.5(F,OH)2. Liitiummetalli avastas esmakordselt Humphry Davy 1825. aastal.
Liitium sai oma nime, kuna seda leiti "kividest" (kreeka keeles λίθος – kivi). Algselt nimega "lithion", tänapäevase nime pakkus välja Berzelius.
Liitium on hõbevalge metall, pehme ja plastiline, kõvem kui naatrium, kuid pehmem kui plii. Seda saab töödelda pressimise ja rullimisega.
Toatemperatuuril on metallilisel liitiumil kuubikujuline kehakeskne võre (koordinatsiooninumber 8), mis külmtöötlemisel muundub kuubikujuliseks tihedalt pakitud võreks, kus iga kahekordse kuuboktaeedrilise koordinatsiooniga aatomit ümbritseb 12 teist. Alla 78 K on stabiilne kristallvorm kuusnurkne tihedalt pakitud struktuur, milles igal liitiumiaatomil on 12 lähimat naabrit, mis asuvad kuboktaeedri tippudes.
Kõigist leelismetallidest on liitiumil kõrgeim sulamis- ja keemistemperatuur (vastavalt 180,54 ja 1340 °C) ning madalaim tihedus toatemperatuuril kõigist metallidest (0,533 g/cm³, peaaegu pool vee omast).
Liitiumi aatomi väike suurus toob kaasa metalli eriliste omaduste ilmnemise. Näiteks seguneb see naatriumiga ainult temperatuuril alla 380 °C ega segune sula kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumiga, samas kui teised leelismetallide paarid segunevad omavahel mis tahes vahekorras.
Leelismetall, õhus ebastabiilne. Liitium on kõige vähem aktiivne leelismetall, see praktiliselt ei reageeri toatemperatuuril kuiva õhuga (ja isegi kuiva hapnikuga).
Niiskes õhus oksüdeerub see aeglaselt, muutudes Li3N-nitriidiks, LiOH-hüdroksiidiks ja Li2CO3-karbonaadiks. Hapnikus see kuumutamisel põleb, muutudes oksiidiks Li2O. Seal on huvitav omadus et temperatuurivahemikus 100 °C kuni 300 °C on liitium kaetud tiheda oksiidkilega ega oksüdeeru edasi.
1818. aastal leidis Saksa keemik Leopold Gmelin, et liitium ja selle soolad värvivad leegi karmiinpunaseks, mis on liitiumi määramise kvalitatiivne märk. Süttimistemperatuur on umbes 300 °C. Põlemissaadused ärritavad ninaneelu limaskesta.
Rahulikult, ilma plahvatuse ja süttimiseta reageerib veega, moodustades LiOH ja H2. Samuti reageerib see etüülalkoholiga, moodustades alkoholaadi, ammoniaagi ja halogeenidega (joodiga - ainult kuumutamisel).
Liitiumi hoitakse petrooleetris, parafiinis, bensiinis ja/või mineraalõlis hermeetiliselt suletud purkides. Liitiummetall põhjustab kokkupuutel naha, limaskestade ja silmadega põletusi.
Mustmetallide ja värviliste metallide metallurgias kasutatakse liitiumi sulamite deoksüdeerimiseks ning plastilisuse ja tugevuse suurendamiseks. Liitiumi kasutatakse mõnikord haruldaste metallide redutseerimiseks metallotermiliste meetoditega.
Liitiumkarbonaat on kõige olulisem (elektrolüüdile lisatav) abiaine alumiiniumi sulatamisel ja selle tarbimine kasvab iga aastaga võrdeliselt maailma alumiiniumi tootmise mahuga (liitiumkarbonaadi maksumus on 2,5-3,5 kg sulatatud tonni kohta alumiinium).
Hõbeda ja kullaga liitiumisulamid, aga ka vask on väga tõhusad joodised. Liitiumi sulamid magneesiumi, skandiumi, vase, kaadmiumi ja alumiiniumiga on uued paljulubavad materjalid lennunduses ja astronautikas. Liitiumaluminaadi ja -silikaadi baasil on loodud toatemperatuuril kõvenev keraamika, mida kasutatakse sõjatehnikas, metallurgias ja tulevikus ka termotuumaenergeetikas. Ränikarbiidkiududega tugevdatud liitium-alumiinium-silikaadil põhinev klaas on tohutu tugevusega. Liitium on väga tõhus pliisulamite tugevdamisel ning elastsuse ja korrosioonikindluse andmisel.
Liitiumisooladel on psühhotroopne toime ning neid kasutatakse meditsiinis mitmete vaimuhaiguste ennetamiseks ja raviks. Liitiumkarbonaat on selles mahus kõige levinum. kasutatakse psühhiaatrias bipolaarse häire ja sagedaste meeleolumuutuste all kannatavate inimeste meeleolu stabiliseerimiseks. See on efektiivne maniakaalse depressiooni ennetamisel ja enesetappude vähendamisel.Arstid on korduvalt täheldanud, et teatud liitiumiühendid (loomulikult sobivates annustes) avaldavad positiivset mõju maniakaalse depressiooni all kannatavatele patsientidele. Seda efekti selgitatakse kahel viisil. Ühest küljest on leitud, et liitium on võimeline reguleerima mõnede ensüümide aktiivsust, mis osalevad naatriumi- ja kaaliumiioonide ülekandmisel interstitsiaalsest vedelikust ajurakkudesse. Teisest küljest on täheldatud, et liitiumioonid mõjutavad otseselt raku ioonide tasakaalu. Ja patsiendi seisund sõltub suurel määral naatriumi ja kaaliumi tasakaalust: naatriumi liig rakkudes on iseloomulik depressiooniga patsientidele, defitsiit - maaniahaigetele. Liitiumisooladel on naatriumi-kaaliumi tasakaalu joondamisel positiivne mõju mõlemale.
Naatrium
Metall (Metall) on
Naatrium on esimese, kolmanda rühma peamise alarühma element periood keemiliste elementide perioodiline süsteem D.I. Dmitri Ivanovitš Mendelejev, aatomnumbriga 11. Tähistatakse sümboliga Na (lat. Natrium). Lihtaine naatrium (CAS number: 7440-23-5) on pehme hõbevalge leelismetall.
Vees käitub naatrium peaaegu samamoodi kui liitium: reaktsioon kulgeb vesiniku kiire vabanemisega, lahuses moodustub naatriumhüdroksiid.
Naatriumi (õigemini selle ühendeid) on kasutatud juba iidsetest aegadest. Näiteks sooda (natron), mida leidub looduslikult Egiptuse soodajärvede vetes. Vanad egiptlased kasutasid looduslikku soodat palsameerimiseks, lõuendi pleegitamiseks, toidu valmistamiseks, värvide ja glasuuride valmistamiseks. Plinius Vanem kirjutab, et Niiluse deltas eraldati jõeveest sooda (see sisaldas piisavas koguses lisandeid). See tuli müüki suurte tükkidena, söe segunemise tõttu, värviti halliks või isegi mustaks.
Inglise keemik Humphry Davy sai naatriumi esmakordselt 1807. aastal tahke NaOH elektrolüüsi teel.
Nimi "naatrium" (naatrium) pärineb araabia sõnast natrun (kreeka keeles - nitron) ja algselt viitas see looduslikule soodale. Elementi ennast nimetati varem naatriumiks (lat. Sodium).
Naatrium on hõbevalge metall, õhukeste kihtidena koos lilla varjund, plastist, isegi pehme (noaga kergesti lõigatav), sätendab värske naatriumiviil. Naatriumi elektri- ja soojusjuhtivuse väärtused on üsna kõrged, tihedus on 0,96842 g/cm³ (19,7 °C juures), sulamistemperatuur on 97,86 °C ja keemistemperatuur 883,15 °C.
Leelismetall, õhu käes kergesti oksüdeerub. Et kaitsta atmosfääri hapniku eest, hoitakse metallilist naatriumi kihi all petrooleum. Naatrium on vähem aktiivne kui liitium, seetõttu reageerib see lämmastikuga ainult kuumutamisel:
Suure hapniku ülejäägi korral moodustub naatriumperoksiid
2Na + O2 = Na2O2
Naatriummetalli kasutatakse laialdaselt preparatiivses keemias ja tööstusele tugeva redutseerijana, sealhulgas metallurgias. Naatriumi kasutatakse väga energiamahukate naatriumväävelakude tootmisel. Seda kasutatakse ka veoautode väljalaskeklappides jahutusradiaatorina. Mõnikord kasutatakse metallist naatriumi väga suure voolu jaoks mõeldud elektrijuhtmete materjalina.
Kaaliumi, aga ka rubiidiumi ja tseesiumiga sulamites kasutatakse seda ülitõhusa jahutusvedelikuna. Eelkõige on sulami koostisega naatrium 12%, kaalium 47%, tseesium 41% rekordmadal sulamistemperatuur –78 °C ja seda pakuti ioonse töövedelikuna. rakettmootorid ja jahutusvedelik tuumaelektrijaamadele.
Naatriumi kasutatakse ka kõrg- ja madalsurvelahenduslampides (HLD ja HLD). Tänavavalgustuses kasutatakse väga laialdaselt NLVD tüüpi DNaT (Arc Sodium Tubular) lampe. Nad eraldavad erekollast valgust. HPS-lampide kasutusiga on 12-24 tuhat tundi. Seetõttu on DNaT tüüpi gaaslahenduslambid linna-, arhitektuuri- ja tööstusvalgustuse jaoks asendamatud. Samuti on olemas lambid DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) ja DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).
Naatriummetalli kasutatakse orgaanilise aine kvalitatiivses analüüsis. Naatriumi ja uuritava aine sulam neutraliseeritakse etanooliga, lisatakse mõni milliliiter destilleeritud vett ja jagatakse 3 osaks, J. Lassen (1843), mille eesmärk on määrata lämmastiku, väävli ja halogeenide ( proovige Beilstein)
Naatriumkloriid (keedusool) on vanim kasutatud maitse- ja säilitusaine.
Naatriumasiidi (Na3N) kasutatakse nitriidina metallurgias ja pliasiidi tootmisel.
Naatriumtsüaniidi (NaCN) kasutatakse hüdrometallurgilises meetodis kulla leostamiseks kivimitest, samuti terase nitrokarburiseerimisel ja galvaniseerimisel (hõbe, kullamine).
Naatriumkloraati (NaClO3) kasutatakse soovimatu taimestiku hävitamiseks raudteedel.
Kaalium
Kaalium on esimese, neljanda rühma peamise alarühma element periood D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilisest süsteemist, aatomnumbriga 19. Seda tähistatakse sümboliga K (lat. Kalium). Lihtaine kaalium (CAS number: 7440-09-7) on pehme hõbevalge leelismetall.
Looduses leidub kaaliumi ainult ühendites teiste elementidega, näiteks merevees, aga ka paljudes mineraalides. See oksüdeerub õhu käes väga kiiresti ja reageerib väga kergesti, eriti veega, moodustades leelise. Kaaliumi keemilised omadused on paljuski väga sarnased naatriumile, kuid bioloogilise funktsiooni ja elusorganismide rakkude kasutuse poolest on need siiski erinevad.
Kaaliumit (täpsemalt selle ühendeid) on kasutatud juba iidsetest aegadest. Niisiis, kaaliumkloriidi (mida kasutati pesuvahendina) tootmine eksisteeris juba 11. sajandil. Põhu või puidu põletamisel tekkinud tuhk töödeldi veega ja saadud lahus (vedelik) aurustati pärast filtreerimist. Kuiv jääk sisaldas lisaks kaaliumkarbonaadile kaaliumsulfaati K2SO4, soodat ja kaaliumkloriidi KCl.
1807. aastal eraldas inglise keemik Davy kaaliumi tahke kaaliumi (KOH) elektrolüüsi teel ja andis sellele nimeks "kaalium" (lat. kaalium; seda nimetust kasutatakse endiselt inglise, prantsuse, hispaania, portugali ja poola keeles). 1809. aastal pakkus L. V. Gilbert välja nimetuse "kaalium" (lat. kalium, araabia keelest al-kali – potas). See nimi sisenes saksa keelde, sealt enamikesse Põhja- ja Ida-Euroopa keeltesse (sh vene keelde) ja "võitis" selle elemendi sümboli valimisel - K.
Kaalium on hõbedane aine, millel on värskelt moodustunud pinnal iseloomulik läige. Väga kerge ja kerge. Lahustub suhteliselt hästi elavhõbedas, moodustades amalgaame. Põleti leeki sattudes värvib kaalium (nagu ka selle ühendid) leegi iseloomulikuks roosakasvioletseks värviks.
Kaaliumil, nagu ka teistel leelismetallidel, on tüüpilised metallilised omadused ja see on väga reaktsioonivõimeline, annetades kergesti elektrone.
See on tugev redutseerija. See ühineb hapnikuga nii aktiivselt, et ei moodustu oksiid, vaid kaaliumsuperoksiid KO2 (või K2O4). Vesiniku atmosfääris kuumutamisel tekib kaaliumhüdriid KH. See interakteerub hästi kõigi mittemetallidega, moodustades halogeniide, sulfiide, nitriide, fosfiide jne, aga ka keeruliste ainetega nagu vesi (reaktsioon toimub plahvatusega), erinevad oksiidid ja soolad. Sel juhul taandavad nad teised metallid vabasse olekusse.
Kaaliumi hoitakse petrooleumikihi all.
Toatemperatuuril vedelat kaaliumi ja naatriumi sulamit kasutatakse jahutusvedelikuna suletud süsteemides, näiteks kiirneutronite tuumaelektrijaamades. Lisaks kasutatakse laialdaselt selle vedelaid sulameid rubiidiumi ja tseesiumiga. Sulami koostisega naatrium 12%, kaalium 47%, tseesium 41% on rekordmadal sulamistemperatuur –78 °C.
Kaaliumiühendid on kõige olulisem biogeenne element ja seetõttu kasutatakse neid väetisena.
Kaaliumsoolasid kasutatakse galvaniseerimisel laialdaselt, kuna vaatamata nende suhteliselt kõrgele hinnale on need sageli paremini lahustuvad kui vastavad naatriumisoolad ja tagavad seetõttu elektrolüütide intensiivse töö suurema voolutihedusega.
Kaalium on oluline toitaine, eriti taimestik. Mulla kaaliumipuuduse korral arenevad taimed väga halvasti, see väheneb, seetõttu kasutatakse umbes 90% ekstraheeritud kaaliumisooladest väetisena.
Kaalium koos lämmastiku ja fosforiga on üks peamisi taimede toitaineid. Kaaliumi ja ka teiste nende jaoks vajalike elementide funktsioon taimedes on rangelt spetsiifiline. Taimedes on kaalium ioonsel kujul. Kaaliumi leidub peamiselt rakkude tsütoplasmas ja vakuoolides. Umbes 80% kaaliumist leidub rakumahlas.
Kaaliumi funktsioonid on väga mitmekesised. On kindlaks tehtud, et see stimuleerib fotosünteesi normaalset kulgu, suurendab süsivesikute väljavoolu lehelabadest teistesse organitesse, samuti suhkrute sünteesi.
Kaalium suurendab monosahhariidide kogunemist puuviljades ja köögiviljakultuurid, suurendab suhkrusisaldust juurviljades, tärklise sisaldust kartulis, paksendab teravilja õlgede rakuseinu ja suurendab leiva vastupidavust lamamisele ning parandab lina ja kanepi kiu kvaliteeti.
Soodustades süsivesikute kuhjumist taimerakkudes, tõstab kaalium rakumahla osmootset rõhku ning suurendab seeläbi taimede külmakindlust ja külmakindlust.
Taimed omastavad kaaliumi katioonide kujul ja ilmselgelt jääb see sellisel kujul rakkudesse, aktiveerides kõige olulisema biokeemilise protsessid taimerakkudes tõstab kaalium nende vastupanuvõimet erinevatele haigustele nii kasvuperioodil kui ka koristusjärgselt, parandab oluliselt puu- ja juurviljade säilivust.
Kaaliumipuudus põhjustab taimedes palju ainevahetushäireid, mitmete ensüümide aktiivsus nõrgeneb, süsivesikute ja valkude ainevahetus on häiritud ning kulud hingeõhu süsivesikud. Selle tulemusena langeb taimede tootlikkus, langeb toodete kvaliteet.
Rubiidium
Rubiidium on D. I. keemiliste elementide perioodilisuse tabeli D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi viienda perioodi põhialarühma element, mille aatomnumber on 37. Seda tähistatakse sümboliga Rb (lat. Rubidium). Lihtaine rubiidium (CAS number: 7440-17-7) on pehme hõbevalge leelismetall.
1861. aastal uurisid saksa teadlased Robert Wilhelm Bunsen ja Gustav Robert Kirchhoff abiga. spektraalanalüüs looduslikud aluminosilikaadid, avastasid neis uue elemendi, mida hiljem spektri tugevaimate joonte värvi järgi nimetati rubiidiumiks.
Rubiidium moodustab hõbevalgeid pehmeid kristalle, millel on värskel lõikel metalliline läige. Brinelli kõvadus 0,2 MN/m² (0,02 kgf/mm²). Rubiidiumi kristallvõre on kuubikujuline, kehakeskne, a = 5,71 E (toatemperatuuril). Aatomiraadius 2,48 Е, Rb+ iooni raadius 1,49 Е. Tihedus 1,525 g/cm³ (0 °C), st 38,9 °C, st 703 °C. Erisoojusvõimsus 335,2 J/(kg K), joonpaisumistegur 9,0 10-5 kraadi-1 (0-38 °C), elastsusmoodul 2,4 H/m² (240 kgf/mm²), erimahuline elektritakistus 11,29 10-6 oomi cm (20 °C); rubiidium on paramagnetiline.
Leelismetall, õhus äärmiselt ebastabiilne (reageerib õhuga veejälgede juuresolekul, tuleohtlik). Moodustab igasuguseid sooli - enamasti kergesti lahustuvad (kloraadid ja perkloraadid on halvasti lahustuvad). Rubiidiumhüdroksiid on väga agressiivne aine klaasi ja muude konstruktsiooni- ja mahutimaterjalide suhtes ning sulab hävitab enamiku metalle (isegi plaatina).
Rubiidiumi kasutusala on mitmekesine ja vaatamata sellele, et mitmes kasutusvaldkonnas jääb see oma olulisemate füüsikaliste omaduste poolest alla tseesiumile, on sellel haruldasel leelismetallil tänapäevastes tehnoloogiates oluline roll. Märkida võib järgmisi rubiidiumi rakendusi: katalüüs, elektrooniline tööstusele, spetsiaalne optika, aatomi, meditsiin.
Rubiidiumi kasutatakse mitte ainult puhtal kujul, vaid ka mitmete sulamite ja keemiliste ühendite kujul. Oluline on märkida, et rubiidiumil on väga hea ja soodne toorainebaas, kuid samas on olukord ressursside olemasoluga palju soodsam kui tseesiumi puhul ning rubiidium suudab veelgi enam mängida. oluline roll näiteks katalüüsis (kus see end edukalt tõestas).
Rubiidium-86 isotoopi kasutatakse laialdaselt gammakiirguse vigade tuvastamisel, mõõtmistehnoloogias, samuti mitmete oluliste ravimite ja toiduainete steriliseerimisel. Rubiidium ja selle sulamid tseesiumiga on väga paljutõotav jahutusvedelik ja töökeskkond kõrgtemperatuuriliste turbiiniseadmete jaoks (sellega seoses on viimastel aastatel muutunud oluliseks rubiidium ja tseesium ning metallide ülikõrge hind jääb kõrvale võime dramaatiliselt suurendada turbiiniüksuste efektiivsust, mis tähendab ja vähendada kulud kütus ja keskkonnareostus). Rubiidiumipõhised süsteemid, mida jahutusvedelikuna kasutatakse kõige laialdasemalt, on kolmekomponentsed sulamid: naatrium-kaalium-rubiidium ja naatrium-rubiidium-tseesium.
Katalüüsis kasutatakse rubiidiumi nii orgaanilises kui anorgaanilises sünteesis. Rubiidiumi katalüütilist aktiivsust kasutatakse peamiselt mitmete oluliste toodete nafta rafineerimisel. Rubiidiumatsetaati kasutatakse näiteks metanooli ja mitmete kõrgemate alkoholide sünteesimiseks veegaasist, mis on omakorda äärmiselt oluline seoses maa-aluse kivisöe gaasistamise ning autode ja lennukikütuse tehisliku vedelkütuse tootmisega. Mitmetel rubiidiumi-telluuriumi sulamitel on spektri ultraviolettpiirkonnas suurem tundlikkus kui tseesiumiühenditel ja selles osas suudab see fotokonverterite materjalina konkureerida tseesium-133-ga. Spetsiaalsete määrdekompositsioonide (sulamite) osana kasutatakse rubiidiumi ülitõhusa määrdeainena vaakumis (raketi- ja kosmosetehnoloogia).
Rubiidiumhüdroksiidi kasutatakse elektrolüüdi valmistamiseks madala temperatuuriga CPS-i jaoks, samuti lisandina kaaliumhüdroksiidi lahusele, et parandada selle toimivust madalatel temperatuuridel ja suurendada elektrolüüdi elektrijuhtivust. Hüdriidis kütuseelemendid kasutab metallilist rubiidiumi.
Kõrgete temperatuuride (kuni 400 °C) mõõtmiseks kasutatakse rubiidiumkloriidi sulamis vaskkloriidiga.
Rubiidiumi plasmat kasutatakse laserkiirguse ergastamiseks.
Rubiidiumkloriidi kasutatakse kütuseelementides elektrolüüdina ja sama võib öelda rubiidiumhüdroksiidi kohta, mis on väga tõhus elektrolüüdina kütuseelementides, kasutades otsest kivisöe oksüdatsiooni.
Tseesium
Tseesium on D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi esimese rühma põhialarühma element aatomnumbriga 55. Seda tähistatakse sümboliga Cs (lat. Caesium). Lihtaine tseesium (CAS number: 7440-46-2) on pehme hõbekollane leelismetall. Tseesium sai oma nime kahe helesinise joone olemasolu tõttu emissioonispektris (ladina keelest caesius - taevasinine).
Tseesiumi avastasid 1860. aastal Saksa teadlased R. W. Bunsen ja G. R. Kirchhoff Saksamaa Vabariigis Durchheimi mineraalveeallika vetest optilise spektroskoopia abil, saades seega esimeseks spektraalanalüüsi abil avastatud elemendiks. Puhtal kujul eraldas tseesiumi esmakordselt 1882. aastal Rootsi keemik K. Setterberg tseesiumtsüaniidi (CsCN) ja baariumi segu sulami elektrolüüsi käigus.
Peamised tseesiumi mineraalid on pollutsiit ja väga haruldane avogadriit (K, Cs). Lisaks sisaldub tseesium lisanditena mitmetes alumosilikaatides: lepidoliit, flogopiit, biotiit, amasoniit, petaliit, berül, tsinnwaldiit, leukiit, karnalliit. Tööstusliku toorainena kasutatakse pollutsiiti ja lepidoliiti.
Tööstuslikus tootmises ekstraheeritakse tseesium ühendite kujul mineraalsest pollutsiidist. Seda tehakse kloriidi või sulfaadiga avamisega. Esimene hõlmab algse mineraali töötlemist kuumutatud vesinikkloriidhappega, antimonkloriidi SbCl3 lisamist Cs3 ühendi sadestamiseks ja pesemist kuuma vee või ammoniaagi lahusega, et moodustada tseesiumkloriid CsCl. Teisel juhul töödeldakse seda kuumutatud väävelhappega, et moodustada tseesiummaarjas CsAl(SO4)2 12H2O.
Vene Föderatsioonis pärast NSV Liidu lagunemist pollutsiidi tööstuslikku tootmist ei tehtud, kuigi Voronja tundras Murmanski lähedal juba a. nõukogude aeg avastati kolossaalsed mineraalivarud. Selleks ajaks, kui Venemaa tööstus jalule tõusis, selgus, et litsentsi selle valdkonna arendamiseks ostis kanadalane. Praegu toimub tseesiumisoolade töötlemine ja ekstraheerimine pollutsiidist Novosibirskis ZAO haruldaste metallide tehases.
Tseesiumi saamiseks on mitu laboratoorset meetodit. Seda saab hankida:
tseesiumkromaadi või dikromaadi ja tsirkooniumi segu vaakumis kuumutamine;
tseesiumasiidi lagundamine vaakumis;
tseesiumkloriidi ja spetsiaalselt valmistatud kaltsiumi segu kuumutamine.
Kõik meetodid on töömahukad. Teine meetod võimaldab saada kõrge puhtusastmega metalli, kuid see on plahvatusohtlik ja selle realiseerimiseks kulub mitu päeva.
