Wiodącą branżą w gospodarce naszego kraju jest hutnictwo. Do jego pomyślnego rozwoju potrzeba dużo metalu. W tym artykule skupimy się na metalach nieżelaznych ciężkich i lekkich oraz ich zastosowaniu.
W zależności od właściwości fizycznych i przeznaczenia dzieli się je na następujące grupy:
Są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie. Te metale mają niską gęstość. Mają wysoką aktywność chemiczną. Są silnymi powiązaniami. Metalurgia tych metali zaczęła się rozwijać w XIX wieku. Otrzymywane są przez elektrolizę soli w postaci stopionej, elektrotermię i metalotermię. Do produkcji stopów wykorzystywane są lekkie metale nieżelazne, których lista zawiera wiele pozycji.
Odnosi się do metali lekkich. Ma srebrzysty kolor i temperaturę topnienia około siedmiuset stopni. W warunkach przemysłowych jest stosowany w stopach. Znajduje zastosowanie wszędzie tam, gdzie potrzebny jest metal. Aluminium ma niską gęstość i wysoką wytrzymałość. Ten metal jest łatwo cięty, piłowany, spawany, wiercony, lutowany i gięty.
Stopy tworzą się z metalami o różnych właściwościach, takimi jak miedź, nikiel, magnez, krzem. Mają dużą wytrzymałość, nie rdzewieją w niesprzyjających warunkach atmosferycznych. Aluminium ma wysoką przewodność elektryczną i cieplną.
Należy do grupy lekkich metali nieżelaznych. Ma srebrno-biały kolor i powłokę tlenkową. Ma niską gęstość, jest dobrze przetworzony. Metal jest odporny na substancje palne: benzynę, naftę, oleje mineralne, ale jest podatny na rozpuszczanie w kwasach. Magnez nie jest magnetyczny. Posiada niskie właściwości sprężyste i odlewnicze, jest narażony na korozję.
To lekki metal. Nie jest magnetyczny. Ma srebrzysty kolor z niebieskawym odcieniem. Ma wysoką wytrzymałość i odporność na korozję. Ale tytan ma niską przewodność elektryczną i cieplną. Przegrywa właściwości mechaniczne w temperaturze 400 stopni staje się kruchy przy 540 stopniach.
Właściwości mechaniczne tytanu wzrastają w stopach z molibdenem, manganem, aluminium, chromem i innymi. W zależności od metalu stopowego stopy mają różne wytrzymałości, wśród nich są te o wysokiej wytrzymałości. Takie stopy są stosowane w budowie samolotów, inżynierii mechanicznej i stoczniowej. Produkują technologię rakietową, sprzęt AGD i wiele więcej.
Ciężkie metale nieżelazne, których lista jest bardzo szeroka, pozyskiwane są z siarczkowych i utlenionych rud polimetalicznych. W zależności od ich rodzajów, metody otrzymywania metali różnią się sposobem i złożonością produkcji, podczas której cenne składniki surowca muszą być w pełni wydobyte.
Metale z tej grupy to metale hydrometalurgiczne i pirometalurgiczne. Metale uzyskane dowolną metodą nazywane są szorstkimi. Przechodzą proces rafinacji. Dopiero wtedy można je wykorzystać do celów przemysłowych.
Nie wszystkie wymienione metale nieżelazne są wykorzystywane w przemyśle. W tym przypadku mówimy o powszechnym metalu ciężkim - miedzi. Ma wysoką przewodność cieplną, przewodność elektryczną i ciągliwość.
Stopy miedzi są szeroko stosowane w takich gałęziach przemysłu jak budowa maszyn, a wszystko dzięki temu, że ten metal ciężki jest dobrze stopowany z innymi.
Reprezentuje również metale nieżelazne. Lista tytułów jest długa. Jednak nie wszystkie ciężkie metale nieżelazne, w tym cynk, są wykorzystywane w przemyśle. Ten metal jest kruchy. Ale jeśli podgrzejesz go do stu pięćdziesięciu stopni, zostanie bez problemu wykuty i z łatwością zwinięty. Cynk ma wysokie właściwości antykorozyjne, ale może ulec zniszczeniu pod wpływem zasad i kwasów.
Lista metali nieżelaznych byłaby niepełna bez ołowiu. On szary kolor z nutą niebieskiego. Temperatura topnienia wynosi trzysta dwadzieścia siedem stopni. Jest ciężki i miękki. Jest dobrze wykuty młotkiem, a jednocześnie nie twardnieje. Wylewają się z niego różne formy. Odporny na kwasy: solny, siarkowy, octowy, azotowy.
Są to stopy miedzi i cynku z dodatkiem manganu, ołowiu, aluminium i innych metali. Koszt mosiądzu jest mniejszy niż miedzi, a wytrzymałość, wytrzymałość i odporność na korozję- nad. Mosiądz ma dobre właściwości odlewnicze. Części są z niego produkowane przez tłoczenie, walcowanie, ciągnienie, walcowanie. Z tego metalu wykonane są pociski na pociski i wiele innych.
Nie tylko same metale nazywane są metalami nieżelaznymi, ale także ich stopy. Wyjątkiem jest tak zwany „metal żelazny”: żelazo i odpowiednio jego stopy. W krajach europejskich metale nieżelazne nazywane są nieżelaznymi. Metale nieżelazne, których lista jest dość długa, są szeroko stosowane w różnych gałęziach przemysłu na całym świecie, w tym w Rosji, gdzie są główną specjalizacją. Produkowany i wydobywany na terytoriach wszystkich regionów kraju. Lekkie i ciężkie metale nieżelazne, których lista reprezentowana jest przez wiele różnych nazw, tworzą przemysł zwany „metalurgią”. Koncepcja ta obejmuje wydobycie, wzbogacanie rud, wytapianie zarówno metali, jak i ich stopów.
Obecnie szeroko rozpowszechniony jest przemysł metalurgii metali nieżelaznych. Jakość metali kolorowych jest bardzo wysoka, są trwałe i praktyczne, znajdują zastosowanie w budownictwie: do wykańczania budynków i konstrukcji. Produkowane są z nich metale profilowe, druty, taśmy, taśmy, folie, blachy, pręty o różnych kształtach.
Definicja
Będąc na łonie natury
Właściwości metalu
Charakterystyczne właściwości metale
Właściwości fizyczne metale
Właściwości chemiczne metali
Struktura mikroskopowa
metale alkaliczne
Ogólna charakterystyka metali alkalicznych
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
Otrzymywanie metali alkalicznych
Wodorotlenki
Węglany
Rubid
metale ziem alkalicznych
Wapń
Stront
metale przejściowe
Ogólna charakterystyka elementów przejściowych
Zastosowanie metali
Materiały budowlane
Materiały elektryczne
Materiały narzędziowe
Fabuła
Górnictwo metalurgia
Metal jest(nazwa pochodzi od łacińskiego metallum – kopalnia) – grupa pierwiastków o charakterystycznych właściwościach metalicznych, takich jak wysoka przewodność cieplna i elektryczna, dodatni współczynnik temperaturowy oporu, wysoka ciągliwość itp. Około 70% wszystkich pierwiastki chemiczne.
Metal (metal) to
Będąc na łonie natury
Większość metali występuje w przyrodzie w postaci rud i związków. Tworzą tlenki, siarczki, węglany i inne związki chemiczne. Aby uzyskać czyste metale i ich dalsze wykorzystanie, konieczne jest oddzielenie ich od rud i przeprowadzenie oczyszczenia. W razie potrzeby przeprowadza się stopowanie i inną obróbkę metali. Nauka to bada. metalurgia. Metalurgia rozróżnia rudy metali żelaznych (w oparciu o: gruczoł) i kolorowe (nie zawierają) żelazo, łącznie około 70 elementów). , a platyna to także metale szlachetne. Ponadto występują w niewielkich ilościach w woda morska, rośliny, żywe organizmy (przy jednoczesnym odgrywaniu ważnej roli).
Wiadomo, że 3% ludzkiego ciała składa się z metali. W naszych komórkach przede wszystkim znajduje się wapń i sód, skoncentrowane w układach limfatycznych. Magnez jest magazynowany w mięśniach i system nerwowy, miedź w wątrobie, we krwi.
Właściwości metalu
Metal (metal) to
Charakterystyczne właściwości metali
Połysk metaliczny (z wyjątkiem jodu i węgla w postaci grafitu. Pomimo metalicznego połysku, krystaliczny jod i grafit są niemetalami.)
Dobra przewodność elektryczna (z wyjątkiem węgla.)
Możliwość lekkiej obróbki.
Wysoka gęstość (zwykle metale są cięższe niż niemetale).
Wysoka temperatura topnienia (z wyjątkiem: rtęci, galu i metali alkalicznych).
Świetna przewodność cieplna
W reakcjach są zawsze środkami redukującymi.
Właściwości fizyczne metali
Wszystkie metale (z wyjątkiem rtęci i warunkowo) są w stanie stałym w normalnych warunkach, ale mają różną twardość. Tak więc metale alkaliczne można łatwo ciąć nożem kuchennym, a metale takie jak wanad, wolfram i chrom łatwo zarysowują najtwardsze i szkło. Poniżej znajduje się twardość niektórych metali w skali Mohsa.
Temperatury topnienia wahają się od -39°C (rtęć) do 3410°C (wolfram). Temperatura topnienia większości metali (z wyjątkiem zasad) jest wysoka, ale niektóre „normalne” metale, takie jak cyna oraz Ołów, można topić na konwencjonalnym elektrycznym lub kuchenka gazowa.
W zależności od gęstości metale dzielą się na lekkie (gęstość 0,53 h 5 g/cm³) i ciężkie (5 h 22,5 g/cm³). Najlżejszym metalem jest lit (gęstość 0,53 g/cm³). Obecnie nie można wymienić najcięższego metalu, ponieważ gęstości osmu i irydu - dwóch najcięższych metali - są prawie równe (około 22,6 g/cm3 - dokładnie dwa razy większa gęstość Ołów) i niezwykle trudno jest obliczyć ich dokładną gęstość: w tym celu należy całkowicie oczyścić metale, ponieważ wszelkie zanieczyszczenia zmniejszają ich gęstość.
Większość metali jest plastyczna, co oznacza, że drut metalowy można zginać bez zerwania. Wynika to z przemieszczenia warstw atomów metalu bez zerwania wiązania między nimi. Najbardziej plastikowe są złoto, srebro oraz miedź. Z złoto Można wykonać folię o grubości 0,003 mm, która służy do złocenia przedmiotów handlowych. Jednak nie wszystkie metale są plastyczne. Drut z cynk lub cyna chrupie po zgięciu; mangan i bizmut nie wyginają się w ogóle podczas deformacji, ale natychmiast pękają. Plastyczność zależy również od czystości metalu; Dzięki temu bardzo czysty chrom jest bardzo plastyczny, ale zanieczyszczony nawet niewielkimi zanieczyszczeniami staje się kruchy i twardszy.
Wszystkie metale dobrze przewodzą prąd; wynika to z obecności w ich sieciach krystalicznych ruchomych elektronów poruszających się pod wpływem pole elektryczne. Srebro, miedź i aluminium mają najwyższą przewodność elektryczną; z tego powodu dwa ostatnie metale są najczęściej używane jako materiał na druty. Sód ma również bardzo wysoką przewodność elektryczną; w sprzęcie doświadczalnym znane są próby wykorzystania przewodników sodowych w postaci cienkościennych rur ze stali nierdzewnej wypełniony sodem. Ze względu na niski ciężar właściwy sodu, przy równym oporze, „druty” sodowe są znacznie lżejsze niż miedź, a nawet nieco lżejsze niż aluminium.
Wysoka przewodność cieplna metali zależy również od ruchliwości wolnych elektronów. Dlatego szereg przewodności cieplnej jest podobny do szeregu przewodności elektrycznych, a najlepszym przewodnikiem ciepła, takim jak elektryczność, jest. Sód znajduje również zastosowanie jako dobry przewodnik ciepła; Powszechnie znane jest np. stosowanie sodu w zaworach silników samochodowych w celu poprawy ich chłodzenia.
Gładka powierzchnia metali odbija dużo światła – zjawisko to nazywamy metalicznym połyskiem. Jednak w stanie sproszkowanym większość metali traci połysk; aluminium natomiast magnez zachowują swój blask w proszku. Srebro najlepiej odbija światło, a lustra są wykonane z tych metali. Rodu czasami używa się również do produkcji luster, pomimo jego wyjątkowo wysokiej ceny: ze względu na znacznie większą twardość i odporność chemiczną niż srebro, a nawet pallad, warstwa rodu może być znacznie cieńsza niż srebro.
Kolor większości metali jest w przybliżeniu taki sam - jasnoszary z niebieskawym odcieniem. , miedź i cez, odpowiednio, żółty, czerwony i jasnożółty.
Właściwości chemiczne metali
Metal (metal) to
Na zewnętrznej warstwie elektronowej większość metali ma niewielką liczbę elektronów (1-3), więc w większości reakcji działają one jak reduktory (czyli „oddają” swoje elektrony)
1. Reakcje z prostymi substancjami
Wszystkie metale reagują z tlenem z wyjątkiem złota i platyny. Reakcja ze srebrem zachodzi w wysokich temperaturach, ale tlenek srebra(II) praktycznie nie powstaje, ponieważ jest niestabilny termicznie. W zależności od metalu, wyjściem mogą być tlenki, nadtlenki, ponadtlenki:
4Li + O2 = 2Li2O tlenek litu
2Na + O2 = Nadtlenek sodu Na2O2
K + O2 = KO2 nadtlenek potasu
Aby uzyskać tlenek z nadtlenku, nadtlenek jest redukowany metalem:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
W przypadku metali o średniej i niskiej aktywności reakcja zachodzi po podgrzaniu:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
Tylko najbardziej aktywne metale reagują z azotem, tylko lit oddziałuje w temperaturze pokojowej, tworząc azotki:
6Li + N2 = 2Li3N
Po podgrzaniu:
3Ca + N2 = Ca3N2
Wszystkie metale reagują z siarką z wyjątkiem złota i platyna:
Żelazo wchodzi w interakcję z szary po podgrzaniu, tworząc siarczek:
Z wodorem reagują tylko najbardziej aktywne metale, czyli metale z grup IA i IIA, z wyjątkiem Be. Reakcje przeprowadza się po ogrzaniu i tworzą się wodorki. W reakcjach metal działa jako czynnik redukujący, stopień utlenienia wodoru wynosi -1:
Tylko najbardziej aktywne metale reagują z węglem. W tym przypadku powstają acetylenki lub metanoniki. Acetylidy reagują z wodą dając acetylen, metanowce dają metan.
2Na + 2C = Na2C2
Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2
Stopowanie jest wprowadzeniem do stopu dodatkowe elementy modyfikowanie właściwości mechanicznych, fizycznych i chemicznych materiału bazowego.
Struktura mikroskopowa
Charakterystyczne właściwości metali można zrozumieć na podstawie ich struktury wewnętrznej. Wszystkie mają słabe połączenie elektronów zewnętrznego poziomu energetycznego (innymi słowy elektronów walencyjnych) z jądrem. Z tego powodu różnica potencjałów wytworzona w przewodniku prowadzi do lawinowego ruchu elektronów (zwanych elektronami przewodzącymi) w sieci krystalicznej. Zbiór takich elektronów jest często określany jako gaz elektronowy. Oprócz elektronów udział w przewodności cieplnej mają fonony (drgania sieci). Plastyczność wynika z małej bariery energetycznej dla ruchu dyslokacji i przesunięcia płaszczyzn krystalograficznych. Twardość można wytłumaczyć dużą liczbą defektów strukturalnych (atomów śródmiąższowych itp.).
Ze względu na łatwy powrót elektronów możliwe jest utlenianie metali, co może prowadzić do korozji i dalszej degradacji właściwości. Zdolność do utleniania można rozpoznać po standardowym szeregu aktywności metali. Fakt ten potwierdza potrzebę stosowania metali w połączeniu z innymi pierwiastkami (stop, z których najważniejszy jest stal), ich tworzenie stopów i zastosowanie różnych powłok.
Aby dokładniej opisać właściwości elektroniczne metali, konieczne jest zastosowanie mechaniki kwantowej. We wszystkich ciałach stałych o wystarczającej symetrii poziomy energii elektronów poszczególnych atomów nakładają się i tworzą dozwolone pasma, a pasmo utworzone przez elektrony walencyjne nazywa się pasmem walencyjnym. Słabe wiązanie elektronów walencyjnych w metalach prowadzi do tego, że pasmo walencyjne w metalach okazuje się być bardzo szerokie, a wszystkie elektrony walencyjne nie wystarczają do całkowitego jego wypełnienia.
Podstawową cechą takiego częściowo wypełnionego pasma jest to, że nawet przy minimalnym przyłożonym napięciu w próbce zaczyna się przegrupowanie elektronów walencyjnych, czyli płynie prąd elektryczny.
Ta sama wysoka ruchliwość elektronów prowadzi do wysokiej przewodności cieplnej, a także do zdolności do odbicia zwierciadlanego promieniowanie elektromagnetyczne(co nadaje metalowi charakterystyczny połysk).
metale alkaliczne
Metal (metal) to
Metale alkaliczne to pierwiastki głównej podgrupy I grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa: lit Li, sód Na, potas K, rubid Rb, cez Cs i fran Fr. Metale te nazywane są alkalicznymi, ponieważ większość ich związków jest rozpuszczalna w wodzie. W języku słowiańskim „wymyć” oznacza „rozpuścić”, a to określiło nazwę tej grupy metali. Gdy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, tworzą się rozpuszczalne wodorotlenki, zwane alkaliami.
Ogólna charakterystyka metali alkalicznych
W układzie okresowym natychmiast podążają za gazami obojętnymi, więc strukturalną cechą atomów metali alkalicznych jest to, że zawierają jeden elektron na nowym poziom energii: ich konfiguracja elektroniczna to ns1. Oczywiste jest, że elektrony walencyjne metali alkalicznych można łatwo usunąć, ponieważ energetycznie korzystne jest oddanie elektronu przez atom i uzyskanie konfiguracji gazu obojętnego. Dlatego wszystkie metale alkaliczne charakteryzują się właściwościami redukującymi. Potwierdzają to niskie wartości ich potencjałów jonizacyjnych (potencjał jonizacyjny atomu cezu jest jednym z najniższych) oraz elektroujemność (EO).
Wszystkie metale z tej podgrupy są srebrnobiałe (oprócz srebrno-żółtego cezu), są bardzo miękkie, można je ciąć skalpelem. Lit, sód i potas są lżejsze od wody i unoszą się na jej powierzchni, reagując z nią.
Metale alkaliczne występują naturalnie w postaci związków zawierających pojedynczo naładowane kationy. Wiele minerałów zawiera metale z głównej podgrupy grupy I. Na przykład ortoklaz lub skaleń składa się z glinokrzemianu potasu K2, podobnego do minerał, zawierający sód - albit - ma skład Na2. Woda morska zawiera chlorek sodu NaCl, a gleba zawiera sole potasu - sylwin KCl, sylwin NaCl. KCl, karnalit KCl. MgCl2 . 6H2O, polihalit K2SO4. MgSO4. CaSO4 . 2H2O.
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
Metal (metal) to
Ze względu na dużą aktywność chemiczną metali alkalicznych w stosunku do wody, tlenu, azotu są one magazynowane pod warstwą nafty. Aby przeprowadzić reakcję z metalem alkalicznym, kawałek dobry rozmiar ostrożnie odciąć skalpelem pod warstwą nafta oczyszczona, w atmosferze argonu, dokładnie oczyścić powierzchnię metalu z produktów jego oddziaływania z powietrzem, a dopiero potem umieścić próbkę w naczyniu reakcyjnym.
1. Interakcja z wodą. Ważna nieruchomość metale alkaliczne – ich wysoka aktywność w stosunku do wody. Lit najspokojniej (bez wybuchu) reaguje z wodą.
Podczas przeprowadzania podobnej reakcji sód pali się żółtym płomieniem i następuje niewielka eksplozja. Potas jest jeszcze bardziej aktywny: w tym przypadku eksplozja jest znacznie silniejsza, a płomień jest zabarwiony fioletowy.
2. Interakcja z tlenem. Produkty spalania metali alkalicznych w powietrzu mają różny skład w zależności od aktywności metalu.
Tylko lit spala się w powietrzu, tworząc tlenek o składzie stechiometrycznym.
Podczas spalania sodu powstaje głównie nadtlenek Na2O2 z niewielką domieszką ponadtlenku NaO2.
Produkty spalania potasu, rubidu i cezu zawierają głównie ponadtlenki.
Aby uzyskać tlenki sodu i potasu, mieszaniny wodorotlenku, nadtlenku lub ponadtlenku ogrzewa się z nadmiarem metalu przy braku tlenu.
Dla związków tlenowych metali alkalicznych charakterystyczna jest następująca prawidłowość: wraz ze wzrostem promienia kationu metalu alkalicznego wzrasta stabilność związków tlenowych zawierających jon nadtlenkowy O22- i jon nadtlenkowy O2-.
Metale ciężkie charakteryzują się tworzeniem raczej stabilnych ozonków w składzie EO3. Wszystko związki tlenu mają różne kolory, których intensywność pogłębia się w serii od Li do Cs.
Tlenki metali alkalicznych mają wszystkie właściwości tlenków zasadowych: reagują z wodą, tlenkami kwaśnymi i kwasami.
Nadtlenki i ponadtlenki wykazują właściwości silnych utleniaczy.
Nadtlenki i ponadtlenki intensywnie reagują z wodą tworząc wodorotlenki.
3. Interakcja z innymi substancjami. Metale alkaliczne reagują z wieloma niemetalami. Po podgrzaniu łączą się z wodorem, tworząc wodorki, z halogenami, szary, azot, fosfor, węgiel i krzem z wytworzeniem odpowiednio halogenków, siarczków, azotków, fosforków, węglików i krzemków.
Po podgrzaniu metale alkaliczne mogą reagować z innymi metalami, tworząc związki międzymetaliczne. Metale alkaliczne reagują aktywnie (wybuch) z kwasami.
Metale alkaliczne rozpuszczają się w ciekłym amoniaku i jego pochodnych - aminach i amidach.
Po rozpuszczeniu w ciekłym amoniaku metal alkaliczny traci elektron, który jest solwatowany przez cząsteczki amoniaku i nadaje roztworowi niebieski kolor. Powstałe amidy są łatwo rozkładane przez wodę, tworząc alkalia i amoniak.
Metale alkaliczne oddziałują z substancjami organicznymi, alkoholami (z tworzeniem alkoholanów) i kwasy karboksylowe(z tworzeniem soli).
4. Jakościowe oznaczanie metali alkalicznych. Ponieważ potencjały jonizacji metali alkalicznych są niewielkie, gdy metal lub jego związki są podgrzewane w płomieniu, atom ulega jonizacji, zabarwiając płomień na określony kolor.
Otrzymywanie metali alkalicznych
1. Do otrzymywania metali alkalicznych wykorzystują głównie elektrolizę stopów ich halogenków, najczęściej chlorków, które tworzą naturalne minerały:
katoda: Li+ + e → Li
anoda: 2Cl- - 2e → Cl2
2. Czasami w celu uzyskania metali alkalicznych przeprowadza się elektrolizę stopów ich wodorotlenków:
katoda: Na+ + e → Na
anoda: 4OH- - 4e → 2H2O + O2
Ponieważ metale alkaliczne znajdują się na lewo od wodoru w elektrochemicznym szeregu napięć, nie można ich otrzymać elektrolitycznie z roztworów soli; w tym przypadku powstają odpowiednie zasady i wodór.
Wodorotlenki
Do produkcji wodorotlenków metali alkalicznych stosuje się głównie metody elektrolityczne. Najbardziej na dużą skalę jest produkcja wodorotlenku sodu przez elektrolizę stężonego wodnego roztworu soli kuchennej.
Wcześniej zasady otrzymywano w reakcji wymiany.
Otrzymane w ten sposób alkalia były silnie zanieczyszczone sodą Na2CO3.
Wodorotlenki metali alkalicznych to białe, higroskopijne substancje, których wodne roztwory są mocnymi zasadami. Uczestniczą we wszystkich reakcjach charakterystycznych dla zasad - reagują z kwasami, tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi, wodorotlenkami amfoterycznymi.
Wodorotlenki metali alkalicznych ulegają sublimacji bez rozkładu po podgrzaniu, z wyjątkiem wodorotlenku litu, który podobnie jak wodorotlenki metali z głównej podgrupy grupy II rozkłada się na tlenek i wodę po kalcynowaniu.
Wodorotlenek sodu wykorzystywany jest do produkcji mydeł, syntetycznych detergentów, sztucznych włókien, związków organicznych takich jak fenol.
Węglany
Ważnym produktem zawierającym metal alkaliczny jest soda Na2CO3. Większość sody na całym świecie produkowana jest zgodnie z zaproponowaną na początku XX wieku metodą Solvaya. Istota metody jest następująca: wodny roztwór NaCl, do którego dodaje się amoniak, nasyca się dwutlenkiem węgla w temperaturze 26 - 30 ° C. W tym przypadku powstaje słabo rozpuszczalny wodorowęglan sodu, zwany sodą oczyszczoną.
Amoniak jest dodawany w celu zneutralizowania kwaśnego środowiska, które występuje, gdy dwutlenek węgla przepuszcza się do roztworu i uzyskania jonu wodorowęglanu HCO3 niezbędnego do wytrącenia wodorowęglanu sodu. Po oddzieleniu sody oczyszczonej roztwór zawierający chlorek amonu ogrzewa się wapnem i uwalnia się amoniak, który zawracany jest do strefy reakcji.
Tak więc przy produkcji sody amoniakalnej jedynym odpadem jest chlorek wapnia, który pozostaje w roztworze i ma ograniczone zastosowanie.
Podczas kalcynowania wodorowęglanu sodu, sody kalcynowanej lub przemywania otrzymuje się Na2CO3 i dwutlenek węgla, które są wykorzystywane w procesie otrzymywania wodorowęglanu sodu.
Głównym nabywcą sody jest szkło.
W przeciwieństwie do słabo rozpuszczalnej kwaśnej soli NaHCO3, wodorowęglan potasu KHCO3 jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, dlatego węglan potasu lub potaż K2CO3 otrzymuje się przez działanie dwutlenku węgla na roztwór wodorotlenku potasu.
Potaż jest używany do produkcji szkła i mydło w płynie.
Lit jest jedynym metalem alkalicznym, dla którego nie uzyskano wodorowęglanu. Powodem tego zjawiska jest bardzo mały promień jonu litu, który nie pozwala na zatrzymanie dość dużego jonu HCO3-.
Lit
Metal (metal) to
Lit jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, drugiego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew Dmitrij Iwanowicz, z liczbą atomową 3. Jest oznaczony symbolem Li (łac. lit). Prosta substancja lit (numer CAS: 7439-93-2) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.
Lit został odkryty w 1817 r. przez szwedzkiego chemika i mineraloga A. Arfvedsona, najpierw w mineralecie petalit (Li,Na), następnie w spodumenie LiAl i lepidolicie KLi1,5Al1,5(F,OH)2. Metal litowy został po raz pierwszy odkryty przez Humphry'ego Davy'ego w 1825 roku.
Lit otrzymał swoją nazwę, ponieważ znajdował się w "kamieniach" (gr. λίθος - kamień). Pierwotnie nazywany „lithion”, współczesną nazwę zaproponował Berzelius.
Lit to srebrzystobiały metal, miękki i ciągliwy, twardszy niż sód, ale bardziej miękki niż ołów. Może być przetwarzany przez prasowanie i walcowanie.
W temperaturze pokojowej metaliczny lit ma sześcienną siatkę skupioną wokół ciała (koordynacja numer 8), która po obróbce na zimno przekształca się w sześcienną gęsto upakowaną siatkę, w której każdy atom mający podwójną koordynację kuboktaedryczną jest otoczony przez 12 innych. Poniżej 78 K stabilna forma krystaliczna jest heksagonalną, gęsto upakowaną strukturą, w której każdy atom litu ma 12 najbliższych sąsiadów znajdujących się na wierzchołkach sześciennego sześciokąta.
Spośród wszystkich metali alkalicznych lit ma najwyższą temperaturę topnienia i wrzenia (odpowiednio 180,54 i 1340°C) oraz najniższą gęstość w temperaturze pokojowej spośród dowolnego metalu (0,533 g/cm³, prawie połowę gęstości wody).
Niewielki rozmiar atomu litu prowadzi do pojawienia się specjalnych właściwości metalu. Na przykład miesza się z sodem tylko w temperaturach poniżej 380 ° C i nie miesza się ze stopionym potasem, rubidem i cezem, podczas gdy inne pary metali alkalicznych mieszają się ze sobą w dowolnym stosunku.
Metal alkaliczny, niestabilny w powietrzu. Lit jest najmniej aktywnym metalem alkalicznym, praktycznie nie reaguje z suchym powietrzem (a nawet suchym tlenem) w temperaturze pokojowej.
W wilgotnym powietrzu powoli się utlenia, zamieniając się w azotek Li3N, wodorotlenek LiOH i węglan Li2CO3. W tlenie, po podgrzaniu, pali się, zamieniając się w tlenek Li2O. Jest ciekawa funkcjaże w zakresie temperatur od 100 °C do 300 °C lit jest pokryty gęstą warstwą tlenku i nie ulega dalszemu utlenianiu.
W 1818 r. niemiecki chemik Leopold Gmelin odkrył, że lit i jego sole zabarwiają płomień karminowoczerwony, co jest jakościowym znakiem oznaczania litu. Temperatura zapłonu wynosi około 300 °C. Produkty spalania podrażniają błonę śluzową nosogardzieli.
Spokojnie, bez wybuchu i zapłonu, reaguje z wodą tworząc LiOH i H2. Reaguje również z alkoholem etylowym, tworząc alkoholan, z amoniakiem i halogenami (z jodem - tylko po podgrzaniu).
Lit jest przechowywany w eterze naftowym, parafinie, benzynie i/lub oleju mineralnym w hermetycznie zamkniętych puszkach. Metaliczny lit powoduje oparzenia w kontakcie ze skórą, błonami śluzowymi i oczami.
W metalurgii metali żelaznych i nieżelaznych lit stosuje się do odtleniania oraz zwiększania ciągliwości i wytrzymałości stopów. Lit jest czasami używany do redukcji metali rzadkich metodami metalotermicznymi.
Węglan litu jest najważniejszą substancją pomocniczą (dodawaną do elektrolitu) w wytopie aluminium, a jego zużycie rośnie z roku na rok proporcjonalnie do wielkości światowej produkcji aluminium (koszt węglanu litu to 2,5-3,5 kg na tonę wytopionego aluminium). aluminium).
Stopy litu ze srebrem i złotem oraz miedzią są bardzo skutecznymi lutami. Stopy litu z magnezem, skandem, miedzią, kadmem i aluminium to nowe obiecujące materiały w lotnictwie i astronautyce. Na bazie glinianu i krzemianu litu stworzono ceramikę, która twardnieje w temperaturze pokojowej i znajduje zastosowanie w sprzęcie wojskowym, metalurgii, a w przyszłości w energetyce termojądrowej. Szkło na bazie litowo-glinowo-krzemianowej, wzmocnione włóknami z węglika krzemu, ma ogromną wytrzymałość. Lit bardzo skutecznie wzmacnia stopy ołowiu i nadaje im plastyczność oraz odporność na korozję.
Sole litu mają działanie psychotropowe i są stosowane w medycynie w profilaktyce i leczeniu wielu chorób psychicznych. W tym charakterze najczęściej występuje węglan litu. stosowany w psychiatrii do stabilizacji nastroju osób cierpiących na chorobę afektywną dwubiegunową i częste wahania nastroju. Skutecznie zapobiega depresji maniakalnej i ogranicza samobójstwa.Lekarze wielokrotnie obserwowali, że niektóre związki litu (oczywiście w odpowiednich dawkach) mają pozytywny wpływ na pacjentów cierpiących na depresję maniakalną. Efekt ten można wyjaśnić na dwa sposoby. Z jednej strony ustalono, że lit jest w stanie regulować aktywność niektórych enzymów biorących udział w przenoszeniu jonów sodu i potasu z płynu śródmiąższowego do komórek mózgu. Z drugiej strony zaobserwowano, że jony litu bezpośrednio wpływają na równowagę jonową komórki. A stan pacjenta zależy w dużej mierze od równowagi sodu i potasu: nadmiar sodu w komórkach jest charakterystyczny dla pacjentów z depresją, niedobór - dla osób cierpiących na manię. Wyrównując równowagę sodowo-potasową, sole litu mają pozytywny wpływ na oba.
Sód
Metal (metal) to
Sód jest elementem głównej podgrupy pierwszej grupy, trzeciej Kropka układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Dymitr Iwanowicz Mendelejew, o liczbie atomowej 11. Oznaczony symbolem Na (łac. Natrium). Prosta substancja sód (numer CAS: 7440-23-5) jest miękkim srebrno-białym metalem alkalicznym.
W wodzie sód zachowuje się prawie tak samo jak lit: reakcja przebiega z szybkim wydzielaniem wodoru, w roztworze powstaje wodorotlenek sodu.
Sód (a raczej jego związki) był używany od czasów starożytnych. Na przykład soda (natron), występująca naturalnie w wodach jezior sodowych w Egipcie. Starożytni Egipcjanie używali naturalnej sody do balsamowania, wybielania płótna, gotowania potraw, robienia farb i glazur. Pliniusz Starszy pisze, że w delcie Nilu soda (zawierała wystarczającą ilość zanieczyszczeń) została wyizolowana z wody rzecznej. Do sprzedaży trafił w postaci dużych kawałków, dzięki domieszce węgla, pomalowany na szaro lub nawet na czarno.
Sód został po raz pierwszy uzyskany przez angielskiego chemika Humphry'ego Davy'ego w 1807 roku przez elektrolizę stałego NaOH.
Nazwa „sód” (natrium) pochodzi od arabskiego natrun (po grecku nitron) i pierwotnie odnosiła się do naturalnej sody. Sam pierwiastek był wcześniej nazywany sodem (łac. Sodium).
Sód to srebrzystobiały metal, w cienkich warstwach z fioletowy odcień, plastikowy, nawet miękki (łatwo krojony nożem), błyszczy świeży plasterek sodu. Wartości przewodnictwa elektrycznego i cieplnego sodu są dość wysokie, gęstość 0,96842 g/cm³ (przy 19,7°C), temperatura topnienia 97,86°C, temperatura wrzenia 883,15°C.
Metal alkaliczny, łatwo utleniający się w powietrzu. W celu ochrony przed tlenem atmosferycznym metaliczny sód jest przechowywany pod warstwą nafta oczyszczona. Sód jest mniej aktywny niż lit, dlatego reaguje z azotem tylko po podgrzaniu:
Przy dużym nadmiarze tlenu powstaje nadtlenek sodu
2Na + O2 = Na2O2
Metaliczny sód jest szeroko stosowany w chemii preparatywnej i przemysł jako silny środek redukujący, w tym w metalurgii. Sód wykorzystywany jest do produkcji bardzo energochłonnych akumulatorów sodowo-siarkowych. Jest również stosowany w zaworach wydechowych samochodów ciężarowych jako radiator. Sporadycznie metaliczny sód jest używany jako materiał na przewody elektryczne przeznaczone do bardzo wysokich prądów.
W stopie z potasem, a także rubidem i cezem jest używany jako wysoce wydajny płyn chłodzący. W szczególności stop o składzie sód 12%, potas 47%, cez 41% ma rekordowo niską temperaturę topnienia -78°C i został zaproponowany jako płyn roboczy jonów silniki rakietowe i chłodziwa dla elektrowni jądrowych.
Sód jest również stosowany w wysokoprężnych i niskoprężnych lampach wyładowczych (HLD i HLD). Lampy NLVD typu DNaT (Arc Sodium Tubular) znajdują bardzo szerokie zastosowanie w oświetleniu ulicznym. Emitują jasnożółte światło. Żywotność lamp HPS wynosi 12-24 tys. godzin. Dlatego lampy wyładowcze typu DNaT są niezastąpione w oświetleniu miejskim, architektonicznym i przemysłowym. Dostępne są również lampy DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) oraz DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).
W jakościowej analizie materii organicznej stosuje się metaliczny sód. Stop sodu i badanej substancji neutralizuje się etanolem, dodaje się kilka mililitrów wody destylowanej i dzieli na 3 części, J. Lassen (1843), mające na celu oznaczenie azotu, siarki i halogenów ( próbować Beilsteina)
Chlorek sodu (sól kuchenna) jest najstarszym stosowanym środkiem aromatyzującym i konserwującym.
Azydek sodu (Na3N) jest stosowany jako środek azotujący w metalurgii oraz w produkcji azydku ołowiu.
Cyjanek sodu (NaCN) stosowany jest w hydrometalurgicznej metodzie ługowania złota ze skał, a także w wazotonawęglaniu stali oraz w galwanizacji (srebro, złocenie).
Chloran sodu (NaClO3) służy do niszczenia niepożądanej roślinności na torach kolejowych.
Potas
Potas jest elementem głównej podgrupy pierwszej grupy, czwartej Kropka układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 19. Jest on oznaczony symbolem K (łac. Kalium). Prosta substancja potas (numer CAS: 7440-09-7) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.
W naturze potas występuje tylko w związkach z innymi pierwiastkami, np. w wodzie morskiej, a także w wielu minerałach. Utlenia się bardzo szybko w powietrzu i bardzo łatwo reaguje, zwłaszcza z wodą, tworząc zasadę. Pod wieloma względami właściwości chemiczne potasu są bardzo podobne do sodu, ale pod względem funkcji biologicznej i ich wykorzystania przez komórki organizmów żywych, nadal się różnią.
Potas (a dokładniej jego związki) był używany od czasów starożytnych. Tak więc produkcja potażu (który był używany jako detergent) istniała już w XI wieku. Popiół powstały podczas spalania słomy lub drewna potraktowano wodą, a powstały roztwór (ług) odparowano po przefiltrowaniu. Sucha pozostałość, oprócz węglanu potasu, zawierała siarczan potasu K2SO4, sodę i chlorek potasu KCl.
W 1807 r. angielski chemik Davy wyizolował potas przez elektrolizę stałego kaustycznego potażu (KOH) i nazwał go „potasem” (łac. potas; nazwa ta jest nadal powszechnie używana w języku angielskim, francuskim, hiszpańskim, portugalskim i polskim). W 1809 r. L. V. Gilbert zaproponował nazwę „potas” (łac. kalium, z arabskiego al-kali - potaż). Nazwa ta weszła do języka niemieckiego, stamtąd do większości języków Europy Północnej i Wschodniej (w tym rosyjskiego) i „wygrała” przy wyborze symbolu dla tego pierwiastka – K.
Potas to srebrzysta substancja o charakterystycznym połysku na świeżo uformowanej powierzchni. Bardzo lekki i lekki. Stosunkowo dobrze rozpuszczalny w rtęci, tworząc amalgamaty. Wprowadzony do płomienia palnika potas (a także jego związki) zabarwiają płomień na charakterystyczną różowo-fioletową barwę.
Potas, podobnie jak inne metale alkaliczne, wykazuje typowe właściwości metaliczne i jest bardzo reaktywny, łatwo oddając elektrony.
Jest silnym środkiem redukującym. Łączy się z tlenem tak aktywnie, że nie powstaje tlenek, ale ponadtlenek potasu KO2 (lub K2O4). Po podgrzaniu w atmosferze wodoru powstaje wodorek potasu KH. Dobrze współdziała ze wszystkimi niemetalami, tworząc halogenki, siarczki, azotki, fosforki itp., a także ze złożonymi substancjami, takimi jak woda (reakcja zachodzi z wybuchem), różne tlenki i sole. W tym przypadku redukują inne metale do stanu wolnego.
Potas jest przechowywany pod warstwą nafty.
Ciekły w temperaturze pokojowej stop potasu i sodu jest stosowany jako chłodziwo w układach zamkniętych, na przykład w elektrowniach jądrowych na neutrony prędkie. Ponadto szeroko stosowane są jego ciekłe stopy z rubidem i cezem. Stop o składzie sód 12%, potas 47%, cez 41% ma rekordowo niską temperaturę topnienia -78°C.
Związki potasu są najważniejszym pierwiastkiem biogennym i dlatego są stosowane jako nawozy.
Sole potasowe są szeroko stosowane w galwanizacji, ponieważ pomimo stosunkowo wysokich kosztów są często lepiej rozpuszczalne niż odpowiednie sole sodowe, a zatem zapewniają intensywną pracę elektrolitów przy zwiększonej gęstości prądu.
Potas jest niezbędnym składnikiem odżywczym, szczególnie w flora. Przy braku potasu w glebie rośliny bardzo słabo się rozwijają, zmniejsza się, dlatego około 90% wyekstrahowanych soli potasowych wykorzystuje się jako nawozy.
Potas wraz z azotem i fosforem należy do głównych składników pokarmowych roślin. Funkcja potasu w roślinach, jak i innych niezbędnych im pierwiastków, jest ściśle określona. W roślinach potas występuje w formie jonowej. Potas znajduje się głównie w cytoplazmie i wakuolach komórek. Około 80% potasu znajduje się w soku komórkowym.
Funkcje potasu są bardzo zróżnicowane. Stwierdzono, że stymuluje prawidłowy przebieg fotosyntezy, wzmaga odpływ węglowodanów z blaszek liściowych do innych narządów, a także syntezę cukrów.
Potas zwiększa akumulację cukrów prostych w owocach i uprawy warzyw, zwiększa zawartość cukrów w roślinach okopowych, skrobi w ziemniakach, zagęszcza ściany komórkowe słomy zbóż i zwiększa odporność pieczywa na wyleganie oraz poprawia jakość włókna lnu i konopi.
Promując gromadzenie węglowodanów w komórkach roślinnych, potas zwiększa ciśnienie osmotyczne soku komórkowego, a tym samym zwiększa odporność roślin na zimno i mróz.
Potas jest wchłaniany przez rośliny w postaci kationów i oczywiście pozostaje w tej formie w komórkach, aktywując najważniejsze biochemiczne procesy w komórkach roślinnych potas zwiększa ich odporność na różne choroby, zarówno w okresie wegetacyjnym, jak i po zbiorze, znacznie poprawia trwałość owoców i warzyw.
Niedobór potasu powoduje wiele zaburzeń metabolicznych w roślinach, osłabieniu ulega aktywność wielu enzymów, zaburzony jest metabolizm węglowodanów i białek, koszty węglowodany oddechowe. W efekcie spada wydajność roślin, spada jakość produktów.
Rubid
Rubid jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 37. Jest oznaczony symbolem Rb (łac. Rubidium). Prosta substancja rubid (numer CAS: 7440-17-7) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.
W 1861 r. niemieccy naukowcy Robert Wilhelm Bunsen i Gustav Robert Kirchhoff badali z pomocą Analiza spektralna naturalne glinokrzemiany, odkryły w nich nowy pierwiastek, nazwany później rubidem od koloru najsilniejszych linii widma.
Rubid tworzy srebrzystobiałe miękkie kryształy, które mają metaliczny połysk na świeżym szlifie. Twardość Brinella 0,2 MN/m² (0,02 kgf/mm²). Sieć krystaliczna rubidu jest sześcienna, skupiona wokół ciała, a = 5,71 E (w temperaturze pokojowej). Promień atomowy 2,48 Е, promień jonów Rb+ 1,49 Е. Gęstość 1,525 g/cm³ (0 °C), tt 38,9 °C, tbp 703 °C. Ciepło właściwe 335,2 J/(kg K), współczynnik rozszerzalności liniowej 9,0 10-5 deg-1 (0-38°C), moduł sprężystości 2,4 H/m² (240 kgf/mm²), właściwa oporność elektryczna objętościowa 11,29 10-6 omów cm (20 °C); rubid jest paramagnetyczny.
Metal alkaliczny, bardzo niestabilny w powietrzu (reaguje z powietrzem w obecności śladów wody, palny). Tworzy wszelkiego rodzaju sole - w większości łatwo rozpuszczalne (chlorany i nadchlorany są słabo rozpuszczalne). Wodorotlenek rubidu jest substancją bardzo agresywną w stosunku do szkła i innych materiałów konstrukcyjnych i opakowaniowych, a stopiony niszczy większość metali (nawet platynę).
Zastosowanie rubidu jest różnorodne i pomimo faktu, że w wielu obszarach jego zastosowania jest on gorszy pod względem najważniejszych właściwości fizycznych od cezu, to jednak ten rzadki metal alkaliczny odgrywa ważną rolę w nowoczesnych technologiach. Można zauważyć następujące zastosowania rubidu: kataliza, elektronika przemysł, optyka specjalna, atom, medycyna.
Rubid stosowany jest nie tylko w czystej postaci, ale także w postaci szeregu stopów i związków chemicznych. Należy zauważyć, że rubid ma bardzo dobrą i korzystną bazę surowcową, ale jednocześnie sytuacja z dostępnością surowców jest znacznie korzystniejsza niż w przypadku cezu, a rubid potrafi grać jeszcze bardziej. ważną rolę, na przykład, w katalizie (gdzie się z powodzeniem sprawdził).
Izotop rubidu-86 jest szeroko stosowany w defektoskopii promieniami gamma, technice pomiarowej, a także w sterylizacji wielu ważnych leków i produktów spożywczych. Rubid i jego stopy z cezem są bardzo obiecującym czynnikiem chłodzącym i roboczym dla wysokotemperaturowych zespołów turbinowych (pod tym względem rubid i cez zyskały na znaczeniu w ostatnich latach, a ekstremalnie wysokie koszty metali odchodzą na dalszy plan w stosunku do zdolność do radykalnego zwiększenia sprawności zespołów turbinowych, co oznacza i zmniejszenie wydatki zanieczyszczenie paliwa i środowiska). Układy na bazie rubidu najczęściej stosowane jako chłodziwa to stopy trójskładnikowe: sód-potas-rubid i sód-rubid-cez.
W katalizie rubid jest stosowany zarówno w syntezie organicznej, jak i nieorganicznej. Aktywność katalityczna rubidu jest wykorzystywana głównie w rafinacji ropy naftowej dla szeregu ważnych produktów. Na przykład octan rubidu jest wykorzystywany do syntezy metanolu i szeregu wyższych alkoholi z gazu wodnego, co z kolei jest niezwykle ważne w związku z podziemnym zgazowaniem węgla oraz produkcją sztucznego paliwa ciekłego do samochodów i paliwa lotniczego. Wiele stopów rubidowo-tellurowych ma wyższą czułość w zakresie ultrafioletowym widma niż związki cezu i pod tym względem jest w stanie konkurować z cezem-133 jako materiał na fotokonwertery. W ramach specjalnych kompozycji smarnych (stopów) rubid jest stosowany jako wysoce skuteczny środek smarny w próżni (technologia rakietowa i kosmiczna).
Wodorotlenek rubidu służy do przygotowania elektrolitu do niskotemperaturowego CPS, a także jako dodatek do roztworu wodorotlenku potasu w celu poprawy jego wydajności w niskich temperaturach i zwiększenia przewodności elektrycznej elektrolitu. W wodorku ogniwa paliwowe wykorzystuje metaliczny rubid.
Chlorek rubidu w stopie z chlorkiem miedzi jest używany do pomiaru wysokich temperatur (do 400°C).
Plazma rubidowa służy do wzbudzania promieniowania laserowego.
Chlorek rubidu jest używany jako elektrolit w ogniwach paliwowych, to samo można powiedzieć o wodorotlenku rubidu, który jest bardzo skutecznym elektrolitem w ogniwach paliwowych wykorzystujących bezpośrednie utlenianie węgla.
Cez
Cez jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 55. Jest oznaczony symbolem Cs (łac. Cez). Prosta substancja cez (numer CAS: 7440-46-2) jest miękkim, srebrno-żółtym metalem alkalicznym. Cez otrzymał swoją nazwę od obecności dwóch jasnych niebieskich linii w widmie emisyjnym (od łacińskiego caesius - błękit nieba).
Cez został odkryty w 1860 roku przez niemieckich naukowców R.W. Bunsena i G.R. Kirchhoffa w wodach źródła mineralnego Durchheim w Republice Niemiec metodą spektroskopii optycznej, stając się tym samym pierwszym pierwiastkiem odkrytym za pomocą analizy spektralnej. W czystej postaci cez został po raz pierwszy wyizolowany w 1882 r. przez szwedzkiego chemika K. Setterberga podczas elektrolizy stopionej mieszaniny cyjanku cezu (CsCN) i baru.
Głównymi minerałami cezu są pollucyt i bardzo rzadki avogadryt (K,Cs). Ponadto w postaci zanieczyszczeń cez wchodzi w skład szeregu glinokrzemianów: lepidolitu, flogopitu, biotytu, amazonitu, petalitu, berylu, zinnwaldytu, leucytu, karnalitu. Pollucyt i lepidolit są wykorzystywane jako surowce przemysłowe.
W produkcji przemysłowej cez w postaci związków jest pozyskiwany z mineralnego pollucytu. Odbywa się to przez otwarcie chlorku lub siarczanu. Pierwszy polega na potraktowaniu oryginalnego minerału podgrzanym kwasem solnym, dodaniu chlorku antymonu SbCl3 w celu wytrącenia związku Cs3 i przemyciu gorącą wodą lub roztworem amoniaku w celu wytworzenia chlorku cezu CsCl. W drugim przypadku poddaje się go działaniu ogrzanego kwasu siarkowego, tworząc ałun cezu CsAl(SO4)2 12H2O.