Tseesium leidis rakendust alles 20. sajandi alguses, kui avastati tema mineraalid ja töötati välja tehnoloogia selle puhtal kujul saamiseks. Praegu kasutatakse tseesiumi ja selle ühendeid elektroonikas, raadio-, elektri-, röntgenitehnikas, keemiatööstus, optika, meditsiin, tuumaenergia. Peamiselt kasutatakse stabiilset looduslikku tseesium-133 ja piiratud määral selle radioaktiivset isotoopi tseesium-137, mis on eraldatud reaktorites uraani, plutooniumi ja tooriumi lõhustumisfragmentide summast. tuumaelektrijaamad.
leelismuldmetallid
Leelismuldmetallid on keemilised elemendid: kaltsium Ca, strontsium Sr, baarium Ba, raadium Ra (mõnikord nimetatakse berüllium Be ja magneesium Mg ekslikult ka leelismuldmetallideks). Nimetatud seetõttu, et nende oksiidid - "maa" (alkeemikute terminoloogias) - ütlevad veele leeliseline reaktsioon. Leelismuldmetallide soolad, välja arvatud raadium, on looduses mineraalide kujul laialt levinud.
Kaltsium
Kaltsium on teise rühma peamise alarühma, D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli neljanda perioodi element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Calcium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktiivne, hõbevalge leelismuldmetall.
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega α-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), üle β-Ca on stabiilne α-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). α → β ülemineku standardentalpia ΔH0 on 0,93 kJ/mol.
Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhus oleva hapniku, süsihappegaasi ja niiskusega, mistõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu kaltsiumi säilitatakse laboris, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.
Standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca2+/Ca0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.
Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:
2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:
Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,
3Ca + 2P = Ca3P2 (kaltsiumfosfiid), tuntud on ka CaP ja CaP5 koostisega kaltsiumfosfiidid;
2Ca + Si = Ca2Si (kaltsiumsilitsiid), tuntud on ka kaltsiumsilikiidid koostisega CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina vabanemine suur hulk soojus (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti, näiteks:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Ca2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad nagu CaCl2 kloriid, CaBr2 bromiid, CaI2 jodiid ja Ca(NO3)2 nitraat lahustuvad vees hästi. CaF2 fluoriid, CaCO3 karbonaat, CaSO4 sulfaat, Ca3(PO4)2 ortofosfaat, CaC2O4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.
Suur tähtsus on asjaolul, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca(HCO3)2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi tuleb maa pinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.
Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid ja stalagmiidid.
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et aja jooksul tekib veekeetjasse katlakivi.
Strontsium
Strontsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise süsteemi viienda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 38. Seda tähistatakse sümboliga Sr (lat. Strontsium). Lihtaine strontsium (CAS number: 7440-24-6) on pehme, tempermalmist ja plastiline hõbevalge leelismuldmetall. Sellel on kõrge keemiline aktiivsus, õhus reageerib see kiiresti niiskuse ja hapnikuga, muutudes kaetud kollase oksiidkilega.
Uus element avastati mineraalis strontianiidist, mis leiti 1764. aastal Šotimaa Stronshiani küla lähedal asuvast pliikaevandusest, mis andis hiljem uuele elemendile nime. Uue metalloksiidi olemasolu selles mineraalis tuvastasid peaaegu 30 aastat hiljem William Cruikshank ja Ader Crawford. Isoleeris selle kõige puhtamal kujul Sir Humphry Davy 1808. aastal.
Strontsium on pehme, hõbevalge metall, tempermalmist ja tempermalmist ning seda on lihtne noaga lõigata.
Polümorfiin – on teada kolm selle modifikatsiooni. Kuni 215°C on kuubikujuline näokeskne modifikatsioon (α-Sr) stabiilne, vahemikus 215 kuni 605°C – kuusnurkne (β-Sr), üle 605°C – kuupkujuline kehakeskne modifikatsioon (γ-Sr).
Sulamistemperatuur - 768oC, Keemistemperatuur - 1390oC.
Selle ühendites sisalduva strontsiumi valentsus on alati +2. Omaduste järgi on strontsium lähedane kaltsiumile ja baariumile, asudes nende vahel vahepealsel positsioonil.
Elektrokeemilises pingereas on strontsium üks kõige enam aktiivsed metallid(selle normaalne elektroodi potentsiaal on -2,89 V. Reageerib intensiivselt veega, moodustades hüdroksiidi:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Suhtleb hapetega, tõrjub nende sooladest välja raskmetalle. Reageerib nõrgalt kontsentreeritud hapetega (H2SO4, HNO3).
Strontsiummetall oksüdeerub õhus kiiresti, moodustades kollaka kile, milles lisaks SrO oksiidile on alati ka SrO2 peroksiid ja Sr3N2 nitriid. Õhus kuumutamisel see süttib; õhus olev pulbriline strontsium võib isesüttida.
Reageerib intensiivselt mittemetallidega - väävel, fosfor, halogeenid. Interakteerub vesinikuga (üle 200°C), lämmastikuga (üle 400°C). Praktiliselt ei reageeri leelistega.
Kõrgel temperatuuril reageerib see CO2-ga, moodustades karbiidi:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Kergesti lahustuvad strontsiumisoolad anioonidega Cl-, I-, NO3-. F-, SO42-, CO32-, PO43- anioonidega soolad lahustuvad halvasti.
Strontsiumi kasutatakse vase ja mõnede selle sulamite legeerimiseks, akude pliisulamitesse viimiseks, malmi, vase ja väävlitustamise teel. terased.
Baarium
Baarium on teise rühma peamise alarühma, D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli kuuenda perioodi element aatomnumbriga 56. Seda tähistatakse sümboliga Ba (lat. Baarium). Lihtaine baarium (CAS number: 7440-39-3) on pehme, tempermalmist, hõbevalge leelismuldmetall. Omab kõrget keemilist aktiivsust.
Baariumi avastas oksiidi BaO kujul 1774. aastal Karl Scheele. 1808. aastal sai inglise keemik Humphrey Davy märja baariumhüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga. amalgaam baarium; pärast elavhõbeda aurustamist kuumutamisel eraldas ta baariummetalli.
Baarium on hõbevalge tempermalm. See puruneb terava löögi korral. Baariumil on kaks allotroopset modifikatsiooni: kuupkehakeskse võrega α-Ba on stabiilne kuni 375 °C (parameeter a = 0,501 nm), β-Ba on stabiilne üleval.
Kõvadus mineraloogilisel skaalal 1,25; Mohsi skaalal 2.
Baariummetalli hoitakse petrooleumis või parafiinikihi all.
Baarium on leelismuldmetall. See oksüdeerub intensiivselt õhu käes, moodustades baariumoksiidi BaO ja baariumnitriidi Ba3N2 ning süttib kergelt kuumutamisel. Reageerib intensiivselt veega, moodustades baariumhüdroksiidi Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH) 2 + H2
Aktiivselt suhtleb lahjendatud hapetega. Paljud baariumisoolad on vees lahustumatud või vähelahustuvad: baariumsulfaat BaSO4, baariumsulfit BaSO3, baariumkarbonaat BaCO3, baariumfosfaat Ba3(PO4)2. Baariumsulfiid BaS lahustub erinevalt kaltsiumsulfiidist CaS vees hästi.
Reageerib kergesti halogeenidega, moodustades halogeniide.
Vesinikuga kuumutamisel moodustab see baariumhüdriidi BaH2, mis omakorda koos liitiumhüdriidiga LiH annab Li kompleksi.
Reageerib kuumutamisel ammoniaagiga:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Kuumutamisel reageerib baariumnitriid Ba3N2 CO-ga, moodustades tsüaniidi:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Vedela ammoniaagiga annab tumesinise lahuse, millest saab eraldada ammoniaaki, mis on kuldse läikega ja laguneb kergesti NH3 eliminatsiooniga. Plaatinakatalüsaatori juuresolekul laguneb ammoniaak baariumamiidiks:
Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Baariumkarbiidi BaC2 saab saada BaO kuumutamisel kivisöega kaarahjus.
Koos fosforiga moodustab see fosfiidi Ba3P2.
Baarium redutseerib paljude metallide oksiidid, halogeniidid ja sulfiidid vastavaks metalliks.
Baariummetalli, sageli sulamis alumiiniumiga, kasutatakse kõrgvaakumiga elektroonikaseadmetes getterina (getterina) ning seda lisatakse koos tsirkooniumiga ka vedelatele metallide jahutusvedelikele (naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi, liitiumi, tseesiumi sulamid) vähendada torustike agressiivsust ja metallurgias.
siirdemetallid
Siirdemetallid (siirdeelemendid) on D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise tabeli külgmiste alarühmade elemendid, mille aatomites esinevad elektronid d- ja f-orbitaalidel. IN üldine vaadeüleminekuelementide elektroonilist struktuuri saab kujutada järgmiselt: . Ns-orbitaal sisaldab ühte või kahte elektroni, ülejäänud valentselektronid on -orbitaalil. Kuna valentselektronide arv on märgatavalt väiksem kui orbitaalide arv, on siirdeelementidest moodustuvad lihtained metallid.
Üleminekuelementide üldised omadused
Kõigil üleminekuelementidel on järgmised ühised omadused:
Elektronegatiivsuse väikesed väärtused.
Muutuv oksüdatsiooniaste. Peaaegu kõikidel d-elementidel, mille aatomites on välisel ns-alatasandil 2 valentselektroni, on oksüdatsiooniaste +2 teada.
Alates D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise tabeli III rühma d-elementidest moodustavad madalaima oksüdatsiooniastmega elemendid ühendeid, millel on aluselised omadused, kõrgeimas - happelised, keskmises - amfoteersed.
Raud
Raud on D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi kaheksanda rühma sekundaarse alarühma element, aatomnumber 26. Seda tähistatakse sümboliga Fe (lat. Ferrum). Üks levinumaid metalle maapõues (alumiiniumi järel teine koht).
Lihtaine raud (CAS number: 7439-89-6) on tempermalmist hõbevalge metall, millel on kõrge keemiline reaktsioonivõime: raud korrodeerub kiiresti kõrgel temperatuuril või kõrge õhuniiskusõhus. Puhtas hapnikus raud põleb ja peeneks hajutatuna süttib õhu käes spontaanselt.
Tegelikult nimetatakse rauda tavaliselt madala lisanditesisaldusega (kuni 0,8%) sulamiteks, mis säilitavad puhta metalli pehmuse ja elastsuse. Kuid praktikas kasutatakse sagedamini raua ja süsiniku sulameid: (kuni 2% süsinikku) ja (üle 2% süsinikku), samuti roostevaba (legeeritud) terast, millele on lisatud legeerivaid metalle (kroom, mangaan, Ni). , jne.). Raua ja selle sulamite spetsiifiliste omaduste kombinatsioon muudab selle inimeste jaoks oluliseks "metalliks nr 1".
Looduses leidub rauda puhtal kujul harva, enamasti esineb see raud-nikli meteoriitide osana. Raua levimus maakoores on 4,65% (4. koht O, Si, Al järel). Samuti arvatakse, et raud moodustab suurema osa maakera tuumast.
Raud on tüüpiline metall, vabas olekus on hõbevalge värvusega hallika varjundiga. Puhas metall on plastiline, mitmesugused lisandid (eriti süsinik) suurendavad selle kõvadust ja haprust. Sellel on väljendunud magnetilised omadused. Sageli eristatakse nn "raudtriaadi" - kolme metalli rühma (raud Fe, koobalt Co, Ni Ni), millel on sarnased füüsikalised omadused, aatomiraadiused ja elektronegatiivsuse väärtused.
Rauda iseloomustab polümorfism, sellel on neli kristallilist modifikatsiooni:
kuni 769 °C on kehakeskse kuupvõrega α-Fe (ferriit) ja ferromagneti omadused (769 °C ≈ 1043 K on raua Curie punkt)
temperatuurivahemikus 769–917 °C eksisteerib β-Fe, mis erineb α-Fe-st ainult kehakeskse kuupvõre parameetrite ja paramagneti magnetiliste omaduste poolest.
temperatuurivahemikus 917–1394 °C esineb näokeskse kuupvõrega γ-Fe (austeniit).
üle 1394 °C on δ-Fe stabiilne kehakeskse kuupvõrega
Metalliteadus ei erista β-Fe-d eraldi faasina ja käsitleb seda α-Fe mitmesugusena. Kui rauda või terast kuumutatakse üle Curie punkti (769 °C ≈ 1043 K) termiline liikumine ioonid rikuvad elektronide spin-magnetmomentide orientatsiooni, ferromagnetist saab paramagnet - toimub teist järku faasiüleminek, kuid kristallide füüsikaliste põhiparameetrite muutumisel esimest järku faasisiire ei toimu.
Tavarõhul puhta raua puhul on metallurgia seisukohalt järgmised stabiilsed modifikatsioonid:
Absoluutsest nullist 910 ºC-ni on kehakeskse kuupmeetri (bcc) kristallvõrega α-modifikatsioon stabiilne. Tahket süsiniku lahust α-rauas nimetatakse ferriidiks.
Temperatuuril 910 kuni 1400 ºC on näokeskse kuupmeetri (fcc) kristallvõrega γ-modifikatsioon stabiilne. Tahket süsiniku lahust γ-rauas nimetatakse austeniidiks.
Temperatuuril 910 kuni 1539 ºC on kehakeskse kuupmeetri (bcc) kristallvõrega δ-modifikatsioon stabiilne. Tahket süsiniku lahust δ-rauas (nagu ka α-rauas) nimetatakse ferriidiks. Mõnikord eristatakse kõrgtemperatuurset δ-ferriiti ja madalatemperatuurilist α-ferriiti (või lihtsalt ferriiti), kuigi nende aatomistruktuurid on samad.
Süsiniku ja legeerelementide olemasolu terases muudab oluliselt faasisiirete temperatuure.
Kõrgrõhkude piirkonnas (üle 104 MPa, 100 tuhat atm) ilmub ε-raua modifikatsioon kuusnurkse tihedalt pakitud (hcp) võrega.
Polümorfismi nähtus on terase metallurgia jaoks äärmiselt oluline. Tänu kristallvõre α-γ üleminekutele toimub terase kuumtöötlus. Ilma selle nähtuseta poleks rauda terase alusena nii laialdaselt kasutatud.
Raud on tulekindel, kuulub keskmise aktiivsusega metallide hulka. Raua sulamistemperatuur on 1539 °C, keemistemperatuur on umbes 3200 °C.
Raud on üks enimkasutatavaid metalle, moodustades kuni 95% maailma metallurgiatoodangust.
Raud on terase ja malmi põhikomponent – kõige olulisem ehitusmaterjalid.
Rauda võib sisaldada muudel metallidel, näiteks niklil, põhinevates sulamites.
Magnetiline raudoksiid (magnetiit) - oluline materjal arvutite pikaajaliste mäluseadmete tootmisel: kõvakettad, disketid jne.
Ülipeent magnetiidipulbrit kasutatakse mustvalgetes laserprinterites toonerina.
Paljude rauapõhiste sulamite ainulaadsed ferromagnetilised omadused aitavad kaasa nende laialdasele kasutamisele elektrotehnikas trafode ja elektrimootorite magnetahelates.
Raud(III)kloriidi (raud(III)kloriid) kasutatakse amatöörraadiopraktikas trükkplaatide söövitamiseks.
Vasksulfaadiga segatud raudsulfaati (raudsulfaati) kasutatakse kahjulike seente tõrjeks aianduses ja ehituses.
Rauda kasutatakse anoodina raud-nikkelpatareides, raud-õhkpatareides.
Vask
Vask on D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli esimese rühma, neljanda perioodi külgmise alarühma element aatomnumbriga 29. Seda tähistatakse sümboliga Cu (lat. Cuprum). Lihtaine vask (CAS number: 7440-50-8) on kuldroosa värvusega plastiline siirdemetall (oksiidkile puudumisel roosa). Inimene on seda iidsetest aegadest laialdaselt kasutanud.
Vask on kuld-roosa plastiline metall, mis kattub õhu käes kiiresti oksiidkilega, mis annab sellele iseloomuliku intensiivse kollakaspunase varjundi. Vasel on kõrge soojus- ja elektrijuhtivus (elektrijuhtivuse poolest hõbeda järel teisel kohal). Sellel on kaks stabiilset isotoopi, 63Cu ja 65Cu, ning mitu radioaktiivsed isotoobid. Neist pikima elueaga, 64Cu, on poolväärtusaeg 12,7 tundi ja kaks lagunemist erinevate toodetega.
Tihedus — 8,94*10і kg/mі
Erisoojusvõimsus 20 °C juures - 390 J/kg*K
Elektritakistus temperatuuril 20-100 °C - 1,78 10-8 Ohm m
Sulamistemperatuur - 1083 °C
Keemistemperatuur - 2600 ° C
On mitmeid vaskusulameid: messing - vase sulam tsingiga, - vase sulam tinaga, nikkelhõbe - vase ja nikli sulam ning mõned teised.
Tsink
Tsink on teise rühma, D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi külgmise alarühma element aatomnumbriga 30. Seda tähistatakse sümboliga Zn (lat. Zinkum). Lihtaine (CAS number: 7440-66-6) on tavatingimustes habras sinakasvalge siirdemetall (õhu käes tuhmub, kattub õhukese tsinkoksiidi kihiga).
Puhtal kujul on see üsna plastiline hõbevalge metall. Sellel on kuusnurkne võre parameetritega a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm. See on toatemperatuuril rabe, plaadi painutamisel kostub kristalliitide hõõrdumisest praksuvat häält (tavaliselt tugevam kui “tinahüüd”). 100–150°C juures on tsink plastiline. Lisandid, isegi väikesed, suurendavad järsult tsingi haprust.
Tüüpiline amfoteerne metall. Elektroodi standardpotentsiaal on –0,76 V, standardpotentsiaalide reas paikneb see enne rauda.
Õhus on tsink kaetud õhukese ZnO-oksiidi kilega. Tugeval kuumutamisel põleb see läbi amfoteerse valge oksiidi ZnO moodustumisega:
2Zn + O2 = 2ZnO.
Tsinkoksiid reageerib mõlemad happelahustega:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
ja leelised:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,
Tavalise puhtusega tsink reageerib aktiivselt happelahustega:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
Zn + H2SO4 (lahjend.) = ZnSO4 + H2
ja leeliselahused:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,
moodustades hüdroksotsinkaate. Väga puhas tsink ei reageeri hapete ja leeliste lahustega. Koostoime algab mõne tilga vasksulfaadi CuSO4 lahuse lisamisega.
Kuumutamisel reageerib tsink halogeenidega, moodustades ZnHal2 halogeniide. Fosforiga moodustab tsink fosfiidid Zn3P2 ja ZnP2. Väävli ja selle analoogidega - seleeni ja telluuriga - erinevad kalkogeniidid, ZnS, ZnSe, ZnSe2 ja ZnTe.
Tsink ei reageeri otseselt vesiniku, lämmastiku, süsiniku, räni ja booriga. Nitriid Zn3N2 saadakse tsingi reaktsioonil ammoniaagiga temperatuuril 550–600 °C.
Vesilahustes moodustavad tsingiioonid Zn2+ akvakomplekse 2+ ja 2+.
Puhast metallist tsinki kasutatakse maa-aluse leostumise teel kaevandatud väärismetallide (kuld, hõbe) taaskasutamiseks. Lisaks kasutatakse tsinki hõbeda, kulla (ja muude metallide) ekstraheerimiseks toorpliist tsingi-hõbeda-kulla intermetalliliste ühendite (nn hõbevaht) kujul, mida seejärel töödeldakse tavapäraste rafineerimismeetoditega.
Seda kasutatakse terase kaitsmiseks korrosiooni eest (mehaanilisele pingele mitte alluvate pindade tsinkimine või metalliseerimine - sildade, mahutite, metallkonstruktsioonide jaoks). Kasutatakse ka negatiivse elektroodi materjalina keemilistes vooluallikates, st patareides ja akudes, nt: mangaan-tsinkelement, hõbe-tsinkpatarei dmі, madal takistus ja kolossaalsed tühjenemisvoolud, elavhõbe-tsink element (EMF 1,35 V, 135 W h / kg , 550-650 W h / dmі), dioksisulfaat-elavhõbe element, jodaat-tsink element, vaskoksiidi galvaaniline element (EMF 0,7-1,6 volti, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dmi), kroom-tsink element, tsink-hõbekloriidi element, nikkel-tsink aku (EMF 1, 82 volti, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dmi), plii-tsinkelement, tsink-kloori aku, tsink-broomi aku jne .). Tsingi roll tsink-õhk akudes on väga oluline, viimastel aastatel on neid intensiivselt arendatud tsink-air süsteemi baasil - arvutite (sülearvutite) akud ja selles valdkonnas on saavutatud märkimisväärset edu (suuremad kui liitium akud, võimsus ja ressurss, vähem kui 3 korda kallim), on see süsteem väga paljutõotav ka mootorite käivitamisel (pliiaku - 55 W h / kg, tsink-õhk - 220-300 W h / kg) ja elektrisõidukite jaoks ( läbisõit kuni 900 km). Kasutatakse paljudes kõvajoodisega sulamites nende sulamistemperatuuri alandamiseks. Tsink on messingi oluline komponent. Tsinkoksiidi kasutatakse meditsiinis laialdaselt antiseptilise ja põletikuvastase ainena. Tsinkoksiidi kasutatakse ka värvi – tsinkvalge – tootmiseks.
Tsinkkloriid on oluline räbustik metallide jootmisel ja komponent kiudude tootmisel.
Telluriid, seleniid, fosfiid, tsinksulfiid on laialdaselt kasutatavad pooljuhid.
Tsinkseleniidi kasutatakse väga madala neelduvusega optiliste klaaside valmistamiseks infrapuna keskmises vahemikus, näiteks süsinikdioksiidi laserites.
elavhõbe
Merkuur on teise rühma, D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilisuse tabeli kuuenda perioodi külgmise alamrühma element aatomnumbriga 80. Seda tähistatakse sümboliga Hg (lat. Hydrargyrum). Lihtaine elavhõbe (CAS number: 7439-97-6) on siirdemetall, toatemperatuuril raske, hõbevalge, märgatavalt lenduv vedelik, mille aurud on äärmiselt mürgised. Elavhõbe on üks kahest keemilisest elemendist (ja ainuke metall), mille lihtained on tavatingimustes vedelas agregatsiooni olekus (teine element on broom). Looduses leidub seda nii looduslikul kujul kui ka mitmete mineraalide moodustamiseks. Kõige sagedamini saadakse elavhõbeda redutseerimisel selle kõige tavalisemast mineraalist - kinaverist. Seda kasutatakse mõõteriistade valmistamiseks, vaakumpumbad, valgusallikate ja muudes teaduse ja tehnoloogia valdkondades.
Elavhõbe on ainus metall, mis on toatemperatuuril vedel. Sellel on diamagneti omadused. Moodustab paljude metallidega vedelaid sulameid amalgaamid. Ainult raud, mangaan ja Ni.
Elavhõbe on mitteaktiivne metall.
Kuumutamisel 300 °C-ni reageerib elavhõbe hapnikuga: 2Hg + O2 → 2HgO Tekib punane elavhõbe(II)oksiid. See reaktsioon on pöörduv: kuumutamisel üle 340 °C laguneb oksiid lihtsateks aineteks. Elavhõbeoksiidi lagunemisreaktsioon on ajalooliselt üks esimesi hapniku tootmise viise.
Elavhõbeda kuumutamisel väävliga tekib elavhõbe(II)sulfiid.
Elavhõbe ei lahustu hapete lahustes, millel ei ole oksüdeerivaid omadusi, vaid lahustub veekogus ja lämmastikhape, moodustades kahevalentse elavhõbeda sooli. Kui elavhõbeda liig lahustatakse külmas lämmastikhappes, tekib Hg2(NO3)2 nitraat.
IIB rühma elementidest on elavhõbe, millel on võimalus hävitada väga stabiilne 6d10 - elektronkiht, mis toob kaasa elavhõbedaühendite olemasolu võimaluse (+4). Nii et lisaks veega lagunevale vähelahustuvale Hg2F2-le ja HgF2-le on olemas ka HgF4, mis saadakse elavhõbedaaatomite ning neooni ja fluori segu interaktsioonil temperatuuril 4K.
Elavhõbedat kasutatakse termomeetrite valmistamisel, elavhõbedaauru täidetakse elavhõbe-kvarts- ja luminofoorlampidega. Elavhõbeda kontaktid toimivad asendianduritena. Lisaks kasutatakse metallilist elavhõbedat mitmete oluliste sulamite saamiseks.
Varem olid erinevad metalliamalgaamid, eriti kulla- ja hõbeamalgaamid, laialdaselt kasutusel ehetes, peeglite ja hambatäidiste valmistamisel. Inseneritöös kasutati elavhõbedat laialdaselt baromeetrite ja manomeetrite jaoks. Elavhõbedaühendeid kasutati antiseptikuna (sublimaadina), lahtistina (kalomelina), kübaratootmises jm, kuid selle kõrge toksilisuse tõttu tõrjuti need 20. sajandi lõpuks nendelt aladelt praktiliselt välja (amalgamatsiooni asendamine). metallide pihustamise ja elektrosadestamise teel, polümeersed täidised hambaravis).
Madala temperatuuriga termomeetrite jaoks kasutatakse elavhõbeda ja talliumi sulamit.
Metalliline elavhõbe toimib katoodina mitmete aktiivsete metallide, kloori ja leeliste elektrolüütiliseks tootmiseks mõnedes keemilistes vooluallikates (näiteks elavhõbe-tsink - tüüpi RT-d), võrdluspingeallikates (Westoni element). Elavhõbe-tsinkelemendil (emf 1,35 V) on mahu ja massi osas väga suur energia (130 W/h/kg, 550 W/h/dm).
Elavhõbedat kasutatakse sekundaarse alumiiniumi ja kulla kaevandamiseks (vt amalgaam).
Elavhõbedat kasutatakse mõnikord ka suure koormusega hüdrodünaamilistes laagrites töövedelikuna.
Elavhõbe on mõnede biotsiidvärvide koostisosa, et vältida laevakerede määrdumist merevees.
Elavhõbe-203 (T1/2 = 53 sek) kasutatakse radiofarmatseutikas.
Elavhõbeda sooli kasutatakse ka:
Elavhõbejodiidi kasutatakse pooljuhtkiirguse detektorina.
Elavhõbeda fulminaati ("Explosive Mercury") on pikka aega kasutatud initsieeriva lõhkeainena (detonaatorid).
Elavhõbebromiidi kasutatakse vee termokeemilisel lagunemisel vesinikuks ja hapnikuks (aatomi vesiniku energia).
Mõnda elavhõbedaühendit kasutatakse ravimitena (näiteks mertiolaat vaktsiinide säilitamiseks), kuid peamiselt toksilisuse tõttu sunniti elavhõbe meditsiinist välja (sublimaat, elavhõbeda oksütsüaniid - antiseptikumid, kalomel - lahtistid jne.) 20. sajandi lõpp.
Alumiinium
Alumiinium on D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise süsteemi kolmanda perioodi peamise alarühma element, aatomnumber 13. Seda tähistatakse sümboliga Al (lat. Alumiinium). Kuulub kergmetallide rühma. Levinuim metall ja kolmas (hapniku ja räni järel) keemiline element maapõues.
Lihtne aine Alumiinium (CAS number: 7429-90-5) on kerge, mittemagnetiline hõbevalge metall, mida on lihtne vormida, valada ja töödelda. Alumiiniumil on kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, korrosioonikindlus tänu tugevate oksiidkilede kiirele moodustumisele, mis kaitsevad pinda edasise interaktsiooni eest.
Mõnede bioloogiliste uuringute kohaselt peeti alumiiniumi sattumist inimkehasse Alzheimeri tõve väljakujunemise teguriks, kuid hiljem kritiseeriti neid uuringuid ja lükati ümber järeldus ühe seose kohta teisega.
Hõbevalge metall, kerge, tihedus 2,7 g/cm², sulamistemperatuur tehnilisele klassile 658 °C, kõrge puhtusastmega alumiiniumile 660 °C, keemistemperatuur 2500 °C, valu tõmbetugevus 10-12 kg/mm², deformeeritav 18 -25 kg/mm2, sulamid 38-42 kg/mm².
Brinelli kõvadus 24-32 kgf / mm², kõrge plastilisus: tehniline 35%, puhas 50%, valtsitud õhukeseks leheks ja ühtlaseks fooliumiks.
Alumiiniumil on kõrge elektri- ja soojusjuhtivus, 65% Cuprumi elektrijuhtivusest, kõrge valguspeegeldusvõime.
Alumiinium moodustab sulameid peaaegu kõigi metallidega.
Alumiinium on tavatingimustes kaetud õhukese ja tugeva oksiidkilega ning seetõttu ei reageeri klassikaliste oksüdeerivate ainetega: H2O (t°); O2, HNO3 (ilma kuumutamata). Seetõttu ei ole alumiinium praktiliselt korrosioonile allutatud ja seetõttu on tänapäeva tööstuses laialdaselt nõutud. Kui aga oksiidkile hävib (näiteks kokkupuutel ammooniumisoolade NH4+ lahustega, kuumade leelistega või amalgamatsiooni tulemusena), toimib alumiinium aktiivse redutseeriva metallina.
Reageerib kergesti lihtsate ainetega:
hapnikuga:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
halogeenidega:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
reageerib kuumutamisel teiste mittemetallidega:
väävliga alumiiniumsulfiidi moodustamiseks:
2Al + 3S = Al2S3
lämmastikuga, moodustades alumiiniumnitriidi:
süsinikuga, moodustades alumiiniumkarbiidi:
4Al + 3С = Al4С3
Alumiiniumsulfiid ja alumiiniumkarbiid hüdrolüüsitakse täielikult:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4
Komplekssete ainetega:
veega (pärast kaitsva oksiidkile eemaldamist, näiteks liitmise või kuuma leelise lahusega):
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
leelistega (tetrahüdroksoaluminaatide ja muude aluminaatide moodustumisega):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2
2(NaOH.H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2
Kergesti lahustuv vesinikkloriid- ja lahjendatud väävelhapetes:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2
Kuumutamisel lahustub see hapetes - oksüdeerivates ainetes, mis moodustavad lahustuvaid alumiiniumsoolasid:
2Al + 6H2SO4 (konts.) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3 (konts.) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
taastab metallid nende oksiididest (aluminotermia):
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
Laialdaselt kasutatav konstruktsioonimaterjalina. Alumiiniumi peamised eelised selles kvaliteedis on kergus, plastilisus stantsimisel, korrosioonikindlus (õhus kaetakse alumiinium koheselt tugeva Al2O3 kilega, mis takistab selle edasist oksüdeerumist), kõrge soojusjuhtivus ja selle ühendite mittetoksilisus. Eelkõige on need omadused muutnud alumiiniumi äärmiselt populaarseks kööginõude, toiduainetööstuses alumiiniumfooliumi tootmisel ja pakendamiseks.
Alumiiniumi kui konstruktsioonimaterjali peamiseks puuduseks on selle madal tugevus, seetõttu on see tavaliselt legeeritud väikese koguse vase ja magneesiumiga (sulamit nimetatakse duralumiiniumiks).
Alumiiniumi elektrijuhtivus on vaid 1,7 korda väiksem kui Cuprumil, samas kui alumiinium on ligikaudu 2 korda odavam. Seetõttu kasutatakse seda laialdaselt elektrotehnikas juhtmete tootmiseks, nende varjestamiseks ja isegi mikroelektroonikas kiipides juhtmete valmistamiseks. Alumiiniumi madalam elektrijuhtivus (37 1/oomi) võrreldes Cuprumiga (63 1/oomi) kompenseeritakse ristlõike suurenemisega alumiiniumjuhtmed. Alumiiniumi kui elektrimaterjali miinuseks on tugev oksiidkile, mis muudab jootmise keeruliseks.
Omaduste kompleksi tõttu kasutatakse seda laialdaselt soojusseadmetes.
Alumiinium ja selle sulamid säilitavad tugevuse ülimadalatel temperatuuridel. Seetõttu kasutatakse seda krüogeentehnoloogias laialdaselt.
Kõrge peegelduvus koos madala hinna ja sadestamise lihtsusega teeb alumiiniumist ideaalne materjal peeglite valmistamiseks.
Tootmises ehitusmaterjalid gaasi tekitava ainena.
Aluminiseerimine annab korrosiooni- ja katlakivikindluse terasele ja teistele sulamitele, näiteks kolb-sisepõlemismootori klappidele, turbiinide labadele, õlipuurtornidele, soojusvahetusseadmetele ning asendab ka galvaniseerimist.
Alumiiniumsulfiidi kasutatakse vesiniksulfiidi tootmiseks.
Käimas on uuringud alumiiniumvahu väljatöötamiseks eriti tugeva ja kerge materjalina.
Kui alumiinium oli väga kallis, valmistati sellest mitmesuguseid ehteid. Nende mood läks kohe üle, kui selle tootmiseks ilmusid uued tehnoloogiad (arendused), mis vähendasid seda mitu korda. Nüüd kasutatakse alumiiniumi mõnikord ehete valmistamisel.
Muud metallid
Plii
Plii on neljanda rühma, D. I. Dmitri Ivanovitš Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 82. Seda tähistatakse sümboliga Pb (lat. Plumbum). Lihtaine plii (CAS number: 7439-92-1) on tempermalmist, suhteliselt madala sulamistemperatuuriga hall metall.
Plii soojusjuhtivus on 0°C juures üsna madal – 35,1 W/(m K). Metall on pehme ja seda on lihtne noaga lõigata. Pinnal on see tavaliselt kaetud enam-vähem paksu oksiidikilega, lõikamisel avaneb läikiv pind, mis aja jooksul õhu käes tuhmub.
Sulamistemperatuur: 327,4 °C
Keemistemperatuur: 1740 °C
Plii nitraati kasutatakse võimsate segalõhkeainete tootmiseks. Pliasiidi kasutatakse kõige laialdasemalt kasutatava detonaatorina (initsieeriva lõhkeainena). Pliiperkloraati kasutatakse raske vedeliku (tihedus 2,6 g/cm3) valmistamiseks, mida kasutatakse maakide flotatsiooniga rikastamiseks; mõnikord kasutatakse seda oksüdeeriva ainena võimsates segalõhkeainetes. Pliifluoriidi üksi, aga ka koos vismuti, vase, hõbefluoriidiga kasutatakse keemilistes vooluallikates katoodmaterjalina. Plii-vismutaati, pliisulfiidi PbS, pliijodiidi kasutatakse liitiumakudes katoodmaterjalina. Pliikloriid PbCl2 katoodmaterjalina ooterežiimi vooluallikates. Plii telluriidi PbTe kasutatakse laialdaselt termoelektrilise materjalina (termo-emf 350 μV/K-ga), mis on enimkasutatav materjal termoelektriliste generaatorite ja termoelektriliste külmikute tootmisel. Pliidoksiidi PbO2 kasutatakse laialdaselt mitte ainult pliiakudes, vaid selle baasil toodetakse ka palju keemilisi varuvooluallikaid, näiteks plii-kloori elementi, plii-fluori elementi jne.
Valge plii, aluseline karbonaat Pb(OH)2.PbCO3, tihe valge pulber, saadakse pliist õhus süsinikdioksiidi ja äädikhappe toimel. Pliivalge kasutamine kui värvipigment ei ole praegu enam nii levinud kui varem, kuna need lagunevad vesiniksulfiidi H2S toimel. Pliivalget kasutatakse ka pahtli tootmiseks, tsemendi ja plii-karbonaatpaberi tehnoloogias.
Plii-arsenaati ja arseniiti kasutatakse insektitsiidide tehnoloogias põllumajanduslike kahjurite (mustlaskoi ja vatikärsaka) hävitamiseks. Pliiboraat Pb(BO2)2 H2O, lahustumatu valge pulber, kasutatakse maalide ja lakkide kuivatamiseks ning koos teiste metallidega klaasi ja portselani pinnakattena. Pliikloriid PbCl2, valge kristalne pulber, lahustub kuum vesi, teiste kloriidide ja eriti ammooniumkloriidi NH4Cl lahused. Seda kasutatakse salvide valmistamiseks kasvajate ravis.
Pliikromaat PbCrO4, tuntud kui kroomkollane, on oluline pigment värvide valmistamisel, portselani ja tekstiili värvimisel. Tööstuses kasutatakse kromaati peamiselt kollaste pigmentide tootmisel. Pliinitraat Pb(NO3)2 – valge kristalne aine, vees hästi lahustuv. See on piiratud kasutusega sideaine. Tööstuses kasutatakse seda kosjasobide otsimisel, tekstiili värvimisel ja täidisel, sarvede värvimisel ja graveerimisel. Pliisulfaat Pb(SO4)2, vees lahustumatu valge pulber, kasutatakse pigmendina patareides, litograafias ja trükitud kangatehnoloogias.
Pliisulfiid PbS, must, vees lahustumatu pulber, kasutatakse keraamika põletamisel ja pliioonide tuvastamiseks.
Kuna plii neelab hästi gammakiirgust, kasutatakse seda kiirguskaitseks röntgeniseadmetes ja tuumareaktorites. Lisaks peetakse pliid jahutusvedelikuks arenenud kiirete neutronite tuumareaktorite projektides.
Pliisulamid leiavad märkimisväärset rakendust. Tina (tina-plii sulam), mis sisaldab 85-90% Tina metalli ja 15-10% Pb-d, on vormitav, odav ja seda kasutatakse majapidamistarvete valmistamisel. Elektrotehnikas kasutatakse joodist, mis sisaldab 67% Pb ja 33% Tina metalli. Plii ja antimoni sulameid kasutatakse kuulide ja tüpograafiliste tüüpide tootmisel ning plii, antimoni ja tina sulameid kasutatakse figuurvalamiseks ja laagriteks. Plii ja antimoni sulameid kasutatakse tavaliselt elektriakude kaablite ja plaatide katmiseks. Pliiühendeid kasutatakse värvainete, värvide, insektitsiidide, klaasi tootmisel Kaubakaup ja lisandina bensiinile tetraetüülplii (C2H5) 4Pb kujul (mõõdukalt lenduv vedelik, aurud väikestes kontsentratsioonides on magusa puuviljalõhnaga, suurtes kontsentratsioonides ebameeldiva lõhnaga; Tm = 130 ° C, Tbp = 80 ° C / 13 mm Hg .st.; tihedus 1,650 g/cm³; nD2v = 1,5198; vees lahustumatu, seguneb orgaaniliste lahustitega; väga mürgine, tungib kergesti läbi naha; MPC = 0,005 mg/m³; LD50 = 12,7 mg/m³ rotid, suukaudne)) oktaanarvu suurendamiseks.
Tina
Tina on neljanda rühma, D. I. Mendelejevi Dmitri Ivanovitši keemiliste elementide perioodilise süsteemi viienda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 50. Seda tähistatakse sümboliga Tina metall (lat. Stannum). Tavalistes tingimustes on lihtaine plastiline, tempermalmist ja sulav hõbevalge värvusega läikiv metall. Tina moodustab mitmeid allotroopseid modifikatsioone: alla 13,2 °C stabiilne α-tina (hall Tina) kuupkujulise teemant-tüüpi võrega, üle 13,2 °C stabiilne β-tina (valge Tina) tetragonaalse kristallvõrega.
Tina kasutatakse peamiselt ohutu, mittetoksilise, korrosioonikindla kattena puhtal kujul või sulamitena teiste metallidega. Tina peamised tööstuslikud rakendused on plekis (tinatatud raud) toidukonteinerite tootmiseks, elektroonika joodistes, majade torustikes, laagrisulamites ning tina ja selle sulamite katetes. Tina kõige olulisem sulam on Pronks(koos Cuprumiga). Lauanõude valmistamiseks kasutatakse teist tuntud sulamit, tina. Viimasel ajal on elavnenud huvi metalli kasutamise vastu, kuna see on raskete värviliste metallide seas kõige "keskkonnasõbralikum". Kasutatakse ülijuhtivate juhtmete loomiseks Nb3Sn intermetallilisel ühendil.
Hinnad metallilise tina puhul 2006. aastal keskmiselt 12-18 $/kg, kõrge puhtusastmega tinadioksiidi puhul ligikaudu $25/kg, ühekristallilise kõrge puhtusastmega tina ligikaudu $210/kg.
Tina ja tsirkooniumi metallidevahelistel ühenditel on kõrge sulamistemperatuur (kuni 2000 °C) ja õhu käes kuumutamisel vastupidavus oksüdatsioonile ning neid kasutatakse mitmel viisil.
Tina on struktuursete titaanisulamite tootmisel kõige olulisem legeerkomponent.
Tinadioksiid on väga tõhus abrasiivne materjal, mida kasutatakse optilise klaasi pinna "viimistlemisel".
Tina soolade segu - "kollane koostis" - kasutati varem villa värvainena.
Tina kasutatakse ka keemilistes vooluallikates anoodimaterjalina, näiteks: mangaan-tina element, oksiid-elavhõbe-tina element. Tina kasutamine pliiakudes on paljulubav; nii et näiteks pliiakuga võrdsel pingel on pliiakul 2,5 korda suurem võimsus ja 5 korda suurem energiatihedus mahuühiku kohta, selle sisetakistus on palju väiksem.
Metal Tin on mittetoksiline, mis võimaldab seda kasutada toiduainetööstuses. Tinas sisalduvad kahjulikud lisandid tavalistes hoiu- ja kasutustingimustes, sealhulgas sulatis temperatuuril kuni 600 °C, ei eraldu tööpiirkonna õhku kogustes, mis ületavad GOST-i järgi maksimaalset lubatud kontsentratsiooni. Pikaajaline (15-20 aastat) kokkupuude tinatolmuga avaldab kopsudele fibrogeenset toimet ja võib töötajatel põhjustada pneumokonioosi.
Metallide kasutamine
Ehitusmaterjalid
Metallid ja nende sulamid on tänapäevase tsivilisatsiooni üks peamisi ehitusmaterjale. Selle määrab eelkõige nende kõrge tugevus, ühtlus ja vedelike ja gaaside mitteläbilaskvus. Lisaks saab sulamite koostist muutes muuta nende omadusi väga laias vahemikus.
Elektrilised materjalid
Metalle kasutatakse mõlemat heade juhtidena Elekter(vask, alumiinium) ning suure takistusega materjalidena takistitele ja elektrikütteelementidele (nikroom jne).
Tööriista materjalid
Metalle ja nende sulameid kasutatakse laialdaselt tööriistade (nende tööosa) valmistamiseks. Need on peamiselt tööriistaterased ja kõvasulamid. Tööriistamaterjalina kasutatakse ka teemanti, boornitriidi ja keraamikat.
Metallurgia
Metallurgia ehk metallurgia on materjaliteaduse valdkond, mis uurib metallide, metallidevaheliste ühendite ja sulamite füüsikalist ja keemilist käitumist. Metallurgia hõlmab ka olemasolevate Metalliteadmiste praktilist rakendamist – alates tooraine kaevandamisest kuni raha väljastamiseni. valmistooted.
Struktuuri uurimine ja füüsilised ja keemilised omadused metalli- ja oksiidisulamid ning tahked lahused, aine kondenseerunud oleku teooria arendamine;
Metallurgiliste reaktsioonide termodünaamika, kineetika ja mehhanismi uurimine;
Teaduslik-tehniliste ja majanduslike aluste arendamine polümetallilise mineraalse tooraine ja tehisjäätmete integreeritud kasutamiseks koos keskkonnaprobleemide lahendamisega;
Pürometallurgilise, elektrotermilise, hüdrometallurgilise ja gaasifaasi aluste teooria väljatöötamine Protsessid metallide, sulamite, metallipulbrite ning komposiitmaterjalide ja kattekihtide tootmine.
Mustmetallide hulka kuuluvad raud, mangaan, kroom, vanaadium. Kõik teised on värvilised. Füüsikaliste omaduste ja otstarbe järgi jagunevad värvilised metallid tinglikult rasketeks (vask, plii, tsink, tina, Ni) ja kergeteks (alumiinium, magneesium).
Põhilise tehnoloogilise protsessi järgi jaguneb see pürometallurgiaks (sulatamine) ja hüdrometallurgiaks (metallide ekstraheerimine keemilistes lahustes). Pürometallurgia variatsioon on plasmametallurgia.
Plasmametallurgia - maakidest ekstraheerimine, metallide ja sulamite sulatamine ja töötlemine plasma mõjul.
Maakide (oksiidide jne) töötlemine toimub nende termilise lagunemise teel plasmas. Pöördreaktsioonide vältimiseks kasutatakse redutseerivat ainet (süsinik, vesinik, metaan jne) või plasmavoolu järsku jahutamist, mis rikub termodünaamilist tasakaalu.
Plasmametallurgia võimaldab metalli otsest taastamist maagist, kiirendab oluliselt metallurgilisi protsesse, puhtad materjalid, vähendada kütusekulu (redutseerija). Plasmametallurgia puuduseks on plasma tootmiseks kasutatud suur elektrienergia tarbimine.
Ajalugu
Esimesed tõendid selle kohta, et inimene tegeles metallurgiaga, pärinevad 5-6 aastatuhandest eKr. e. ja neid on leitud Majdanpekist, Pločnikust ja teistest paikadest Serbias (sealhulgas 5500 eKr Vinca vaskkirves), Bulgaarias (5000 eKr), Palmelast (), Hispaanias, Stonehenge'is (). Kuid nagu selliste kauaaegsete nähtuste puhul sageli juhtub, ei saa vanust alati täpselt määrata.
Varajases kultuuris esinevad hõbedat, vaske, tina ja meteoriitrauda, mis võimaldab piiratud metallitöötlemist. Nii hinnati kõrgelt "Taevaseid pistodasid" – 3000. aastal eKr meteoriidist Rauast loodud Egiptuse relvi. e. Kuid olles õppinud vaske ja tina ekstraheerima kivimite moodustumine ja saavad sulami nimega pronks, inimesed 3500 eKr. e. astus pronksiaega.
Maagist raua saamine ja metalli sulatamine oli palju keerulisem. Arvatakse, et selle tehnoloogia leiutasid hetiidid umbes 1200 eKr. e., mis tähistas rauaaja algust. Raua kaevandamise ja valmistamise saladusest sai vilistite domineerimise võtmetegur.
Musta metallurgia arengu jälgi võib jälgida paljudes minevikukultuurides ja tsivilisatsioonides. See hõlmab Lähis-Ida ja Lähis-Ida iidseid ja keskaegseid kuningriike ja impeeriume, Iidne Egiptus ja Anatoolia (), Kartaago, antiik- ja keskaegsed kreeklased ja roomlased Euroopa, Hiina jne. Tuleb märkida, et paljud metallurgia meetodid, seadmed ja tehnoloogiad leiutati algselt Vana-Hiinas ja siis omandasid eurooplased selle käsitöö (kõrgahjude leiutamine, Malm, Teras, hüdrovasarad jne). Hiljutised uuringud viitavad aga sellele, et Rooma tehnoloogia oli seni arvatust palju arenenum, eriti kaevandamisel ja sepistamisel.
Kaevandusmetallurgia
Kaevandusmetallurgia seisneb väärtuslike metallide kaevandamises maagist ja ekstraheeritud tooraine sulatamises puhtaks metalliks. Metalloksiidi või sulfiidi muundamiseks puhtaks metalliks tuleb maak eraldada füüsikaliste, keemiliste või elektrolüütiliste vahenditega.
Metallurgid töötavad kolme põhikomponendiga: tooraine, kontsentraat (väärtuslik metallioksiid või sulfiid) ja jäätmed. Pärast kaevandamist purustatakse suured maagitükid sedavõrd, et iga osake on kas väärtuslik kontsentraat või jäätmed.
Mägi Töötab pole nõutav, kui maak ja keskkond võimaldavad leostumist. Nii on võimalik lahustada ja saada Mineraaliga rikastatud lahus.
Sageli sisaldab maak mitmeid väärtuslikke metalle. Sellisel juhul saab ühe protsessi jäätmeid kasutada teise protsessi toorainena.
Sulam
Sulam on makroskoopiliselt homogeenne segu kahest või enamast keemilisest elemendist, milles on ülekaalus metallilised komponendid. Sulami peamine või ainus faas on reeglina sulami aluseks oleva metalli legeerelementide tahke lahus.
Sulamitel on metallilised omadused, nagu metalliline läige, kõrge elektri- ja soojusjuhtivus. Mõnikord võivad sulamikomponendid olla mitte ainult keemilised elemendid, vaid ka metalliliste omadustega keemilised ühendid. Näiteks kõvasulamite põhikomponendid on volfram- või titaankarbiidid. Sulamite makroskoopilised omadused erinevad alati nende komponentide omadustest ning mitmefaasiliste (heterogeensete) sulamite makroskoopiline homogeensus saavutatakse tänu lisandite faaside ühtlasele jaotusele metallimaatriksis.
Sulamid saadakse tavaliselt sulanud komponentide segamisel, millele järgneb jahutamine. Komponentide kõrgel sulamistemperatuuril saadakse sulameid metallipulbrite segamisel, millele järgneb paagutamine (nii saadakse näiteks paljud volframisulamid).
Sulamid on üks peamisi konstruktsioonimaterjale. Nende hulgas on suurima tähtsusega raual ja alumiiniumil põhinevad sulamid. Paljude sulamite koostisesse saab sisse viia ka mittemetalle, nagu süsinik, räni, boor jne.Tehnoloogias kasutatakse üle 5 tuhande sulami.
Allikad
http://ru.wikipedia.org/
Investori entsüklopeedia. 2013 .
Sünonüümid:Wir verwenden Cookies für die beste Präsentation unserer Website. Wenn Sie diese Veebileht weiterhin nutzen, stimmen Sie dem zu. Okei
Keemiliste elementide omadused võimaldavad neid ühendada sobivatesse rühmadesse. Sellel põhimõttel loodi perioodiline süsteem, mis muutis olemasolevate ainete ideed ja võimaldas eeldada uute, varem tundmatute elementide olemasolu.