W Federacji Rosyjskiej, po rozpadzie ZSRR, przemysłowa produkcja pollucytu nie była prowadzona, chociaż w tundrze Woronya koło Murmańska z powrotem w czas sowiecki odkryto kolosalne złoża tego minerału. Zanim rosyjski przemysł zdołał stanąć na nogi, okazało się, że licencję na zagospodarowanie tego pola wykupił Kanadyjczyk. Obecnie przetwarzanie i ekstrakcja soli cezu z pollucytu odbywa się w Nowosybirsku w ZAO Rare Metals Plant.
Istnieje kilka laboratoryjnych metod otrzymywania cezu. Można go uzyskać:
ogrzewanie w próżni mieszaniny chromianu lub dichromianu cezu z cyrkonem;
rozkład azydku cezu w próżni;
ogrzewanie mieszaniny chlorku cezu i specjalnie przygotowanego wapnia.
Wszystkie metody są pracochłonne. Druga metoda umożliwia uzyskanie metalu o wysokiej czystości, jednak jest wybuchowa i wymaga kilku dni na realizację.
Cez znalazł zastosowanie dopiero na początku XX wieku, kiedy odkryto jego minerały i opracowano technologię otrzymywania go w czystej postaci. Obecnie cez i jego związki są wykorzystywane w elektronice, radio, elektrotechnice, inżynierii rentgenowskiej, przemysł chemiczny, optyka, medycyna, energia jądrowa. Stosuje się głównie stabilny, naturalny cez-133, a w ograniczonym zakresie jego radioaktywny izotop cez-137, wyizolowany z sumy fragmentów rozszczepionych uranu, plutonu, toru w reaktorach elektrownie jądrowe.
metale ziem alkalicznych
Metale ziem alkalicznych to pierwiastki chemiczne: wapń Ca, stront Sr, bar Ba, rad Ra (czasami beryl Be i magnez Mg są również błędnie określane jako metale ziem alkalicznych). Tak nazwane, ponieważ ich tlenki - "ziemi" (w terminologii alchemików) - powiedz wodzie reakcja alkaliczna. Sole metali ziem alkalicznych, z wyjątkiem radu, są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie w postaci minerałów.
Wapń
Wapń jest elementem głównej podgrupy drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 20. Jest oznaczony symbolem Ca (łac. Wapń). Prosta substancja wapń (numer CAS: 7440-70-2) jest miękkim, reaktywnym, srebrnobiałym metalem ziem alkalicznych.
Metal wapniowy występuje w dwóch odmianach alotropowych. Do 443 °C α-Ca z sześcienną siatką skoncentrowaną na powierzchni jest stabilny (parametr a = 0,558 nm), powyżej β-Ca jest stabilny z sześcienną siatką skoncentrowaną na ciele typu α-Fe (parametr a = 0,448 nm). Standardowa entalpia ΔH0 przejścia α → β wynosi 0,93 kJ/mol.
Wapń jest typowym metalem ziem alkalicznych. Aktywność chemiczna wapnia jest wysoka, ale niższa niż wszystkich innych metali ziem alkalicznych. Łatwo reaguje z tlenem, dwutlenkiem węgla i wilgocią w powietrzu, dlatego powierzchnia wapna metalicznego jest zwykle matowo szara, więc wapń zwykle przechowuje się w laboratorium, podobnie jak inne metale ziem alkalicznych, w szczelnie zamkniętym słoiku pod warstwą nafty lub ciekłej parafiny.
W szeregu potencjałów standardowych wapń znajduje się na lewo od wodoru. Standardowy potencjał elektrody pary Ca2+/Ca0 wynosi -2,84 V, dzięki czemu wapń aktywnie reaguje z wodą, ale bez zapłonu:
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.
Z aktywnymi niemetalami (tlen, chlor, brom) wapń reaguje w normalnych warunkach:
2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.
Po podgrzaniu w powietrzu lub tlenie wapń ulega zapłonowi. Z mniej aktywnymi niemetalami (wodór, bor, węgiel, krzem, azot, fosfor i inne) wapń oddziałuje po podgrzaniu, na przykład:
Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,
3Ca + 2P = Ca3P2 (fosforek wapnia), znane są również fosforki wapnia o kompozycjach CaP i CaP5;
2Ca + Si = Ca2Si (krzemek wapnia), znane są również krzemki wapnia o składzie CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.
Przebiegowi powyższych reakcji z reguły towarzyszy uwolnienie duża liczba ciepło (czyli reakcje te są egzotermiczne). We wszystkich związkach z niemetalami stopień utlenienia wapnia wynosi +2. Większość związków wapnia z niemetalami jest łatwo rozkładana przez wodę, na przykład:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Jon Ca2+ jest bezbarwny. Gdy do płomienia dodaje się rozpuszczalne sole wapnia, płomień zmienia kolor na ceglasty.
Sole wapnia, takie jak chlorek CaCl2, bromek CaBr2, jodek CaI2 i azotan Ca(NO3)2 są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Fluorek CaF2, węglan CaCO3, siarczan CaSO4, ortofosforan Ca3(PO4)2, szczawian CaC2O4 i niektóre inne są nierozpuszczalne w wodzie.
Duże znaczenie ma fakt, że w przeciwieństwie do węglanu wapnia CaCO3, kwaśny węglan wapnia (wodorowęglan) Ca(HCO3)2 jest rozpuszczalny w wodzie. W naturze prowadzi to do następujących procesów. Kiedy zimny deszcz lub woda rzeczna, nasycona dwutlenkiem węgla, wnika pod ziemię i spada na wapienia, obserwuje się ich rozpuszczanie:
CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.
W tych samych miejscach, gdzie woda nasycona wodorowęglanem wapnia wypływa na powierzchnię ziemi i jest ogrzewana promieniami słonecznymi, zachodzi reakcja odwrotna:
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.
Tak więc w naturze następuje transfer dużych mas substancji. W rezultacie pod ziemią mogą tworzyć się ogromne szczeliny, a w jaskiniach tworzą się piękne kamienne sople - stalaktyty i stalagmity.
Obecność rozpuszczonego wodorowęglanu wapnia w wodzie w dużej mierze determinuje tymczasową twardość wody. Nazywa się to tymczasowym, ponieważ gdy woda jest gotowana, wodorowęglan rozkłada się, a CaCO3 wytrąca się. Zjawisko to prowadzi na przykład do tego, że z czasem w czajniku tworzy się kamień.
Stront
Stront jest pierwiastkiem głównej podgrupy drugiej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dymitra Iwanowicza, o liczbie atomowej 38. Jest oznaczony symbolem Sr (łac. stront). Prosta substancja stront (numer CAS: 7440-24-6) jest miękkim, ciągliwym i ciągliwym srebrnobiałym metalem ziem alkalicznych. Ma wysoką aktywność chemiczną, w powietrzu szybko reaguje z wilgocią i tlenem, pokrywając się żółtym filmem tlenkowym.
Nowy pierwiastek odkryto w minerale strontianicie, znalezionym w 1764 r. w kopalni ołowiu w pobliżu szkockiej wioski Stronshian, od której później nowy pierwiastek został nazwany. Obecność nowego tlenku metalu w tym minerale ustalili prawie 30 lat później William Cruikshank i Ader Crawford. Wyizolowany w najczystszej postaci przez Sir Humphry'ego Davy'ego w 1808 roku.
Stront jest miękkim, srebrzystobiałym metalem, plastycznym i plastycznym, który można łatwo przeciąć nożem.
Polimorfina - znane są trzy jej modyfikacje. Do 215°C modyfikacja sześcienna skoncentrowana na ciele (α-Sr) jest stabilna, między 215 a 605°C - sześciokątna (β-Sr), powyżej 605°C - sześcienna modyfikacja skoncentrowana na ciele (γ-Sr).
Temperatura topnienia - 768oC, Temperatura wrzenia - 1390oC.
Stront w swoich związkach zawsze wykazuje wartościowość +2. Według właściwości stront jest zbliżony do wapnia i baru, zajmując pośrednią pozycję między nimi.
W elektrochemicznej serii napięć stront jest jednym z najbardziej metale aktywne(jego normalny potencjał elektrody wynosi -2,89 V. Reaguje energicznie z wodą, tworząc wodorotlenek:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Współdziała z kwasami, wypiera metale ciężkie z ich soli. Słabo reaguje ze stężonymi kwasami (H2SO4, HNO3).
Metaliczny stront szybko utlenia się w powietrzu, tworząc żółtawy film, w którym oprócz tlenku SrO zawsze obecny jest nadtlenek SrO2 i azotek Sr3N2. Podgrzany w powietrzu zapala się, sproszkowany stront w powietrzu ma skłonność do samozapłonu.
Energicznie reaguje z niemetalami - siarką, fosforem, halogenami. Oddziałuje z wodorem (powyżej 200°C), azotem (powyżej 400°C). Praktycznie nie reaguje z alkaliami.
W wysokich temperaturach reaguje z CO2 tworząc węglik:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Łatwo rozpuszczalne sole strontu z anionami Cl-, I-, NO3-. Sole z anionami F-, SO42-, CO32-, PO43- są słabo rozpuszczalne.
Strontu stosuje się do stopowania miedzi i niektórych jego stopów, do wprowadzania do stopów ołowiu akumulatorowego, do odsiarczania żeliwa, miedzi i stale.
Bar
Bar jest elementem głównej podgrupy drugiej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 56. Jest oznaczony symbolem Ba (łac. Bar). Prosta substancja bar (numer CAS: 7440-39-3) jest miękkim, plastycznym, srebrzystobiałym metalem ziem alkalicznych. Posiada wysoką aktywność chemiczną.
Bar został odkryty w postaci tlenku BaO w 1774 roku przez Karla Scheele. W 1808 r. angielski chemik Humphrey Davy uzyskał przez elektrolizę mokrego wodorotlenku baru z katodą rtęciową amalgamat bar; po odparowaniu rtęci podczas ogrzewania wyizolował metaliczny bar.
Bar to srebrzystobiały plastyczny metal. Rozbija się przy silnym uderzeniu. Istnieją dwie alotropowe modyfikacje baru: α-Ba z sześcienną siatką skupioną wokół ciała jest stabilna do 375°C (parametr a = 0,501 nm), β-Ba jest stabilna powyżej.
Twardość w skali mineralogicznej 1,25; w skali Mohsa 2.
Metaliczny bar jest przechowywany w nafcie lub pod warstwą parafiny.
Bar jest metalem ziem alkalicznych. Utlenia się intensywnie w powietrzu, tworząc tlenek baru BaO i azotek baru Ba3N2, a przy niewielkim podgrzaniu zapala się. Reaguje energicznie z wodą, tworząc wodorotlenek baru Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH) 2 + H2
Aktywnie oddziałuje z rozcieńczonymi kwasami. Wiele soli baru jest nierozpuszczalnych lub słabo rozpuszczalnych w wodzie: siarczan baru BaSO4, siarczyn baru BaSO3, węglan baru BaCO3, fosforan baru Ba3(PO4)2. Siarczek baru BaS, w przeciwieństwie do siarczku wapnia CaS, jest dobrze rozpuszczalny w wodzie.
Łatwo reaguje z halogenkami tworząc halogenki.
Po podgrzaniu wodorem tworzy wodorek baru BaH2, który z kolei z wodorkiem litu LiH daje kompleks Li.
Reaguje na ogrzewanie amoniakiem:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Po podgrzaniu azotek baru Ba3N2 reaguje z CO tworząc cyjanek:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Z ciekłym amoniakiem daje ciemnoniebieski roztwór, z którego można wyizolować amoniak, który ma złocisty połysk i łatwo rozkłada się wraz z eliminacją NH3. W obecności katalizatora platynowego amoniak rozkłada się tworząc amid baru:
Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Węglik baru BaC2 można otrzymać przez ogrzewanie BaO z węglem w piecu łukowym.
Z fosforem tworzy fosforek Ba3P2.
Bar redukuje tlenki, halogenki i siarczki wielu metali do odpowiedniego metalu.
Metaliczny bar, często w stopie z aluminium, jest używany jako getter (getter) w wysokopróżniowych urządzeniach elektronicznych, a także jest dodawany wraz z cyrkonem do płynnych chłodziw metalowych (stopy sodu, potasu, rubidu, litu, cezu) w celu zmniejszenia agresywność na rurociągi oraz w metalurgii.
metale przejściowe
Metale przejściowe (pierwiastki przejściowe) są elementami podgrup bocznych układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, w których atomach elektrony pojawiają się na orbitalach d i f. W ogólna perspektywa elektronową strukturę elementów przejściowych można przedstawić w następujący sposób: . Orbital ns zawiera jeden lub dwa elektrony, pozostałe elektrony walencyjne znajdują się na orbicie. Ponieważ liczba elektronów walencyjnych jest zauważalnie mniejsza niż liczba orbitali, proste substancje utworzone przez pierwiastki przejściowe są metalami.
Ogólna charakterystyka elementów przejściowych
Wszystkie elementy przejściowe mają następujące wspólne właściwości:
Małe wartości elektroujemności.
Zmienne stany utlenienia. Dla prawie wszystkich pierwiastków d, w których atomach znajdują się 2 elektrony walencyjne na zewnętrznym podpoziomie ns, znany jest stopień utlenienia +2.
Począwszy od pierwiastków d III grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, pierwiastki na najniższym stopniu utlenienia tworzą związki wykazujące właściwości podstawowe, w najwyższym - kwaśnym, w pośrednim - amfoteryczne
Żelazo
Żelazo jest elementem drugorzędnej podgrupy ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, liczba atomowa 26. Jest oznaczony symbolem Fe (łac. Ferrum). Jeden z najczęściej występujących metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium).
Prosta substancja żelazo (numer CAS: 7439-89-6) jest plastycznym srebrno-białym metalem o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje w wysokich temperaturach lub w wysoka wilgotność na antenie. W czystym tlenie żelazo pali się, aw stanie drobno rozproszonym zapala się samorzutnie w powietrzu.
W rzeczywistości żelazo jest zwykle nazywane jego stopami o niskiej zawartości zanieczyszczeń (do 0,8%), które zachowują miękkość i ciągliwość czystego metalu. Ale w praktyce częściej stosuje się stopy żelaza z węglem: (do 2% węgla) i (ponad 2% węgla), a także stal nierdzewną (stopową) z dodatkiem metali stopowych (chrom, mangan, Ni itp.). Połączenie specyficznych właściwości żelaza i jego stopów sprawia, że jest to „metal nr 1” mający znaczenie dla ludzi.
W naturze żelazo rzadko występuje w czystej postaci, najczęściej występuje jako część meteorytów żelazowo-niklowych. Przewaga żelaza w skorupie ziemskiej wynosi 4,65% (4 miejsce po O, Si, Al). Uważa się również, że większość jądra Ziemi stanowi żelazo.
Żelazo jest metalem typowym, w stanie wolnym ma kolor srebrzystobiały z szarawym odcieniem. Czysty metal jest plastyczny, różne zanieczyszczenia (w szczególności węgiel) zwiększają jego twardość i kruchość. Ma wyraźne właściwości magnetyczne. Często wyróżnia się tak zwaną „żelazną triadę” - grupę trzech metali (żelazo Fe, kobalt Co, Ni Ni), które mają podobne właściwości fizyczne, promienie atomowe i wartości elektroujemności.
Żelazo charakteryzuje się polimorfizmem, posiada cztery modyfikacje krystaliczne:
do 769 °C występuje α-Fe (ferryt) z sześcienną siatką skupioną wokół ciała i właściwościami ferromagnesu (769 °C ≈ 1043 K to punkt Curie dla żelaza)
w zakresie temperatur 769-917 °C występuje β-Fe, który różni się od α-Fe jedynie parametrami sieci sześciennej wyśrodkowanej na ciele i właściwościami magnetycznymi paramagnesu
w zakresie temperatur 917–1394 °C występuje γ-Fe (austenit) z sześcienną siatką centryczną
powyżej 1394 ° C, δ-Fe jest stabilny z siatką sześcienną skoncentrowaną na ciele
Metaloznawstwo nie rozróżnia β-Fe jako oddzielnej fazy i uważa ją za odmianę α-Fe. Gdy żelazo lub stal są podgrzewane powyżej punktu Curie (769 °C ≈ 1043 K) ruch termiczny jony zaburzają orientację spinowych momentów magnetycznych elektronów, ferromagnes staje się paramagnesem - zachodzi przejście fazowe drugiego rzędu, ale nie następuje przejście fazowe pierwszego rzędu ze zmianą podstawowych parametrów fizycznych kryształów.
Dla czystego żelaza pod normalnym ciśnieniem, z punktu widzenia metalurgii, istnieją następujące stabilne modyfikacje:
Od zera absolutnego do 910 ºC, modyfikacja α z sześcienną siecią krystaliczną skupioną na ciele (bcc) jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie α nazywa się ferrytem.
Od 910 do 1400 ºC, modyfikacja γ z sześcienną siatką krystaliczną skoncentrowaną na powierzchni (fcc) jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie γ nazywany jest austenitem.
Od 910 do 1539 ºC modyfikacja δ z sześcienną (BCC) skoncentrowaną na ciele siecią krystaliczną jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie δ (jak również w żelazie α) nazywa się ferrytem. Czasami rozróżnia się wysokotemperaturowy δ-ferryt i niskotemperaturowy α-ferryt (lub po prostu ferryt), chociaż ich struktury atomowe są takie same.
Obecność w stali pierwiastków węglowych i stopowych istotnie zmienia temperatury przemian fazowych.
W obszarze wysokich ciśnień (powyżej 104 MPa, 100 tys. atm.) pojawia się modyfikacja ε-żelaza z heksagonalną gęsto upakowaną (hcp) siatką.
Zjawisko polimorfizmu jest niezwykle ważne dla hutnictwa stali. To dzięki przemianom α-γ sieci krystalicznej następuje obróbka cieplna stali. Bez tego zjawiska żelazo jako podstawa stali nie byłoby tak szeroko stosowane.
Żelazo jest ogniotrwałe, należy do metali o średniej aktywności. Temperatura topnienia żelaza wynosi 1539 °C, temperatura wrzenia około 3200 °C.
Żelazo jest jednym z najczęściej używanych metali, stanowiącym do 95% światowej produkcji metalurgicznej.
Żelazo jest głównym składnikiem stali i żeliw – najważniejsze materiały budowlane.
Żelazo może być zawarte w stopach opartych na innych metalach, takich jak nikiel.
Magnetyczny tlenek żelaza (magnetyt) - ważny materiał w produkcji urządzeń pamięci długotrwałej komputera: dysków twardych, dyskietek itp.
Ultradrobny proszek magnetytowy jest używany w czarno-białych drukarkach laserowych jako toner.
Unikalne właściwości ferromagnetyczne szeregu stopów na bazie żelaza przyczyniają się do ich szerokiego zastosowania w elektrotechnice w obwodach magnetycznych transformatorów i silników elektrycznych.
Chlorek żelaza(III) (chlorek żelazowy) jest używany w amatorskiej praktyce radiowej do wytrawiania płytek drukowanych.
Siarczan żelazawy (siarczan żelaza) zmieszany z siarczanem miedzi służy do zwalczania szkodliwych grzybów w ogrodnictwie i budownictwie.
Żelazo jest używane jako anoda w bateriach żelazowo-niklowych, bateriach żelazowo-powietrznych.
Miedź
Miedź jest elementem podgrupy bocznej pierwszej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 29. Jest oznaczona symbolem Cu (łac. Cuprum). Prosta substancja miedź (numer CAS: 7440-50-8) jest plastycznym metalem przejściowym o złocistoróżowym kolorze (różowy w przypadku braku warstewki tlenkowej). Jest szeroko stosowany przez człowieka od czasów starożytnych.
Miedź jest złocisto-różowym metalem ciągliwym, szybko pokrytym warstwą tlenku w powietrzu, która nadaje jej charakterystyczny intensywny żółtawo-czerwony odcień. Miedź ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną (zajmuje drugie miejsce pod względem przewodności elektrycznej po srebrze). Ma dwa stabilne izotopy, 63Cu i 65Cu oraz kilka izotopy radioaktywne. Najdłużej żyjący z nich, 64Cu, ma okres półtrwania 12,7 godziny i dwa rozpady z różnymi produktami.
Gęstość — 8,94*10і kg/mі
Ciepło właściwe w 20 °C - 390 J/kg*K
Rezystywność elektryczna przy 20-100 °C - 1,78 10-8 Ohm m
Temperatura topnienia - 1083 ° C
Temperatura wrzenia - 2600 ° C
Istnieje szereg stopów miedzi: mosiądz - stop miedzi z cynkiem, - stop miedzi z cyną, srebro niklowe - stop miedzi z niklem i kilka innych.
Cynk
Cynk jest elementem podgrupy bocznej drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 30. Jest oznaczony symbolem Zn (łac. Zinkum). Prostą substancją (numer CAS: 7440-66-6) w normalnych warunkach jest kruchy metal przejściowy o niebiesko-białej barwie (matowieje w powietrzu, pokrywając się cienką warstwą tlenku cynku).
W czystej postaci jest raczej plastycznym srebrzystobiałym metalem. Posiada siatkę heksagonalną o parametrach a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm. Jest kruchy w temperaturze pokojowej, przy zginaniu płyty słychać trzaski od tarcia krystalitów (zwykle silniejszy niż „krzyk cyny”). W temperaturze 100–150°C cynk jest plastikiem. Zanieczyszczenia, nawet drobne, gwałtownie zwiększają kruchość cynku.
Typowy metal amfoteryczny. Standardowy potencjał elektrody wynosi -0,76 V, w szeregu standardowych potencjałów znajduje się przed żelazem.
W powietrzu cynk pokryty jest cienką warstwą tlenku ZnO. Po mocnym podgrzaniu wypala się z utworzeniem amfoterycznego białego tlenku ZnO:
2Zn + O2 = 2ZnO.
Tlenek cynku reaguje zarówno z roztworami kwasów:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
i alkalia:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,
Cynk o zwykłej czystości aktywnie reaguje z roztworami kwasów:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
Zn + H2SO4(rozcieńczone) = ZnSO4 + H2
i roztwory alkaliczne:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,
tworzenie hydroksycynków. Bardzo czysty cynk nie reaguje z roztworami kwasów i zasad. Oddziaływanie rozpoczyna się od dodania kilku kropli roztworu siarczanu miedzi CuSO4.
Po podgrzaniu cynk reaguje z halogenkami, tworząc halogenki ZnHal2. Z fosforem cynk tworzy fosforki Zn3P2 i ZnP2. Z siarką i jej analogami - selenem i tellurem - różne chalkogenki, ZnS, ZnSe, ZnSe2 i ZnTe.
Cynk nie reaguje bezpośrednio z wodorem, azotem, węglem, krzemem i borem. Azotek Zn3N2 otrzymuje się w reakcji cynku z amoniakiem w temperaturze 550–600°C.
W roztworach wodnych jony cynku Zn2+ tworzą akwakompleksy 2+ i 2+.
Czysty metaliczny cynk służy do odzyskiwania metali szlachetnych wydobywanych w wyniku ługowania podziemnego (złoto, srebro). Ponadto cynk wykorzystywany jest do pozyskiwania srebra, złota (i innych metali) z surowego ołowiu w postaci związków międzymetalicznych cynk-srebro-złoto (tzw. „srebrna pianka”), które są następnie przetwarzane konwencjonalnymi metodami rafinacji.
Służy do zabezpieczania stali przed korozją (powlekanie cynkiem powierzchni nie narażonych na naprężenia mechaniczne lub metalizacja - w przypadku mostów, zbiorników, konstrukcji metalowych). Stosowany również jako materiał elektrody ujemnej w chemicznych źródłach prądu, tj. bateriach i akumulatorach, np.: ogniwo manganowo-cynkowe, bateria srebrno-cynkowa dmі, niska rezystancja i kolosalne prądy wyładowania, element rtęciowo-cynkowy (EMF 1,35 V, 135 W h / kg , 550-650 Wh / dmі), pierwiastek dioksysiarczanowo-rtęciowy, pierwiastek jodanowo-cynkowy, ogniwo galwaniczne z tlenku miedzi (EMF 0,7-1,6 Volt, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dmi), ogniwo chromowo-cynkowe , ogniwo cynkowo-chlorkowo-srebrowe, bateria niklowo-cynkowa (EMF 1, 82 V, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dmi), ogniwo ołowiowo-cynkowe, bateria cynkowo-chlorowa, bateria cynkowo-bromowa itp. ). Rola cynku w bateriach cynkowo-powietrznych jest bardzo istotna, w ostatnich latach były one intensywnie rozwijane w oparciu o system cynkowo-powietrzny – baterie do komputerów (laptopów) i w tej dziedzinie osiągnięto znaczny sukces (większy niż litowy). akumulatory, pojemność i zasoby, mniej niż 3-krotność kosztów), system ten jest również bardzo obiecujący dla silników rozruchowych (akumulator ołowiowy - 55 W h / kg, cynkowo-powietrzny - 220-300 W h / kg) oraz dla pojazdów elektrycznych ( przebieg do 900 km). Stosowany w wielu stopach do lutowania twardego w celu obniżenia ich temperatury topnienia. Cynk jest ważnym składnikiem mosiądzu. Tlenek cynku jest szeroko stosowany w medycynie jako środek antyseptyczny i przeciwzapalny. Tlenek cynku wykorzystywany jest również do produkcji farb - biel cynkowa.