Kokkupuutel
Keemiliste elementide perioodilise tabeli koostas D. I. Mendelejev 19. sajandi teisel poolel. Mis see on ja miks seda vaja on? See ühendab kõik keemilised elemendid aatommassi suurenemise järjekorras ja kõik need on paigutatud nii, et nende omadused muutuvad perioodiliselt.
Mendelejevi perioodiline süsteem tõi ühtsesse süsteemi kõik olemasolevad elemendid, mida varem peeti lihtsalt eraldi aineteks.
Selle uurimuse põhjal uus keemilised ained. Selle avastuse tähtsust teadusele ei saa ülehinnata., oli see oma ajast kaugel ees ja andis keemia arengule tõuke paljudeks aastakümneteks.
Seal on kolm kõige levinumat tabelivalikut, mida tinglikult nimetatakse "lühikeseks", "pikaks" ja "ülipikaks". ». Põhilauda peetakse pikaks lauaks, see ametlikult heaks kiidetud. Nende erinevus seisneb elementide paigutuses ja perioodide pikkuses.
Süsteem sisaldab 7 perioodi. Graafiliselt on need kujutatud horisontaalsete joontena. Sel juhul võib perioodis olla üks või kaks rida, mida nimetatakse ridadeks. Iga järgnev element erineb eelmisest, suurendades tuumalaengut (elektronide arvu) ühe võrra.
Lihtsamalt öeldes on periood perioodilisuse tabeli horisontaalne rida. Igaüks neist algab metalliga ja lõpeb inertgaasiga. Tegelikult loob see perioodilisuse – elementide omadused muutuvad ühe perioodi jooksul, korduvad järgmisel uuesti. Esimene, teine ja kolmas periood on mittetäielikud, neid nimetatakse väikesteks ja sisaldavad vastavalt 2, 8 ja 8 elementi. Ülejäänud on täielikud, igaühes on 18 elementi.
Rühm on vertikaalne veerg, mis sisaldab sama elektroonilise struktuuriga elemente või lihtsamalt öeldes sama kõrgema . Ametlikult kinnitatud pikk tabel sisaldab 18 rühma, mis algavad leelismetallidega ja lõpevad inertgaasidega.
Igal rühmal on oma nimi, mis muudab elementide leidmise või klassifitseerimise lihtsamaks. Metalliomadused paranevad olenemata elemendist suunaga ülevalt alla. Selle põhjuseks on aatomiorbiitide arvu suurenemine – mida rohkem neid on, seda nõrgemad on elektroonilised sidemed, mistõttu on kristallvõre rohkem väljendunud.
Metallid tabelis Mendelejevil on ülekaalus arv, nende nimekiri on üsna ulatuslik. Neid iseloomustavad ühised tunnused, nad on omadustelt heterogeensed ja jagunevad rühmadesse. Mõnel neist on metallidega vähe ühist füüsiline meel, samas kui teised võivad eksisteerida vaid sekundi murdosa ja neid looduses (vähemalt planeedil) absoluutselt ei leidu, kuna need luuakse, täpsemalt arvutatakse ja kinnitatakse laboritingimustes kunstlikult. Igal rühmal on oma omadused, erineb nimi teistest üsna märgatavalt. See erinevus on eriti ilmne esimeses rühmas.
Milline on metallide asukoht perioodilisuse tabelis? Üksused on järjestatud kasvavas järjekorras. aatommass või elektronide ja prootonite arv. Nende omadused muutuvad perioodiliselt, nii et tabelis pole puhast üks-ühele paigutust. Kuidas määrata metalle ja kas seda on võimalik teha perioodilisuse tabeli järgi? Küsimuse lihtsustamiseks leiutati spetsiaalne nipp: tinglikult tõmmatakse elementide ristmikel diagonaaljoon Borist Poloniuseni (või Astatiinini). Vasakpoolsed on metallid, parempoolsed mittemetallid. See oleks väga lihtne ja suurepärane, kuid on ka erandeid - germaanium ja antimon.
Selline "meetod" on omamoodi petuleht, see leiutati ainult meeldejätmise protsessi lihtsustamiseks. Täpsema esituse saamiseks pidage seda meeles mittemetallide loetelus on ainult 22 elementi, seega vastates küsimusele, kui palju metalle perioodilisustabelis sisaldub
Joonisel on selgelt näha, millised elemendid on mittemetallid ning kuidas need on tabelis rühmade ja perioodide kaupa paigutatud.
Metallidel on üldised füüsikalised omadused. Need sisaldavad:
Tuleb mõista, et metallide omadused on nende keemilise või füüsikalise olemuse poolest väga erinevad. Mõnel neist on metallidega selle mõiste tavatähenduses vähe sarnasust. Näiteks on elavhõbedal eriline positsioon. Normaaltingimustes on see vedelas olekus, sellel puudub kristallvõre, mille olemasolu võlgneb oma omadused teistele metallidele. Viimaste omadused on sel juhul tinglikud, elavhõbe on nendega suuremal määral seotud keemiliste omadustega.
Huvitav! Esimese rühma elemendid, leelismetallid, ei esine puhtal kujul, olles mitmesuguste ühendite koostises.
Sellesse rühma kuulub kõige pehmem metall, mis looduses eksisteerib – tseesium. Tal, nagu ka teistel leeliselistel sarnastel ainetel, on tüüpilisemate metallidega vähe ühist. Mõned allikad väidavad, et tegelikult on kõige pehmem metall kaalium, mida on raske vaidlustada või kinnitada, kuna ei üks ega teine element ei eksisteeri iseseisvalt - keemilise reaktsiooni tulemusena vabanedes oksüdeeruvad või reageerivad nad kiiresti.
Teine metallide rühm - leelismuldmuld - on põhirühmadele palju lähemal. Nimetus "leelismuld" pärineb iidsetest aegadest, mil oksiide nimetati "muldadeks", kuna neil on lahtine murenev struktuur. Enam-vähem tuttavad (olmemõistes) omadused on metallidel alates 3. rühmast. Rühmaarvu suurenedes metallide hulk väheneb.
Definitsioon
Looduses olemine
Metalli omadused
Metallide iseloomulikud omadused
Metallide füüsikalised omadused
Metallide keemilised omadused
Mikroskoopiline struktuur
leelismetallid
Leelismetallide üldised omadused
Leelismetallide keemilised omadused
Leelismetallide saamine
Hüdroksiidid
Karbonaadid
Rubiidium
leelismuldmetallid
Kaltsium
Strontsium
siirdemetallid
Üleminekuelementide üldised omadused
Alumiinium
Muud metallid
Metallide pealekandmine
Ehitusmaterjalid
Elektrilised materjalid
Tööriista materjalid
Metallurgia
Ajalugu
Kaevandusmetallurgia
Metall on(nimi pärineb ladinakeelsest sõnast metallum – kaevandus) - elementide rühm, millel on iseloomulikud metallilised omadused, nagu kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, positiivne temperatuuritakistustegur, kõrge elastsus jne. Umbes 70% kõigist keemilistest elementidest kuulub metallide hulka .
Looduses olemine
Enamik metalle leidub looduses maakide ja ühenditena. Need moodustavad oksiide, sulfiide, karbonaate ja muid keemilisi ühendeid. Puhaste metallide saamiseks ja nende edasiseks kasutamiseks on vaja need eraldada maakidest ja läbi viia puhastamine. Vajadusel teostatakse metallide legeerimine ja muu töötlemine. Selle uurimine on metallurgia teadus. Metallurgia eristab musta metalli maake (raua baasil) ja värviliste metallide maake (raud ei sisaldu nende koostises, ainult umbes 70 elementi). Kuld, hõbe ja plaatina on samuti väärismetallid. Lisaks leidub neid väikestes kogustes merevees, taimedes, elusorganismides (täites samas olulist rolli).
On teada, et 3% inimkehast koosneb metallidest. Kõige rohkem on meie rakkudes kaltsiumi ja naatriumi, mis on koondunud lümfisüsteemi. Magneesium koguneb lihastesse ja närvisüsteemi, vask - maksa, raud - verre.
Metalli omadused
Metallide iseloomulikud omadused
Metalliline läige (v.a jood ja süsinik grafiidi kujul. Vaatamata oma metallilisele läikele on kristalne jood ja grafiit mittemetallid.)
Hea elektrijuhtivus (va süsinik.)
Kerge töötluse võimalus.
Suur tihedus (tavaliselt on metallid raskemad kui mittemetallid).
Kõrge sulamistemperatuur (erandid: elavhõbe, gallium ja leelismetallid.)
Suurepärane soojusjuhtivus
Reaktsioonides on need alati redutseerivad ained.
Metallide füüsikalised omadused
Kõik metallid (välja arvatud elavhõbe ja tinglikult Prantsusmaa) on tavatingimustes tahkes olekus, kuid neil on erinev kõvadus. Niisiis saab leelismetalle kööginoaga kergesti lõigata ning metallid nagu vanaadium, volfram ja kroom kriimustavad kergesti kõige kõvemat terast ja klaasi. Allpool on toodud mõnede metallide kõvadus Mohsi skaalal.
Sulamistemperatuurid on vahemikus –39 °C (elavhõbe) kuni 3410 °C (volfram). Enamiku metallide sulamistemperatuur (välja arvatud leelised) on kõrge, kuid mõningaid "tavalisi" metalle, nagu tina ja plii, saab sulatada tavalisel elektri- või gaasipliidil.
Sõltuvalt tihedusest jaotatakse metallid kergeteks (tihedus 0,53 ÷ 5 g/cm³) ja rasketeks (5 ÷ 22,5 g/cm³). Kergeim metall on liitium (tihedus 0,53 g/cm³). Raskeimat metalli on praegu võimatu nimetada, kuna kahe raskeima metalli osmiumi ja iriidiumi tihedused on peaaegu võrdsed (umbes 22,6 g / cm³ - täpselt kaks korda plii tihedust) ja nende täpset arvutamist on äärmiselt raske. tihedus: selleks on vaja täiesti puhtaid metalle, sest kõik lisandid vähendavad nende tihedust.
Enamik metalle on plastilised, mis tähendab, et metalltraati saab painutada ilma purunemata. Selle põhjuseks on metalliaatomite kihtide nihkumine nendevahelist sidet katkestamata. Kõige plastilisemad on kuld, hõbe ja vask. Kullast saab valmistada 0,003 mm paksust fooliumit, mida kasutatakse toodete kullastamiseks. Kuid mitte kõik metallid pole plastist. Tsink või tinatraat krõmpsub painutamisel; mangaan ja vismut ei paindu deformatsiooni ajal üldse, vaid lähevad kohe katki. Plastilisus sõltub ka metalli puhtusest; Seega on väga puhas kroom väga plastiline, kuid isegi väiksemate lisanditega saastunud muutub see rabedaks ja kõvemaks.
Kõik metallid juhivad hästi elektrit; see on tingitud mobiilsete elektronide olemasolust nende kristallvõredes, mis liiguvad elektrivälja toimel. Kõrgeima elektrijuhtivusega on hõbe, vask ja alumiinium; sel põhjusel kasutatakse juhtmete materjalina kõige sagedamini kahte viimast metalli. Naatriumil on ka väga kõrge elektrijuhtivus, katseseadmetes on teadaolevalt katsetatud kasutada naatriumjuhte õhukese seinaga roostevabast terasest torude kujul, mis on täidetud naatriumiga. Naatriumi väikese erikaalu tõttu on naatriumi "traadid" võrdse takistusega palju kergemad kui vask ja isegi mõnevõrra kergemad kui alumiinium.
Metallide kõrge soojusjuhtivus sõltub ka vabade elektronide liikuvusest. Seetõttu on soojusjuhtivuse jada sarnane elektrijuhtivuse jadaga ja parim soojusjuht, nagu ka elekter, on hõbe. Naatrium leiab kasutust ka hea soojusjuhina; Laialt on tuntud näiteks naatriumi kasutamine automootorite ventiilides nende jahutuse parandamiseks.
Metallide sile pind peegeldab suure osa valgusest – seda nähtust nimetatakse metalliliseks läikeks. Kuid pulbrilises olekus kaotab enamik metalle oma läike; alumiinium ja magneesium säilitavad aga pulbrina oma sära. Kõige paremini peegeldavad valgust alumiinium, hõbe ja pallaadium – nendest metallidest valmistatakse peegleid. Roodiumit kasutatakse mõnikord ka peeglite valmistamiseks, hoolimata selle erakordselt kõrgest hinnast: hõbedast või isegi pallaadiumist palju suurema kõvaduse ja keemilise vastupidavuse tõttu võib roodiumikiht olla hõbedast palju õhem.
Enamiku metallide värvus on ligikaudu sama - helehall sinaka varjundiga. Kuld, vask ja tseesium on vastavalt kollane, punane ja helekollane.
Metallide keemilised omadused
Väliselektroonilisel kihil on enamikul metallidel väike arv elektrone (1-3), nii et enamikes reaktsioonides toimivad nad redutseerivate ainetena (st "annavad" oma elektronid ära)
1. Reaktsioonid lihtainetega
Kõik metallid, välja arvatud kuld ja plaatina, reageerivad hapnikuga. Reaktsioon hõbedaga toimub kõrgel temperatuuril, kuid hõbe(II)oksiidi praktiliselt ei moodustu, kuna see on termiliselt ebastabiilne. Sõltuvalt metallist võib väljund olla oksiidid, peroksiidid, superoksiidid:
4Li + O2 = 2Li2O liitiumoksiid
2Na + O2 = Na2O2 naatriumperoksiid
K + O2 = KO2 kaalium superoksiid
Peroksiidist oksiidi saamiseks redutseeritakse peroksiid metalliga:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
Keskmise ja madala aktiivsusega metallide korral toimub reaktsioon kuumutamisel:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
Lämmastikuga reageerivad ainult kõige aktiivsemad metallid, toatemperatuuril suhtleb ainult liitium, moodustades nitriide:
6Li + N2 = 2Li3N
Kuumutamisel:
3Ca + N2 = Ca3N2
Väävliga reageerivad kõik metallid, välja arvatud kuld ja plaatina:
Raud reageerib kuumutamisel väävliga, moodustades sulfiidi:
Vesinikuga reageerivad ainult kõige aktiivsemad metallid, see tähendab rühmade IA ja IIA metallid, välja arvatud Be. Reaktsioonid viiakse läbi kuumutamisel ja moodustuvad hüdriidid. Reaktsioonides toimib metall redutseerijana, vesiniku oksüdatsiooniaste on −1:
Süsinikuga reageerivad ainult kõige aktiivsemad metallid. Sel juhul tekivad atsetüleniidid või metaniidid. Atsetüliidid annavad veega reageerimisel atsetüleeni, metaniidid - metaani.
2Na + 2C = Na2C2
Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2
Legeerimine on täiendavate elementide lisamine sulatisse, mis muudavad alusmaterjali mehaanilisi, füüsikalisi ja keemilisi omadusi.
Mikroskoopiline struktuur
Metallide iseloomulikke omadusi saab mõista nende sisemise struktuuri järgi. Kõigil neil on välise energiataseme elektronide (teisisõnu valentselektronide) nõrk ühendus tuumaga. Tänu sellele põhjustab juhis tekkiv potentsiaalide erinevus elektronide (nimetatakse juhtivuselektronideks) laviinilaadse liikumise kristallvõres. Selliste elektronide kogumit nimetatakse sageli elektrongaasiks. Lisaks elektronidele annavad soojusjuhtivusele oma panuse fononid (võrevõnked). Plastilisus on tingitud väikesest energiabarjäärist dislokatsioonide liikumiseks ja kristallograafiliste tasandite nihkeks. Kõvadus on seletatav suure hulga struktuursete defektidega (interstitsiaalsed aatomid, vabad kohad jne).
Tänu elektronide kergele tagasipöördumisele on võimalik metallide oksüdeerumine, mis võib põhjustada korrosiooni ja omaduste edasist halvenemist. Oksüdeerumisvõimet saab ära tunda metallide standardse aktiivsuse seeria järgi. See asjaolu kinnitab vajadust kasutada metalle koos teiste elementidega (sulam, millest olulisim on teras), nende legeerimist ja erinevate kattekihtide kasutamist.
Metallide elektrooniliste omaduste õigemaks kirjeldamiseks on vaja kasutada kvantmehaanikat. Kõigis piisava sümmeetriaga tahkistes üksikute aatomite elektronide energiatasemed kattuvad ja moodustavad lubatud ribasid ning valentselektronide moodustatud riba nimetatakse valentsribaks. Valentselektronide nõrk side metallides toob kaasa asjaolu, et metallide valentsiriba osutub väga laiaks ja kõigist valentselektronidest ei piisa selle täielikuks täitmiseks.
Sellise osaliselt täidetud riba põhiomadus on see, et isegi minimaalse rakendatud pinge korral algab proovis valentselektronide ümberpaigutamine, st voolab elektrivool.
Sama suur elektronide liikuvus toob kaasa kõrge soojusjuhtivuse, samuti võime peegeldada elektromagnetkiirgust (mis annab metallidele iseloomuliku läike).
leelismetallid
Leelismetallid on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise tabeli I rühma peamise alarühma elemendid: liitium Li, naatrium Na, kaalium K, rubiidium Rb, tseesium Cs ja francium Fr. Neid metalle nimetatakse leeliselisteks, kuna enamik nende ühendeid on vees lahustuvad. Slaavi keeles tähendab "leach" "lahustamist" ja see määras selle metallide rühma nime. Leelismetallide vees lahustamisel tekivad lahustuvad hüdroksiidid, mida nimetatakse leelisteks.
Leelismetallide üldised omadused
Perioodilises tabelis järgivad nad kohe inertgaase, seega on leelismetalli aatomite struktuurseks tunnuseks see, et nad sisaldavad ühte elektroni uuel energiatasemel: nende elektrooniline konfiguratsioon on ns1. Ilmselt on leelismetallide valentselektronid kergesti eemaldatavad, kuna aatomil on energeetiliselt soodne elektroni loovutada ja inertgaasi konfiguratsiooni omandada. Seetõttu iseloomustavad kõiki leelismetalle redutseerivad omadused. Seda kinnitavad nende ionisatsioonipotentsiaalide madalad väärtused (tseesiumi aatomi ionisatsioonipotentsiaal on üks madalamaid) ja elektronegatiivsus (EO).
Kõik selle alarühma metallid on hõbevalged (va hõbekollane tseesium), need on väga pehmed, neid saab skalpelliga lõigata. Liitium, naatrium ja kaalium on veest kergemad ja hõljuvad selle pinnal, reageerides sellega.
Leelismetallid esinevad looduslikult ühendite kujul, mis sisaldavad ühekordselt laetud katioone. Paljud mineraalid sisaldavad I rühma peamise alarühma metalle. Näiteks ortoklass ehk päevakivi koosneb kaaliumalumosilikaadist K2, sarnase naatriumi sisaldava mineraali – albiidi – koostis on Na2. Merevesi sisaldab naatriumkloriidi NaCl ja pinnas kaaliumisoolasid - sylvin KCl, sylvinite NaCl KCl, karnalliit KCl MgCl2 6H2O, polühaliit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O.
Leelismetallide keemilised omadused
Leelismetallide kõrge keemilise aktiivsuse tõttu vee, hapniku ja lämmastiku suhtes hoitakse neid petrooleumikihi all. Leelismetalliga reaktsiooni läbiviimiseks lõigatakse petrooleumikihi all skalpelliga hoolikalt maha vajaliku suurusega tükk, metalli pind puhastatakse põhjalikult argooni atmosfääris õhuga interaktsiooni saadustest ja ainult seejärel asetatakse proov reaktsiooninõusse.
1. Koostoime veega. Leelismetallide oluline omadus on nende kõrge aktiivsus vee suhtes. Kõige rahulikumalt (ilma plahvatuseta) reageerib liitium veega.
Sarnase reaktsiooni läbiviimisel põleb naatrium kollase leegiga ja toimub väike plahvatus. Kaalium on veelgi aktiivsem: sel juhul on plahvatus palju tugevam ja leek värvub lillaks.
2. Koostoime hapnikuga. Leelismetallide põlemissaadused õhus on erineva koostisega, olenevalt metalli aktiivsusest.
Ainult liitium põleb õhus, moodustades stöhhiomeetrilise koostisega oksiidi.
Naatriumi põlemisel tekib peamiselt väikese superoksiidi NaO2 seguga peroksiid Na2O2.
Kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumi põlemissaadused sisaldavad peamiselt superoksiide.
Naatrium- ja kaaliumoksiidide saamiseks kuumutatakse hüdroksiidi, peroksiidi või superoksiidi segusid hapniku puudumisel liigse metalliga.
Leelismetallide hapnikuühenditele on iseloomulik järgmine seaduspärasus: leelismetalli katiooni raadiuse suurenedes suureneb peroksiidiooni O22- ja superoksiidiooni O2- sisaldavate hapnikuühendite stabiilsus.
Raskeid leelismetalle iseloomustab üsna stabiilsete EO3 koostisega osoniidide moodustumine. Kõik hapnikuühendid on erineva värvusega, mille intensiivsus süveneb reas Li-st Cs-ni.
Leelismetallioksiididel on kõik aluseliste oksiidide omadused: nad reageerivad vee, happeliste oksiidide ja hapetega.
Peroksiididel ja superoksiididel on tugevate oksüdeerivate ainete omadused.
Peroksiidid ja superoksiidid reageerivad intensiivselt veega, moodustades hüdroksiide.
3. Koostoimed teiste ainetega. Leelismetallid reageerivad paljude mittemetallidega. Kuumutamisel ühinevad need vesinikuga, moodustades hüdriide, halogeenide, väävli, lämmastiku, fosfori, süsiniku ja räniga vastavalt halogeniide, sulfiide, nitriide, fosfiide, karbiide ja silitsiide.
Kuumutamisel suudavad leelismetallid reageerida teiste metallidega, moodustades metallidevahelisi ühendeid. Leelismetallid reageerivad aktiivselt (plahvatuslikult) hapetega.
Leelismetallid lahustuvad vedelas ammoniaagis ja selle derivaatides - amiinides ja amiidides.
Vedelas ammoniaagis lahustumisel kaotab leelismetall elektroni, mis ammoniaagi molekulide toimel solvateerub ja annab lahusele sinise värvuse. Saadud amiidid lagunevad kergesti vee toimel, moodustades leelise ja ammoniaagi.
Leelismetallid interakteeruvad orgaaniliste ainete, alkoholide (alkoholaatide moodustumisega) ja karboksüülhapetega (soolade moodustumisega).
4. Leelismetallide kvalitatiivne määramine. Kuna leelismetallide ionisatsioonipotentsiaalid on madalad, siis metalli või selle ühendite leegis kuumutamisel ioniseerub aatom, mis värvib leegi teatud värvi.
Leelismetallide saamine
1. Leelismetallide saamiseks kasutavad nad peamiselt nende halogeniidide, enamasti kloriidide, sulandite elektrolüüsi, mis moodustavad looduslikke mineraale:
katood: Li+ + e → Li
anood: 2Cl- - 2e → Cl2
2. Mõnikord viiakse leelismetallide saamiseks läbi nende hüdroksiidide sulamite elektrolüüs:
katood: Na+ + e → Na
anood: 4OH- - 4e → 2H2O + O2
Kuna leelismetallid on elektrokeemilises pingereas vesinikust vasakul, ei ole võimalik neid elektrolüütiliselt soolalahustest kätte saada; sel juhul tekivad vastavad leelised ja vesinik.
Hüdroksiidid
Leelismetallide hüdroksiidide tootmiseks kasutatakse peamiselt elektrolüütilisi meetodeid. Kõige ulatuslikum on naatriumhüdroksiidi tootmine keedusoola kontsentreeritud vesilahuse elektrolüüsi teel.
Varem saadi leelist vahetusreaktsiooni teel.
Sel viisil saadud leelis oli tugevasti saastunud Na2CO3 soodaga.
Leelismetallihüdroksiidid on valged hügroskoopsed ained, mille vesilahused on tugevad alused. Nad osalevad kõigis alustele iseloomulikes reaktsioonides – reageerivad hapete, happeliste ja amfoteersete oksiididega, amfoteersete hüdroksiididega.
Leelismetallihüdroksiidid sublimeeruvad kuumutamisel lagunemata, välja arvatud liitiumhüdroksiid, mis nagu II rühma põhialarühma metallide hüdroksiidid, laguneb kaltsineerimisel oksiidiks ja veeks.
Naatriumhüdroksiidi kasutatakse seepide, sünteetiliste pesuvahendite, tehiskiudude, orgaaniliste ühendite, näiteks fenooli, valmistamiseks.
Karbonaadid
Oluline leelismetalli sisaldav toode on sooda Na2CO3. Peamine kogus soodat kogu maailmas toodetakse 20. sajandi alguses välja pakutud Solvay meetodil. Meetodi olemus on järgmine: NaCl vesilahus, millele on lisatud ammoniaaki, küllastatakse süsinikdioksiidiga temperatuuril 26–30 ° C. Sel juhul moodustub halvasti lahustuv naatriumvesinikkarbonaat, mida nimetatakse söögisoodaks.