Chlorek cynku jest ważnym topnikiem do lutowania metali i składnikiem produkcji włókien.
Tellur, selenek, fosforek, siarczek cynku są szeroko stosowanymi półprzewodnikami.
Selenek cynku jest używany do wytwarzania szkieł optycznych o bardzo niskiej absorpcji w zakresie średniej podczerwieni, takich jak lasery na dwutlenku węgla.
Rtęć
Rtęć jest elementem podgrupy bocznej drugiej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 80. Jest oznaczony symbolem Hg (łac. Hydrargyrum). Prosta substancja rtęć (numer CAS: 7439-97-6) jest metalem przejściowym, w temperaturze pokojowej jest ciężką, srebrzystobiałą, zauważalnie lotną cieczą, której opary są wyjątkowo toksyczne. Rtęć jest jednym z dwóch pierwiastków chemicznych (i jedynym metalem), którego proste substancje w normalnych warunkach znajdują się w stanie ciekłym skupienia (drugi pierwiastek to brom). W naturze występuje zarówno w postaci rodzimej, jak i tworzy szereg minerałów. Najczęściej rtęć pozyskiwana jest poprzez redukcję z jej najpowszechniejszego minerału – cynobru. Służy do produkcji przyrządów pomiarowych, pompy próżniowe, źródła światła oraz w innych dziedzinach nauki i techniki.
Rtęć jest jedynym metalem, który jest płynny w temperaturze pokojowej. Posiada właściwości diamagnesu. Tworzy ciekłe stopy z wieloma metalami amalgamaty. Tylko żelazo, mangan i Ni.
Rtęć jest metalem nieaktywnym.
Po podgrzaniu do 300°C rtęć reaguje z tlenem: 2Hg + O2 → 2HgO Powstaje czerwony tlenek rtęci(II). Ta reakcja jest odwracalna: po podgrzaniu powyżej 340°C tlenek rozkłada się na proste substancje. Reakcja rozkładu tlenku rtęci jest historycznie jednym z pierwszych sposobów wytwarzania tlenu.
Gdy rtęć jest ogrzewana siarką, powstaje siarczek rtęci(II).
Rtęć nie rozpuszcza się w roztworach kwasów, które nie mają właściwości utleniających, ale rozpuszcza się w wodzie królewskiej i kwas azotowy, tworząc sole dwuwartościowej rtęci. Gdy nadmiar rtęci rozpuszcza się w kwasie azotowym na zimno, powstaje azotan Hg2(NO3)2.
Z pierwiastków grupy IIB to rtęć ma możliwość zniszczenia bardzo stabilnej powłoki elektronowej 6d10, co prowadzi do możliwości istnienia związków rtęci (+4). Tak więc, oprócz słabo rozpuszczalnego Hg2F2 i HgF2 rozkładającego się z wodą, istnieje również HgF4, otrzymywany przez oddziaływanie atomów rtęci i mieszaniny neonu i fluoru w temperaturze 4K.
Rtęć jest używana do produkcji termometrów, pary rtęci są wypełnione lampami rtęciowo-kwarcowymi i fluorescencyjnymi. Styki rtęciowe służą jako czujniki położenia. Ponadto rtęć metaliczna jest wykorzystywana do otrzymywania wielu ważnych stopów.
Wcześniej różne amalgamaty metali, zwłaszcza amalgamaty złota i srebra, były szeroko stosowane w jubilerstwie, przy produkcji luster i wypełnień dentystycznych. W inżynierii rtęć była szeroko stosowana w barometrach i manometrach. Związki rtęci były stosowane jako środek antyseptyczny (sublimacyjny), środek przeczyszczający (kalomel), w produkcji kapeluszy itp., ale ze względu na wysoką toksyczność pod koniec XX wieku zostały praktycznie wyparte z tych obszarów (zastąpienie amalgamacji). metodą natryskiwania i elektroosadzania metali, wypełnień polimerowych w stomatologii).
W termometrach niskotemperaturowych stosuje się stop rtęci z talem.
Rtęć metaliczna służy jako katoda do elektrolitycznej produkcji szeregu aktywnych metali, chloru i alkaliów, w niektórych źródłach prądu chemicznego (na przykład rtęciowo-cynkowych typu RT), w źródłach napięcia odniesienia (element Westona). Element rtęciowo-cynkowy (emf 1,35 V) ma bardzo wysoką energię pod względem objętości i masy (130 W/h/kg, 550 W/h/dm).
Rtęć jest wykorzystywana do recyklingu wtórnego wydobycia aluminium i złota (patrz amalgamat).
Rtęć jest również czasami używana jako płyn roboczy w mocno obciążonych łożyskach hydrodynamicznych.
Rtęć jest składnikiem niektórych farb biobójczych, które zapobiega zanieczyszczaniu kadłubów statków wodą morską.
Rtęć-203 (T1/2 = 53 s) jest stosowany w radiofarmaceutyce.
Stosowane są również sole rtęci:
Jodek rtęci jest używany jako detektor promieniowania półprzewodnikowego.
Piorunian rtęci („wybuchowa rtęć”) od dawna jest używany jako inicjujący materiał wybuchowy (detonatory).
Bromek rtęci jest wykorzystywany w termochemicznym rozkładzie wody na wodór i tlen (energia atomowa wodoru).
Niektóre związki rtęci są używane jako leki (na przykład mertiolat do konserwacji szczepionek), ale głównie ze względu na toksyczność rtęć została wyparta z leków (sublimowana, oksycyjanek rtęci - antyseptyki, kalomel - środek przeczyszczający itp.) koniec XX wieku.
Aluminium
Aluminium jest elementem głównej podgrupy trzeciej grupy trzeciego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, liczba atomowa 13. Jest oznaczony symbolem Al (łac. Aluminium). Należy do grupy metali lekkich. Najpopularniejszy metal i trzeci co do częstości (po tlenie i krzemie) pierwiastek chemiczny w skorupie ziemskiej.
Prosta substancja Aluminium (numer CAS: 7429-90-5) to lekki, niemagnetyczny srebrno-biały metal, który można łatwo formować, odlewać i obrabiać. Aluminium ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną, odporność na korozję dzięki szybkiemu tworzeniu się silnych warstw tlenków, które chronią powierzchnię przed dalszą interakcją.
Według niektórych badań biologicznych przyjmowanie glinu w ludzkim ciele było uważane za czynnik rozwoju choroby Alzheimera, ale badania te zostały później skrytykowane, a wniosek dotyczący połączenia jednego z drugim został obalony.
Metal srebrnobiały, lekki, gęstość 2,7 g/cm², temperatura topnienia dla gatunku technicznego 658 °C, dla aluminium o wysokiej czystości 660 °C, temperatura wrzenia 2500 °C, wytrzymałość na rozciąganie odlewu 10-12 kg/mm², odkształcalność 18 -25 kg/mm2, stopy 38-42 kg/mm².
Twardość Brinella 24-32 kgf / mm², wysoka plastyczność: techniczna 35%, czysta 50%, zwinięta w cienką blachę i równomierną folię.
Aluminium ma wysoką przewodność elektryczną i cieplną, 65% przewodności elektrycznej Cuprum, ma wysoki współczynnik odbicia światła.
Aluminium tworzy stopy z prawie wszystkimi metalami.
W normalnych warunkach aluminium pokryte jest cienką i mocną warstwą tlenku i dlatego nie reaguje z klasycznymi utleniaczami: z H2O (t°), O2, HNO3 (bez ogrzewania). Dzięki temu aluminium praktycznie nie podlega korozji i dlatego jest szeroko poszukiwane przez nowoczesny przemysł. Jednak gdy warstwa tlenkowa ulega zniszczeniu (na przykład w kontakcie z roztworami soli amonowych NH4 +, gorącymi alkaliami lub w wyniku amalgamacji), aluminium działa jako aktywny metal redukujący.
Łatwo reaguje z prostymi substancjami:
z tlenem:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
z halogenami:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
reaguje z innymi niemetalami po podgrzaniu:
z siarką tworząc siarczek glinu:
2Al + 3S = Al2S3
z azotem tworząc azotek glinu:
z węglem, tworząc węglik glinu:
4Al + 3С = Al4С3
Siarczek glinu i węglik glinu są całkowicie hydrolizowane:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4
Ze złożonymi substancjami:
wodą (po usunięciu ochronnej warstwy tlenkowej np. przez amalgamację lub gorące roztwory alkaliczne):
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
z alkaliami (z tworzeniem tetrahydroksoglinianów i innych glinianów):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2
2(NaOH.H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2
Łatwo rozpuszczalny w kwasie solnym i rozcieńczonym kwasie siarkowym:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2
Po podgrzaniu rozpuszcza się w kwasach - środkach utleniających, które tworzą rozpuszczalne sole glinu:
2Al + 6H2SO4(stęż.) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3(stęż.) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
regeneruje metale z ich tlenków (aluminothermy):
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
Szeroko stosowany jako materiał konstrukcyjny. Główne zalety aluminium w tej jakości to lekkość, ciągliwość do tłoczenia, odporność na korozję (w powietrzu aluminium natychmiast pokrywa się mocną folią Al2O3, która zapobiega jego dalszemu utlenianiu), wysoka przewodność cieplna, nietoksyczność jego związków. W szczególności te właściwości sprawiły, że aluminium stało się niezwykle popularne w produkcji naczyń kuchennych, folii aluminiowej w przemyśle spożywczym oraz do pakowania.
Główną wadą aluminium jako materiału konstrukcyjnego jest jego niska wytrzymałość, dlatego zwykle jest ono stopowane z niewielką ilością miedzi i magnezu (stop nazywa się duraluminium).
Przewodność elektryczna aluminium jest tylko 1,7 razy mniejsza niż miedzi, podczas gdy aluminium jest około 2 razy tańsze. Dlatego jest szeroko stosowany w elektrotechnice do produkcji przewodów, ich ekranowania, a nawet w mikroelektronice do produkcji przewodników w chipach. Niższa przewodność elektryczna aluminium (37 1/ohm) w porównaniu do Cuprum (63 1/ohm) jest kompensowana wzrostem przekroju przewody aluminiowe. Wadą aluminium jako materiału elektrycznego jest silna warstwa tlenku, która utrudnia lutowanie.
Ze względu na kompleks właściwości znajduje szerokie zastosowanie w urządzeniach termicznych.
Aluminium i jego stopy zachowują wytrzymałość w bardzo niskich temperaturach. Z tego powodu jest szeroko stosowany w technologii kriogenicznej.
Wysoki współczynnik odbicia w połączeniu z niskim kosztem i łatwością osadzania sprawia, że aluminium idealny materiał do robienia luster.
W produkcji materiały budowlane jako środek generujący gaz.
Aluminiowanie zapewnia odporność na korozję i zgorzelinę stali i innym stopom, na przykład zaworom tłokowym silników spalinowych, łopatkom turbin, platformom wiertniczym, urządzeniom do wymiany ciepła, a także zastępuje cynkowanie.
Siarczek glinu służy do produkcji siarkowodoru.
Trwają badania nad opracowaniem pianki aluminiowej jako szczególnie mocnego i lekkiego materiału.
Kiedy aluminium było bardzo drogie, robiono z niego różnorodną biżuterię. Moda na nich minęła natychmiast, gdy pojawiły się Nowe technologie (rozwiązania) do ich produkcji, które wielokrotnie ją ograniczyły. Teraz aluminium jest czasami używane do produkcji biżuterii kostiumowej.
Inne metale
Prowadzić
Ołów jest elementem głównej podgrupy czwartej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 82. Jest oznaczony symbolem Pb (łac. Plumbum). Prosta substancja Ołów (numer CAS: 7439-92-1) jest plastycznym, stosunkowo niskotopliwym szarym metalem.
Ołów ma raczej niską przewodność cieplną wynoszącą 35,1 W/(mK) w temperaturze 0°C. Metal jest miękki i łatwy do cięcia nożem. Na powierzchni jest zwykle pokryta mniej lub bardziej grubą warstwą tlenków, po cięciu otwiera się błyszcząca powierzchnia, która z czasem blednie w powietrzu.
Temperatura topnienia: 327,4 ° C
Temperatura wrzenia: 1740 °C
Azotan ołowiu jest używany do produkcji potężnych mieszanych materiałów wybuchowych. Jako najczęściej stosowany detonator (inicjujący materiał wybuchowy) stosuje się azydek ołowiu. Nadchloran ołowiu jest używany do przygotowania ciężkiej cieczy (gęstość 2,6 g/cm3) używanej do wzbogacania flotacyjnego rud, czasami jest używany w mieszanych materiałach wybuchowych o dużej mocy jako utleniacz. Sam fluorek ołowiu, a także bizmut, miedzi, fluorek srebra, jest stosowany jako materiał katodowy w źródłach prądu chemicznego. Bizmutan ołowiu, siarczek ołowiu PbS, jodek ołowiu są stosowane jako materiał katodowy w akumulatorach litowych. Chlorek ołowiu PbCl2 jako materiał katodowy w rezerwowych źródłach prądu. Tellurek ołowiu PbTe jest szeroko stosowany jako materiał termoelektryczny (termo-emf o mocy 350 μV/K), materiał najczęściej używany do produkcji generatorów termoelektrycznych i lodówek termoelektrycznych. Dwutlenek ołowiu PbO2 jest szeroko stosowany nie tylko w akumulatorze ołowiowym, ale na jego bazie wytwarzanych jest wiele zapasowych źródeł prądu chemicznego, np. pierwiastek ołowiowo-chlorowy, pierwiastek ołowiowo-fluorkowy itp.
Biały ołów, zasadowy węglan Pb(OH)2.PbCO3, gęsty biały proszek, otrzymuje się z ołowiu w powietrzu pod wpływem dwutlenku węgla i kwasu octowego. Zastosowanie białego ołowiu jako pigment barwiący obecnie nie jest tak powszechne, jak kiedyś, ze względu na ich rozkład pod działaniem siarkowodoru H2S. Biel ołowiowa wykorzystywana jest również do produkcji szpachli w technologii cementu i papieru ołowiowo-węglanowego.
Arsenian ołowiu i arsenin są wykorzystywane w technologii insektycydów do niszczenia szkodników rolniczych (ćma cygańska i ryjkowiec bawełniany). Boran ołowiu Pb(BO2)2 H2O, nierozpuszczalny biały proszek, jest używany do suszenia obrazów i lakierów oraz wraz z innymi metalami jako powłoki na szkle i porcelanie. Chlorek ołowiu PbCl2, biały krystaliczny proszek, rozpuszczalny w gorąca woda, roztwory innych chlorków, a zwłaszcza chlorek amonu NH4Cl. Służy do przygotowania maści w leczeniu nowotworów.
Chromian ołowiu PbCrO4, znany jako żółcień chromowa, jest ważnym pigmentem do przygotowania farb, do barwienia porcelany i tekstyliów. W przemyśle chromian stosowany jest głównie do produkcji żółtych pigmentów. Azotan ołowiu Pb(NO3)2 - biały substancja krystaliczna, dobrze rozpuszczalny w wodzie. Jest to spoiwo o ograniczonym zastosowaniu. W przemyśle stosowany jest w swatkach, farbowaniu i farszowaniu tekstyliów, farbowaniu i grawerowaniu poroża. Siarczan ołowiu Pb(SO4)2, nierozpuszczalny w wodzie biały proszek, jest stosowany jako pigment w bateriach, litografii i technologii tkanin drukowanych.
Siarczek ołowiu PbS, czarny, nierozpuszczalny w wodzie proszek, jest używany do wypalania ceramiki i do wykrywania jonów ołowiu.
Ponieważ ołów dobrze pochłania promieniowanie gamma, jest używany do ochrony przed promieniowaniem w aparatach rentgenowskich i reaktorach jądrowych. Ponadto ołów jest uważany za chłodziwo w projektach zaawansowanych reaktorów jądrowych na neutrony prędkie.
Duże zastosowanie znajdują stopy ołowiu. Cyna (stop cynowo-ołowiowy), zawierająca 85-90% metalicznej cyny i 15-10% ołowiu, jest formowalna, niedroga i wykorzystywana do produkcji przyborów domowych. W elektrotechnice stosuje się lut zawierający 67% Pb i 33% cyny. Stopy ołowiu z antymonem są używane do produkcji kul i czcionek typograficznych, a stopy ołowiu, antymonu i cyny do odlewania figur i łożysk. Stopy ołowiu z antymonem są zwykle stosowane do powlekania kabli i płyt akumulatorów elektrycznych. Związki ołowiu wykorzystywane są w produkcji barwników, farb, insektycydów, szkła Przedmioty handlowe oraz jako dodatki do benzyny w postaci czteroetylu ołowiu (C2H5) 4Pb (ciecz umiarkowanie lotna, pary w małych stężeniach mają słodki owocowy zapach, w dużych stężeniach nieprzyjemny zapach; Tm = 130 ° C, Tbp = 80 ° C / 13 mm Hg .st.; gęstość 1.650 g/cm³; nD2v = 1.5198; nierozpuszczalny w wodzie, mieszalny z rozpuszczalnikami organicznymi; wysoce toksyczny, łatwo przenika przez skórę; MPC = 0,005 mg/m³; LD50 = 12,7 mg/m³ kg ( szczury, doustnie)) w celu zwiększenia liczby oktanowej.
Cyna
Cyna jest elementem głównej podgrupy czwartej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 50. Jest oznaczona symbolem Cyna metal (łac. Stannum). W normalnych warunkach prostą substancją jest plastyczny, plastyczny i topliwy błyszczący metal o srebrzystobiałym kolorze. Cyna tworzy kilka alotropowych modyfikacji: poniżej 13,2 °C stabilna α-cyna (szara cyna) z sześcienną siecią diamentową, powyżej 13,2 °C stabilna β-cyna (biała cyna) z tetragonalną siecią krystaliczną.
Cyna jest stosowana przede wszystkim jako bezpieczna, nietoksyczna, odporna na korozję powłoka w czystej postaci lub w stopach z innymi metalami. Główne zastosowania przemysłowe cyny to blacha ocynowana (ocynowane żelazo) do produkcji pojemników na żywność, lutowie do elektroniki, domowe instalacje wodno-kanalizacyjne, stopy łożyskowe oraz powłoki cyny i jej stopów. Najważniejszym stopem cyny jest Brązowy(z Cuprum). Inny dobrze znany stop, cyna, jest używany do produkcji zastawy stołowej. Ostatnio nastąpiło odrodzenie zainteresowania wykorzystaniem metalu, ponieważ jest on najbardziej „przyjazny dla środowiska” wśród ciężkich metali nieżelaznych. Stosowany do tworzenia drutów nadprzewodzących na bazie związku międzymetalicznego Nb3Sn.
Ceny w przypadku metalicznej cyny w 2006 r. średnio 12-18 USD/kg, wysokiej czystości dwutlenku cyny około 25 USD/kg, monokryształowej wysokiej czystości cyny około 210 USD/kg.
Związki międzymetaliczne cyny i cyrkonu mają wysoką temperaturę topnienia (do 2000 °C) i odporność na utlenianie po podgrzaniu w powietrzu i mają wiele zastosowań.
Cyna jest najważniejszym składnikiem stopowym w produkcji konstrukcyjnych stopów tytanu.
Dwutlenek cyny jest bardzo skutecznym materiałem ściernym stosowanym do „wykańczania” powierzchni szkła optycznego.
Mieszanina soli cyny - "żółty skład" - była wcześniej stosowana jako barwnik do wełny.
Cyna jest również wykorzystywana w chemicznych źródłach prądu jako materiał anodowy, np. pierwiastek manganowo-cynowy, pierwiastek tlenkowo-rtęciowo-cynowy. Zastosowanie cyny w akumulatorze ołowiowo-cynowym jest obiecujące; więc na przykład przy równym napięciu z akumulatorem ołowiowym akumulator ołowiowo-cynowy ma 2,5 razy większą pojemność i 5 razy większą gęstość energii na jednostkę objętości, jego rezystancja wewnętrzna jest znacznie mniejsza.
Metal Tin jest nietoksyczna, dzięki czemu może być stosowana w przemyśle spożywczym. Szkodliwe zanieczyszczenia zawarte w cynie w normalnych warunkach przechowywania i użytkowania, w tym w stopie w temperaturze do 600 °C, nie są uwalniane do powietrza obszaru roboczego w ilościach przekraczających maksymalne dopuszczalne stężenie zgodnie z GOST. Długotrwałe (15-20 lat) narażenie na pył cyny ma działanie fibrogenne na płuca i może powodować pylicę płuc u pracowników.
Zastosowanie metali
Materiały budowlane
Metale i ich stopy są jednym z głównych materiałów konstrukcyjnych współczesnej cywilizacji. Decyduje o tym przede wszystkim ich wysoka wytrzymałość, jednorodność i nieprzepuszczalność dla cieczy i gazów. Ponadto, zmieniając skład stopów, można zmieniać ich właściwości w bardzo szerokim zakresie.
Materiały elektryczne
Metale są używane zarówno jako dobre przewodniki Elektryczność(miedź, aluminium) oraz jako materiały o wysokiej odporności na rezystory i elektryczne elementy grzejne (nichrom itp.).
Materiały narzędziowe
Metale i ich stopy są szeroko stosowane do produkcji narzędzi (ich części roboczej). Są to głównie stale narzędziowe i stopy twarde. Jako materiały narzędziowe stosuje się również diament, azotek boru i ceramikę.
Metalurgia
Metalurgia lub metalurgia to dziedzina materiałoznawstwa, która bada fizyczne i chemiczne zachowanie metali, związków międzymetalicznych i stopów. Metalurgia obejmuje również praktyczne zastosowanie istniejącej wiedzy o Metalach – od wydobycia surowców po emisję pieniądza. produkt końcowy.
Badanie struktury i fizyczne i chemiczne właściwości roztopy metali i tlenków oraz roztwory stałe, rozwój teorii skondensowanego stanu materii;
Badanie termodynamiki, kinetyki i mechanizmu reakcji metalurgicznych;
Opracowanie podstaw naukowych i technicznych oraz ekonomicznych dla zintegrowanego wykorzystania polimetalicznych surowców mineralnych i odpadów wytworzonych przez człowieka wraz z rozwiązywaniem problemów środowiskowych;
Opracowanie teorii podstaw fazy pirometalurgicznej, elektrotermicznej, hydrometalurgicznej i gazowej Procesy produkcja Metali, stopów, proszków metali oraz materiałów kompozytowych i powłok.
Metale żelazne obejmują żelazo, mangan, chrom, wanad. Wszystkie inne są kolorowe. Zgodnie z ich właściwościami fizycznymi i przeznaczeniem metale nieżelazne są warunkowo podzielone na ciężkie (miedź, ołów, cynk, cyna, nikiel) i lekkie (aluminium, magnez).
Zgodnie z głównym procesem technologicznym dzieli się go na pirometalurgię (wytapianie) i hydrometalurgię (wydobywanie metali w roztworach chemicznych). Odmianą pirometalurgii jest metalurgia plazmowa.
Metalurgia Plazmowa - wydobycie z rud, wytop i obróbka metali i stopów pod wpływem plazmy.
Przetwarzanie rud (tlenków itp.) odbywa się poprzez ich rozkład termiczny w plazmie. Aby zapobiec reakcjom odwrotnym, stosuje się środek redukujący (węgiel, wodór, metan itp.) lub gwałtowne chłodzenie przepływu plazmy, które narusza równowagę termodynamiczną.
Metalurgia plazmowa umożliwia bezpośrednie odzyskiwanie metalu z rudy, znacznie przyspiesza procesy metalurgiczne, uzyskuje czyste materiały, obniżyć koszty paliwa (reduktora). Wadą metalurgii plazmy jest wysokie zużycie energii elektrycznej wykorzystywanej do wytwarzania plazmy.
Fabuła
Pierwsze dowody na to, że dana osoba zajmowała się metalurgią, pochodzą z 5-6 tysiącleci p.n.e. mi. i zostały znalezione w Majdanpek, Pločnik i innych miejscach w Serbii (w tym miedziany topór Vinca 5500 pne), Bułgarii (5000 pne), Palmela (), Hiszpanii, Stonehenge (). Jednak, jak to często bywa w przypadku tak długotrwałych zjawisk, nie zawsze można dokładnie określić wiek.
We wczesnej kulturze obecne są srebro, miedź, cyna i żelazo meteorytowe, co pozwala na ograniczoną obróbkę metali. Tak więc wysoko cenione były „Niebiańskie sztylety” - broń egipska stworzona z meteorytu Iron 3000 pne. mi. Ale nauczywszy się wydobywać miedź i cynę z formacja skalna i otrzymali stop zwany brązem, ludzie w 3500 pne. mi. wszedł w epokę brązu.