Ammoniaaki lisatakse süsinikdioksiidi lahusesse suunamisel tekkiva happelise keskkonna neutraliseerimiseks ja naatriumvesinikkarbonaadi sadestamiseks vajaliku HCO3-vesinikkarbonaadi iooni saamiseks. Pärast söögisooda eraldamist kuumutatakse ammooniumkloriidi sisaldavat lahust lubjaga ja eraldub ammoniaak, mis suunatakse tagasi reaktsioonitsooni.
Seega on sooda tootmise ammoniaagi meetodil ainsaks jäätmeks kaltsiumkloriid, mis jääb lahusesse ja mille kasutusala on piiratud.
Naatriumvesinikkarbonaadi kaltsineerimisel, sooda või pesemisel saadakse Na2CO3 ja süsinikdioksiid, mida kasutatakse naatriumvesinikkarbonaadi saamise protsessis.
Peamine sooda tarbija on klaasitööstus.
Erinevalt vähelahustuvast happesoolast NaHCO3 on kaaliumvesinikkarbonaat KHCO3 vees hästi lahustuv, seetõttu saadakse kaaliumkarbonaat ehk potas K2CO3 süsinikdioksiidi toimel kaaliumhüdroksiidi lahusele.
Potast kasutatakse klaasi ja vedelseebi valmistamisel.
Liitium on ainus leelismetall, mille jaoks ei ole saadud bikarbonaati. Selle nähtuse põhjuseks on liitiumiooni väga väike raadius, mis ei võimalda tal säilitada üsna suurt HCO3- iooni.
Liitium
Liitium on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma, teise perioodi põhialarühma element, mille aatomnumber on 3. Seda tähistatakse sümboliga Li (lat. Liitium). Lihtaine liitium (CAS number: 7439-93-2) on pehme hõbevalge leelismetall.
Liitiumi avastas 1817. aastal Rootsi keemik ja mineraloog A. Arfvedson, esmalt mineraalsest petaliidist (Li,Na), seejärel spodumeenist LiAl ja lepidoliidist KLi1.5Al1.5(F,OH)2. Liitiummetalli avastas esmakordselt Humphry Davy 1825. aastal.
Liitium sai oma nime, kuna seda leiti "kividest" (kreeka keeles λίθος – kivi). Algselt nimega "lithion", tänapäevase nime pakkus välja Berzelius.
Liitium on hõbevalge metall, pehme ja plastiline, kõvem kui naatrium, kuid pehmem kui plii. Seda saab töödelda pressimise ja rullimisega.
Toatemperatuuril on metallilisel liitiumil kuubikujuline kehakeskne võre (koordinatsiooninumber 8), mis külmtöötlemisel muundub kuubikujuliseks tihedalt pakitud võreks, kus iga kahekordse kuuboktaeedrilise koordinatsiooniga aatomit ümbritseb 12 teist. Alla 78 K on stabiilne kristallvorm kuusnurkne tihedalt pakitud struktuur, milles igal liitiumiaatomil on 12 lähimat naabrit, mis asuvad kuboktaeedri tippudes.
Kõigist leelismetallidest on liitiumil kõrgeim sulamis- ja keemistemperatuur (vastavalt 180,54 ja 1340 °C) ning madalaim tihedus toatemperatuuril kõigist metallidest (0,533 g/cm³, peaaegu pool vee omast).
Liitiumi aatomi väike suurus toob kaasa metalli eriliste omaduste ilmnemise. Näiteks seguneb see naatriumiga ainult temperatuuril alla 380 °C ega segune sula kaaliumi, rubiidiumi ja tseesiumiga, samas kui teised leelismetallide paarid segunevad omavahel mis tahes vahekorras.
Leelismetall, õhus ebastabiilne. Liitium on kõige vähem aktiivne leelismetall, see praktiliselt ei reageeri toatemperatuuril kuiva õhuga (ja isegi kuiva hapnikuga).
Niiskes õhus oksüdeerub see aeglaselt, muutudes Li3N-nitriidiks, LiOH-hüdroksiidiks ja Li2CO3-karbonaadiks. Hapnikus see kuumutamisel põleb, muutudes oksiidiks Li2O. Huvitav on see, et temperatuurivahemikus 100 °C kuni 300 °C on liitium kaetud tiheda oksiidkilega ega oksüdeeru edasi.
1818. aastal leidis Saksa keemik Leopold Gmelin, et liitium ja selle soolad värvivad leegi karmiinpunaseks, mis on liitiumi määramise kvalitatiivne märk. Süttimistemperatuur on umbes 300 °C. Põlemissaadused ärritavad ninaneelu limaskesta.
Rahulikult, ilma plahvatuse ja süttimiseta reageerib veega, moodustades LiOH ja H2. Samuti reageerib see etüülalkoholiga, moodustades alkoholaadi, ammoniaagi ja halogeenidega (joodiga - ainult kuumutamisel).
Liitiumi hoitakse petrooleetris, parafiinis, bensiinis ja/või mineraalõlis hermeetiliselt suletud purkides. Liitiummetall põhjustab kokkupuutel naha, limaskestade ja silmadega põletusi.
Mustmetallide ja värviliste metallide metallurgias kasutatakse liitiumi sulamite deoksüdeerimiseks ning plastilisuse ja tugevuse suurendamiseks. Liitiumi kasutatakse mõnikord haruldaste metallide redutseerimiseks metallotermiliste meetoditega.
Liitiumkarbonaat on alumiiniumisulatamisel kõige olulisem (elektrolüüdile lisatav) abiaine ja selle tarbimine kasvab iga aastaga võrdeliselt maailma alumiiniumi tootmise mahuga (liitiumkarbonaadi tarbimine on 2,5-3,5 kg sulatatud alumiiniumi tonni kohta).
Hõbeda ja kullaga liitiumisulamid, aga ka vask on väga tõhusad joodised. Liitiumi sulamid magneesiumi, skandiumi, vase, kaadmiumi ja alumiiniumiga on uued paljulubavad materjalid lennunduses ja astronautikas. Liitiumaluminaadi ja -silikaadi baasil on loodud toatemperatuuril kõvenev keraamika, mida kasutatakse sõjatehnikas, metallurgias ja tulevikus ka termotuumaenergeetikas. Ränikarbiidkiududega tugevdatud liitium-alumiinium-silikaadil põhinev klaas on tohutu tugevusega. Liitium on väga tõhus pliisulamite tugevdamisel ning elastsuse ja korrosioonikindluse andmisel.
Liitiumisooladel on psühhotroopne toime ning neid kasutatakse meditsiinis mitmete vaimuhaiguste ennetamiseks ja raviks. Liitiumkarbonaat on selles mahus kõige levinum. kasutatakse psühhiaatrias bipolaarse häire ja sagedaste meeleolumuutuste all kannatavate inimeste meeleolu stabiliseerimiseks. See on efektiivne maniakaalse depressiooni ennetamisel ja enesetapuriski vähendamisel.Arstid on korduvalt täheldanud, et teatud liitiumiühendid (loomulikult sobivates annustes) avaldavad positiivset mõju maniakaalse depressiooni all kannatavatele patsientidele. Seda efekti selgitatakse kahel viisil. Ühest küljest on leitud, et liitium on võimeline reguleerima mõnede ensüümide aktiivsust, mis osalevad naatriumi- ja kaaliumiioonide ülekandmisel interstitsiaalsest vedelikust ajurakkudesse. Teisest küljest on täheldatud, et liitiumioonid mõjutavad otseselt raku ioonide tasakaalu. Ja patsiendi seisund sõltub suurel määral naatriumi ja kaaliumi tasakaalust: naatriumi liig rakkudes on iseloomulik depressiooniga patsientidele, defitsiit - maaniahaigetele. Liitiumisooladel on naatriumi-kaaliumi tasakaalu joondamisel positiivne mõju mõlemale.
Naatrium
Naatrium on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma, kolmanda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 11. Seda tähistatakse sümboliga Na (lat. Natrium). Lihtaine naatrium (CAS number: 7440-23-5) on pehme hõbevalge leelismetall.
Vees käitub naatrium peaaegu samamoodi kui liitium: reaktsioon kulgeb vesiniku kiire vabanemisega, lahuses moodustub naatriumhüdroksiid.
Naatriumi (õigemini selle ühendeid) on kasutatud juba iidsetest aegadest. Näiteks sooda (natron), mida leidub looduslikult Egiptuse soodajärvede vetes. Vanad egiptlased kasutasid looduslikku soodat palsameerimiseks, lõuendi pleegitamiseks, toidu valmistamiseks, värvide ja glasuuride valmistamiseks. Plinius Vanem kirjutab, et Niiluse deltas eraldati jõeveest sooda (see sisaldas piisavas koguses lisandeid). See tuli müüki suurte tükkidena, söe segunemise tõttu, värviti halliks või isegi mustaks.
Inglise keemik Humphry Davy sai naatriumi esmakordselt 1807. aastal tahke NaOH elektrolüüsi teel.
Nimi "naatrium" (naatrium) pärineb araabia sõnast natrun (kreeka keeles - nitron) ja algselt viitas see looduslikule soodale. Elementi ennast nimetati varem naatriumiks (lat. Sodium).
Naatrium on hõbevalge metall, õhukeste kihtidena violetse varjundiga, plastiline, isegi pehme (noaga kergesti lõigatav), sätendab naatriumi värske lõige. Naatriumi elektrijuhtivuse ja soojusjuhtivuse väärtused on üsna kõrged, tihedus on 0,96842 g / cm³ (19,7 ° C juures), sulamistemperatuur on 97,86 ° C, keemistemperatuur on 883,15 ° C.
Leelismetall, õhu käes kergesti oksüdeerub. Atmosfääri hapniku eest kaitsmiseks hoitakse metallilist naatriumi petrooleumikihi all. Naatrium on vähem aktiivne kui liitium, seetõttu reageerib see lämmastikuga ainult kuumutamisel:
Suure hapniku ülejäägi korral moodustub naatriumperoksiid
2Na + O2 = Na2O2
Metallist naatriumi kasutatakse laialdaselt preparatiivses keemias ja tööstuses tugeva redutseerijana, sealhulgas metallurgias. Naatriumi kasutatakse väga energiamahukate naatriumväävelakude tootmisel. Seda kasutatakse ka veoautode väljalaskeklappides jahutusradiaatorina. Mõnikord kasutatakse metallist naatriumi väga suure voolu jaoks mõeldud elektrijuhtmete materjalina.
Kaaliumi, aga ka rubiidiumi ja tseesiumiga sulamites kasutatakse seda ülitõhusa jahutusvedelikuna. Eelkõige on sulami koostisega naatrium 12%, kaalium 47%, tseesium 41% rekordmadal sulamistemperatuur –78 °C ja seda pakuti ioonrakettmootorite töövedelikuna ja tuumaelektrijaamade jahutusvedelikuna.
Naatriumi kasutatakse ka kõrg- ja madalsurvelahenduslampides (HLD ja HLD). Tänavavalgustuses kasutatakse väga laialdaselt NLVD tüüpi DNaT (Arc Sodium Tubular) lampe. Nad eraldavad erekollast valgust. HPS-lampide kasutusiga on 12-24 tuhat tundi. Seetõttu on DNaT tüüpi gaaslahenduslambid linna-, arhitektuuri- ja tööstusvalgustuse jaoks asendamatud. Samuti on olemas lambid DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) ja DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).
Naatriummetalli kasutatakse orgaanilise aine kvalitatiivses analüüsis. Naatriumi ja uuritava aine sulam neutraliseeritakse etanooliga, lisatakse paar milliliitrit destilleeritud vett ja jagatakse 3 osaks, J. Lasseni (1843) proov, mille eesmärk on määrata lämmastiku, väävli ja halogeenide sisaldust (Beilsteini test)
Naatriumkloriid (keedusool) on vanim kasutatud maitse- ja säilitusaine.
Naatriumasiidi (Na3N) kasutatakse nitriidina metallurgias ja pliasiidi tootmisel.
Naatriumtsüaniidi (NaCN) kasutatakse hüdrometallurgilises meetodis kulla leostamiseks kivimitest, samuti terase nitrokarburiseerimisel ja galvaniseerimisel (hõbe, kullamine).
Naatriumkloraati (NaClO3) kasutatakse soovimatu taimestiku hävitamiseks raudteedel.
Kaalium
Kaalium on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma, neljanda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 19. Seda tähistatakse sümboliga K (lat. Kalium). Lihtaine kaalium (CAS number: 7440-09-7) on pehme hõbevalge leelismetall.
Looduses leidub kaaliumi ainult ühendites teiste elementidega, näiteks merevees, aga ka paljudes mineraalides. See oksüdeerub õhu käes väga kiiresti ja reageerib väga kergesti, eriti veega, moodustades leelise. Kaaliumi keemilised omadused on paljuski väga sarnased naatriumile, kuid bioloogilise funktsiooni ja elusorganismide rakkude kasutuse poolest on need siiski erinevad.
Kaaliumit (täpsemalt selle ühendeid) on kasutatud juba iidsetest aegadest. Niisiis, kaaliumkloriidi (mida kasutati pesuvahendina) tootmine eksisteeris juba 11. sajandil. Põhu või puidu põletamisel tekkinud tuhk töödeldi veega ja saadud lahus (vedelik) aurustati pärast filtreerimist. Kuiv jääk sisaldas lisaks kaaliumkarbonaadile kaaliumsulfaati K2SO4, soodat ja kaaliumkloriidi KCl.
1807. aastal eraldas inglise keemik Davy kaaliumi tahke kaaliumi (KOH) elektrolüüsi teel ja andis sellele nimeks "kaalium" (lat. kaalium; seda nimetust kasutatakse endiselt inglise, prantsuse, hispaania, portugali ja poola keeles). 1809. aastal pakkus L.V.Gilbert välja nimetuse "kaalium" (lat. kalium, araabia keelest al-kali – potas). See nimi sisenes saksa keelde, sealt enamikesse Põhja- ja Ida-Euroopa keeltesse (sh vene keelde) ja "võitis" selle elemendi sümboli valimisel - K.
Kaalium on hõbedane aine, millel on värskelt moodustunud pinnal iseloomulik läige. Väga kerge ja kerge. Lahustub suhteliselt hästi elavhõbedas, moodustades amalgaame. Põleti leeki sattudes värvib kaalium (nagu ka selle ühendid) leegi iseloomulikuks roosakasvioletseks värviks.
Kaaliumil, nagu ka teistel leelismetallidel, on tüüpilised metallilised omadused ja see on väga reaktsioonivõimeline, annetades kergesti elektrone.
See on tugev redutseerija. See ühineb hapnikuga nii aktiivselt, et ei moodustu oksiid, vaid kaaliumsuperoksiid KO2 (või K2O4). Vesiniku atmosfääris kuumutamisel tekib kaaliumhüdriid KH. See interakteerub hästi kõigi mittemetallidega, moodustades halogeniide, sulfiide, nitriide, fosfiide jne, aga ka keeruliste ainetega nagu vesi (reaktsioon toimub plahvatusega), erinevad oksiidid ja soolad. Sel juhul taandavad nad teised metallid vabasse olekusse.
Kaaliumi hoitakse petrooleumikihi all.
Toatemperatuuril vedelat kaaliumi ja naatriumi sulamit kasutatakse jahutusvedelikuna suletud süsteemides, näiteks kiirneutronite tuumaelektrijaamades. Lisaks kasutatakse laialdaselt selle vedelaid sulameid rubiidiumi ja tseesiumiga. Sulami koostisega naatrium 12%, kaalium 47%, tseesium 41% on rekordmadal sulamistemperatuur –78 °C.
Kaaliumiühendid on kõige olulisem biogeenne element ja seetõttu kasutatakse neid väetisena.
Kaaliumsoolasid kasutatakse galvaniseerimisel laialdaselt, kuna vaatamata nende suhteliselt kõrgele hinnale on need sageli paremini lahustuvad kui vastavad naatriumisoolad ja tagavad seetõttu elektrolüütide intensiivse töö suurema voolutihedusega.
Kaalium on kõige olulisem biogeenne element, eriti taimeriigis. Kaaliumipuuduse korral mullas arenevad taimed väga halvasti, saagikus väheneb, mistõttu umbes 90% ekstraheeritud kaaliumisooladest kasutatakse väetisena.
Kaalium koos lämmastiku ja fosforiga on üks peamisi taimede toitaineid. Kaaliumi ja ka teiste nende jaoks vajalike elementide funktsioon taimedes on rangelt spetsiifiline. Taimedes on kaalium ioonsel kujul. Kaaliumi leidub peamiselt rakkude tsütoplasmas ja vakuoolides. Umbes 80% kaaliumist leidub rakumahlas.
Kaaliumi funktsioonid on väga mitmekesised. On kindlaks tehtud, et see stimuleerib fotosünteesi normaalset kulgu, suurendab süsivesikute väljavoolu lehelabadest teistesse organitesse, samuti suhkrute sünteesi.
Kaalium suurendab monosahhariidide kogunemist puu- ja juurviljades, suurendab suhkrusisaldust juurviljades, tärklisesisaldust kartulis, paksendab teravilja õlgede rakuseina ja suurendab leiva nakkumiskindlust ning parandab kiu kvaliteeti linas ja köögiviljas. kanep.
Soodustades süsivesikute kuhjumist taimerakkudes, tõstab kaalium rakumahla osmootset rõhku ning suurendab seeläbi taimede külmakindlust ja külmakindlust.
Kaalium imendub taimedesse katioonide kujul ja ilmselgelt jääb see sellisel kujul rakkudesse, aktiveerides taimerakkudes kõige olulisemad biokeemilised protsessid, kaalium suurendab nende vastupanuvõimet erinevatele haigustele nii kasvuperioodil kui ka koristusjärgsel ajal. perioodil, parandab oluliselt puu- ja juurviljade säilivust.
Kaaliumipuudus põhjustab taimedes palju ainevahetushäireid, mitmete ensüümide aktiivsus nõrgeneb, süsivesikute ja valkude ainevahetus on häiritud ning süsivesikute kulu hingamiseks suureneb. Selle tulemusena langeb taimede tootlikkus, langeb toodete kvaliteet.
Rubiidium
Rubiidium on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma, viienda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 37. Seda tähistatakse sümboliga Rb (lat. Rubidium). Lihtaine rubiidium (CAS number: 7440-17-7) on pehme hõbevalge leelismetall.
1861. aastal avastasid Saksa teadlased Robert Wilhelm Bunsen ja Gustav Robert Kirchhoff looduslikke alumosilikaate spektraalanalüüsi abil uurides neis uue elemendi, mida spektri tugevaimate joonte värvuse järgi hiljem nimetati rubiidiumiks.
Rubiidium moodustab hõbevalgeid pehmeid kristalle, millel on värskel lõikel metalliline läige. Brinelli kõvadus 0,2 Mn/m² (0,02 kgf/mm²). Rubiidiumi kristallvõre on kuubikujuline, kehakeskne, a = 5,71 Å (toatemperatuuril). Aatomi raadius on 2,48 Å, Rb+ iooni raadius on 1,49 Å. Tihedus 1,525 g/cm3 (0 °C), st 38,9 °C, st 703 °C. Erisoojusmaht 335,2 j/(kg K), joonpaisumistegur 9,0 10-5 kraadi-1 (0-38 °C), elastsusmoodul 2,4 H/m² (240 kgf/mm²), erimahuline elektritakistus 11,29 10-6 oomi cm (20 °C); rubiidium on paramagnetiline.
Leelismetall, õhus äärmiselt ebastabiilne (reageerib õhuga veejälgede juuresolekul, tuleohtlik). Moodustab igasuguseid sooli - enamasti kergesti lahustuvad (kloraadid ja perkloraadid on halvasti lahustuvad). Rubiidiumhüdroksiid on väga agressiivne aine klaasi ja muude konstruktsiooni- ja mahutimaterjalide suhtes ning sulab hävitab enamiku metalle (isegi kulla ja plaatina).
Rubiidiumi kasutusala on mitmekesine ja vaatamata sellele, et mitmes kasutusvaldkonnas jääb see oma olulisemate füüsikaliste omaduste poolest alla tseesiumile, on sellel haruldasel leelismetallil tänapäevastes tehnoloogiates oluline roll. Rubiidiumi kasutusvaldkonnad on järgmised: katalüüs, elektroonikatööstus, spetsiaalne optika, tuumatööstus, meditsiin.
Rubiidiumi kasutatakse mitte ainult puhtal kujul, vaid ka mitmete sulamite ja keemiliste ühendite kujul. Oluline on märkida, et rubiidiumil on väga hea ja soodne toorainebaas, kuid samas on olukord ressursside olemasoluga palju soodsam kui tseesiumi puhul ning rubiidium suudab veelgi enam mängida. oluline roll näiteks katalüüsis (kus see end edukalt tõestas).
Rubiidium-86 isotoopi kasutatakse laialdaselt gammakiirguse vigade tuvastamisel, mõõtmistehnoloogias, samuti mitmete oluliste ravimite ja toiduainete steriliseerimisel. Rubiidium ja selle sulamid tseesiumiga on väga paljutõotav jahutusvedelik ja töökeskkond kõrgtemperatuuriliste turbiiniseadmete jaoks (sellega seoses on viimastel aastatel muutunud oluliseks rubiidium ja tseesium ning metallide ülikõrge hind jääb kõrvale võimalusi järsult tõsta turbiiniagregaatide efektiivsust, mis tähendab ja vähendada kütusekulu ja keskkonnareostust). Rubiidiumipõhised süsteemid, mida jahutusvedelikuna kasutatakse kõige laialdasemalt, on kolmekomponentsed sulamid: naatrium-kaalium-rubiidium ja naatrium-rubiidium-tseesium.
Katalüüsis kasutatakse rubiidiumi nii orgaanilises kui anorgaanilises sünteesis. Rubiidiumi katalüütilist aktiivsust kasutatakse peamiselt nafta rafineerimiseks mitmeks oluliseks tooteks. Rubiidiumatsetaati kasutatakse näiteks metanooli ja mitmete kõrgemate alkoholide sünteesimiseks veegaasist, mis on omakorda äärmiselt oluline seoses maa-aluse kivisöe gaasistamise ning autode ja lennukikütuse tehisliku vedelkütuse tootmisega. Mitmetel rubiidiumi-telluuriumi sulamitel on spektri ultraviolettpiirkonnas suurem tundlikkus kui tseesiumiühenditel ja selles osas suudab see fotokonverterite materjalina konkureerida tseesium-133-ga. Spetsiaalsete määrdekompositsioonide (sulamite) osana kasutatakse rubiidiumi ülitõhusa määrdeainena vaakumis (raketi- ja kosmosetehnoloogia).
Rubiidiumhüdroksiidi kasutatakse elektrolüüdi valmistamiseks madala temperatuuriga CPS-i jaoks, samuti lisandina kaaliumhüdroksiidi lahusele, et parandada selle toimivust madalatel temperatuuridel ja suurendada elektrolüüdi elektrijuhtivust. Metallist rubiidiumi kasutatakse hüdriidkütuseelementides.
Kõrgete temperatuuride (kuni 400 °C) mõõtmiseks kasutatakse rubiidiumkloriidi sulamis vaskkloriidiga.
Rubiidiumi plasmat kasutatakse laserkiirguse ergastamiseks.
Rubiidiumkloriidi kasutatakse kütuseelementides elektrolüüdina ja sama võib öelda rubiidiumhüdroksiidi kohta, mis on väga tõhus elektrolüüdina kütuseelementides, kasutades otsest kivisöe oksüdatsiooni.
Tseesium
Tseesium on esimese rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 55. Seda tähistatakse sümboliga Cs (lat. Caesium). Lihtaine tseesium (CAS number: 7440-46-2) on pehme hõbekollane leelismetall. Tseesium sai oma nime kahe helesinise joone olemasolu tõttu emissioonispektris (ladina keelest caesius - taevasinine).
Tseesiumi avastasid 1860. aastal Saksa teadlased R. W. Bunsen ja G. R. Kirchhoff Saksamaal Durchheimi mineraalveeallika vetest optilise spektroskoopia abil, saades seega esimeseks elemendiks, mis spektraalanalüüsi abil avastati. Puhtal kujul eraldas tseesiumi esmakordselt 1882. aastal Rootsi keemik K. Setterberg tseesiumtsüaniidi (CsCN) ja baariumi segu sulami elektrolüüsi käigus.
Peamised tseesiumi mineraalid on pollutsiit ja väga haruldane avogadriit (K, Cs). Lisaks sisaldub tseesium lisanditena mitmetes alumosilikaatides: lepidoliit, flogopiit, biotiit, amasoniit, petaliit, berül, tsinnwaldiit, leukiit, karnalliit. Tööstusliku toorainena kasutatakse pollutsiiti ja lepidoliiti.
Tööstuslikus tootmises ekstraheeritakse tseesium ühendite kujul mineraalsest pollutsiidist. Seda tehakse kloriidi või sulfaadiga avamisega. Esimene hõlmab algse mineraali töötlemist kuumutatud vesinikkloriidhappega, antimonkloriidi SbCl3 lisamist Cs3 ühendi sadestamiseks ja pesemist kuuma vee või ammoniaagi lahusega, et moodustada tseesiumkloriid CsCl. Teisel juhul töödeldakse mineraali kuumutatud väävelhappega, et moodustada tseesiummaarjas CsAl(SO4)2 12H2O.
Venemaal pärast NSV Liidu lagunemist pollutsiidi tööstuslikku tootmist ei tehtud, kuigi juba nõukogude ajal avastati Murmanski lähedal Voronja tundrast mineraali kolossaalsed varud. Selleks ajaks, kui Venemaa tööstus jalule tõusis, selgus, et selle valdkonna arendamiseks oli litsentsi ostnud üks Kanada ettevõte. Praegu toimub tseesiumisoolade töötlemine ja ekstraheerimine pollutsiidist Novosibirskis ZAO haruldaste metallide tehases.
Tseesiumi saamiseks on mitu laboratoorset meetodit. Seda saab hankida:
tseesiumkromaadi või dikromaadi ja tsirkooniumi segu vaakumis kuumutamine;
tseesiumasiidi lagundamine vaakumis;
tseesiumkloriidi ja spetsiaalselt valmistatud kaltsiumi segu kuumutamine.
Kõik meetodid on töömahukad. Teine meetod võimaldab saada kõrge puhtusastmega metalli, kuid see on plahvatusohtlik ja selle realiseerimiseks kulub mitu päeva.
Tseesium leidis rakendust alles 20. sajandi alguses, kui avastati tema mineraalid ja töötati välja tehnoloogia selle puhtal kujul saamiseks. Praegu kasutatakse tseesiumi ja selle ühendeid elektroonikas, raadio-, elektri-, röntgenitehnikas, keemiatööstuses, optikas, meditsiinis ja tuumaenergeetikas. Peamiselt kasutatakse stabiilset looduslikku tseesium-133 ja piiratud määral selle radioaktiivset isotoopi tseesium-137, mis on eraldatud tuumaelektrijaamade reaktorites uraani, plutooniumi ja tooriumi lõhustumisfragmentide summast.
leelismuldmetallid
Leelismuldmetallid – keemilised elemendid: kaltsium Ca, strontsium Sr, baarium Ba, raadium Ra (mõnikord nimetatakse berüllium Be ja magneesium Mg ka ekslikult leelismuldmetallideks). Neid nimetatakse nii, kuna nende oksiidid - "maa" (alkeemikute terminoloogias) - annavad veele leeliselise reaktsiooni. Leelismuldmetallide soolad, välja arvatud raadium, on looduses mineraalide kujul laialt levinud.
Kaltsium
Kaltsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 20. Seda tähistatakse sümboliga Ca (lat. Calcium). Lihtaine kaltsium (CAS number: 7440-70-2) on pehme, reaktiivne, hõbevalge leelismuldmetall.
Kaltsiummetall esineb kahe allotroopse modifikatsioonina. Kuni 443 °C on kuupkujulise näokeskse võrega α-Ca stabiilne (parameeter a = 0,558 nm), üle β-Ca on stabiilne α-Fe tüüpi kuupkehakeskse võrega (parameeter a = 0,448). nm). α → β ülemineku standardentalpia ΔH0 on 0,93 kJ/mol.
Kaltsium on tüüpiline leelismuldmetall. Kaltsiumi keemiline aktiivsus on kõrge, kuid madalam kui kõigil teistel leelismuldmetallidel. See reageerib kergesti õhus oleva hapniku, süsihappegaasi ja niiskusega, mistõttu on kaltsiummetalli pind tavaliselt tuhmhall, mistõttu kaltsiumi säilitatakse laboris, nagu ka teisi leelismuldmetalle, tihedalt suletud purgis kihi all. petrooleumi või vedela parafiiniga.
Standardpotentsiaalide reas asub kaltsium vesinikust vasakul. Ca2+/Ca0 paari standardne elektroodipotentsiaal on –2,84 V, nii et kaltsium reageerib aktiivselt veega, kuid ilma süttimiseta:
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.
Aktiivsete mittemetallidega (hapnik, kloor, broom) reageerib kaltsium normaalsetes tingimustes:
2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.
Õhus või hapnikus kuumutamisel kaltsium süttib. Vähemaktiivsete mittemetallidega (vesinik, boor, süsinik, räni, lämmastik, fosfor ja teised) suhtleb kaltsium kuumutamisel, näiteks:
Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,
3Ca + 2P = Ca3P2 (kaltsiumfosfiid), tuntud on ka CaP ja CaP5 koostisega kaltsiumfosfiidid;
2Ca + Si = Ca2Si (kaltsiumsilitsiid), tuntud on ka kaltsiumsilikiidid koostisega CaSi, Ca3Si4 ja CaSi2.
Ülaltoodud reaktsioonide käiguga kaasneb reeglina suure hulga soojuse eraldumine (st need reaktsioonid on eksotermilised). Kõigis mittemetallidega ühendites on kaltsiumi oksüdatsiooniaste +2. Enamik kaltsiumiühendeid mittemetallidega laguneb vee toimel kergesti, näiteks:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Ca2+ ioon on värvitu. Kui leegile lisada lahustuvaid kaltsiumisoolasid, muutub leek telliskivipunaseks.
Kaltsiumisoolad nagu CaCl2 kloriid, CaBr2 bromiid, CaI2 jodiid ja Ca(NO3)2 nitraat lahustuvad vees hästi. CaF2 fluoriid, CaCO3 karbonaat, CaSO4 sulfaat, Ca3(PO4)2 ortofosfaat, CaC2O4 oksalaat ja mõned teised on vees lahustumatud.
Suur tähtsus on asjaolul, et erinevalt kaltsiumkarbonaadist CaCO3 on happeline kaltsiumkarbonaat (vesinikkarbonaat) Ca(HCO3)2 vees lahustuv. Looduses viib see järgmiste protsessideni. Kui külm vihm või süsinikdioksiidiga küllastunud jõevesi tungib maa alla ja langeb lubjakividele, täheldatakse nende lahustumist:
CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.
Samades kohtades, kus kaltsiumvesinikkarbonaadiga küllastunud vesi tuleb maa pinnale ja päikesekiirte toimel soojendatakse, toimub vastupidine reaktsioon:
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.
Seega toimub looduses suurte ainemasside ülekandumine. Selle tulemusena võivad maa alla tekkida tohutud tühimikud ning koobastesse tekivad kaunid kivist "jääpurikad" – stalaktiidid ja stalagmiidid.
Vees lahustunud kaltsiumvesinikkarbonaadi olemasolu määrab suuresti vee ajutise kareduse. Seda nimetatakse ajutiseks, kuna vee keetmisel vesinikkarbonaat laguneb ja CaCO3 sadestub. See nähtus toob kaasa näiteks asjaolu, et aja jooksul tekib veekeetjasse katlakivi.
Strontsium
Strontsium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi viienda perioodi põhialarühma element aatomnumbriga 38. Seda tähistatakse sümboliga Sr (lat. Strontium). Lihtaine strontsium (CAS number: 7440-24-6) on pehme, tempermalmist ja plastiline hõbevalge leelismuldmetall. Sellel on kõrge keemiline aktiivsus, õhus reageerib see kiiresti niiskuse ja hapnikuga, muutudes kaetud kollase oksiidkilega.
Uus element avastati mineraalis strontianiidist, mis leiti 1764. aastal Šotimaa Stronshiani küla lähedal asuvast pliikaevandusest, mis andis hiljem uuele elemendile nime. Uue metalloksiidi olemasolu selles mineraalis tuvastasid peaaegu 30 aastat hiljem William Cruikshank ja Ader Crawford. Isoleeris selle kõige puhtamal kujul Sir Humphry Davy 1808. aastal.
Strontsium on pehme, hõbevalge metall, tempermalmist ja tempermalmist ning seda on lihtne noaga lõigata.
Polümorfeen – kolm selle modifikatsiooni on teada. Kuni 215°C on kuubikujuline näokeskne modifikatsioon (α-Sr) stabiilne, vahemikus 215 kuni 605°C – kuusnurkne (β-Sr), üle 605°C – kuupkujuline kehakeskne modifikatsioon (γ-Sr).
Sulamistemperatuur - 768oC, Keemistemperatuur - 1390oC.
Selle ühendites sisalduva strontsiumi valentsus on alati +2. Omaduste järgi on strontsium lähedane kaltsiumile ja baariumile, asudes nende vahel vahepealsel positsioonil.
Elektrokeemilises pingereas on strontsium üks aktiivsemaid metalle (selle normaalne elektroodipotentsiaal on –2,89 V. Reageerib intensiivselt veega, moodustades hüdroksiidi:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Suhtleb hapetega, tõrjub nende sooladest välja raskmetalle. Reageerib nõrgalt kontsentreeritud hapetega (H2SO4, HNO3).
Strontsiummetall oksüdeerub õhus kiiresti, moodustades kollaka kile, milles lisaks SrO oksiidile on alati ka SrO2 peroksiid ja Sr3N2 nitriid. Õhus kuumutamisel see süttib; õhus olev pulbriline strontsium võib isesüttida.
Reageerib intensiivselt mittemetallidega - väävel, fosfor, halogeenid. Interakteerub vesinikuga (üle 200°C), lämmastikuga (üle 400°C). Praktiliselt ei reageeri leelistega.
Kõrgel temperatuuril reageerib see CO2-ga, moodustades karbiidi:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Kergesti lahustuvad strontsiumisoolad anioonidega Cl-, I-, NO3-. F-, SO42-, CO32-, PO43- anioonidega soolad lahustuvad halvasti.
Strontsiumi kasutatakse vase ja mõnede selle sulamite legeerimiseks, aku pliisulamitesse viimiseks, malmi, vase ja terase väävlitustamiseks.
Baarium
Baarium on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 56. Seda tähistatakse sümboliga Ba (lat. Baarium). Lihtaine baarium (CAS number: 7440-39-3) on pehme, tempermalmist, hõbevalge leelismuldmetall. Omab kõrget keemilist aktiivsust.
Baariumi avastas oksiidi BaO kujul 1774. aastal Karl Scheele. 1808. aastal valmistas inglise keemik Humphrey Davy baariumamalgaami märja baariumhüdroksiidi elektrolüüsil elavhõbekatoodiga; pärast elavhõbeda aurustamist kuumutamisel eraldas ta baariummetalli.
Baarium on hõbevalge tempermalm. See puruneb terava löögi korral. Baariumil on kaks allotroopset modifikatsiooni: kuupkehakeskse võrega α-Ba on stabiilne kuni 375 °C (parameeter a = 0,501 nm), β-Ba on stabiilne üleval.
Kõvadus mineraloogilisel skaalal 1,25; Mohsi skaalal 2.
Baariummetalli hoitakse petrooleumis või parafiinikihi all.
Baarium on leelismuldmetall. See oksüdeerub intensiivselt õhu käes, moodustades baariumoksiidi BaO ja baariumnitriidi Ba3N2 ning süttib kergelt kuumutamisel. Reageerib intensiivselt veega, moodustades baariumhüdroksiidi Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH) 2 + H2
Aktiivselt suhtleb lahjendatud hapetega. Paljud baariumisoolad on vees lahustumatud või vähelahustuvad: baariumsulfaat BaSO4, baariumsulfit BaSO3, baariumkarbonaat BaCO3, baariumfosfaat Ba3(PO4)2. Baariumsulfiid BaS lahustub erinevalt kaltsiumsulfiidist CaS vees hästi.
Reageerib kergesti halogeenidega, moodustades halogeniide.
Vesinikuga kuumutamisel moodustab see baariumhüdriidi BaH2, mis omakorda koos liitiumhüdriidiga LiH annab Li kompleksi.
Reageerib kuumutamisel ammoniaagiga:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Kuumutamisel reageerib baariumnitriid Ba3N2 CO-ga, moodustades tsüaniidi:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Vedela ammoniaagiga annab tumesinise lahuse, millest saab eraldada ammoniaaki, mis on kuldse läikega ja laguneb kergesti NH3 eliminatsiooniga. Plaatinakatalüsaatori juuresolekul laguneb ammoniaak baariumamiidiks:
Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Baariumkarbiidi BaC2 saab saada BaO kuumutamisel kivisöega kaarahjus.
Koos fosforiga moodustab see fosfiidi Ba3P2.
Baarium redutseerib paljude metallide oksiidid, halogeniidid ja sulfiidid vastavaks metalliks.
Baariummetalli, sageli sulamis alumiiniumiga, kasutatakse kõrgvaakumiga elektroonikaseadmetes getterina (getterina) ning seda lisatakse koos tsirkooniumiga ka vedelatele metallide jahutusvedelikele (naatriumi, kaaliumi, rubiidiumi, liitiumi, tseesiumi sulamid) vähendada torustike agressiivsust ja metallurgias.
siirdemetallid
Siirdemetallid (siirdeelemendid) - D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi külgmiste alamrühmade elemendid, mille aatomites esinevad elektronid d- ja f-orbitaalidel. Üldiselt võib üleminekuelementide elektroonilist struktuuri kujutada järgmiselt: . Ns-orbitaal sisaldab ühte või kahte elektroni, ülejäänud valentselektronid on -orbitaalil. Kuna valentselektronide arv on märgatavalt väiksem kui orbitaalide arv, on siirdeelementidest moodustuvad lihtained metallid.
Üleminekuelementide üldised omadused
Kõigil üleminekuelementidel on järgmised ühised omadused:
Elektronegatiivsuse väikesed väärtused.
Muutuv oksüdatsiooniaste. Peaaegu kõikidel d-elementidel, mille aatomites on välisel ns-alatasandil 2 valentselektroni, on oksüdatsiooniaste +2 teada.
Alates D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise tabeli III rühma d-elementidest moodustavad madalaima oksüdatsiooniastmega elemendid aluseliste omadustega elemendid, kõrgeimas happelised, keskmises amfoteersed omadused.
Raud
Raud on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi kaheksanda rühma külgmise alamrühma element, aatomnumber 26. Seda tähistatakse sümboliga Fe (lat. Ferrum). Üks levinumaid metalle maapõues (alumiiniumi järel teine koht).
Lihtaine raud (CAS number: 7439-89-6) on tempermalmist hõbevalge metall, millel on kõrge keemiline reaktsioonivõime: raud korrodeerub kiiresti kõrgel temperatuuril või kõrge õhuniiskuse korral. Puhtas hapnikus raud põleb ja peeneks hajutatuna süttib õhu käes spontaanselt.
Tegelikult nimetatakse rauda tavaliselt madala lisanditesisaldusega (kuni 0,8%) sulamiteks, mis säilitavad puhta metalli pehmuse ja elastsuse. Kuid praktikas kasutatakse sagedamini raua sulameid süsinikuga: teras (kuni 2% süsinikku) ja malm (üle 2% süsinikusisaldusega), samuti roostevaba (legeeritud) teras, millele on lisatud legeerivaid metalle (kroom, mangaan). , nikkel jne). Raua ja selle sulamite spetsiifiliste omaduste kombinatsioon muudab selle inimeste jaoks oluliseks "metalliks nr 1".
Looduses leidub rauda puhtal kujul harva, enamasti esineb see raud-nikli meteoriitide osana. Raua levimus maakoores on 4,65% (4. koht O, Si, Al järel). Samuti arvatakse, et raud moodustab suurema osa maakera tuumast.
Raud on tüüpiline metall, vabas olekus on hõbevalge värvusega hallika varjundiga. Puhas metall on plastiline, mitmesugused lisandid (eriti süsinik) suurendavad selle kõvadust ja haprust. Sellel on väljendunud magnetilised omadused. Sageli eristatakse nn "raudtriaadi" - kolme metalli rühma (raud Fe, koobalt Co, nikkel Ni), millel on sarnased füüsikalised omadused, aatomiraadiused ja elektronegatiivsuse väärtused.
Rauda iseloomustab polümorfism, sellel on neli kristallilist modifikatsiooni:
kuni 769 °C on kehakeskse kuupvõrega α-Fe (ferriit) ja ferromagneti omadused (769 °C ≈ 1043 K on raua Curie punkt)
temperatuurivahemikus 769-917 ° C on β-Fe, mis erineb α-Fe-st ainult kehakeskse kuupvõre parameetrite ja paramagneti magnetiliste omaduste poolest.
temperatuurivahemikus 917-1394 °C on näokeskse kuupvõrega γ-Fe (austeniit)
üle 1394 °C on δ-Fe stabiilne kehakeskse kuupvõrega
Metalliteadus ei erista β-Fe-d eraldi faasina ja käsitleb seda α-Fe mitmesugusena. Raua või terase kuumutamisel Curie punktist kõrgemale (769 °C ≈ 1043 K) rikub ioonide soojusliikumine elektronide spin-magnetmomentide orientatsiooni, ferromagnetist saab paramagnet – toimub teist järku faasiüleminek, kuid esimest järku faasisiiret ei toimu kristallide füüsikaliste põhiparameetrite muutumisel.
Tavarõhul puhta raua puhul on metallurgia seisukohalt järgmised stabiilsed modifikatsioonid:
Absoluutsest nullist 910 ºC-ni on kehakeskse kuupmeetri (bcc) kristallvõrega α-modifikatsioon stabiilne. Tahket süsiniku lahust α-rauas nimetatakse ferriidiks.
Temperatuuril 910 kuni 1400 ºC on näokeskse kuupmeetri (fcc) kristallvõrega γ-modifikatsioon stabiilne. Tahket süsiniku lahust γ-rauas nimetatakse austeniidiks.
Temperatuuril 910 kuni 1539 ºC on kehakeskse kuupmeetri (bcc) kristallvõrega δ-modifikatsioon stabiilne. Tahket süsiniku lahust δ-rauas (nagu ka α-rauas) nimetatakse ferriidiks. Mõnikord eristatakse kõrgtemperatuurset δ-ferriiti ja madalatemperatuurilist α-ferriiti (või lihtsalt ferriiti), kuigi nende aatomistruktuurid on samad.
Süsiniku ja legeerelementide olemasolu terases muudab oluliselt faasisiirete temperatuure.
Kõrgrõhkude piirkonnas (üle 104 MPa, 100 tuhat atm) ilmub ε-raua modifikatsioon kuusnurkse tihedalt pakitud (hcp) võrega.
Polümorfismi nähtus on terase metallurgia jaoks äärmiselt oluline. Tänu kristallvõre α-γ üleminekutele toimub terase kuumtöötlus. Ilma selle nähtuseta poleks rauda terase alusena nii laialdaselt kasutatud.
Raud on tulekindel, kuulub keskmise aktiivsusega metallide hulka. Raua sulamistemperatuur on 1539 °C, keemistemperatuur on umbes 3200 °C.
Raud on üks enimkasutatavaid metalle, moodustades kuni 95% maailma metallurgiatoodangust.
Raud on terase ja malmi põhikomponent – kõige olulisemad konstruktsioonimaterjalid.
Raud võib olla osa sulamitest, mis põhinevad muudel metallidel - näiteks niklil.
Magnetiline raudoksiid (magnetiit) on oluline materjal arvutite pikaajaliste mäluseadmete valmistamisel: kõvakettad, disketid jne.
Ülipeent magnetiidipulbrit kasutatakse mustvalgetes laserprinterites toonerina.
Paljude rauapõhiste sulamite ainulaadsed ferromagnetilised omadused aitavad kaasa nende laialdasele kasutamisele elektrotehnikas trafode ja elektrimootorite magnetahelates.
Raud(III)kloriidi (raud(III)kloriid) kasutatakse amatöörraadiopraktikas trükkplaatide söövitamiseks.
Vasksulfaadiga segatud raudsulfaati (raudsulfaati) kasutatakse kahjulike seente tõrjeks aianduses ja ehituses.
Rauda kasutatakse anoodina raud-nikkelpatareides, raud-õhkpatareides.
Vask
Vask on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi esimese rühma, neljanda perioodi külgmise alarühma element aatomnumbriga 29. Seda tähistatakse sümboliga Cu (lat. Cuprum). Lihtaine vask (CAS number: 7440-50-8) on plastiline kuldroosa siirdemetall (oksiidkile puudumisel roosa). Inimene on seda iidsetest aegadest laialdaselt kasutanud.
Vask on kuldroosa plastiline metall, mis kattub õhu käes kiiresti oksiidkilega, mis annab sellele iseloomuliku intensiivse kollakaspunase tooni. Vasel on kõrge soojus- ja elektrijuhtivus (elektrijuhtivuse poolest hõbeda järel teisel kohal). Sellel on kaks stabiilset isotoopi – 63Cu ja 65Cu ning mitu radioaktiivset isotoopi. Neist pikima elueaga, 64Cu, on poolväärtusaeg 12,7 tundi ja kaks lagunemist erinevate toodetega.
Tihedus - 8,94*10³ kg/m³
Erisoojusvõimsus 20 °C juures - 390 J/kg*K
Elektritakistus temperatuuril 20-100 °C - 1,78 10-8 Ohm m
Sulamistemperatuur - 1083 °C
Keemistemperatuur - 2600 °C
Vasesulameid on mitmeid: messing - vase ja tsingi sulam, pronks - vase ja tina sulam, kupronikkel - vase ja nikli sulam ja mõned teised.
Tsink
Tsink on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi neljanda perioodi kõrvalalarühma element aatomnumbriga 30. Seda tähistatakse sümboliga Zn (lat. Zinkum). Lihtaine tsink (CAS number: 7440-66-6) on tavatingimustes habras sinakasvalge siirdemetall (õhu käes tuhmub, kattub õhukese tsinkoksiidi kihiga).
Puhtal kujul on see üsna plastiline hõbevalge metall. Sellel on kuusnurkne võre parameetritega a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm. See on toatemperatuuril rabe, plaadi painutamisel kostub kristalliitide hõõrdumisest praksuvat häält (tavaliselt tugevam kui “tinahüüd”). 100-150°C juures on tsink plastiline. Lisandid, isegi väikesed, suurendavad järsult tsingi haprust.
Tüüpiline amfoteerne metall. Elektroodi standardpotentsiaal on –0,76 V, standardpotentsiaalide reas paikneb see enne rauda.
Õhus on tsink kaetud õhukese ZnO-oksiidi kilega. Tugeval kuumutamisel põleb see läbi amfoteerse valge oksiidi ZnO moodustumisega:
2Zn + O2 = 2ZnO.
Tsinkoksiid reageerib mõlemad happelahustega:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
ja leelised:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,
Tavalise puhtusega tsink reageerib aktiivselt happelahustega:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
Zn + H2SO4 (lahjend.) = ZnSO4 + H2
ja leeliselahused:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,
moodustades hüdroksotsinkaate. Väga puhas tsink ei reageeri hapete ja leeliste lahustega. Koostoime algab mõne tilga vasksulfaadi CuSO4 lahuse lisamisega.
Kuumutamisel reageerib tsink halogeenidega, moodustades ZnHal2 halogeniide. Fosforiga moodustab tsink fosfiidid Zn3P2 ja ZnP2. Väävli ja selle analoogidega - seleeni ja telluuriga - erinevad kalkogeniidid, ZnS, ZnSe, ZnSe2 ja ZnTe.
Tsink ei reageeri otseselt vesiniku, lämmastiku, süsiniku, räni ja booriga. Nitriid Zn3N2 saadakse tsingi reaktsioonil ammoniaagiga temperatuuril 550-600 °C.
Vesilahustes moodustavad tsingiioonid Zn2+ akvakomplekse 2+ ja 2+.
Puhast metallist tsinki kasutatakse maa-aluse leostumise teel kaevandatud väärismetallide (kuld, hõbe) taaskasutamiseks. Lisaks kasutatakse tsinki hõbeda, kulla (ja muude metallide) ekstraheerimiseks toorpliist tsingi-hõbeda-kulla intermetalliliste ühendite (nn hõbevaht) kujul, mida seejärel töödeldakse tavapäraste rafineerimismeetoditega.
Seda kasutatakse terase kaitsmiseks korrosiooni eest (mehaanilisele pingele mitte alluvate pindade tsinkimine või metalliseerimine - sildade, mahutite, metallkonstruktsioonide jaoks). Kasutatakse ka negatiivse elektroodi materjalina keemilistes vooluallikates, st patareides ja akudes, nt: mangaan-tsinkelement, hõbe-tsinkpatarei dm³, madala takistusega ja kolossaalsed tühjendusvoolud, elavhõbe-tsinkelement (EMF 1,35 V, 135 W h / kg , 550-650 W h / dm³), dioksisulfaat-elavhõbe element, jodaat-tsink element, vaskoksiidi galvaaniline element (EMF 0,7-1,6 volti, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dm³), kroom-tsinkelement , tsink-hõbekloriidelement, nikkel-tsink aku (EMF 1, 82 volti, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dm³), plii-tsinkelement, tsink-kloorpatarei, tsink-broomi aku jne. ). Tsingi roll tsink-õhk akudes on väga oluline, viimastel aastatel on neid intensiivselt arendatud tsink-air süsteemi baasil - arvutite (sülearvutite) akud ja selles valdkonnas on saavutatud märkimisväärset edu (suuremad kui liitium akud, võimsus ja ressurss, vähem kui 3 korda kallim), on see süsteem väga paljutõotav ka mootorite käivitamisel (pliiaku - 55 W h / kg, tsink-õhk - 220-300 W h / kg) ja elektrisõidukite jaoks ( läbisõit kuni 900 km). Kasutatakse paljudes kõvajoodisega sulamites nende sulamistemperatuuri alandamiseks. Tsink on messingi oluline komponent. Tsinkoksiidi kasutatakse meditsiinis laialdaselt antiseptilise ja põletikuvastase ainena. Samuti kasutatakse tsinkoksiidi värvi - tsinkvalge - tootmiseks.