Pozyskiwanie żelaza z rudy i wytapianie metalu było znacznie trudniejsze. Uważa się, że technologia została wynaleziona przez Hetytów około 1200 roku p.n.e. e., co oznaczało początek epoki żelaza. Tajemnica wydobycia i produkcji żelaza stała się kluczowym czynnikiem w Dominium Filistynów.
Ślady rozwoju czarnej metalurgii można prześledzić w wielu dawnych kulturach i cywilizacjach. Obejmuje to starożytne i średniowieczne królestwa i imperia Bliskiego i Bliskiego Wschodu, Starożytny Egipt i Anatolii (), Kartaginy, Greków i Rzymian starożytnych i średniowiecznych Europa, Chiny itp. Należy zauważyć, że wiele metod, urządzeń i technologii metalurgicznych zostało pierwotnie wynalezionych w starożytnych Chinach, a następnie Europejczycy opanowali to rzemiosło (wynalezienie wielkich pieców, Żeliwo, Stal, młoty hydrauliczne itp.). Jednak ostatnie badania sugerują, że technologia rzymska była znacznie bardziej zaawansowana niż wcześniej sądzono, zwłaszcza w górnictwie i kuciu.
Hutnictwo górnicze
Górnictwo Metalurgia polega na wydobywaniu cennych Metali z rudy i przetapianiu wydobytych surowców na czysty Metal. Aby przekształcić tlenek lub siarczek metalu w czysty metal, rudę należy oddzielić środkami fizycznymi, chemicznymi lub elektrolitycznymi.
Metalurdzy pracują z trzema głównymi składnikami: surowcami, koncentratem (cenny tlenek lub siarczek metalu) i odpadami. Po wydobyciu duże bryły rudy są kruszone do tego stopnia, że każda cząstka jest cennym koncentratem lub odpadem.
Góra Pracuje nie jest wymagane, jeśli ruda i środowisko pozwalają na ługowanie. W ten sposób możliwe jest rozpuszczenie i otrzymanie roztworu wzbogaconego Minerałem.
Często ruda zawiera kilka cennych metali. W takim przypadku odpady z jednego Procesu można wykorzystać jako surowiec dla innego Procesu.
Stop
Stop jest makroskopowo jednorodną mieszaniną dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych z przewagą składników metalicznych. Główną lub jedyną fazą stopu jest z reguły stały roztwór pierwiastków stopowych w metalu, który jest podstawą stopu.
Stopy mają właściwości metaliczne, takie jak metaliczny połysk, wysoka przewodność elektryczna i cieplna. Czasami składnikami stopu mogą być nie tylko pierwiastki chemiczne, ale także związki chemiczne o właściwościach metalicznych. Na przykład głównymi składnikami stopów twardych są węgliki wolframu lub tytanu. Właściwości makroskopowe stopów zawsze różnią się od właściwości ich składników, a makroskopową jednorodność stopów wielofazowych (heterogenicznych) uzyskuje się dzięki równomiernemu rozmieszczeniu faz zanieczyszczeń w osnowie metalicznej.
Stopy są zwykle otrzymywane przez mieszanie składników w stanie stopionym, a następnie chłodzenie. Przy wysokich temperaturach topnienia elementów stopy powstają poprzez mieszanie proszków metali z późniejszym spiekaniem (tak powstaje np. wiele stopów wolframu).
Jednym z głównych materiałów konstrukcyjnych są stopy. Wśród nich największe znaczenie mają stopy na bazie żelaza i aluminium. Do składu wielu stopów można również wprowadzić niemetale, takie jak węgiel, krzem, bor itp. W technologii wykorzystuje się ponad 5 tysięcy stopów.
Źródła
http://ru.wikipedia.org/
Encyklopedia inwestora. 2013 .
Synonimy:Wir verwenden Cookies für die beste Präsentation unserer Website. Wenn Sie diese Strona internetowa weiterhin nutzen, stimmen Sie dem zu. OK
Właściwości pierwiastków chemicznych pozwalają na łączenie ich w odpowiednie grupy. Na tej zasadzie powstał układ okresowy, który zmienił ideę istniejących substancji i umożliwił założenie istnienia nowych, nieznanych wcześniej pierwiastków.
W kontakcie z
Układ okresowy pierwiastków chemicznych został opracowany przez D. I. Mendelejewa w drugiej połowie XIX wieku. Co to jest i dlaczego jest potrzebne? Łączy w sobie wszystkie pierwiastki chemiczne w kolejności rosnącej masy atomowej, a wszystkie są ułożone tak, aby ich właściwości zmieniały się w sposób okresowy.
System okresowy Mendelejewa sprowadził do jednego systemu wszystkie istniejące elementy, które wcześniej uważano za po prostu oddzielne substancje.
Na podstawie swoich badań nowy substancje chemiczne. Nie sposób przecenić znaczenia tego odkrycia dla nauki., znacznie wyprzedzała swoje czasy i na wiele dziesięcioleci dawała impuls do rozwoju chemii.
Istnieją trzy najpopularniejsze opcje stołów, które są konwencjonalnie określane jako „krótki”, „długi” i „bardzo długi”. ». Główny stół jest uważany za długi stół, to oficjalnie zatwierdzone. Różnica między nimi to układ elementów i długość okresów.
System zawiera 7 okresów. Są one reprezentowane graficznie jako linie poziome. W takim przypadku okres może mieć jedną lub dwie linie, zwane rzędami. Każdy kolejny pierwiastek różni się od poprzedniego zwiększeniem ładunku jądrowego (liczby elektronów) o jeden.
Mówiąc prościej, okres to poziomy rząd w układzie okresowym. Każdy z nich zaczyna się od metalu, a kończy na gazie obojętnym. W rzeczywistości tworzy to okresowość - właściwości elementów zmieniają się w jednym okresie, powtarzając się ponownie w następnym. Pierwszy, drugi i trzeci okres są niekompletne, nazywane są małymi i zawierają odpowiednio 2, 8 i 8 elementów. Reszta jest kompletna, po 18 elementów każdy.
Grupa to pionowa kolumna, zawierające elementy o tej samej strukturze elektronicznej lub prościej o tym samym wyższym . Oficjalnie zatwierdzony długi stół zawiera 18 grup, które zaczynają się od metali alkalicznych, a kończą na gazach obojętnych.
Każda grupa ma swoją nazwę, co ułatwia znajdowanie lub klasyfikowanie elementów. Właściwości metaliczne są wzmocnione niezależnie od elementu w kierunku od góry do dołu. Wynika to ze wzrostu liczby orbit atomowych – im ich więcej, tym słabsze są wiązania elektronowe, przez co sieć krystaliczna jest bardziej wyraźna.
Metale w stole Mendelejew ma przeważającą liczbę, ich lista jest dość obszerna. Charakteryzują się wspólnymi cechami, mają niejednorodne właściwości i są podzielone na grupy. Niektóre z nich mają niewiele wspólnego z metalami w zmysł fizyczny, podczas gdy inne mogą istnieć tylko przez ułamki sekundy i absolutnie nie występują w naturze (przynajmniej na planecie), ponieważ są tworzone, a dokładniej, obliczane i potwierdzane w warunkach laboratoryjnych, sztucznie. Każda grupa ma swoją własną charakterystykę, nazwa wyraźnie różni się od pozostałych. Ta różnica jest szczególnie wyraźna w pierwszej grupie.
Jaka jest pozycja metali w układzie okresowym? Pozycje są ułożone w porządku rosnącym. masa atomowa lub liczba elektronów i protonów. Ich właściwości zmieniają się okresowo, więc nie ma zgrabnego rozmieszczenia w tabeli jeden do jednego. Jak określić metale i czy można to zrobić zgodnie z układem okresowym? Aby uprościć pytanie, wymyślono specjalną sztuczkę: warunkowo na styku żywiołów rysuje się ukośną linię od Boru do Poloniusza (lub do Astatynu). Te po lewej to metale, te po prawej to niemetale. Byłoby to bardzo proste i świetne, ale są wyjątki - german i antymon.
Taka „metoda” jest rodzajem ściągawki, została wymyślona tylko po to, aby uprościć proces zapamiętywania. Aby uzyskać dokładniejszą reprezentację, pamiętaj, że lista niemetali to tylko 22 pierwiastki, dlatego odpowiadając na pytanie, ile metali jest zawartych w układzie okresowym
Na rysunku wyraźnie widać, które pierwiastki są niemetalami i jak są ułożone w tabeli według grup i okresów.
Istnieją ogólne właściwości fizyczne metali. Obejmują one:
Należy rozumieć, że właściwości metali są bardzo różne w odniesieniu do ich natury chemicznej lub fizycznej. Niektóre z nich w niewielkim stopniu przypominają metale w zwykłym tego słowa znaczeniu. Na przykład rtęć zajmuje szczególną pozycję. W normalnych warunkach jest w stanie ciekłym, nie posiada sieci krystalicznej, której obecność zawdzięcza swoje właściwości innym metalom. Właściwości tych ostatnich są w tym przypadku warunkowe, rtęć jest z nimi związana w większym stopniu właściwościami chemicznymi.
Ciekawe! Pierwiastki z pierwszej grupy, metale alkaliczne, nie występują w czystej postaci, będąc w składzie różnych związków.
Do tej grupy należy najdelikatniejszy metal występujący w przyrodzie – cez. On, podobnie jak inne podobne substancje alkaliczne, ma niewiele wspólnego z bardziej typowymi metalami. Niektóre źródła twierdzą, że w rzeczywistości najmiększym metalem jest potas, co jest trudne do zakwestionowania lub potwierdzenia, ponieważ ani jeden, ani drugi pierwiastek nie istnieje samodzielnie - uwalniając się w wyniku reakcji chemicznej, szybko się utleniają lub reagują.
Druga grupa metali - ziem alkalicznych - jest znacznie bliższa grupom głównym. Nazwa „ziemia alkaliczna” pochodzi z czasów starożytnych, kiedy tlenki nazywano „ziemiami”, ponieważ mają luźną, gruzełkowatą strukturę. Mniej lub bardziej znane (w sensie potocznym) właściwości posiadają metale począwszy od III grupy. Wraz ze wzrostem liczby grup zmniejsza się ilość metali.
Definicja
Będąc na łonie natury
Właściwości metalu
Charakterystyczne właściwości metali
Właściwości fizyczne metali
Właściwości chemiczne metali
Struktura mikroskopowa
metale alkaliczne
Ogólna charakterystyka metali alkalicznych
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
Otrzymywanie metali alkalicznych
Wodorotlenki
Węglany
Rubid
metale ziem alkalicznych
Wapń
Stront
metale przejściowe
Ogólna charakterystyka elementów przejściowych
Aluminium
Inne metale
Zastosowanie metali
Materiały budowlane
Materiały elektryczne
Materiały narzędziowe
Metalurgia
Fabuła
Hutnictwo górnicze
Metal jest(nazwa pochodzi od łacińskiego metallum - kopalnia) - grupa pierwiastków o charakterystycznych właściwościach metalicznych, takich jak wysoka przewodność cieplna i elektryczna, dodatni współczynnik temperaturowy oporu, wysoka ciągliwość itp. Około 70% wszystkich pierwiastków chemicznych należy do metali .
Będąc na łonie natury
Większość metali występuje w przyrodzie w postaci rud i związków. Tworzą tlenki, siarczki, węglany i inne związki chemiczne. Aby uzyskać czyste metale i ich dalsze wykorzystanie, konieczne jest oddzielenie ich od rud i przeprowadzenie oczyszczenia. W razie potrzeby przeprowadza się stopowanie i inną obróbkę metali. Badaniem tego jest nauka metalurgii. Metalurgia wyróżnia rudy metali żelaznych (na bazie żelaza) oraz rudy nieżelazne (żelazo nie wchodzi w ich skład, tylko około 70 pierwiastków). Złoto, srebro i platyna to także metale szlachetne. Ponadto są obecne w niewielkich ilościach w wodzie morskiej, roślinach, organizmach żywych (odgrywają ważną rolę).
Wiadomo, że 3% ludzkiego ciała składa się z metali. W naszych komórkach przede wszystkim znajduje się wapń i sód, skoncentrowane w układach limfatycznych. Magnez kumuluje się w mięśniach i układzie nerwowym, miedź – w wątrobie, żelazo – we krwi.
Właściwości metalu
Charakterystyczne właściwości metali
Połysk metaliczny (z wyjątkiem jodu i węgla w postaci grafitu. Pomimo metalicznego połysku, krystaliczny jod i grafit są niemetalami.)
Dobra przewodność elektryczna (z wyjątkiem węgla.)
Możliwość lekkiej obróbki.
Wysoka gęstość (zwykle metale są cięższe niż niemetale).
Wysoka temperatura topnienia (z wyjątkiem: rtęci, galu i metali alkalicznych).
Świetna przewodność cieplna
W reakcjach są zawsze środkami redukującymi.
Właściwości fizyczne metali
Wszystkie metale (z wyjątkiem rtęci i warunkowo Francji) są w normalnych warunkach w stanie stałym, ale mają różną twardość. Tak więc metale alkaliczne można łatwo ciąć nożem kuchennym, a metale takie jak wanad, wolfram i chrom łatwo zarysowują najtwardszą stal i szkło. Poniżej znajduje się twardość niektórych metali w skali Mohsa.
Temperatury topnienia wahają się od -39°C (rtęć) do 3410°C (wolfram). Temperatura topnienia większości metali (z wyjątkiem zasad) jest wysoka, ale niektóre „zwykłe” metale, takie jak cyna i ołów, można topić na konwencjonalnej kuchence elektrycznej lub gazowej.
W zależności od gęstości metale dzielimy na lekkie (gęstość 0,53 ÷ 5 g/cm³) i ciężkie (5 ÷ 22,5 g/cm³). Najlżejszym metalem jest lit (gęstość 0,53 g/cm³). Obecnie nie można wymienić najcięższego metalu, ponieważ gęstości osmu i irydu - dwóch najcięższych metali - są prawie równe (około 22,6 g / cm³ - dokładnie dwa razy więcej niż gęstość ołowiu) i niezwykle trudno jest obliczyć ich dokładną gęstość: do tego potrzebne są całkowicie czyste metale, ponieważ wszelkie zanieczyszczenia zmniejszają ich gęstość.
Większość metali jest plastyczna, co oznacza, że drut metalowy można zginać bez zerwania. Wynika to z przemieszczenia warstw atomów metalu bez zerwania wiązania między nimi. Najwięcej plastiku to złoto, srebro i miedź. Ze złota można wykonać folię o grubości 0,003 mm, która służy do złocenia wyrobów. Jednak nie wszystkie metale są plastyczne. Drut cynkowy lub cynowy chrupie podczas zginania; mangan i bizmut nie wyginają się w ogóle podczas deformacji, ale natychmiast pękają. Plastyczność zależy również od czystości metalu; Dzięki temu bardzo czysty chrom jest bardzo plastyczny, ale zanieczyszczony nawet niewielkimi zanieczyszczeniami staje się kruchy i twardszy.
Wszystkie metale dobrze przewodzą prąd; wynika to z obecności w ich sieciach krystalicznych ruchomych elektronów poruszających się pod działaniem pola elektrycznego. Srebro, miedź i aluminium mają najwyższą przewodność elektryczną; z tego powodu dwa ostatnie metale są najczęściej używane jako materiał na druty. Sód ma również bardzo wysoką przewodność elektryczną, znane są próby wykorzystania przewodników sodowych w postaci cienkościennych rurek ze stali nierdzewnej wypełnionych sodem w sprzęcie doświadczalnym. Ze względu na niski ciężar właściwy sodu, przy równym oporze, „druty” sodowe są znacznie lżejsze niż miedź, a nawet nieco lżejsze niż aluminium.
Wysoka przewodność cieplna metali zależy również od ruchliwości wolnych elektronów. Dlatego seria przewodności cieplnych jest podobna do serii przewodności elektrycznych, a najlepszym przewodnikiem ciepła, podobnie jak elektryczność, jest srebro. Sód znajduje również zastosowanie jako dobry przewodnik ciepła; Powszechnie znane jest np. stosowanie sodu w zaworach silników samochodowych w celu poprawy ich chłodzenia.
Gładka powierzchnia metali odbija duży procent światła – zjawisko to nazywamy metalicznym połyskiem. Jednak w stanie sproszkowanym większość metali traci połysk; Jednak aluminium i magnez zachowują swój blask w proszku. Najlepiej odbijają światło aluminium, srebro i pallad - z tych metali powstają lustra. Rodu czasami używa się również do produkcji luster, pomimo jego wyjątkowo wysokiej ceny: ze względu na znacznie większą twardość i odporność chemiczną niż srebro, a nawet pallad, warstwa rodu może być znacznie cieńsza niż srebro.
Kolor większości metali jest w przybliżeniu taki sam - jasnoszary z niebieskawym odcieniem. Złoto, miedź i cez są odpowiednio żółte, czerwone i jasnożółte.
Właściwości chemiczne metali
Na zewnętrznej warstwie elektronowej większość metali ma niewielką liczbę elektronów (1-3), więc w większości reakcji działają one jak reduktory (czyli „oddają” swoje elektrony)
1. Reakcje z prostymi substancjami
Wszystkie metale reagują z tlenem z wyjątkiem złota i platyny. Reakcja ze srebrem zachodzi w wysokich temperaturach, ale tlenek srebra(II) praktycznie nie powstaje, ponieważ jest niestabilny termicznie. W zależności od metalu, wyjściem mogą być tlenki, nadtlenki, ponadtlenki:
4Li + O2 = 2Li2O tlenek litu
2Na + O2 = Nadtlenek sodu Na2O2
K + O2 = KO2 nadtlenek potasu
Aby uzyskać tlenek z nadtlenku, nadtlenek jest redukowany metalem:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O
W przypadku metali o średniej i niskiej aktywności reakcja zachodzi po podgrzaniu:
3Fe + 2O2 = Fe3O4
Tylko najbardziej aktywne metale reagują z azotem, tylko lit oddziałuje w temperaturze pokojowej, tworząc azotki:
6Li + N2 = 2Li3N
Po podgrzaniu:
3Ca + N2 = Ca3N2
Wszystkie metale reagują z siarką z wyjątkiem złota i platyny:
Żelazo reaguje z siarką po podgrzaniu, tworząc siarczek:
Z wodorem reagują tylko najbardziej aktywne metale, czyli metale z grup IA i IIA, z wyjątkiem Be. Reakcje przeprowadza się po ogrzaniu i tworzą się wodorki. W reakcjach metal działa jako czynnik redukujący, stopień utlenienia wodoru wynosi -1:
Tylko najbardziej aktywne metale reagują z węglem. W tym przypadku powstają acetylenki lub metanoniki. Acetylidy w reakcji z wodą dają acetylen, metanowce - metan.
2Na + 2C = Na2C2
Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2
Stopowanie to wprowadzanie do wytopu dodatkowych pierwiastków, które modyfikują właściwości mechaniczne, fizyczne i chemiczne materiału podstawowego.
Struktura mikroskopowa
Charakterystyczne właściwości metali można zrozumieć na podstawie ich struktury wewnętrznej. Wszystkie mają słabe połączenie elektronów zewnętrznego poziomu energetycznego (innymi słowy elektronów walencyjnych) z jądrem. Z tego powodu różnica potencjałów wytworzona w przewodniku prowadzi do lawinowego ruchu elektronów (zwanych elektronami przewodzącymi) w sieci krystalicznej. Zbiór takich elektronów jest często określany jako gaz elektronowy. Oprócz elektronów udział w przewodności cieplnej mają fonony (drgania sieci). Plastyczność wynika z małej bariery energetycznej dla ruchu dyslokacji i przesunięcia płaszczyzn krystalograficznych. Twardość można wytłumaczyć dużą liczbą defektów strukturalnych (atomów śródmiąższowych, wakatów itp.).
Ze względu na łatwy powrót elektronów możliwe jest utlenianie metali, co może prowadzić do korozji i dalszej degradacji właściwości. Zdolność do utleniania można rozpoznać po standardowym szeregu aktywności metali. Fakt ten potwierdza potrzebę stosowania metali w połączeniu z innymi pierwiastkami (stop, z których najważniejsza jest stal), ich stopowanie oraz stosowanie różnych powłok.
Aby dokładniej opisać właściwości elektroniczne metali, konieczne jest zastosowanie mechaniki kwantowej. We wszystkich ciałach stałych o wystarczającej symetrii poziomy energii elektronów poszczególnych atomów nakładają się i tworzą dozwolone pasma, a pasmo utworzone przez elektrony walencyjne nazywa się pasmem walencyjnym. Słabe wiązanie elektronów walencyjnych w metalach prowadzi do tego, że pasmo walencyjne w metalach okazuje się być bardzo szerokie, a wszystkie elektrony walencyjne nie wystarczają do całkowitego jego wypełnienia.
Podstawową cechą takiego częściowo wypełnionego pasma jest to, że nawet przy minimalnym przyłożonym napięciu w próbce zaczyna się przegrupowanie elektronów walencyjnych, czyli płynie prąd elektryczny.
Ta sama wysoka mobilność elektronów prowadzi do wysokiej przewodności cieplnej, a także do zdolności odbijania promieniowania elektromagnetycznego (nadającego metalom charakterystyczny połysk).
metale alkaliczne
Metale alkaliczne to pierwiastki głównej podgrupy I grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa: lit Li, sód Na, potas K, rubid Rb, cez Cs i fran Fr. Metale te nazywane są alkalicznymi, ponieważ większość ich związków jest rozpuszczalna w wodzie. W języku słowiańskim „wymyć” oznacza „rozpuścić”, a to określiło nazwę tej grupy metali. Gdy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, tworzą się rozpuszczalne wodorotlenki, zwane alkaliami.
Ogólna charakterystyka metali alkalicznych
W układzie okresowym natychmiast podążają za gazami obojętnymi, więc strukturalną cechą atomów metali alkalicznych jest to, że zawierają one jeden elektron na nowym poziomie energetycznym: ich konfiguracja elektronowa to ns1. Oczywiste jest, że elektrony walencyjne metali alkalicznych można łatwo usunąć, ponieważ energetycznie korzystne jest oddanie elektronu przez atom i uzyskanie konfiguracji gazu obojętnego. Dlatego wszystkie metale alkaliczne charakteryzują się właściwościami redukującymi. Potwierdzają to niskie wartości ich potencjałów jonizacyjnych (potencjał jonizacyjny atomu cezu jest jednym z najniższych) oraz elektroujemność (EO).
Wszystkie metale z tej podgrupy są srebrnobiałe (oprócz srebrno-żółtego cezu), są bardzo miękkie, można je ciąć skalpelem. Lit, sód i potas są lżejsze od wody i unoszą się na jej powierzchni, reagując z nią.
Metale alkaliczne występują naturalnie w postaci związków zawierających pojedynczo naładowane kationy. Wiele minerałów zawiera metale z głównej podgrupy grupy I. Na przykład ortoklaz lub skaleń składa się z glinokrzemianu potasu K2, podobny minerał zawierający sód - albit - ma skład Na2. Woda morska zawiera chlorek sodu NaCl, a gleba sole potasu - sylwin KCl, sylwinit NaCl KCl, karnalit KCl MgCl2 6H2O, polihalit K2SO4 MgSO4 CaSO4 2H2O.
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
Ze względu na dużą aktywność chemiczną metali alkalicznych w stosunku do wody, tlenu, azotu są one magazynowane pod warstwą nafty. Aby przeprowadzić reakcję z metalem alkalicznym, kawałek o wymaganej wielkości jest ostrożnie odcinany skalpelem pod warstwą nafty, powierzchnia metalu jest dokładnie oczyszczana z produktów jego interakcji z powietrzem w atmosferze argonu i tylko następnie próbkę umieszcza się w naczyniu reakcyjnym.
1. Interakcja z wodą. Ważną właściwością metali alkalicznych jest ich wysoka aktywność w stosunku do wody. Lit najspokojniej (bez wybuchu) reaguje z wodą.
Podczas przeprowadzania podobnej reakcji sód pali się żółtym płomieniem i następuje niewielka eksplozja. Potas jest jeszcze bardziej aktywny: w tym przypadku eksplozja jest znacznie silniejsza, a płomień ma kolor fioletowy.
2. Interakcja z tlenem. Produkty spalania metali alkalicznych w powietrzu mają różny skład w zależności od aktywności metalu.
Tylko lit spala się w powietrzu, tworząc tlenek o składzie stechiometrycznym.
Podczas spalania sodu powstaje głównie nadtlenek Na2O2 z niewielką domieszką ponadtlenku NaO2.
Produkty spalania potasu, rubidu i cezu zawierają głównie ponadtlenki.
Aby uzyskać tlenki sodu i potasu, mieszaniny wodorotlenku, nadtlenku lub ponadtlenku ogrzewa się z nadmiarem metalu przy braku tlenu.