Tsinkkloriid on oluline räbustik metallide jootmisel ja komponent kiudude tootmisel.
Telluriid, seleniid, fosfiid, tsinksulfiid on laialdaselt kasutatavad pooljuhid.
Tsinkseleniidi kasutatakse väga madala neelduvusega optiliste klaaside valmistamiseks infrapuna keskmises vahemikus, näiteks süsinikdioksiidi laserites.
elavhõbe
Elavhõbe on teise rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi sekundaarse alarühma element aatomnumbriga 80. Seda tähistatakse sümboliga Hg (lat. Hydrargyrum). Lihtaine elavhõbe (CAS number: 7439-97-6) on siirdemetall, toatemperatuuril raske, hõbevalge, märgatavalt lenduv vedelik, mille aurud on äärmiselt mürgised. Elavhõbe on üks kahest keemilisest elemendist (ja ainuke metall), mille lihtained on tavatingimustes vedelas agregatsiooni olekus (teine element on broom). Looduses leidub seda nii looduslikul kujul kui ka mitmete mineraalide moodustamiseks. Kõige sagedamini saadakse elavhõbeda redutseerimisel selle kõige tavalisemast mineraalist - kinaverist. Seda kasutatakse mõõteriistade, vaakumpumpade, valgusallikate tootmiseks ning muudes teaduse ja tehnoloogia valdkondades.
Elavhõbe on ainus metall, mis on toatemperatuuril vedel. Sellel on diamagneti omadused. Moodustab paljude metallidega vedelad sulamid - amalgaamid. Ainult rauda, mangaani ja niklit ei ühendata.
Elavhõbe on mitteaktiivne metall.
Kuumutamisel 300 °C-ni reageerib elavhõbe hapnikuga: 2Hg + O2 → 2HgO Tekib punane elavhõbe(II)oksiid. See reaktsioon on pöörduv: kuumutamisel üle 340 °C laguneb oksiid lihtsateks aineteks. Elavhõbeoksiidi lagunemisreaktsioon on ajalooliselt üks esimesi hapniku tootmise viise.
Elavhõbeda kuumutamisel väävliga tekib elavhõbe(II)sulfiid.
Elavhõbe ei lahustu hapete lahustes, millel ei ole oksüdeerivaid omadusi, vaid lahustub vees ja lämmastikhappes, moodustades kahevalentsed elavhõbeda soolad. Kui elavhõbeda liig lahustatakse külmas lämmastikhappes, tekib Hg2(NO3)2 nitraat.
IIB rühma elementidest on elavhõbe, millel on võimalus hävitada väga stabiilne 6d10 - elektronkiht, mis toob kaasa elavhõbedaühendite olemasolu võimaluse (+4). Nii et lisaks veega lagunevale vähelahustuvale Hg2F2-le ja HgF2-le on olemas ka HgF4, mis saadakse elavhõbedaaatomite ning neooni ja fluori segu interaktsioonil temperatuuril 4K.
Elavhõbedat kasutatakse termomeetrite valmistamisel, elavhõbedaauru täidetakse elavhõbe-kvarts- ja luminofoorlampidega. Elavhõbeda kontaktid toimivad asendianduritena. Lisaks kasutatakse metallilist elavhõbedat mitmete oluliste sulamite saamiseks.
Varem olid erinevad metalliamalgaamid, eriti kulla- ja hõbeamalgaamid, laialdaselt kasutusel ehetes, peeglite ja hambatäidiste valmistamisel. Inseneritöös kasutati elavhõbedat laialdaselt baromeetrite ja manomeetrite jaoks. Elavhõbedaühendeid kasutati antiseptikuna (sublimaadina), lahtistina (kalomelina), kübaratootmises jm, kuid selle kõrge toksilisuse tõttu tõrjuti need 20. sajandi lõpuks nendelt aladelt praktiliselt välja (amalgamatsiooni asendamine). metallide pihustamise ja elektrosadestamise teel, polümeersed täidised hambaravis).
Madala temperatuuriga termomeetrite jaoks kasutatakse elavhõbeda ja talliumi sulamit.
Metalliline elavhõbe toimib katoodina mitmete aktiivsete metallide, kloori ja leeliste elektrolüütiliseks tootmiseks mõnedes keemilistes vooluallikates (näiteks elavhõbe-tsink - tüüpi RT-d), võrdluspingeallikates (Westoni element). Elavhõbe-tsinkelemendil (emf 1,35 V) on mahu ja massi osas väga suur energia (130 W/h/kg, 550 W/h/dm).
Elavhõbedat kasutatakse sekundaarse alumiiniumi ja kulla kaevandamisel (vt amalgaammetallurgia).
Elavhõbedat kasutatakse mõnikord ka suure koormusega hüdrodünaamilistes laagrites töövedelikuna.
Elavhõbedat kasutatakse allveelaevades ballastina ning mõne sõiduki veeremise ja trimmi reguleerimiseks. On paljutõotav kasutada elavhõbedat tseesiumiga sulamites ülitõhusa töövedelikuna ioonmootorites.
Elavhõbe on mõnede biotsiidvärvide koostisosa, et vältida laevakerede määrdumist merevees.
Elavhõbe-203 (T1/2 = 53 sek) kasutatakse radiofarmatseutikas.
Elavhõbeda sooli kasutatakse ka:
Elavhõbejodiidi kasutatakse pooljuhtkiirguse detektorina.
Elavhõbeda fulminaati ("Explosive Mercury") on pikka aega kasutatud initsieeriva lõhkeainena (detonaatorid).
Elavhõbebromiidi kasutatakse vee termokeemilisel lagunemisel vesinikuks ja hapnikuks (aatomi vesiniku energia).
Mõnda elavhõbedaühendit kasutatakse ravimitena (näiteks mertiolaat vaktsiinide säilitamiseks), kuid peamiselt toksilisuse tõttu sunniti elavhõbe meditsiinist välja (sublimaat, elavhõbeda oksütsüaniid - antiseptikumid, kalomel - lahtistid jne.) 20. sajandi lõpp.
Alumiinium
Alumiinium on D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kolmanda perioodi kolmanda rühma põhialarühma element, aatomnumber 13. Seda tähistatakse sümboliga Al (lat. Alumiinium). Kuulub kergmetallide rühma. Levinuim metall ja kolmas (hapniku ja räni järel) keemiline element maapõues.
Lihtaine alumiinium (CAS number: 7429-90-5) on kerge, mittemagnetiline hõbevalge värvusega metall, mida on lihtne vormida, valada, töödelda. Alumiiniumil on kõrge soojus- ja elektrijuhtivus, korrosioonikindlus tänu tugevate oksiidkilede kiirele moodustumisele, mis kaitsevad pinda edasise interaktsiooni eest.
Mõnede bioloogiliste uuringute kohaselt peeti alumiiniumi sattumist inimkehasse Alzheimeri tõve väljakujunemise teguriks, kuid hiljem kritiseeriti neid uuringuid ja lükati ümber järeldus ühe seose kohta teisega.
Hõbevalge metall, kerge, tihedus 2,7 g/cm³, sulamistemperatuur tehnilisele klassile 658 °C, kõrge puhtusastmega alumiiniumile 660 °C, keemistemperatuur 2500 °C, valu tõmbetugevus 10-12 kg/mm², deformeeritav 18 -25 kg/mm2, sulamid 38-42 kg/mm2.
Brinelli kõvadus 24-32 kgf / mm², kõrge plastilisus: tehniline 35%, puhas 50%, valtsitud õhukeseks leheks ja ühtlaseks fooliumiks.
Alumiiniumil on kõrge elektri- ja soojusjuhtivus, 65% vase elektrijuhtivusest, kõrge valguspeegeldusvõime.
Alumiinium moodustab sulameid peaaegu kõigi metallidega.
Tavatingimustes on alumiinium kaetud õhukese ja tugeva oksiidkilega ning seetõttu ei reageeri see klassikaliste oksüdeerivate ainetega: H2O (t°); O2, HNO3 (kuumutamata). Seetõttu ei ole alumiinium praktiliselt korrosioonile allutatud ja seetõttu on see tänapäevases tööstuses laialdaselt nõutud. Kui aga oksiidkile hävib (näiteks kokkupuutel ammooniumsoola lahustega NH4 +, kuumade leelistega või amalgamatsiooni tulemusena), toimib alumiinium aktiivse redutseeriva metallina.
Reageerib kergesti lihtsate ainetega:
hapnikuga:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
halogeenidega:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
reageerib kuumutamisel teiste mittemetallidega:
väävliga, moodustades alumiiniumsulfiidi:
2Al + 3S = Al2S3
lämmastikuga alumiiniumnitriidi moodustamiseks:
süsinikuga, moodustades alumiiniumkarbiidi:
4Al + 3С = Al4С3
Alumiiniumsulfiid ja alumiiniumkarbiid hüdrolüüsitakse täielikult:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4
Komplekssete ainetega:
veega (pärast kaitsva oksiidkile eemaldamist, näiteks liitmise või kuuma leelise lahusega):
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
leelistega (tetrahüdroksoaluminaatide ja muude aluminaatide moodustumisega):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2
2(NaOH H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2
Kergesti lahustuv vesinikkloriid- ja lahjendatud väävelhapetes:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2
Kuumutamisel lahustub see hapetes - oksüdeerivates ainetes, mis moodustavad lahustuvaid alumiiniumsoolasid:
2Al + 6H2SO4 (konts.) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3 (konts.) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
taastab metallid nende oksiididest (aluminotermia):
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
Laialdaselt kasutatav konstruktsioonimaterjalina. Alumiiniumi peamised eelised selles võimsuses on kergus, plastilisus stantsimisel, korrosioonikindlus (õhus kaetakse alumiinium koheselt tugeva Al2O3 kilega, mis takistab selle edasist oksüdeerumist), kõrge soojusjuhtivus, selle ühendite mittetoksilisus. Eelkõige on need omadused muutnud alumiiniumi äärmiselt populaarseks kööginõude, toiduainetööstuses alumiiniumfooliumi valmistamisel ja pakendamiseks.
Alumiiniumi kui konstruktsioonimaterjali peamiseks puuduseks on selle madal tugevus, mistõttu on see tavaliselt legeeritud väikese koguse vase ja magneesiumiga (sulamit nimetatakse duralumiiniumiks).
Alumiiniumi elektrijuhtivus on vaid 1,7 korda väiksem kui vasel, samas kui alumiinium on ligikaudu 2 korda odavam. Seetõttu kasutatakse seda laialdaselt elektrotehnikas juhtmete tootmiseks, nende varjestamiseks ja isegi mikroelektroonikas kiipides juhtmete valmistamiseks. Alumiiniumi madalamat elektrijuhtivust (37 1/oomi) võrreldes vasega (63 1/oomi) kompenseerib alumiiniumjuhtide ristlõike suurenemine. Alumiiniumi kui elektrimaterjali miinuseks on tugev oksiidkile, mis muudab jootmise keeruliseks.
Omaduste kompleksi tõttu kasutatakse seda laialdaselt soojusseadmetes.
Alumiinium ja selle sulamid säilitavad tugevuse ülimadalatel temperatuuridel. Seetõttu kasutatakse seda krüogeentehnoloogias laialdaselt.
Kõrge peegeldusvõime koos odavuse ja sadestuslihtsusega muudab alumiiniumi ideaalseks materjaliks peeglite valmistamiseks.
Ehitusmaterjalide tootmisel gaasimoodustajana.
Alumiinium annab korrosiooni- ja katlakivikindluse terasele ja muudele sulamitele, nagu kolbmootori ventiilid, turbiinilabad, õliplatvormid, soojusvahetusseadmed ning asendab ka galvaniseerimist.
Alumiiniumsulfiidi kasutatakse vesiniksulfiidi tootmiseks.
Käimas on uuringud vahustatud alumiiniumi väljatöötamiseks eriti tugeva ja kerge materjalina.
Kui alumiinium oli väga kallis, valmistati sellest mitmesuguseid ehteid. Nende mood läks kohe mööda, kui ilmusid selle tootmiseks uued tehnoloogiad, mis vähendasid kulusid mitu korda. Nüüd kasutatakse alumiiniumi mõnikord ehete valmistamisel.
Muud metallid
Plii
Plii on neljanda rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi kuuenda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 82. Seda tähistatakse sümboliga Pb (lat. Plumbum). Lihtaine plii (CAS number: 7439-92-1) on tempermalmist, suhteliselt madala sulamistemperatuuriga hall metall.
Plii soojusjuhtivus on 0°C juures üsna madal – 35,1 W/(m K). Metall on pehme ja seda on lihtne noaga lõigata. Pinnal on see tavaliselt kaetud enam-vähem paksu oksiidikilega, lõikamisel avaneb läikiv pind, mis aja jooksul õhu käes tuhmub.
Sulamistemperatuur: 327,4 °C
Keemistemperatuur: 1740 °C
Plii nitraati kasutatakse võimsate segalõhkeainete tootmiseks. Pliasiidi kasutatakse kõige laialdasemalt kasutatava detonaatorina (initsieeriva lõhkeainena). Pliiperkloraati kasutatakse raske vedeliku (tihedus 2,6 g/cm³) valmistamiseks, mida kasutatakse maakide flotatsiooniga rikastamiseks, mõnikord kasutatakse seda oksüdeeriva ainena võimsates segalõhkeainetes. Pliifluoriidi üksi, aga ka koos vismuti, vase ja hõbefluoriidiga kasutatakse keemilistes vooluallikates katoodmaterjalina. Liitiumpatareides kasutatakse katoodmaterjalina plii-vismuti, pliisulfiidi PbS, pliijodiidi. Pliikloriid PbCl2 katoodmaterjalina varuvooluallikates. Plii telluriidi PbTe kasutatakse laialdaselt termoelektrilise materjalina (termo-emf 350 μV/K-ga), mis on enimkasutatav materjal termoelektriliste generaatorite ja termoelektriliste külmikute tootmisel. Pliidoksiidi PbO2 kasutatakse laialdaselt mitte ainult pliiakudes, vaid selle baasil toodetakse ka palju keemilisi varuvooluallikaid, näiteks plii-kloori elementi, plii-fluori elementi jne.
Valge plii, aluseline karbonaat Pb (OH) 2 PbCO3, tihe valge pulber, saadakse õhus olevast pliist süsinikdioksiidi ja äädikhappe toimel. Valge plii kasutamine värvipigmendina ei ole praegu enam nii levinud kui varem, kuna see laguneb vesiniksulfiidi H2S toimel. Pliivalget kasutatakse ka pahtli tootmiseks, tsemendi ja plii-karbonaatpaberi tehnoloogias.
Plii-arsenaati ja arseniiti kasutatakse insektitsiidide tehnoloogias põllumajanduslike kahjurite (mustlaskoi ja vatikärsaka) hävitamiseks. Pliiboraat Pb(BO2)2 H2O, lahustumatu valge pulber, kasutatakse maalide ja lakkide kuivatamiseks ning koos teiste metallidega klaasi ja portselani pinnakattena. Pliikloriid PbCl2, valge kristalne pulber, kuumas vees lahustuv, teiste kloriidide ja eriti ammooniumkloriidi NH4Cl lahused. Seda kasutatakse salvide valmistamiseks kasvajate ravis.
Pliikromaat PbCrO4, tuntud kui kroomkollane, on oluline pigment värvide valmistamisel, portselani ja tekstiili värvimisel. Tööstuses kasutatakse kromaati peamiselt kollaste pigmentide tootmisel. Plii nitraat Pb(NO3)2 on valge kristalne aine, vees hästi lahustuv. See on piiratud kasutusega sideaine. Tööstuses kasutatakse seda kosjasobide otsimisel, tekstiilide värvimisel ja täidisel, sarvede värvimisel ja graveerimisel. Pliisulfaat Pb(SO4)2, vees lahustumatu valge pulber, kasutatakse pigmendina patareides, litograafias ja trükitud kangatehnoloogias.
Pliisulfiid PbS, must, vees lahustumatu pulber, kasutatakse keraamika põletamisel ja pliioonide tuvastamiseks.
Kuna plii on hea γ-kiirguse neelaja, kasutatakse seda kiirgusvarjestamiseks röntgeniseadmetes ja tuumareaktorites. Lisaks peetakse pliid jahutusvedelikuks arenenud kiirete neutronite tuumareaktorite projektides.
Pliisulameid kasutatakse laialdaselt. Tina (tina-plii sulam), mis sisaldab 85-90% Sn ja 15-10% Pb, on vormitav, odav ja seda kasutatakse majapidamistarvete valmistamisel. Elektrotehnikas kasutatakse joodist, mis sisaldab 67% Pb ja 33% Sn. Plii ja antimoni sulameid kasutatakse kuulide ja tüpograafilise tüübi tootmisel ning plii-, antimoni- ja tinasulameid figuurvalamiseks ja laagriteks. Plii-antimoni sulameid kasutatakse tavaliselt kaablikatete ja elektriakuplaatide jaoks. Pliiühendeid kasutatakse värvainete, värvide, insektitsiidide, klaastoodete tootmisel ning lisandina bensiinile tetraetüülplii (C2H5) 4Pb kujul (mõõdukalt lenduv vedelik, aurud on väikestes kontsentratsioonides magusa puuviljalõhnaga, suurtes kontsentratsioonides, ebameeldiv lõhn; Tm = 130 °C, Тbp = 80 °С/13 mmHg; tihedus 1,650 g/cm³; nD2v = 1,5198; vees lahustumatu, seguneb orgaaniliste lahustitega; väga mürgine, tungib kergesti läbi naha; MPC = 0,005 mg/m³ LD50 = 12,7 mg/kg (rotid, suukaudne)) oktaanarvu suurendamiseks.
Tina
Tina on neljanda rühma, D. I. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi viienda perioodi peamise alarühma element aatomnumbriga 50. Seda tähistatakse sümboliga Sn (lat. Stannum). Tavatingimustes on lihtaine tina plastiline, tempermalmist ja sulav hõbevalge värvusega läikiv metall. Tina moodustab mitmeid allotroopseid modifikatsioone: temperatuuril alla 13,2 °C stabiilne α-tina (hall tina) kuupkujulise teemanditaolise võrega, üle 13,2 °C stabiilne β-tina (valge tina) tetragonaalse kristallvõrega.
Tina kasutatakse peamiselt ohutu, mittetoksilise, korrosioonikindla kattekihina puhtal kujul või sulamitena teiste metallidega. Tina peamised tööstuslikud rakendused on toiduainete pakendamiseks mõeldud plekk (tinatatud raud), elektroonika joodised, majade torustikud, laagrisulamid ning tina ja selle sulamite katted. Tina kõige olulisem sulam on pronks (vasega). Lauanõude valmistamiseks kasutatakse teist tuntud sulamit, tina. Viimasel ajal on elavnenud huvi metalli kasutamise vastu, kuna see on raskete värviliste metallide seas kõige “keskkonnasõbralikum”. Kasutatakse ülijuhtivate juhtmete loomiseks Nb3Sn intermetallilisel ühendil.
Metallilise tina hinnad olid 2006. aastal keskmiselt 12-18 $/kg, kõrge puhtusastmega tinadioksiidi hinnad ligikaudu 25 $/kg, kõrge puhtusastmega ühekristalltina ligikaudu 210 $/kg.
Tina ja tsirkooniumi metallidevahelistel ühenditel on kõrge sulamistemperatuur (kuni 2000 °C) ja õhu käes kuumutamisel vastupidavus oksüdatsioonile ning neid kasutatakse mitmel viisil.
Tina on struktuursete titaanisulamite tootmisel kõige olulisem legeerkomponent.
Tinadioksiid on väga tõhus abrasiivne materjal, mida kasutatakse optilise klaasi pinna "viimistlemisel".
Tinasoolade segu - "kollane koostis" - kasutati varem villa värvainena.
Tina kasutatakse ka keemilistes vooluallikates anoodimaterjalina, näiteks: mangaan-tina element, oksiid-elavhõbe-tina element. Tina kasutamine pliiakudes on paljulubav; nii et näiteks pliiakuga võrdsel pingel on pliiakul 2,5 korda suurem võimsus ja 5 korda suurem energiatihedus mahuühiku kohta, selle sisetakistus on palju väiksem.
Metalliline tina on mittetoksiline, mis võimaldab seda kasutada toiduainetööstuses. Tavalistes hoiu- ja kasutustingimustes tinas sisalduvad kahjulikud lisandid, sealhulgas sulatis temperatuuril kuni 600 ºС, ei eraldu tööpiirkonna õhku kogustes, mis ületavad GOST-i järgi maksimaalset lubatud kontsentratsiooni. Pikaajaline (15-20 aastat) kokkupuude tinatolmuga avaldab kopsudele fibrogeenset toimet ja võib töötajatel põhjustada pneumokonioosi.
Metallide pealekandmine
Ehitusmaterjalid
Metallid ja nende sulamid on tänapäevase tsivilisatsiooni üks peamisi ehitusmaterjale. Selle määrab eelkõige nende kõrge tugevus, ühtlus ja vedelike ja gaaside mitteläbilaskvus. Lisaks saab sulamite koostist muutes muuta nende omadusi väga laias vahemikus.
Elektrilised materjalid
Metalle kasutatakse nii heade elektrijuhtidena (vask, alumiinium) kui ka suure takistusega materjalidena takistitele ja elektrikütteelementidele (nikroom jne).
Tööriista materjalid
Metalle ja nende sulameid kasutatakse laialdaselt tööriistade (nende tööosa) valmistamiseks. Need on peamiselt tööriistaterased ja kõvasulamid. Tööriistamaterjalina kasutatakse ka teemanti, boornitriidi ja keraamikat.
Metallurgia
Metallurgia ehk metallurgia on materjaliteaduse valdkond, mis uurib metallide, metallidevaheliste ühendite ja sulamite füüsikalist ja keemilist käitumist. Metallurgia hõlmab ka olemasolevate teadmiste praktilist rakendamist metallide kohta – alates tooraine kaevandamisest kuni valmistoodete valmistamiseni.
Metalli- ja oksiidisulamite ning tahkete lahuste ehituse ja füüsikalis-keemiliste omaduste uurimine, aine kondenseerunud oleku teooria arendamine;
Metallurgiliste reaktsioonide termodünaamika, kineetika ja mehhanismi uurimine;
Teaduslik-tehniliste ja majanduslike aluste arendamine polümetallilise mineraalse tooraine ja tehisjäätmete integreeritud kasutamiseks koos keskkonnaprobleemide lahendamisega;
Pürometallurgiliste, elektrotermiliste, hüdrometallurgiliste ja gaasifaasiliste protsesside aluste teooria väljatöötamine metallide, sulamite, metallipulbrite ning komposiitmaterjalide ja katete tootmiseks.
Mustmetallide hulka kuuluvad raud, mangaan, kroom, vanaadium. Kõik teised on värvilised. Füüsikaliste omaduste ja otstarbe järgi jagunevad värvilised metallid tinglikult rasketeks (vask, plii, tsink, tina, nikkel) ja kergeteks (alumiinium, titaan, magneesium).
Peamine tehnoloogiline protsess See jaguneb pürometallurgiaks (sulatamine) ja hüdrometallurgiaks (metallide ekstraheerimine keemilistes lahustes). Pürometallurgia variatsioon on plasmametallurgia.
Plasmametallurgia - maakidest ekstraheerimine, metallide ja sulamite sulatamine ja töötlemine plasma mõjul.
Maakide (oksiidide jne) töötlemine toimub nende termilise lagunemise teel plasmas. Pöördreaktsioonide vältimiseks kasutatakse redutseerivat ainet (süsinik, vesinik, metaan jne) või plasmavoolu järsku jahutamist, mis rikub termodünaamilist tasakaalu.
Plasmametallurgia võimaldab metalli otse redutseerida maagist, kiirendab oluliselt metallurgilisi protsesse, saadakse puhtaid materjale ja vähendab kütuse (redutseerija) kulu. Plasmametallurgia puuduseks on plasma tootmiseks kasutatud suur elektrienergia tarbimine.