Dla związków tlenowych metali alkalicznych charakterystyczna jest następująca prawidłowość: wraz ze wzrostem promienia kationu metalu alkalicznego wzrasta stabilność związków tlenowych zawierających jon nadtlenkowy O22- i jon nadtlenkowy O2-.
Metale ciężkie charakteryzują się tworzeniem raczej stabilnych ozonków w składzie EO3. Wszystkie związki tlenu mają różne kolory, których intensywność pogłębia się w serii od Li do Cs.
Tlenki metali alkalicznych mają wszystkie właściwości tlenków zasadowych: reagują z wodą, tlenkami kwaśnymi i kwasami.
Nadtlenki i ponadtlenki wykazują właściwości silnych utleniaczy.
Nadtlenki i ponadtlenki intensywnie reagują z wodą tworząc wodorotlenki.
3. Interakcja z innymi substancjami. Metale alkaliczne reagują z wieloma niemetalami. Po podgrzaniu łączą się z wodorem, tworząc wodorki, z halogenkami, siarką, azotem, fosforem, węglem i krzemem, tworząc odpowiednio halogenki, siarczki, azotki, fosforki, węgliki i krzemki.
Po podgrzaniu metale alkaliczne mogą reagować z innymi metalami, tworząc związki międzymetaliczne. Metale alkaliczne reagują aktywnie (wybuch) z kwasami.
Metale alkaliczne rozpuszczają się w ciekłym amoniaku i jego pochodnych - aminach i amidach.
Po rozpuszczeniu w ciekłym amoniaku metal alkaliczny traci elektron, który jest solwatowany przez cząsteczki amoniaku i nadaje roztworowi niebieski kolor. Powstałe amidy są łatwo rozkładane przez wodę, tworząc alkalia i amoniak.
Metale alkaliczne oddziałują z substancjami organicznymi, alkoholami (z tworzeniem alkoholanów) i kwasami karboksylowymi (z tworzeniem soli).
4. Jakościowe oznaczanie metali alkalicznych. Ponieważ potencjały jonizacji metali alkalicznych są niewielkie, gdy metal lub jego związki są podgrzewane w płomieniu, atom ulega jonizacji, zabarwiając płomień na określony kolor.
Otrzymywanie metali alkalicznych
1. Do otrzymywania metali alkalicznych wykorzystują głównie elektrolizę stopionych ich halogenków, najczęściej chlorków, które tworzą naturalne minerały:
katoda: Li+ + e → Li
anoda: 2Cl- - 2e → Cl2
2. Czasami w celu uzyskania metali alkalicznych przeprowadza się elektrolizę stopów ich wodorotlenków:
katoda: Na+ + e → Na
anoda: 4OH- - 4e → 2H2O + O2
Ponieważ metale alkaliczne znajdują się na lewo od wodoru w elektrochemicznym szeregu napięć, nie można ich otrzymać elektrolitycznie z roztworów soli; w tym przypadku powstają odpowiednie zasady i wodór.
Wodorotlenki
Do produkcji wodorotlenków metali alkalicznych stosuje się głównie metody elektrolityczne. Najbardziej na dużą skalę jest produkcja wodorotlenku sodu przez elektrolizę stężonego wodnego roztworu soli kuchennej.
Wcześniej zasady otrzymywano w reakcji wymiany.
Otrzymane w ten sposób alkalia były silnie zanieczyszczone sodą Na2CO3.
Wodorotlenki metali alkalicznych to białe, higroskopijne substancje, których roztwory wodne są mocnymi zasadami. Uczestniczą we wszystkich reakcjach charakterystycznych dla zasad - reagują z kwasami, tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi, wodorotlenkami amfoterycznymi.
Wodorotlenki metali alkalicznych ulegają sublimacji bez rozkładu po podgrzaniu, z wyjątkiem wodorotlenku litu, który podobnie jak wodorotlenki metali z głównej podgrupy grupy II rozkłada się na tlenek i wodę po kalcynowaniu.
Wodorotlenek sodu wykorzystywany jest do produkcji mydeł, syntetycznych detergentów, sztucznych włókien, związków organicznych takich jak fenol.
Węglany
Ważnym produktem zawierającym metal alkaliczny jest soda Na2CO3. Większość sody na całym świecie produkowana jest zgodnie z zaproponowaną na początku XX wieku metodą Solvaya. Istota metody jest następująca: wodny roztwór NaCl, do którego dodaje się amoniak, nasyca się dwutlenkiem węgla w temperaturze 26 - 30 ° C. W tym przypadku powstaje słabo rozpuszczalny wodorowęglan sodu, zwany sodą oczyszczoną.
Amoniak jest dodawany w celu zneutralizowania kwaśnego środowiska, które występuje, gdy dwutlenek węgla przepuszcza się do roztworu i uzyskania jonu wodorowęglanu HCO3 niezbędnego do wytrącenia wodorowęglanu sodu. Po oddzieleniu sody oczyszczonej roztwór zawierający chlorek amonu ogrzewa się wapnem i uwalnia się amoniak, który zawracany jest do strefy reakcji.
Tak więc przy produkcji sody amoniakalnej jedynym odpadem jest chlorek wapnia, który pozostaje w roztworze i ma ograniczone zastosowanie.
Podczas kalcynowania wodorowęglanu sodu, sody kalcynowanej lub przemywania otrzymuje się Na2CO3 i dwutlenek węgla, które są wykorzystywane w procesie otrzymywania wodorowęglanu sodu.
Głównym konsumentem sody jest przemysł szklarski.
W przeciwieństwie do słabo rozpuszczalnej kwaśnej soli NaHCO3, wodorowęglan potasu KHCO3 jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, dlatego węglan potasu lub potaż K2CO3 otrzymuje się przez działanie dwutlenku węgla na roztwór wodorotlenku potasu.
Potaż jest używany do produkcji szkła i mydła w płynie.
Lit jest jedynym metalem alkalicznym, dla którego nie uzyskano wodorowęglanu. Powodem tego zjawiska jest bardzo mały promień jonu litu, który nie pozwala na zatrzymanie dość dużego jonu HCO3-.
Lit
Lit jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, drugiego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 3. Jest oznaczony symbolem Li (łac. Lit). Prosta substancja lit (numer CAS: 7439-93-2) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.
Lit został odkryty w 1817 r. przez szwedzkiego chemika i mineraloga A. Arfvedsona, najpierw w mineralecie petalit (Li,Na), następnie w spodumenie LiAl i lepidolicie KLi1,5Al1,5(F,OH)2. Metal litowy został po raz pierwszy odkryty przez Humphry'ego Davy'ego w 1825 roku.
Lit otrzymał swoją nazwę, ponieważ znajdował się w "kamieniach" (gr. λίθος - kamień). Pierwotnie nazywany „lithion”, współczesną nazwę zaproponował Berzelius.
Lit to srebrzystobiały metal, miękki i ciągliwy, twardszy niż sód, ale bardziej miękki niż ołów. Może być przetwarzany przez prasowanie i walcowanie.
W temperaturze pokojowej metaliczny lit ma sześcienną siatkę skupioną wokół ciała (koordynacja numer 8), która po obróbce na zimno przekształca się w sześcienną gęsto upakowaną siatkę, w której każdy atom mający podwójną koordynację kuboktaedryczną jest otoczony przez 12 innych. Poniżej 78 K stabilna forma krystaliczna jest heksagonalną, gęsto upakowaną strukturą, w której każdy atom litu ma 12 najbliższych sąsiadów znajdujących się na wierzchołkach sześciennego sześciokąta.
Spośród wszystkich metali alkalicznych lit ma najwyższe temperatury topnienia i wrzenia (odpowiednio 180,54 i 1340°C) oraz najniższą gęstość w temperaturze pokojowej ze wszystkich metali (0,533 g/cm³, prawie połowę gęstości wody).
Niewielki rozmiar atomu litu prowadzi do pojawienia się specjalnych właściwości metalu. Na przykład miesza się z sodem tylko w temperaturach poniżej 380 ° C i nie miesza się ze stopionym potasem, rubidem i cezem, podczas gdy inne pary metali alkalicznych mieszają się ze sobą w dowolnym stosunku.
Metal alkaliczny, niestabilny w powietrzu. Lit jest najmniej aktywnym metalem alkalicznym, praktycznie nie reaguje z suchym powietrzem (a nawet suchym tlenem) w temperaturze pokojowej.
W wilgotnym powietrzu powoli się utlenia, zamieniając się w azotek Li3N, wodorotlenek LiOH i węglan Li2CO3. W tlenie, po podgrzaniu, pali się, zamieniając się w tlenek Li2O. Interesującą cechą jest to, że w zakresie temperatur od 100°C do 300°C lit pokryty jest gęstą warstwą tlenku i nie ulega dalszemu utlenianiu.
W 1818 r. niemiecki chemik Leopold Gmelin odkrył, że lit i jego sole zabarwiają płomień karminowoczerwony, co jest jakościowym znakiem oznaczania litu. Temperatura zapłonu wynosi około 300 °C. Produkty spalania podrażniają błonę śluzową nosogardzieli.
Spokojnie, bez wybuchu i zapłonu, reaguje z wodą tworząc LiOH i H2. Reaguje również z alkoholem etylowym, tworząc alkoholan, z amoniakiem i halogenami (z jodem - tylko po podgrzaniu).
Lit jest przechowywany w eterze naftowym, parafinie, benzynie i/lub oleju mineralnym w hermetycznie zamkniętych puszkach. Metaliczny lit powoduje oparzenia w kontakcie ze skórą, błonami śluzowymi i oczami.
W metalurgii metali żelaznych i nieżelaznych lit stosuje się do odtleniania oraz zwiększania ciągliwości i wytrzymałości stopów. Lit jest czasami używany do redukcji metali rzadkich metodami metalotermicznymi.
Węglan litu jest najważniejszą substancją pomocniczą (dodawaną do elektrolitu) w hutnictwie aluminium, a jego zużycie rośnie z roku na rok proporcjonalnie do wielkości światowej produkcji aluminium (zużycie węglanu litu wynosi 2,5-3,5 kg na tonę wytopionego aluminium).
Stopy litu ze srebrem i złotem oraz miedzią są bardzo skutecznymi lutami. Stopy litu z magnezem, skandem, miedzią, kadmem i aluminium to nowe obiecujące materiały w lotnictwie i astronautyce. Na bazie glinianu i krzemianu litu stworzono ceramikę, która twardnieje w temperaturze pokojowej i znajduje zastosowanie w sprzęcie wojskowym, metalurgii, a w przyszłości w energetyce termojądrowej. Szkło na bazie litowo-glinowo-krzemianowej, wzmocnione włóknami z węglika krzemu, ma ogromną wytrzymałość. Lit bardzo skutecznie wzmacnia stopy ołowiu i nadaje im plastyczność oraz odporność na korozję.
Sole litu mają działanie psychotropowe i są stosowane w medycynie w profilaktyce i leczeniu wielu chorób psychicznych. W tym charakterze najczęściej występuje węglan litu. stosowany w psychiatrii do stabilizacji nastroju osób cierpiących na chorobę afektywną dwubiegunową i częste wahania nastroju. Skutecznie zapobiega depresji maniakalnej i zmniejsza ryzyko samobójstwa.Lekarze wielokrotnie obserwowali, że niektóre związki litu (oczywiście w odpowiednich dawkach) mają pozytywny wpływ na pacjentów cierpiących na depresję maniakalną. Efekt ten można wyjaśnić na dwa sposoby. Z jednej strony ustalono, że lit jest w stanie regulować aktywność niektórych enzymów biorących udział w przenoszeniu jonów sodu i potasu z płynu śródmiąższowego do komórek mózgu. Z drugiej strony zaobserwowano, że jony litu bezpośrednio wpływają na równowagę jonową komórki. A stan pacjenta zależy w dużej mierze od równowagi sodu i potasu: nadmiar sodu w komórkach jest charakterystyczny dla pacjentów z depresją, niedobór - dla osób cierpiących na manię. Wyrównując równowagę sodowo-potasową, sole litu mają pozytywny wpływ na oba.
Sód
Sód jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, trzeciego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 11. Jest oznaczony symbolem Na (łac. Natrium). Prosta substancja sód (numer CAS: 7440-23-5) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.
W wodzie sód zachowuje się prawie tak samo jak lit: reakcja przebiega z szybkim wydzielaniem wodoru, w roztworze powstaje wodorotlenek sodu.
Sód (a raczej jego związki) był używany od czasów starożytnych. Na przykład soda (natron), występująca naturalnie w wodach jezior sodowych w Egipcie. Starożytni Egipcjanie używali naturalnej sody do balsamowania, wybielania płótna, gotowania potraw, robienia farb i glazur. Pliniusz Starszy pisze, że w delcie Nilu soda (zawierała wystarczającą ilość zanieczyszczeń) została wyizolowana z wody rzecznej. Do sprzedaży trafił w postaci dużych kawałków, dzięki domieszce węgla, pomalowany na szaro lub nawet na czarno.
Sód został po raz pierwszy uzyskany przez angielskiego chemika Humphry'ego Davy'ego w 1807 roku przez elektrolizę stałego NaOH.
Nazwa „sód” (natrium) pochodzi od arabskiego natrun (po grecku nitron) i pierwotnie odnosiła się do naturalnej sody. Sam pierwiastek był wcześniej nazywany sodem (łac. Sodium).
Sód to srebrzystobiały metal, w cienkich warstwach o fioletowym odcieniu, plastyczny, nawet miękki (łatwo ciąć nożem), świeży szlif sodu błyszczy. Wartości przewodności elektrycznej i przewodności cieplnej sodu są dość wysokie, gęstość 0,96842 g/cm³ (przy 19,7°C), temperatura topnienia 97,86°C, temperatura wrzenia 883,15°C.
Metal alkaliczny, łatwo utleniający się w powietrzu. W celu ochrony przed tlenem atmosferycznym metaliczny sód jest przechowywany pod warstwą nafty. Sód jest mniej aktywny niż lit, dlatego reaguje z azotem tylko po podgrzaniu:
Przy dużym nadmiarze tlenu powstaje nadtlenek sodu
2Na + O2 = Na2O2
Sód metaliczny jest szeroko stosowany w chemii preparatywnej i przemyśle jako silny środek redukujący, w tym w metalurgii. Sód wykorzystywany jest do produkcji bardzo energochłonnych akumulatorów sodowo-siarkowych. Jest również stosowany w zaworach wydechowych samochodów ciężarowych jako radiator. Sporadycznie metaliczny sód jest używany jako materiał na przewody elektryczne przeznaczone do bardzo wysokich prądów.
W stopie z potasem, a także rubidem i cezem jest używany jako wysoce wydajny płyn chłodzący. W szczególności stop o składzie 12% sodu, 47% potasu, 41% cezu ma rekordowo niską temperaturę topnienia -78°C i został zaproponowany jako płyn roboczy do silników rakietowych jonowych oraz jako chłodziwo w elektrowniach jądrowych.
Sód jest również stosowany w wysokoprężnych i niskoprężnych lampach wyładowczych (HLD i HLD). Lampy NLVD typu DNaT (Arc Sodium Tubular) znajdują bardzo szerokie zastosowanie w oświetleniu ulicznym. Emitują jasnożółte światło. Żywotność lamp HPS wynosi 12-24 tys. godzin. Dlatego lampy wyładowcze typu DNaT są niezastąpione w oświetleniu miejskim, architektonicznym i przemysłowym. Dostępne są również lampy DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) oraz DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).
W jakościowej analizie materii organicznej stosuje się metaliczny sód. Stop sodu i badanej substancji neutralizuje się etanolem, dodaje się kilka mililitrów wody destylowanej i dzieli na 3 części, test J.Lassena (1843), mający na celu oznaczenie azotu, siarki i halogenów (test Beilsteina)
Chlorek sodu (sól kuchenna) jest najstarszym stosowanym środkiem aromatyzującym i konserwującym.
Azydek sodu (Na3N) jest stosowany jako środek azotujący w metalurgii oraz w produkcji azydku ołowiu.
Cyjanek sodu (NaCN) stosowany jest w hydrometalurgicznej metodzie ługowania złota ze skał, a także w wazotonawęglaniu stali oraz w galwanizacji (srebro, złocenie).
Chloran sodu (NaClO3) służy do niszczenia niepożądanej roślinności na torach kolejowych.
Potas
Potas jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 19. Jest oznaczony symbolem K (łac. Kalium). Prosta substancja potas (numer CAS: 7440-09-7) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.
W naturze potas występuje tylko w związkach z innymi pierwiastkami, np. w wodzie morskiej, a także w wielu minerałach. Utlenia się bardzo szybko w powietrzu i bardzo łatwo reaguje, zwłaszcza z wodą, tworząc zasadę. Pod wieloma względami właściwości chemiczne potasu są bardzo podobne do sodu, ale pod względem funkcji biologicznej i ich wykorzystania przez komórki organizmów żywych, nadal się różnią.
Potas (a dokładniej jego związki) był używany od czasów starożytnych. Tak więc produkcja potażu (który był używany jako detergent) istniała już w XI wieku. Popiół powstały podczas spalania słomy lub drewna potraktowano wodą, a powstały roztwór (ług) odparowano po przefiltrowaniu. Sucha pozostałość, oprócz węglanu potasu, zawierała siarczan potasu K2SO4, sodę i chlorek potasu KCl.
W 1807 r. angielski chemik Davy wyizolował potas przez elektrolizę stałego kaustycznego potażu (KOH) i nazwał go „potasem” (łac. potas; nazwa ta jest nadal powszechnie używana w języku angielskim, francuskim, hiszpańskim, portugalskim i polskim). W 1809 r. L.V. Gilbert zaproponował nazwę „potas” (łac. kalium, z arabskiego al-kali - potaż). Nazwa ta weszła do języka niemieckiego, stamtąd do większości języków Europy Północnej i Wschodniej (w tym rosyjskiego) i „wygrała” przy wyborze symbolu tego elementu - K.
Potas to srebrzysta substancja o charakterystycznym połysku na świeżo uformowanej powierzchni. Bardzo lekki i lekki. Stosunkowo dobrze rozpuszczalny w rtęci, tworząc amalgamaty. Wprowadzony do płomienia palnika potas (a także jego związki) zabarwiają płomień na charakterystyczną różowo-fioletową barwę.
Potas, podobnie jak inne metale alkaliczne, wykazuje typowe właściwości metaliczne i jest bardzo reaktywny, łatwo oddając elektrony.
Jest silnym środkiem redukującym. Łączy się z tlenem tak aktywnie, że nie powstaje tlenek, ale ponadtlenek potasu KO2 (lub K2O4). Po podgrzaniu w atmosferze wodoru powstaje wodorek potasu KH. Dobrze współdziała ze wszystkimi niemetalami, tworząc halogenki, siarczki, azotki, fosforki itp., a także ze złożonymi substancjami, takimi jak woda (reakcja zachodzi z wybuchem), różne tlenki i sole. W tym przypadku redukują inne metale do stanu wolnego.
Potas jest przechowywany pod warstwą nafty.
Ciekły w temperaturze pokojowej stop potasu i sodu jest stosowany jako chłodziwo w układach zamkniętych, na przykład w elektrowniach jądrowych na neutrony prędkie. Ponadto szeroko stosowane są jego ciekłe stopy z rubidem i cezem. Stop o składzie sód 12%, potas 47%, cez 41% ma rekordowo niską temperaturę topnienia -78°C.
Związki potasu są najważniejszym pierwiastkiem biogennym i dlatego są stosowane jako nawozy.
Sole potasowe są szeroko stosowane w galwanizacji, ponieważ pomimo stosunkowo wysokich kosztów są często lepiej rozpuszczalne niż odpowiednie sole sodowe, a zatem zapewniają intensywną pracę elektrolitów przy zwiększonej gęstości prądu.
Potas jest najważniejszym pierwiastkiem biogennym, zwłaszcza w świecie roślin. Przy braku potasu w glebie rośliny bardzo słabo się rozwijają, plony maleją, więc około 90% wyekstrahowanych soli potasowych jest wykorzystywanych jako nawozy.
Potas wraz z azotem i fosforem należy do głównych składników pokarmowych roślin. Funkcja potasu w roślinach, jak i innych niezbędnych im pierwiastków, jest ściśle określona. W roślinach potas występuje w formie jonowej. Potas znajduje się głównie w cytoplazmie i wakuolach komórek. Około 80% potasu znajduje się w soku komórkowym.
Funkcje potasu są bardzo zróżnicowane. Stwierdzono, że stymuluje prawidłowy przebieg fotosyntezy, wzmaga odpływ węglowodanów z blaszek liściowych do innych narządów, a także syntezę cukrów.
Potas wzmaga akumulację cukrów prostych w roślinach owocowych i warzywnych, zwiększa zawartość cukrów w roślinach okopowych, skrobi w ziemniakach, zagęszcza ściany komórkowe słomy roślin zbożowych i zwiększa odporność pieczywa na wyleganie, poprawia jakość włókna lnu i lnu. konopie.
Promując gromadzenie węglowodanów w komórkach roślinnych, potas zwiększa ciśnienie osmotyczne soku komórkowego, a tym samym zwiększa odporność roślin na zimno i mróz.
Potas jest wchłaniany przez rośliny w postaci kationów i oczywiście pozostaje w komórkach w tej formie, aktywując najważniejsze procesy biochemiczne w komórkach roślinnych, potas zwiększa ich odporność na różne choroby, zarówno w okresie wegetacyjnym, jak i po- okres zbioru, znacznie poprawia jakość przechowywania owoców i warzyw .
Niedobór potasu powoduje wiele zaburzeń metabolicznych w roślinach, aktywność wielu enzymów jest osłabiona, zaburzony jest metabolizm węglowodanów i białek, wzrasta koszt węglowodanów do oddychania. W efekcie spada wydajność roślin, spada jakość produktów.
Rubid
Rubid jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 37. Jest oznaczony symbolem Rb (łac. Rubidium). Prosta substancja rubid (numer CAS: 7440-17-7) jest miękkim srebrno-białym metalem alkalicznym.
W 1861 roku niemieccy naukowcy Robert Wilhelm Bunsen i Gustav Robert Kirchhoff, badając naturalne glinokrzemiany za pomocą analizy spektralnej, odkryli w nich nowy pierwiastek, nazwany później rubidem od koloru najsilniejszych linii widma.
Rubid tworzy srebrzystobiałe miękkie kryształy, które mają metaliczny połysk na świeżym szlifie. Twardość Brinella 0,2 Mn/m² (0,02 kgf/mm²). Sieć krystaliczna rubidu jest sześcienna, skupiona wokół ciała, a = 5,71 Å (w temperaturze pokojowej). Promień atomowy wynosi 2,48 Å, promień jonu Rb+ wynosi 1,49 Å. Gęstość 1,525 g/cm3 (0°C), temperatura topnienia 38,9°C, temperatura wrzenia 703°C. Ciepło właściwe 335,2 j/(kg K), współczynnik cieplny rozszerzalności liniowej 9,0 10-5 deg-1 (0-38 °C), moduł sprężystości 2,4 H/m² (240 kgf/mm²), właściwa oporność elektryczna objętościowa 11,29 10-6 omów cm (20 °C); rubid jest paramagnetyczny.
Metal alkaliczny, bardzo niestabilny w powietrzu (reaguje z powietrzem w obecności śladów wody, palny). Tworzy wszelkiego rodzaju sole - w większości łatwo rozpuszczalne (chlorany i nadchlorany są słabo rozpuszczalne). Wodorotlenek rubidu jest substancją bardzo agresywną w stosunku do szkła i innych materiałów konstrukcyjnych i opakowaniowych, a stopiony niszczy większość metali (nawet złoto i platynę).
Zastosowanie rubidu jest różnorodne i pomimo faktu, że w wielu obszarach jego zastosowania jest on gorszy pod względem najważniejszych właściwości fizycznych od cezu, to jednak ten rzadki metal alkaliczny odgrywa ważną rolę w nowoczesnych technologiach. Można wyróżnić następujące obszary zastosowania rubidu: kataliza, przemysł elektroniczny, optyka specjalna, przemysł jądrowy, medycyna.
Rubid stosowany jest nie tylko w czystej postaci, ale także w postaci szeregu stopów i związków chemicznych. Należy zauważyć, że rubid ma bardzo dobrą i korzystną bazę surowcową, ale jednocześnie sytuacja z dostępnością surowców jest znacznie korzystniejsza niż w przypadku cezu, a rubid potrafi grać jeszcze bardziej. ważną rolę, na przykład, w katalizie (gdzie się z powodzeniem sprawdził).
Izotop rubidu-86 jest szeroko stosowany w defektoskopii promieniami gamma, technice pomiarowej, a także w sterylizacji wielu ważnych leków i produktów spożywczych. Rubid i jego stopy z cezem są bardzo obiecującym czynnikiem chłodzącym i roboczym wysokotemperaturowych zespołów turbinowych (pod tym względem rubid i cez zyskały na znaczeniu w ostatnich latach, a ekstremalnie wysoki koszt metali odchodzi na dalszy plan w stosunku do zdolność do radykalnego zwiększenia sprawności zespołów turbinowych, co oznacza zmniejszenie zużycia paliwa i zanieczyszczenia środowiska). Układy na bazie rubidu najczęściej stosowane jako chłodziwa to stopy trójskładnikowe: sód-potas-rubid i sód-rubid-cez.
W katalizie rubid jest stosowany zarówno w syntezie organicznej, jak i nieorganicznej. Aktywność katalityczna rubidu jest wykorzystywana głównie do rafinacji ropy naftowej na szereg ważnych produktów. Na przykład octan rubidu jest wykorzystywany do syntezy metanolu i szeregu wyższych alkoholi z gazu wodnego, co z kolei jest niezwykle ważne w związku z podziemnym zgazowaniem węgla oraz produkcją sztucznego paliwa ciekłego do samochodów i paliwa lotniczego. Wiele stopów rubidowo-tellurowych ma wyższą czułość w zakresie ultrafioletowym widma niż związki cezu i pod tym względem jest w stanie konkurować z cezem-133 jako materiał na fotokonwertery. W ramach specjalnych kompozycji smarnych (stopów) rubid jest stosowany jako wysoce skuteczny środek smarny w próżni (technologia rakietowa i kosmiczna).
Wodorotlenek rubidu służy do przygotowania elektrolitu do niskotemperaturowego CPS, a także jako dodatek do roztworu wodorotlenku potasu w celu poprawy jego wydajności w niskich temperaturach i zwiększenia przewodności elektrycznej elektrolitu. Metaliczny rubid jest używany w wodorkowych ogniwach paliwowych.
Chlorek rubidu w stopie z chlorkiem miedzi służy do pomiaru wysokich temperatur (do 400°C).
Plazma rubidowa służy do wzbudzania promieniowania laserowego.
Chlorek rubidu jest używany jako elektrolit w ogniwach paliwowych, to samo można powiedzieć o wodorotlenku rubidu, który jest bardzo skutecznym elektrolitem w ogniwach paliwowych wykorzystujących bezpośrednie utlenianie węgla.
Cez
Cez jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 55. Jest oznaczony symbolem Cs (łac. Cez). Prosta substancja cez (numer CAS: 7440-46-2) jest miękkim, srebrno-żółtym metalem alkalicznym. Cez otrzymał swoją nazwę od obecności dwóch jasnych niebieskich linii w widmie emisyjnym (od łacińskiego caesius - błękit nieba).
Cez został odkryty w 1860 roku przez niemieckich naukowców R.W. Bunsena i G.R. Kirchhoffa w wodach źródła mineralnego Durchheim w Niemczech metodą spektroskopii optycznej, stając się tym samym pierwszym pierwiastkiem odkrytym za pomocą analizy spektralnej. W czystej postaci cez został po raz pierwszy wyizolowany w 1882 r. przez szwedzkiego chemika K. Setterberga podczas elektrolizy stopionej mieszaniny cyjanku cezu (CsCN) i baru.
Głównymi minerałami cezu są pollucyt i bardzo rzadki avogadryt (K,Cs). Ponadto w postaci zanieczyszczeń cez wchodzi w skład szeregu glinokrzemianów: lepidolitu, flogopitu, biotytu, amazonitu, petalitu, berylu, zinnwaldytu, leucytu, karnalitu. Pollucyt i lepidolit są wykorzystywane jako surowce przemysłowe.
W produkcji przemysłowej cez w postaci związków jest pozyskiwany z mineralnego pollucytu. Odbywa się to przez otwarcie chlorku lub siarczanu. Pierwszy polega na potraktowaniu oryginalnego minerału podgrzanym kwasem solnym, dodaniu chlorku antymonu SbCl3 w celu wytrącenia związku Cs3 i przemyciu gorącą wodą lub roztworem amoniaku w celu wytworzenia chlorku cezu CsCl. W drugim przypadku minerał jest traktowany podgrzanym kwasem siarkowym w celu wytworzenia ałunu cezu CsAl(SO4)2 12H2O.
W Rosji, po rozpadzie ZSRR, nie prowadzono przemysłowej produkcji pollucytu, chociaż w czasach sowieckich w tundrze Woronya koło Murmańska odkryto kolosalne rezerwy tego minerału. Zanim rosyjski przemysł zdołał stanąć na nogi, okazało się, że licencję na zagospodarowanie tego pola kupiła kanadyjska firma. Obecnie przetwarzanie i ekstrakcja soli cezu z pollucytu odbywa się w Nowosybirsku w ZAO Rare Metals Plant.
Istnieje kilka laboratoryjnych metod otrzymywania cezu. Można go uzyskać:
ogrzewanie w próżni mieszaniny chromianu lub dichromianu cezu z cyrkonem;
rozkład azydku cezu w próżni;
ogrzewanie mieszaniny chlorku cezu i specjalnie przygotowanego wapnia.
Wszystkie metody są pracochłonne. Druga metoda umożliwia uzyskanie metalu o wysokiej czystości, jednak jest wybuchowa i wymaga kilku dni na realizację.
Cez znalazł zastosowanie dopiero na początku XX wieku, kiedy odkryto jego minerały i opracowano technologię otrzymywania go w czystej postaci. Obecnie cez i jego związki są wykorzystywane w elektronice, radio, elektrotechnice, inżynierii rentgenowskiej, przemyśle chemicznym, optyce, medycynie i energetyce jądrowej. W reaktorach elektrowni jądrowych stosuje się głównie stabilny, naturalny cez-133, aw ograniczonym zakresie jego radioaktywny izotop cezu-137, wyizolowany z sumy fragmentów rozszczepionych uranu, plutonu, toru.
metale ziem alkalicznych
Metale ziem alkalicznych - pierwiastki chemiczne: wapń Ca, stront Sr, bar Ba, rad Ra (czasami beryl Be i magnez Mg są również błędnie określane jako metale ziem alkalicznych). Nazwano je tak, ponieważ ich tlenki - "ziemi" (w terminologii alchemików) - nadają wodzie odczyn alkaliczny. Sole metali ziem alkalicznych, z wyjątkiem radu, są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie w postaci minerałów.
Wapń
Wapń jest elementem głównej podgrupy drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 20. Jest oznaczony symbolem Ca (łac. Wapń). Prosta substancja wapń (numer CAS: 7440-70-2) jest miękkim, reaktywnym, srebrnobiałym metalem ziem alkalicznych.
Metal wapniowy występuje w dwóch odmianach alotropowych. Do 443 °C α-Ca z sześcienną siatką skoncentrowaną na powierzchni jest stabilny (parametr a = 0,558 nm), powyżej β-Ca jest stabilny z sześcienną siatką skoncentrowaną na ciele typu α-Fe (parametr a = 0,448 nm). Standardowa entalpia ΔH0 przejścia α → β wynosi 0,93 kJ/mol.
Wapń jest typowym metalem ziem alkalicznych. Aktywność chemiczna wapnia jest wysoka, ale niższa niż wszystkich innych metali ziem alkalicznych. Łatwo reaguje z tlenem, dwutlenkiem węgla i wilgocią w powietrzu, dlatego powierzchnia wapna metalicznego jest zwykle matowo szara, więc wapń zwykle przechowuje się w laboratorium, podobnie jak inne metale ziem alkalicznych, w szczelnie zamkniętym słoiku pod warstwą nafty lub ciekłej parafiny.
W szeregu potencjałów standardowych wapń znajduje się na lewo od wodoru. Standardowy potencjał elektrody pary Ca2+/Ca0 wynosi -2,84 V, dzięki czemu wapń aktywnie reaguje z wodą, ale bez zapłonu:
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.
Z aktywnymi niemetalami (tlen, chlor, brom) wapń reaguje w normalnych warunkach:
2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.
Po podgrzaniu w powietrzu lub tlenie wapń ulega zapłonowi. Z mniej aktywnymi niemetalami (wodór, bor, węgiel, krzem, azot, fosfor i inne) wapń oddziałuje po podgrzaniu, na przykład:
Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,
3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,
3Ca + 2P = Ca3P2 (fosforek wapnia), znane są również fosforki wapnia o kompozycjach CaP i CaP5;
2Ca + Si = Ca2Si (krzemek wapnia), znane są również krzemki wapnia o składzie CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.
Przebiegowi powyższych reakcji z reguły towarzyszy wydzielanie dużej ilości ciepła (czyli reakcje te są egzotermiczne). We wszystkich związkach z niemetalami stopień utlenienia wapnia wynosi +2. Większość związków wapnia z niemetalami jest łatwo rozkładana przez wodę, na przykład:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.
Jon Ca2+ jest bezbarwny. Gdy do płomienia dodaje się rozpuszczalne sole wapnia, płomień zmienia kolor na ceglasty.
Sole wapnia, takie jak chlorek CaCl2, bromek CaBr2, jodek CaI2 i azotan Ca(NO3)2 są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Fluorek CaF2, węglan CaCO3, siarczan CaSO4, ortofosforan Ca3(PO4)2, szczawian CaC2O4 i niektóre inne są nierozpuszczalne w wodzie.
Duże znaczenie ma fakt, że w przeciwieństwie do węglanu wapnia CaCO3, kwaśny węglan wapnia (wodorowęglan) Ca(HCO3)2 jest rozpuszczalny w wodzie. W naturze prowadzi to do następujących procesów. Kiedy zimny deszcz lub woda rzeczna, nasycona dwutlenkiem węgla, wnika pod ziemię i spada na wapienia, obserwuje się ich rozpuszczanie:
CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.
W tych samych miejscach, gdzie woda nasycona wodorowęglanem wapnia wypływa na powierzchnię ziemi i jest ogrzewana promieniami słonecznymi, zachodzi reakcja odwrotna:
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.
Tak więc w naturze następuje transfer dużych mas substancji. W rezultacie pod ziemią mogą tworzyć się ogromne szczeliny, a w jaskiniach tworzą się piękne kamienne sople - stalaktyty i stalagmity.
Obecność rozpuszczonego wodorowęglanu wapnia w wodzie w dużej mierze determinuje tymczasową twardość wody. Nazywa się to tymczasowym, ponieważ gdy woda jest gotowana, wodorowęglan rozkłada się, a CaCO3 wytrąca się. Zjawisko to prowadzi na przykład do tego, że z czasem w czajniku tworzy się kamień.
Stront
Stront jest pierwiastkiem głównej podgrupy drugiej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 38. Jest oznaczony symbolem Sr (łac. stront). Prosta substancja stront (numer CAS: 7440-24-6) jest miękkim, ciągliwym i ciągliwym srebrnobiałym metalem ziem alkalicznych. Ma wysoką aktywność chemiczną, w powietrzu szybko reaguje z wilgocią i tlenem, pokrywając się żółtym filmem tlenkowym.
Nowy pierwiastek odkryto w minerale strontianicie, znalezionym w 1764 r. w kopalni ołowiu w pobliżu szkockiej wioski Stronshian, od której później nowy pierwiastek został nazwany. Obecność nowego tlenku metalu w tym minerale ustalili prawie 30 lat później William Cruikshank i Ader Crawford. Wyizolowany w najczystszej postaci przez Sir Humphry'ego Davy'ego w 1808 roku.
Stront jest miękkim, srebrzystobiałym metalem, plastycznym i plastycznym, który można łatwo przeciąć nożem.
Polimorfen - znane są trzy jego modyfikacje. Do 215°C modyfikacja sześcienna skoncentrowana na ciele (α-Sr) jest stabilna, między 215 a 605°C - sześciokątna (β-Sr), powyżej 605°C - sześcienna modyfikacja skoncentrowana na ciele (γ-Sr).
Temperatura topnienia - 768oC, Temperatura wrzenia - 1390oC.
Stront w swoich związkach zawsze wykazuje wartościowość +2. Według właściwości stront jest zbliżony do wapnia i baru, zajmując pośrednią pozycję między nimi.
W elektrochemicznej serii napięć stront jest jednym z najbardziej aktywnych metali (jego normalny potencjał elektrody wynosi -2,89 V. Reaguje energicznie z wodą, tworząc wodorotlenek:
Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2
Współdziała z kwasami, wypiera metale ciężkie z ich soli. Słabo reaguje ze stężonymi kwasami (H2SO4, HNO3).
Metaliczny stront szybko utlenia się w powietrzu, tworząc żółtawy film, w którym oprócz tlenku SrO zawsze obecny jest nadtlenek SrO2 i azotek Sr3N2. Podgrzany w powietrzu zapala się, sproszkowany stront w powietrzu ma skłonność do samozapłonu.
Energicznie reaguje z niemetalami - siarką, fosforem, halogenami. Oddziałuje z wodorem (powyżej 200°C), azotem (powyżej 400°C). Praktycznie nie reaguje z alkaliami.
W wysokich temperaturach reaguje z CO2 tworząc węglik:
5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO
Łatwo rozpuszczalne sole strontu z anionami Cl-, I-, NO3-. Sole z anionami F-, SO42-, CO32-, PO43- są słabo rozpuszczalne.
Strontu stosuje się do stopowania miedzi i niektórych jej stopów, do wprowadzania do stopów ołowiu akumulatorowego, do odsiarczania żeliwa, miedzi i stali.
Bar
Bar jest elementem głównej podgrupy drugiej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 56. Jest oznaczony symbolem Ba (łac. Bar). Prosta substancja bar (numer CAS: 7440-39-3) jest miękkim, plastycznym, srebrno-białym metalem ziem alkalicznych. Posiada wysoką aktywność chemiczną.
Bar został odkryty w postaci tlenku BaO w 1774 roku przez Karla Scheele. W 1808 roku angielski chemik Humphrey Davy wyprodukował amalgamat baru przez elektrolizę mokrego wodorotlenku baru z katodą rtęciową; po odparowaniu rtęci podczas ogrzewania wyizolował metaliczny bar.
Bar to srebrzystobiały plastyczny metal. Rozbija się przy silnym uderzeniu. Istnieją dwie alotropowe modyfikacje baru: α-Ba z sześcienną siatką skupioną wokół ciała jest stabilna do 375°C (parametr a = 0,501 nm), β-Ba jest stabilna powyżej.
Twardość w skali mineralogicznej 1,25; w skali Mohsa 2.
Metaliczny bar jest przechowywany w nafcie lub pod warstwą parafiny.
Bar jest metalem ziem alkalicznych. Utlenia się intensywnie w powietrzu, tworząc tlenek baru BaO i azotek baru Ba3N2, a przy niewielkim podgrzaniu zapala się. Reaguje energicznie z wodą, tworząc wodorotlenek baru Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH) 2 + H2
Aktywnie oddziałuje z rozcieńczonymi kwasami. Wiele soli baru jest nierozpuszczalnych lub słabo rozpuszczalnych w wodzie: siarczan baru BaSO4, siarczyn baru BaSO3, węglan baru BaCO3, fosforan baru Ba3(PO4)2. Siarczek baru BaS, w przeciwieństwie do siarczku wapnia CaS, jest dobrze rozpuszczalny w wodzie.
Łatwo reaguje z halogenkami tworząc halogenki.
Po podgrzaniu wodorem tworzy wodorek baru BaH2, który z kolei z wodorkiem litu LiH daje kompleks Li.
Reaguje na ogrzewanie amoniakiem:
6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2
Po podgrzaniu azotek baru Ba3N2 reaguje z CO tworząc cyjanek:
Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO
Z ciekłym amoniakiem daje ciemnoniebieski roztwór, z którego można wyizolować amoniak, który ma złocisty połysk i łatwo rozkłada się wraz z eliminacją NH3. W obecności katalizatora platynowego amoniak rozkłada się tworząc amid baru:
Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2
Węglik baru BaC2 można otrzymać przez ogrzewanie BaO z węglem w piecu łukowym.
Z fosforem tworzy fosforek Ba3P2.
Bar redukuje tlenki, halogenki i siarczki wielu metali do odpowiedniego metalu.
Metaliczny bar, często w stopie z aluminium, jest używany jako getter (getter) w wysokopróżniowych urządzeniach elektronicznych, a także jest dodawany wraz z cyrkonem do płynnych chłodziw metalowych (stopy sodu, potasu, rubidu, litu, cezu) w celu zmniejszenia agresywność na rurociągi oraz w metalurgii.
metale przejściowe
Metale przejściowe (pierwiastki przejściowe) - elementy bocznych podgrup układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, w atomach których elektrony pojawiają się na orbitalach d- i f-. Ogólnie strukturę elektronową elementów przejściowych można przedstawić następująco: . Orbital ns zawiera jeden lub dwa elektrony, pozostałe elektrony walencyjne znajdują się na orbicie. Ponieważ liczba elektronów walencyjnych jest zauważalnie mniejsza niż liczba orbitali, proste substancje utworzone przez pierwiastki przejściowe są metalami.
Ogólna charakterystyka elementów przejściowych
Wszystkie elementy przejściowe mają następujące wspólne właściwości:
Małe wartości elektroujemności.
Zmienne stany utlenienia. Dla prawie wszystkich pierwiastków d, w których atomach znajdują się 2 elektrony walencyjne na zewnętrznym podpoziomie ns, znany jest stopień utlenienia +2.
Począwszy od pierwiastków d III grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, pierwiastki na najniższym stopniu utlenienia tworzą związki wykazujące właściwości podstawowe, w najwyższym - kwaśnym, w pośrednim - amfoteryczne
Żelazo
Żelazo jest elementem podgrupy bocznej ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, liczba atomowa 26. Jest oznaczony symbolem Fe (łac. Ferrum). Jeden z najczęściej występujących metali w skorupie ziemskiej (drugie miejsce po aluminium).
Prosta substancja żelazo (numer CAS: 7439-89-6) jest plastycznym srebrno-białym metalem o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje w wysokich temperaturach lub przy dużej wilgotności powietrza. W czystym tlenie żelazo pali się, aw stanie drobno rozproszonym zapala się samorzutnie w powietrzu.
W rzeczywistości żelazo jest zwykle nazywane jego stopami o niskiej zawartości zanieczyszczeń (do 0,8%), które zachowują miękkość i ciągliwość czystego metalu. Ale w praktyce częściej stosuje się stopy żelaza z węglem: stal (do 2% węgla) i żeliwo (ponad 2% węgla), a także stal nierdzewną (stopową) z dodatkiem metali stopowych (chrom, mangan, nikiel itp.). Połączenie specyficznych właściwości żelaza i jego stopów sprawia, że jest to „metal nr 1” mający znaczenie dla ludzi.
W naturze żelazo rzadko występuje w czystej postaci, najczęściej występuje jako część meteorytów żelazowo-niklowych. Przewaga żelaza w skorupie ziemskiej wynosi 4,65% (4 miejsce po O, Si, Al). Uważa się również, że większość jądra Ziemi stanowi żelazo.
Żelazo jest metalem typowym, w stanie wolnym ma kolor srebrzystobiały z szarawym odcieniem. Czysty metal jest plastyczny, różne zanieczyszczenia (w szczególności węgiel) zwiększają jego twardość i kruchość. Ma wyraźne właściwości magnetyczne. Często wyróżnia się tzw. triadę żelazną - grupę trzech metali (żelazo Fe, kobalt Co, nikiel Ni), które mają podobne właściwości fizyczne, promienie atomowe i wartości elektroujemności.
Żelazo charakteryzuje się polimorfizmem, posiada cztery modyfikacje krystaliczne:
do 769 °C występuje α-Fe (ferryt) z sześcienną siatką skupioną wokół ciała i właściwościami ferromagnesu (769 °C ≈ 1043 K to punkt Curie dla żelaza)
w zakresie temperatur 769-917 ° C występuje β-Fe, który różni się od α-Fe jedynie parametrami siatki sześciennej centrowanej na ciele i właściwościami magnetycznymi paramagnesu
w zakresie temperatur 917-1394 °C występuje γ-Fe (austenit) z sześcienną siatką centrowaną
powyżej 1394 ° C, δ-Fe jest stabilny z siatką sześcienną skoncentrowaną na ciele
Metaloznawstwo nie rozróżnia β-Fe jako oddzielnej fazy i uważa ją za odmianę α-Fe. Gdy żelazo lub stal są podgrzewane powyżej punktu Curie (769 °C ≈ 1043 K), ruch termiczny jonów zaburza orientację spinowych momentów magnetycznych elektronów, ferromagnes staje się paramagnesem - następuje przejście fazowe drugiego rzędu, ale przejście fazowe pierwszego rzędu nie występuje wraz ze zmianą podstawowych parametrów fizycznych kryształów.
Dla czystego żelaza pod normalnym ciśnieniem, z punktu widzenia metalurgii, istnieją następujące stabilne modyfikacje:
Od zera absolutnego do 910 ºC, modyfikacja α z sześcienną siecią krystaliczną skupioną na ciele (bcc) jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie α nazywa się ferrytem.
Od 910 do 1400 ºC, modyfikacja γ z sześcienną siatką krystaliczną skoncentrowaną na powierzchni (fcc) jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie γ nazywany jest austenitem.
Od 910 do 1539 ºC modyfikacja δ z sześcienną (BCC) skoncentrowaną na ciele siecią krystaliczną jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie δ (jak również w żelazie α) nazywa się ferrytem. Czasami rozróżnia się wysokotemperaturowy δ-ferryt i niskotemperaturowy α-ferryt (lub po prostu ferryt), chociaż ich struktury atomowe są takie same.
Obecność w stali pierwiastków węglowych i stopowych istotnie zmienia temperatury przemian fazowych.
W obszarze wysokich ciśnień (powyżej 104 MPa, 100 tys. atm.) pojawia się modyfikacja ε-żelaza z heksagonalną gęsto upakowaną (hcp) siatką.
Zjawisko polimorfizmu jest niezwykle ważne dla hutnictwa stali. To dzięki przemianom α-γ sieci krystalicznej następuje obróbka cieplna stali. Bez tego zjawiska żelazo jako podstawa stali nie byłoby tak szeroko stosowane.
Żelazo jest ogniotrwałe, należy do metali o średniej aktywności. Temperatura topnienia żelaza wynosi 1539 °C, temperatura wrzenia około 3200 °C.
Żelazo jest jednym z najczęściej używanych metali, stanowiącym do 95% światowej produkcji metalurgicznej.
Żelazo jest głównym składnikiem stali i żeliw - najważniejszych materiałów konstrukcyjnych.
Żelazo może być częścią stopów na bazie innych metali - na przykład niklu.
Magnetyczny tlenek żelaza (magnetyt) jest ważnym materiałem do produkcji długoterminowych urządzeń pamięci komputerowych: dysków twardych, dyskietek itp.
Ultradrobny proszek magnetytowy jest używany w czarno-białych drukarkach laserowych jako toner.
Unikalne właściwości ferromagnetyczne szeregu stopów na bazie żelaza przyczyniają się do ich szerokiego zastosowania w elektrotechnice w obwodach magnetycznych transformatorów i silników elektrycznych.
Chlorek żelaza(III) (chlorek żelazowy) jest używany w amatorskiej praktyce radiowej do wytrawiania płytek drukowanych.
Siarczan żelazawy (siarczan żelaza) zmieszany z siarczanem miedzi służy do zwalczania szkodliwych grzybów w ogrodnictwie i budownictwie.
Żelazo jest używane jako anoda w bateriach żelazowo-niklowych, bateriach żelazowo-powietrznych.
Miedź
Miedź jest elementem podgrupy bocznej pierwszej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 29. Jest oznaczona symbolem Cu (łac. Cuprum). Prosta substancja miedź (numer CAS: 7440-50-8) jest plastycznym metalem przejściowym o złocistoróżowym kolorze (różowy w przypadku braku warstewki tlenkowej). Jest szeroko stosowany przez człowieka od czasów starożytnych.
Miedź to złocisto-różowy metal ciągliwy, szybko pokryty warstwą tlenku w powietrzu, co nadaje jej charakterystyczny intensywny żółto-czerwony odcień. Miedź ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną (zajmuje drugie miejsce pod względem przewodności elektrycznej po srebrze). Posiada dwa stabilne izotopy - 63Cu i 65Cu oraz kilka izotopów promieniotwórczych. Najdłużej żyjący z nich, 64Cu, ma okres półtrwania 12,7 godziny i dwa rozpady z różnymi produktami.
Gęstość - 8,94*10³ kg/m³
Ciepło właściwe w 20 °C - 390 J/kg*K
Rezystywność elektryczna przy 20-100 °C - 1,78 10-8 Ohm m
Temperatura topnienia - 1083 °C
Temperatura wrzenia - 2600 °C
Istnieje szereg stopów miedzi: mosiądz - stop miedzi i cynku, brąz - stop miedzi i cyny, miedzionikiel - stop miedzi i niklu oraz kilka innych.
Cynk
Cynk jest elementem podgrupy bocznej drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 30. Jest oznaczony symbolem Zn (łac. Zinkum). Prosta substancja cynk (numer CAS: 7440-66-6) w normalnych warunkach jest kruchym niebiesko-białym metalem przejściowym (matowieje w powietrzu, pokrywając się cienką warstwą tlenku cynku).