Ajalugu
Esimesed tõendid selle kohta, et inimene tegeles metallurgiaga, pärinevad 5-6 aastatuhandest eKr. e. ja neid on leitud Majdanpekist, Pločnikust ja teistest paikadest Serbias (sealhulgas Vinca kultuuri kuuluv vaskkirves 5500 eKr), Bulgaarias (5000 eKr), Palmelast (Portugal), Hispaaniast, Stonehenge'ist (Ühendkuningriik). Kuid nagu selliste kauaaegsete nähtuste puhul sageli juhtub, ei saa vanust alati täpselt määrata.
Varasemate aegade kultuuris esines hõbedat, vaske, tina ja meteoriitrauda, mis võimaldas piiratud metallitöötlemist. Nii hinnati kõrgelt "Taevaseid pistodasid" – 3000 eKr meteoriidist rauast loodud Egiptuse relvi. e. Kuid olles õppinud kivist vaske ja tina kaevandama ning pronksiks nimetatava sulami hankima, õppisid inimesed 3500 eKr. e. astus pronksiaega.
Maagist raua saamine ja metalli sulatamine oli palju keerulisem. Arvatakse, et selle tehnoloogia leiutasid hetiidid umbes 1200 eKr. e., mis tähistas rauaaja algust. Kaevandamise ja raua valmistamise saladusest sai vilistite võimu võtmetegur.
Mustmetallurgia arengu jälgi on võimalik jälgida paljudes minevikukultuurides ja tsivilisatsioonides. Siia kuuluvad iidsed ja keskaegsed Lähis-Ida ja Lähis-Ida kuningriigid ja impeeriumid, Vana-Egiptus ja Anatoolia (Türgi), Kartaago, iidse ja keskaegse Euroopa kreeklased ja roomlased, Hiina, India, Jaapan jne. Tuleb märkida. et paljud meetodid, seadmed ja metallurgiatehnoloogiad leiutati algselt Vana-Hiinas ja siis omandasid eurooplased selle käsitöö (kõrgahjude, malmi, terase, hüdrovasarate jne leiutamine). Hiljutised uuringud viitavad aga sellele, et Rooma tehnoloogia oli seni arvatust palju arenenum, eriti kaevandamisel ja sepistamisel.
Kaevandusmetallurgia
Kaevandusmetallurgia on väärtuslike metallide kaevandamine maagist ja kaevandatud tooraine ümbersulatamine puhtaks metalliks. Metalloksiidi või sulfiidi muundamiseks puhtaks metalliks tuleb maak eraldada füüsikaliste, keemiliste või elektrolüütiliste vahenditega.
Metallurgid töötavad kolme põhikomponendiga: tooraine, kontsentraat (väärtuslik metallioksiid või sulfiid) ja jäätmed. Pärast kaevandamist purustatakse suured maagitükid sedavõrd, et iga osake on kas väärtuslik kontsentraat või jäätmed.
Kaevandamine ei ole vajalik, kui maak ja keskkond võimaldavad leostumist. Nii saad mineraali lahustada ja saada mineraalidega rikastatud lahuse.
Sageli sisaldab maak mitmeid väärtuslikke metalle. Sellisel juhul saab ühe protsessi jäätmeid kasutada teise protsessi lähteainena.
Sulam
Sulam on makroskoopiliselt homogeenne segu kahest või enamast keemilisest elemendist, milles on ülekaalus metallilised komponendid. Sulami peamine või ainus faas on reeglina sulami aluseks oleva metalli legeerelementide tahke lahus.
Sulamitel on metallilised omadused, nagu metalliline läige, kõrge elektri- ja soojusjuhtivus. Mõnikord võivad sulamikomponendid olla mitte ainult keemilised elemendid, vaid ka metalliliste omadustega keemilised ühendid. Näiteks kõvasulamite põhikomponendid on volfram- või titaankarbiidid. Sulamite makroskoopilised omadused erinevad alati nende komponentide omadustest ning mitmefaasiliste (heterogeensete) sulamite makroskoopiline homogeensus saavutatakse tänu lisandite faaside ühtlasele jaotusele metallimaatriksis.
Sulamid saadakse tavaliselt sulanud komponentide segamisel, millele järgneb jahutamine. Komponentide kõrgel sulamistemperatuuril saadakse sulameid metallipulbrite segamisel, millele järgneb paagutamine (nii saadakse näiteks volframisulameid).
Sulamid on üks peamisi konstruktsioonimaterjale. Nende hulgas on suurima tähtsusega raual ja alumiiniumil põhinevad sulamid. Paljude sulamite koostisesse saab sisse viia ka mittemetalle, nagu süsinik, räni, boor jne.Tehnoloogias kasutatakse üle 5 tuhande sulami.
Allikad
Enamik metalle leidub looduses maakide ja ühenditena. Need moodustavad oksiide, sulfiide, karbonaate ja muid keemilisi ühendeid. Puhaste metallide saamiseks ja nende edasiseks kasutamiseks on vaja need eraldada maakidest ja läbi viia puhastamine. Vajadusel teostatakse metallide legeerimine ja muu töötlemine. Selle uurimisega tegeleb metallurgiateadus. Metallurgia eristab musta metalli maake (raua baasil) ja värviliste metallide maake (raud ei sisaldu nende koostises, ainult umbes 70 elementi). Kuld, hõbe ja plaatina on ka vääris(vääris)metallid. Lisaks leidub neid väikestes kogustes merevees, taimedes, elusorganismides (täites samas olulist rolli).
On teada, et inimkeha koosneb 3% ulatuses metallidest. Kõige rohkem on meie rakkudes kaltsiumi ja naatriumi, mis on koondunud lümfisüsteemi. Magneesium koguneb lihastesse ja närvisüsteemi, vask - maksa, raud - verre.
Metalle ammutatakse maapinnast sageli mäetööstuse abil, mille tulemuseks on kaevandatud maagid, mis on vajalike elementide suhteliselt rikkalik allikas. Maakide asukoha väljaselgitamiseks kasutatakse spetsiaalseid otsingumeetodeid, sealhulgas maakide uurimist ja maardlate uurimist. Maardlad jagunevad tavaliselt karjäärideks (maakide arendamine pinnal), kus kaevandamine toimub pinnase kaevandamise teel rasketehnika abil, samuti allmaakaevandusteks.
Kaevandatud maagist ekstraheeritakse metallid reeglina keemilise või elektrolüütilise redutseerimise teel. Pürometallurgias kasutatakse maagi metalliliseks tooraineks muutmisel kõrgeid temperatuure, hüdrometallurgias kasutatakse samal eesmärgil veekeemiat. Kasutatavad meetodid sõltuvad metalli tüübist ja saaste tüübist.
Kui metallimaak on metalli ja mittemetalli iooniline ühend, siis puhta metalli ekstraheerimiseks sulatatakse seda tavaliselt redutseeriva ainega. Paljud tavalised metallid, näiteks raud, sulatatakse, kasutades redutseerijana süsinikku (saadud söe põletamisel). Mõnedel metallidel, nagu alumiinium ja naatrium, ei ole majanduslikult tasuvat redutseerijat ja need saadakse elektrolüüsi abil.
Mõnede metallide kõvadus Mohsi skaalal:
| Kõvadus | Metallist |
|---|---|
| 0.2 | Tseesium |
| 0.3 | Rubiidium |
| 0.4 | Kaalium |
| 0.5 | Naatrium |
| 0.6 | Liitium |
| 1.2 | Indium |
| 1.2 | Tallium |
| 1.25 | Baarium |
| 1.5 | Strontsium |
| 1.5 | Gallium |
| 1.5 | Tina |
| 1.5 | Plii |
| 1.5 | |
| 1.75 | Kaltsium |
| 2.0 | Kaadmium |
| 2.25 | Vismut |
| 2.5 | Magneesium |
| 2.5 | Tsink |
| 2.5 | Lantaan |
| 2.5 | Hõbedane |
| 2.5 | Kuldne |
| 2.59 | Ütrium |
| 2.75 | Alumiinium |
| 3.0 | Vask |
| 3.0 | Antimon |
| 3.0 | Toorium |
| 3.17 | skandium |
| 3.5 | Plaatina |
| 3.75 | Koobalt |
| 3.75 | Pallaadium |
| 3.75 | Tsirkoonium |
| 4.0 | Raud |
| 4.0 | Nikkel |
| 4.0 | Hafnium |
| 4.0 | Mangaan |
| 4.5 | Vanaadium |
| 4.5 | Molübdeen |
| 4.5 | Roodium |
| 4.5 | Titaan |
| 4.75 | nioobium |
| 5.0 | Iriidium |
| 5.0 | Ruteenium |
| 5.0 | Tantaal |
| 5.0 | Tehneetsium |
| 5.0 | Kroom |
| 5.5 | Berüllium |
| 5.5 | Osmium |
| 5.5 | Reenium |
| 6.0 | Volfram |
| 6.0 | β-uraan |
Tänu elektronide kergele tagasipöördumisele on võimalik metallide oksüdeerumine, mis võib põhjustada korrosiooni ja omaduste edasist halvenemist. Oksüdeerumisvõimet saab ära tunda metallide standardse aktiivsuse seeria järgi. See asjaolu kinnitab vajadust kasutada metalle koos teiste elementidega (sulam, millest olulisim on teras), nende legeerimist ja erinevate kattekihtide kasutamist.
Metallide elektrooniliste omaduste õigemaks kirjeldamiseks on vaja kasutada kvantmehaanikat. Kõigis piisava sümmeetriaga tahkistes üksikute aatomite elektronide energiatasemed kattuvad ja moodustavad lubatud ribasid ning valentselektronide moodustatud riba nimetatakse valentsribaks. Valentselektronide nõrk side metallides toob kaasa asjaolu, et metallide valentsiriba osutub väga laiaks ja kõigist valentselektronidest ei piisa selle täielikuks täitmiseks.
Sellise osaliselt täidetud tsooni põhiomadus on see, et isegi minimaalse rakendatud pinge korral algab proovis valentselektronide ümberpaigutamine, st voolab elektrivool.
Sama suur elektronide liikuvus toob kaasa kõrge soojusjuhtivuse, samuti võime peegeldada elektromagnetkiirgust (mis annab metallidele iseloomuliku läike).
Inimese tutvus metallidega sai alguse kullast, hõbedast ja vasest ehk maapinnalt vabas olekus leiduvatest metallidest; hiljem liitusid nendega looduses laialt levinud ja nende ühenditest kergesti eraldatavad metallid: tina, plii, raud ja. Need seitse metalli olid inimkonnale iidsetel aegadel tuttavad. Vana-Egiptuse esemete hulgas on kullast ja vasest esemeid, mis mõnede allikate järgi kuuluvad ajastusse, mis on eemaldunud 3000–4000 aastat eKr. e.
Tsinki, vismutit, antimoni lisati seitsmele teadaolevale metallile alles keskajal ja a. XVIII alguses sajandi arseen. Alates 18. sajandi keskpaigast on avastatud metallide arv kiiresti kasvanud ja ulatub 20. sajandi alguseks 65-ni ja 21. sajandi alguseks kuni 96-ni.
Ükski keemiatööstus pole keemiateadmiste arendamisse nii palju panustanud kui metallide tootmise ja töötlemisega seotud protsessid; keemia ajaloo olulisemad hetked on seotud nende ajalooga. Metallide omadused on nii iseloomulikud, et kuld, hõbe, vask, plii, tina, raud ja elavhõbe moodustasid juba kõige varasemal ajastul ühe loodusliku homogeensete ainete rühma ning mõiste "metall" kuulub kõige iidsemate keemiliste mõistete hulka. Enam-vähem kindlal kujul tekivad vaated nende olemusele aga alkeemikute seas alles keskajal. Tõsi, juba Aristotelese ettekujutused loodusest: neljast elemendist (tulest, maast, veest ja õhust) kõige olemasoleva teke viitas juba metallide keerukusele; kuid need ideed olid liiga ebamäärased ja abstraktsed. Alkeemikute jaoks on nende maailmavaate põhikontseptsiooniks metallide keerukuse kontseptsioon ja sellest tulenevalt usk võimesse muuta üks metall teiseks, luua neid kunstlikult. See kontseptsioon on loomulik järeldus metallide keemilise muundumise faktide massist, mis selleks ajaks oli kogunenud. Tegelikult on metalli muundamine neist täiesti erinevaks oksiidiks lihtsa kaltsineerimisega õhus ja metalli pöördvõrdelise tootmisega oksiidist, mõne metalli eraldamine teistest, sulamite moodustamine, millel on muud omadused kui algselt võetud. metallid ja nii edasi – kõik see näis viitavat nende olemuse keerukusele.
Mis puudutab metallide tegelikku muutumist kullaks, siis usk selle võimalikkusesse põhines paljudel nähtavatel faktidel. Algul oli kullaga sarnaste sulamite moodustumine, näiteks vasest ja tsingist, alkeemikute silmis juba nende muutumine kullaks. Neile tundus, et muuta on vaja ainult värvi ja ka metalli omadused muutuvad teistsuguseks. Eelkõige aitasid sellele veendumusele palju kaasa halvasti korraldatud katsed, kui mitteväärismetalli kullaks muutmiseks kasutati aineid, mis sisaldasid selle kulla segu. Näiteks kinnitas Kopenhaageni apteeker juba 18. sajandi lõpus, et keemiliselt puhas hõbe muutub arseeniga sulatamisel osaliselt kullaks. Seda fakti kinnitas kuulus keemik Guiton de Morvo ja tekitas palju kära. Varsti pärast seda selgus, et katses kasutatud arseen sisaldas hõbeda ja kulla jälgi.
Kuna tollal tuntud seitsmest metallist olid mõned keemiliselt muunduvad kergemini, teised raskemini, jagasid alkeemikud need üllasteks – täiuslikeks ja ebatäiuslikeks – ebatäiuslikeks. Esimene sisaldas kulda ja hõbedat, teine vaske, tina, pliid, rauda ja elavhõbedat. Viimane, omades väärismetallide omadusi, kuid erines samal ajal järsult kõigist metallidest oma vedela oleku ja lenduvuse poolest, hõivas tollaseid teadlasi ülimalt ja mõned eristasid selle erirühmaks; tähelepanu köitis nii suur, et elavhõbedat hakati pidama nende elementide hulka, millest metallid ise moodustuvad, ja just nemad nägid selles metalliliste omaduste kandjat. Aktsepteerides mõne metalli ülemineku olemasolu looduses teistele, ebatäiuslikule täiuslikuks, eeldasid alkeemikud, et tavatingimustes toimub see muundumine äärmiselt aeglaselt, sajandeid ja võib-olla mitte ilma taevakehade salapärase osaluseta, milles selline omistati sel ajal suur roll.ja inimese saatuses. Juhuslikult oli siis teada seitse metalli, nagu ka tollal tuntud planeete, ja see viitas veelgi enam nendevahelisele salapärasele seosele. Alkeemikute seas nimetatakse metalle sageli planeetideks; kulda nimetatakse Päikeseks, hõbedat - Kuu, vaske - Veenus, tina - Jupiterit, pliid - Saturni, rauda - Marss ja elavhõbedat - Merkuur. Kui avastati tsink, vismut, antimon ja arseen, kehad, mis on igas mõttes sarnased metallidega, kuid milles metalli üks iseloomulikumaid omadusi, tempermalmist on halvasti arenenud, eraldati need spetsiaalsesse rühma - poolmetallid. Metallide jagunemine päris- ja poolmetallideks eksisteeris juba 18. sajandi keskpaigas.
Metalli koostise määramine oli esialgu puhtalt spekulatiivne. Alguses nõustusid alkeemikud, et need on moodustatud kahest elemendist - ja väävlist. Selle vaate päritolu pole teada, see on olemas juba 8. sajandil. Geberi sõnul on elavhõbeda metallides esinemise tõestuseks see, et see lahustab need ja nendes lahustes kaob nende individuaalsus, neeldub elavhõbe, mida ei juhtuks, kui neil poleks elavhõbedaga üht ühist põhimõtet. Lisaks andis elavhõbe koos pliiga midagi tina sarnast. Mis väävlisse puutub, siis võib juhtuda, et see võeti seetõttu, et väävliühendeid teati vastavalt välimus sarnane metallidega. Tulevikus muutuvad need lihtsad ideed, tõenäoliselt ebaõnnestunud katsete tõttu kunstlikult metalle hankida, äärmiselt keeruliseks ja segaseks. Näiteks X-XIII sajandi alkeemikute kontseptsioonides ei olnud elavhõbe ja väävel, millest metallid moodustuvad, sama elavhõbe ja väävel, mis alkeemikute käes olid. See oli ainult midagi nende sarnast, eriliste omadustega; midagi, mis tavalises väävlis ja elavhõbedas tõesti eksisteeris, väljendus neis suuremal määral kui teistes kehades. Metallide hulka kuuluva elavhõbeda all kujutasid nad midagi, mis määrab nende muutumatuse, metallilise läike, vormitavuse, ühesõnaga kandja. metalliline välimus; väävel tähendas metallide muutlikkuse, lagunevuse, põlevuse kandjat. Neid kahte elementi leiti metallides erinevates proportsioonides ja, nagu nad tollal ütlesid, fikseeritud mitmel viisil; lisaks võivad need olla erineva puhtusastmega. Näiteks Geberi järgi koosnes kuld suures koguses elavhõbedast ja väike kogus kõrgeima puhtusastmega ja fikseeritud väävel; tinas, vastupidi, eeldasid nad palju väävlit ja vähe elavhõbedat, mis ei olnud puhtad, halvasti fikseeritud jne. Selle kõigega taheti mõistagi väljendada metallide erinevat suhtumist tolleaegsesse ainsasse võimsasse keemilisse ainesse – tulesse. Nende vaadete edasiarendamisel tundusid kaks elementi – elavhõbe ja väävel – alkeemikutele ebapiisavad, et selgitada metallide koostist; neile lisati soola ja veidi arseeni. Sellega tahtsid nad viidata, et kõigi metallide muundumisega jääb alles midagi lendumatut, püsivat. Kui looduses "väärismetallide muutmine väärismetallideks võtab aega sajandeid", siis alkeemikud püüdsid luua tingimusi, kus see paranemis- ja küpsemisprotsess kulgeks kiiresti ja lihtsalt. Kuna keemia on tihedalt seotud kaasaegse meditsiini ja kaasaegse bioloogiaga, samastati metallide muundamise idee loomulikult organiseeritud kehade kasvu ja arengu ideega: näiteks plii üleminek kullaks. , taime teke maasse visatud ja justkui lagunenud teraviljast, käärimine, haige organi paranemine inimeses – kõik need olid ühe üldise salapärase eluprotsessi, paranemise, privaatsed nähtused, mille põhjustas samad stiimulid. Sellest on ütlematagi selge, et salapärane printsiip, mis võimaldab kulda saada, pidi ravima haigusi, muutma vana inimkeha nooreks jne. Nii kujunes välja mõiste imetegevast filosoofikivist.
Mis puudutab filosoofikivi rolli mitteväärismetallide väärismetallideks muutmisel, siis kõige rohkem on viiteid nende kullaks muutmise kohta, hõbeda saamisest räägitakse vähe. Mõnede autorite arvates muudab sama filosoofi kivi metallid hõbedaks ja kullaks; teiste arvates on seda ainet kahte tüüpi: üks on täiuslik, teine on vähem täiuslik ja seda viimast kasutatakse hõbeda saamiseks. Transformatsiooniks vajaliku filosoofiakivi koguse osas on ka juhised erinevad. Mõne arvates on 1 osa sellest võimeline muutma kullaks 10 000 000 osa metallist, teiste arvates - 100 osa ja isegi ainult 2 osa. Kulla saamiseks sulatati mõnda mitteväärismetalli või võeti elavhõbedat ja visati sellesse filosoofi kivi; mõned kinnitasid, et ümberkujundamine toimub koheselt, teised aga vähehaaval. Selliseid seisukohti metallide olemuse ja nende muundumisvõime kohta peetakse üldiselt paljudeks sajanditeks kuni 17. sajandini, mil nad hakkavad seda kõike teravalt eitama, eriti kuna need vaated põhjustasid paljude šarlatanide ilmumise, kes kasutasid ära lootust kergeusklik kulda saada. Boyle oli eriti hädas alkeemikute ideedega: "Ma tahaksin teada," ütleb ta ühes kohas, "kuidas saab kulda lagundada elavhõbedaks, väävliks ja soolaks; Olen nõus selle kogemuse eest maksma; mis puutub minusse, siis ma pole seda kunagi suutnud saavutada.
Pärast sajandeid kestnud viljatuid katseid metallide kunstlikul tootmisel ja 17. sajandiks kogunenud faktide hulgaga, näiteks õhu rollist põlemisel, metalli massi suurenemisest oksüdatsiooni käigus, mis aga , Geber teadis juba 8. sajandil, metalli elementaarse koostise küsimus tundus , oli väga lõpusirgel; kuid keemias tekkis uus suund, mille tulemuseks oli flogistoni teooria ja selle ülesande lahendamine viibis ikka veel kaua.
Tolleaegsed teadlased olid põlemisnähtustega tugevalt hõivatud. Lähtudes tolleaegse filosoofia põhiideest, et kehade omaduste sarnasus peaks tulenema algusaegade, neid moodustavate elementide sarnasusest, eeldati, et põlevad kehad järeldavad. ühine element. Põletamist peeti lagunemise, elementideks lagunemise toiminguks; sel juhul eraldus põlevelement leegi kujul, teised aga jäid alles. Tunnistades alkeemikute seisukohta metallide moodustumisest kolmest elemendist, elavhõbedast, väävlist ja soolast, ning nõustudes nende tegeliku olemasoluga metallis, oli vaja tunnistada väävlit neis süttiva põhimõttena. Siis oli ilmselgelt vaja metalli teise komponendina ära tunda metalli kaltsineerimise jääk - "maa", nagu nad siis ütlesid; seetõttu pole elavhõbedal sellega mingit pistmist. Seevastu väävel põleb väävelhappeks, mida öeldu põhjal pidasid paljud väävlist lihtsamaks kehaks ja arvati elementaarkehade hulka. Tekkis segadus ja vastuolu. Becher, et ühtlustada vanu kontseptsioone uutega, nõustus kolme tüüpi mulla olemasoluga metallis: "maa" ise, "põlev muld" ja "elavhõbemuld". Nendel tingimustel pakkus Stahl välja oma teooria. Põlevuse alguseks pole tema arvates väävel ega mõni muu teadaolev aine, vaid midagi tundmatut, mida ta nimetas flogistoniks. Metallid näivad olevat moodustunud flogistonist ja maapinnast; metalli kaltsineerimisega õhus kaasneb flogistoni vabanemine; metallide vastupidine tootmine tema maapinnast kivisöe – flogistoonirikka aine – abil on flogistoni ühendamine maaga. Kuigi metalle oli mitu ja igaüks neist andis kaltsineerimisel oma maa, oli viimane elemendina üks, nii et see metalli komponent oli sama hüpoteetilise olemusega kui flogiston; Stahli järgijad aga võtsid mõnikord vastu nii palju "elementaarmaid", kui oli metalle. Kui Cavendish sai metalle hapetes lahustades vesinikku ja uuris selle omadusi (põlemisvõimetus, plahvatusohtlikkus segus õhuga jne), tundis ta selles ära Stahli flogistoni; metallid koosnevad tema kontseptsioonide kohaselt vesinikust ja "maast". Selle seisukoha aktsepteerisid paljud flogistoni teooria järgijad.
Vaatamata flogistoni teooria näilisele harmooniale, oli olulisi fakte, mida ei saanud sellega kuidagi seostada. Geber teadis ka, et metallide kaal põlemisel suureneb; vahepeal peavad nad Stahli sõnul flogistoni kaotama: flogistoni uuesti "maa külge" kinnitamisel on tekkiva metalli kaal väiksem kui "maa" kaal. Nii selgus, et flogistonil peab olema mingi eriomadus – negatiivne gravitatsioon. Vaatamata kõigile geniaalsetele hüpoteesidele, mis selle nähtuse selgitamiseks püstitati, oli see arusaamatu ja mõistatuslik.
Kui Lavoisier selgitas õhu rolli põlemisel ja näitas, et metallide massi suurenemine põletamise ajal tuleneb hapniku lisamisest õhust metallidele, ja tegi seega kindlaks, et metallide põletamine ei ole elementideks lagunemine, vaid vastupidi, kombinatsiooniakt, metallide keerukuse küsimus otsustati negatiivselt. Metallid määrati lihtsate keemiliste elementide hulka, tulenevalt Lavoisier' põhiideest, et lihtsad kehad on need, millest ei olnud võimalik teisi kehasid eraldada. Mendelejevi keemiliste elementide perioodilise süsteemi loomisega võtsid metallide elemendid selles oma õige koha.
| Perioodilisustabel | |
|---|---|
| Dmitri Ivanovitš Mendelejev Perioodiline seadus Elementide rühmad | |
| Vormingud | Lühikesed plokkide kaupa laiendatud laiendatud elektroonilised konfiguratsioonid elektronegatiivsuse alternatiivsed elementide isotoobid |
| Üksuste loendid | |