W czystej postaci jest raczej plastycznym srebrzystobiałym metalem. Posiada siatkę heksagonalną o parametrach a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm. Jest kruchy w temperaturze pokojowej, przy zginaniu płyty słychać trzaski od tarcia krystalitów (zwykle silniejszy niż „krzyk cyny”). W temperaturze 100-150°C cynk jest plastyczny. Zanieczyszczenia, nawet drobne, gwałtownie zwiększają kruchość cynku.
Typowy metal amfoteryczny. Standardowy potencjał elektrody wynosi -0,76 V, w szeregu standardowych potencjałów znajduje się przed żelazem.
W powietrzu cynk pokryty jest cienką warstwą tlenku ZnO. Po mocnym podgrzaniu wypala się z utworzeniem amfoterycznego białego tlenku ZnO:
2Zn + O2 = 2ZnO.
Tlenek cynku reaguje zarówno z roztworami kwasów:
ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O
i alkalia:
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,
Cynk o zwykłej czystości aktywnie reaguje z roztworami kwasów:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,
Zn + H2SO4(rozcieńczone) = ZnSO4 + H2
i roztwory alkaliczne:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,
tworzenie hydroksycynków. Bardzo czysty cynk nie reaguje z roztworami kwasów i zasad. Oddziaływanie rozpoczyna się od dodania kilku kropel roztworu siarczanu miedzi CuSO4.
Po podgrzaniu cynk reaguje z halogenkami, tworząc halogenki ZnHal2. Z fosforem cynk tworzy fosforki Zn3P2 i ZnP2. Z siarką i jej analogami - selenem i tellurem - różne chalkogenki, ZnS, ZnSe, ZnSe2 i ZnTe.
Cynk nie reaguje bezpośrednio z wodorem, azotem, węglem, krzemem i borem. Azotek Zn3N2 otrzymuje się w reakcji cynku z amoniakiem w temperaturze 550-600°C.
W roztworach wodnych jony cynku Zn2+ tworzą akwakompleksy 2+ i 2+.
Czysty metaliczny cynk służy do odzyskiwania metali szlachetnych wydobywanych w wyniku ługowania podziemnego (złoto, srebro). Ponadto cynk wykorzystywany jest do pozyskiwania srebra, złota (i innych metali) z surowego ołowiu w postaci związków międzymetalicznych cynk-srebro-złoto (tzw. „srebrna pianka”), które są następnie przetwarzane konwencjonalnymi metodami rafinacji.
Służy do zabezpieczania stali przed korozją (powlekanie cynkiem powierzchni nie narażonych na naprężenia mechaniczne lub metalizacja - w przypadku mostów, zbiorników, konstrukcji metalowych). Stosowany również jako materiał na elektrodę ujemną w chemicznych źródłach prądu tj. bateriach i akumulatorach np.: ogniwo manganowo-cynkowe, bateria srebrno-cynkowa dm³, niska rezystancja i kolosalne prądy wyładowania, element rtęciowo-cynkowy (EMF 1,35 V, 135 W h/kg , 550-650 W h/dm³), pierwiastek dioksysiarczanowo-rtęciowy, pierwiastek jodanowo-cynkowy, ogniwo galwaniczne z tlenku miedzi (EMF 0,7-1,6 Volt, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dm³), chrom- ogniwo cynkowe, ogniwo cynkowo-chlorkowo-srebrowe, akumulator niklowo-cynkowy (EMF 1, 82 Volt, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dm³), ogniwo ołowiowo-cynkowe, akumulator cynkowo-chlorowy, akumulator cynkowo-bromowy, itp.). Rola cynku w bateriach cynkowo-powietrznych jest bardzo istotna, w ostatnich latach były one intensywnie rozwijane w oparciu o system cynkowo-powietrzny – baterie do komputerów (laptopów) i w tej dziedzinie osiągnięto znaczny sukces (większy niż litowy). akumulatory, pojemność i zasoby, mniej niż 3-krotność kosztów), system ten jest również bardzo obiecujący dla silników rozruchowych (akumulator ołowiowy - 55 W h / kg, cynkowo-powietrzny - 220-300 W h / kg) oraz dla pojazdów elektrycznych ( przebieg do 900 km). Stosowany w wielu stopach do lutowania twardego w celu obniżenia ich temperatury topnienia. Cynk jest ważnym składnikiem mosiądzu. Tlenek cynku jest szeroko stosowany w medycynie jako środek antyseptyczny i przeciwzapalny. Do produkcji farb wykorzystywany jest również tlenek cynku - biel cynkowa.
Chlorek cynku jest ważnym topnikiem do lutowania metali i składnikiem produkcji włókien.
Tellur, selenek, fosforek, siarczek cynku są szeroko stosowanymi półprzewodnikami.
Selenek cynku jest używany do wytwarzania szkieł optycznych o bardzo niskiej absorpcji w zakresie średniej podczerwieni, takich jak lasery na dwutlenku węgla.
Rtęć
Rtęć jest elementem drugorzędnej podgrupy drugiej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 80. Jest oznaczony symbolem Hg (łac. Hydrargyrum). Prosta substancja rtęć (numer CAS: 7439-97-6) jest metalem przejściowym, w temperaturze pokojowej jest ciężką, srebrzystobiałą, zauważalnie lotną cieczą, której opary są wyjątkowo toksyczne. Rtęć jest jednym z dwóch pierwiastków chemicznych (i jedynym metalem), którego proste substancje w normalnych warunkach znajdują się w stanie ciekłym skupienia (drugi pierwiastek to brom). W naturze występuje zarówno w postaci rodzimej, jak i tworzy szereg minerałów. Najczęściej rtęć pozyskiwana jest poprzez redukcję z jej najpowszechniejszego minerału – cynobru. Wykorzystywany jest do produkcji przyrządów pomiarowych, pomp próżniowych, źródeł światła oraz w innych dziedzinach nauki i techniki.
Rtęć jest jedynym metalem, który jest płynny w temperaturze pokojowej. Posiada właściwości diamagnesu. Tworzy z wieloma metalami ciekłe stopy - amalgamaty. Jedynie żelazo, mangan i nikiel nie są połączone.
Rtęć jest metalem nieaktywnym.
Po podgrzaniu do 300°C rtęć reaguje z tlenem: 2Hg + O2 → 2HgO Powstaje czerwony tlenek rtęci(II). Ta reakcja jest odwracalna: po podgrzaniu powyżej 340°C tlenek rozkłada się na proste substancje. Reakcja rozkładu tlenku rtęci jest historycznie jednym z pierwszych sposobów wytwarzania tlenu.
Gdy rtęć jest ogrzewana siarką, powstaje siarczek rtęci(II).
Rtęć nie rozpuszcza się w roztworach kwasów, które nie mają właściwości utleniających, ale rozpuszcza się w wodzie królewskiej i kwasie azotowym, tworząc dwuwartościowe sole rtęci. Gdy nadmiar rtęci rozpuszcza się w kwasie azotowym na zimno, powstaje azotan Hg2(NO3)2.
Z pierwiastków grupy IIB to rtęć ma możliwość zniszczenia bardzo stabilnej powłoki elektronowej 6d10, co prowadzi do możliwości istnienia związków rtęci (+4). Tak więc, oprócz słabo rozpuszczalnego Hg2F2 i HgF2 rozkładającego się z wodą, istnieje również HgF4, otrzymywany przez oddziaływanie atomów rtęci i mieszaniny neonu i fluoru w temperaturze 4K.
Rtęć jest używana do produkcji termometrów, pary rtęci są wypełnione lampami rtęciowo-kwarcowymi i fluorescencyjnymi. Styki rtęciowe służą jako czujniki położenia. Ponadto rtęć metaliczna jest wykorzystywana do otrzymywania wielu ważnych stopów.
Wcześniej różne amalgamaty metali, zwłaszcza amalgamaty złota i srebra, były szeroko stosowane w jubilerstwie, przy produkcji luster i wypełnień dentystycznych. W inżynierii rtęć była szeroko stosowana w barometrach i manometrach. Związki rtęci były stosowane jako środek antyseptyczny (sublimacyjny), środek przeczyszczający (kalomel), w produkcji kapeluszy itp., ale ze względu na wysoką toksyczność pod koniec XX wieku zostały praktycznie wyparte z tych obszarów (zastąpienie amalgamacji). metodą natryskiwania i elektroosadzania metali, wypełnień polimerowych w stomatologii).
W termometrach niskotemperaturowych stosuje się stop rtęci z talem.
Rtęć metaliczna służy jako katoda do elektrolitycznego wytwarzania szeregu aktywnych metali, chloru i alkaliów, w niektórych źródłach prądu chemicznego (na przykład rtęciowo-cynkowych typu RT), w źródłach napięcia odniesienia (element Westona). Element rtęciowo-cynkowy (emf 1,35 V) ma bardzo wysoką energię pod względem objętości i masy (130 W/h/kg, 550 W/h/dm).
Rtęć jest wykorzystywana do recyklingu wtórnego wydobycia aluminium i złota (patrz metalurgia amalgamatu).
Rtęć jest również czasami używana jako płyn roboczy w mocno obciążonych łożyskach hydrodynamicznych.
Rtęć jest używana jako balast w okrętach podwodnych oraz do regulacji przechyłu i trymu niektórych pojazdów. Obiecujące jest zastosowanie rtęci w stopach z cezem jako wysoce wydajnego płynu roboczego w silnikach jonowych.
Rtęć jest składnikiem niektórych farb biobójczych, które zapobiega zanieczyszczaniu kadłubów statków wodą morską.
Rtęć-203 (T1/2 = 53 s) jest stosowany w radiofarmaceutyce.
Stosowane są również sole rtęci:
Jodek rtęci jest używany jako detektor promieniowania półprzewodnikowego.
Piorunian rtęci („wybuchowa rtęć”) od dawna jest używany jako inicjujący materiał wybuchowy (detonatory).
Bromek rtęci jest wykorzystywany w termochemicznym rozkładzie wody na wodór i tlen (energia atomowa wodoru).
Niektóre związki rtęci są używane jako leki (na przykład mertiolat do konserwacji szczepionek), ale głównie ze względu na toksyczność rtęć została wyparta z leków (sublimowana, oksycyjanek rtęci - antyseptyki, kalomel - środek przeczyszczający itp.) koniec XX wieku.
Aluminium
Aluminium jest elementem głównej podgrupy trzeciej grupy trzeciego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, liczba atomowa 13. Jest oznaczony symbolem Al (łac. Aluminium). Należy do grupy metali lekkich. Najpopularniejszy metal i trzeci co do częstości (po tlenie i krzemie) pierwiastek chemiczny w skorupie ziemskiej.
Prosta substancja aluminium (numer CAS: 7429-90-5) to lekki, niemagnetyczny metal o srebrno-białym kolorze, łatwo formowany, odlewany, obrabiany maszynowo. Aluminium ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną, odporność na korozję dzięki szybkiemu tworzeniu się silnych warstw tlenków, które chronią powierzchnię przed dalszą interakcją.
Według niektórych badań biologicznych przyjmowanie glinu w ludzkim ciele było uważane za czynnik rozwoju choroby Alzheimera, ale badania te zostały później skrytykowane, a wniosek o powiązaniu jednego z drugim został obalony.
Metal srebrnobiały, lekki, gęstość 2,7 g/cm³, temperatura topnienia dla gatunku technicznego 658 °C, dla aluminium o wysokiej czystości 660 °C, temperatura wrzenia 2500 °C, wytrzymałość na rozciąganie odlewu 10-12 kg/mm², odkształcalność 18 -25 kg/mm2, stopy 38-42 kg/mm2.
Twardość Brinella 24-32 kgf / mm², wysoka plastyczność: techniczna 35%, czysta 50%, zwinięta w cienką blachę i równomierną folię.
Aluminium ma wysoką przewodność elektryczną i cieplną, 65% przewodności elektrycznej miedzi, ma wysoki współczynnik odbicia światła.
Aluminium tworzy stopy z prawie wszystkimi metalami.
W normalnych warunkach aluminium pokryte jest cienką i mocną warstwą tlenku i dlatego nie reaguje z klasycznymi utleniaczami: z H2O (t°), O2, HNO3 (bez ogrzewania). Dzięki temu aluminium praktycznie nie podlega korozji i dlatego jest szeroko poszukiwane przez nowoczesny przemysł. Jednakże, gdy warstwa tlenku ulega zniszczeniu (na przykład w kontakcie z roztworami soli amonowej NH4 +, gorącymi alkaliami lub w wyniku amalgamacji), aluminium działa jako aktywny metal redukujący.
Łatwo reaguje z prostymi substancjami:
z tlenem:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
z halogenami:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
reaguje z innymi niemetalami po podgrzaniu:
z siarką, tworząc siarczek glinu:
2Al + 3S = Al2S3
z azotem tworząc azotek glinu:
z węglem, tworząc węglik glinu:
4Al + 3С = Al4С3
Siarczek glinu i węglik glinu są całkowicie hydrolizowane:
Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4
Ze złożonymi substancjami:
wodą (po usunięciu ochronnej warstwy tlenkowej np. przez amalgamację lub gorące roztwory alkaliczne):
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
z alkaliami (z tworzeniem tetrahydroksoglinianów i innych glinianów):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2
2(NaOH H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2
Łatwo rozpuszczalny w kwasie solnym i rozcieńczonym kwasie siarkowym:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2
Po podgrzaniu rozpuszcza się w kwasach - środkach utleniających, które tworzą rozpuszczalne sole glinu:
2Al + 6H2SO4(stęż.) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3(stęż.) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
regeneruje metale z ich tlenków (aluminothermy):
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
Szeroko stosowany jako materiał konstrukcyjny. Głównymi zaletami aluminium w tej jakości są lekkość, podatność na tłoczenie, odporność na korozję (w powietrzu aluminium natychmiast pokrywa się mocną folią Al2O3, która zapobiega jego dalszemu utlenianiu), wysoka przewodność cieplna, nietoksyczność jego związków. W szczególności te właściwości sprawiły, że aluminium stało się niezwykle popularne w produkcji naczyń kuchennych, folii aluminiowej w przemyśle spożywczym oraz do pakowania.
Główną wadą aluminium jako materiału konstrukcyjnego jest jego niska wytrzymałość, dlatego zwykle jest ono stopowane z niewielką ilością miedzi i magnezu (stop ten nazywa się duraluminium).
Przewodność elektryczna aluminium jest tylko 1,7 razy mniejsza niż miedzi, a aluminium jest około 2 razy tańsze. Dlatego jest szeroko stosowany w elektrotechnice do produkcji przewodów, ich ekranowania, a nawet w mikroelektronice do produkcji przewodników w chipach. Niższa przewodność elektryczna aluminium (37 1/ohm) w porównaniu z miedzią (63 1/ohm) jest kompensowana wzrostem przekroju przewodów aluminiowych. Wadą aluminium jako materiału elektrycznego jest silna warstwa tlenku, która utrudnia lutowanie.
Ze względu na kompleks właściwości znajduje szerokie zastosowanie w urządzeniach termicznych.
Aluminium i jego stopy zachowują wytrzymałość w bardzo niskich temperaturach. Z tego powodu jest szeroko stosowany w technologii kriogenicznej.
Wysoki współczynnik odbicia w połączeniu z niskim kosztem i łatwością osadzania sprawia, że aluminium jest idealnym materiałem do produkcji luster.
W produkcji materiałów budowlanych jako środek gazotwórczy.
Aluminiowanie zapewnia odporność na korozję i zgorzelinę stali i innym stopom, takim jak zawory silników tłokowych, łopatki turbin, platformy wiertnicze, urządzenia do wymiany ciepła, a także zastępuje cynkowanie.
Siarczek glinu służy do produkcji siarkowodoru.
Trwają badania nad opracowaniem spienionego aluminium jako szczególnie mocnego i lekkiego materiału.
Kiedy aluminium było bardzo drogie, robiono z niego różnorodną biżuterię. Moda na nie minęła natychmiast, gdy pojawiły się nowe technologie ich produkcji, co wielokrotnie obniżyło koszty. Teraz aluminium jest czasami używane do produkcji biżuterii.
Inne metale
Prowadzić
Ołów jest elementem głównej podgrupy czwartej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 82. Jest oznaczony symbolem Pb (łac. Plumbum). Prosta substancja ołowiowa (numer CAS: 7439-92-1) jest plastycznym, stosunkowo niskotopliwym szarym metalem.
Ołów ma raczej niską przewodność cieplną wynoszącą 35,1 W/(mK) w temperaturze 0°C. Metal jest miękki i łatwy do cięcia nożem. Na powierzchni jest zwykle pokryta mniej lub bardziej grubą warstwą tlenków, po cięciu otwiera się błyszcząca powierzchnia, która z czasem blednie w powietrzu.
Temperatura topnienia: 327,4 ° C
Temperatura wrzenia: 1740 °C
Azotan ołowiu jest używany do produkcji potężnych mieszanych materiałów wybuchowych. Jako najczęściej stosowany detonator (inicjujący materiał wybuchowy) stosuje się azydek ołowiu. Nadchloran ołowiu jest używany do przygotowania ciężkiej cieczy (gęstość 2,6 g/cm³) używanej do flotacyjnego wzbogacania rud, czasami jest używany w silnych mieszanych materiałach wybuchowych jako środek utleniający. Sam fluorek ołowiu, a także bizmut, miedź, fluorek srebra jest stosowany jako materiał katodowy w chemicznych źródłach prądu. Bizmut ołowiu, siarczek ołowiu PbS, jodek ołowiu są stosowane jako materiał katodowy w bateriach litowych. Chlorek ołowiu PbCl2 jako materiał katodowy w rezerwowych źródłach prądu. Tellurek ołowiu PbTe jest szeroko stosowany jako materiał termoelektryczny (termo-emf o mocy 350 μV/K), materiał najczęściej używany do produkcji generatorów termoelektrycznych i lodówek termoelektrycznych. Dwutlenek ołowiu PbO2 jest szeroko stosowany nie tylko w akumulatorze ołowiowym, ale na jego bazie wytwarzanych jest wiele zapasowych źródeł prądu chemicznego, np. pierwiastek ołowiowo-chlorowy, pierwiastek ołowiowo-fluorkowy itp.
Biały ołów, zasadowy węglan Pb (OH) 2 PbCO3, gęsty biały proszek, otrzymuje się z ołowiu w powietrzu pod wpływem dwutlenku węgla i kwasu octowego. Stosowanie białego ołowiu jako pigmentu barwiącego nie jest obecnie tak powszechne jak dawniej, ze względu na ich rozkład pod działaniem siarkowodoru H2S. Biel ołowiowa wykorzystywana jest również do produkcji szpachli w technologii cementu i papieru ołowiowo-węglanowego.
Arsenian ołowiu i arsenin są wykorzystywane w technologii insektycydów do niszczenia szkodników rolniczych (ćma cygańska i ryjkowiec bawełniany). Boran ołowiu Pb(BO2)2 H2O, nierozpuszczalny biały proszek, jest używany do suszenia obrazów i lakierów oraz wraz z innymi metalami jako powłoki na szkle i porcelanie. Chlorek ołowiu PbCl2, biały krystaliczny proszek rozpuszczalny w gorącej wodzie, roztwory innych chlorków, a zwłaszcza chlorek amonu NH4Cl. Służy do przygotowania maści w leczeniu nowotworów.
Chromian ołowiu PbCrO4, znany jako żółcień chromowa, jest ważnym pigmentem do przygotowania farb, do barwienia porcelany i tekstyliów. W przemyśle chromian stosowany jest głównie do produkcji żółtych pigmentów. Azotan ołowiu Pb(NO3)2 jest białą substancją krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Jest to spoiwo o ograniczonym zastosowaniu. W przemyśle znajduje zastosowanie w swatkach, farbowaniu i farszowaniu tekstyliów, farbowaniu poroża i grawerowaniu. Siarczan ołowiu Pb(SO4)2, nierozpuszczalny w wodzie biały proszek, jest stosowany jako pigment w bateriach, litografii i technologii tkanin drukowanych.
Siarczek ołowiu PbS, czarny, nierozpuszczalny w wodzie proszek, jest używany do wypalania ceramiki i do wykrywania jonów ołowiu.
Ponieważ ołów jest dobrym pochłaniaczem promieniowania γ, stosuje się go do ekranowania promieniowania w aparatach rentgenowskich i reaktorach jądrowych. Ponadto ołów jest uważany za chłodziwo w projektach zaawansowanych reaktorów jądrowych na neutrony prędkie.
Powszechnie stosowane są stopy ołowiu. Cyna (stop cynowo-ołowiowy), zawierająca 85-90% Sn i 15-10% Pb, jest formowalna, tania i wykorzystywana do produkcji artykułów gospodarstwa domowego. Lut o zawartości 67% Pb i 33% Sn jest stosowany w elektrotechnice. Stopy ołowiu z antymonem stosowane są do produkcji kul i czcionek typograficznych, a stopy ołowiu, antymonu i cyny do odlewania figur i łożysk. Stopy ołowiowo-antymonowe są powszechnie stosowane w osłonach kabli i płytach akumulatorów elektrycznych. Związki ołowiu stosowane są w produkcji barwników, farb, insektycydów, wyrobów szklanych oraz jako dodatki do benzyny w postaci tetraetyloołowiu (C2H5) 4Pb (ciecz umiarkowanie lotna, opary w małych stężeniach mają słodkawy owocowy zapach, w dużych stężeniach, nieprzyjemny zapach; Tm = 130 °C, Тbp = 80°С/13 mmHg; gęstość 1,650 g/cm³; nD2v = 1,5198; nierozpuszczalny w wodzie, mieszalny z rozpuszczalnikami organicznymi; wysoce toksyczny, łatwo przenika przez skórę; MPC = 0,005 mg/m³ LD50 = 12,7 mg/kg (szczury, doustnie)) w celu zwiększenia liczby oktanowej.
Cyna
Cyna jest elementem głównej podgrupy czwartej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa, o liczbie atomowej 50. Jest oznaczona symbolem Sn (łac. Stannum). W normalnych warunkach prosta substancja cyna jest plastycznym, plastycznym i topliwym błyszczącym metalem o srebrzystobiałej barwie. Cyna tworzy kilka alotropowych modyfikacji: poniżej 13,2 °C stabilna α-cyna (szara cyna) z sześcienną diamentopodobną siatką, powyżej 13,2 °C stabilna β-cyna (biała cyna) z tetragonalną siecią krystaliczną.
Cyna jest stosowana przede wszystkim jako bezpieczna, nietoksyczna, odporna na korozję powłoka w czystej postaci lub w stopach z innymi metalami. Główne zastosowania przemysłowe cyny to blacha ocynowana (ocynowane żelazo) do pakowania żywności, lutowie do elektroniki, domowe instalacje wodno-kanalizacyjne, stopy łożyskowe oraz powłoki cyny i jej stopów. Najważniejszym stopem cyny jest brąz (z miedzią). Inny dobrze znany stop, cyna, jest używany do produkcji zastawy stołowej. Ostatnio nastąpiło odrodzenie zainteresowania wykorzystaniem metalu, ponieważ jest on najbardziej „przyjazny dla środowiska” wśród ciężkich metali nieżelaznych. Stosowany do tworzenia drutów nadprzewodzących na bazie związku międzymetalicznego Nb3Sn.
Ceny cyny metalicznej w 2006 r. wynosiły średnio 12-18 USD/kg, dwutlenku cyny o wysokiej czystości około 25 USD/kg, cyny monokrystalicznej o wysokiej czystości około 210 USD/kg.
Związki międzymetaliczne cyny i cyrkonu mają wysoką temperaturę topnienia (do 2000 °C) i odporność na utlenianie po podgrzaniu w powietrzu i mają wiele zastosowań.
Cyna jest najważniejszym składnikiem stopowym w produkcji konstrukcyjnych stopów tytanu.
Dwutlenek cyny jest bardzo skutecznym materiałem ściernym stosowanym do „wykańczania” powierzchni szkła optycznego.
Mieszanina soli cyny - "żółty skład" - była wcześniej stosowana jako barwnik do wełny.
Cyna jest również wykorzystywana w chemicznych źródłach prądu jako materiał anodowy, np. pierwiastek manganowo-cynowy, pierwiastek tlenkowo-rtęciowo-cynowy. Zastosowanie cyny w akumulatorze ołowiowo-cynowym jest obiecujące; więc na przykład przy równym napięciu z akumulatorem ołowiowym akumulator ołowiowo-cynowy ma 2,5 razy większą pojemność i 5 razy większą gęstość energii na jednostkę objętości, jego rezystancja wewnętrzna jest znacznie mniejsza.
Cyna metaliczna jest nietoksyczna, dzięki czemu może być stosowana w przemyśle spożywczym. Szkodliwe zanieczyszczenia zawarte w cynie w normalnych warunkach przechowywania i użytkowania, w tym w stopie w temperaturach do 600 ºС, nie są uwalniane do powietrza obszaru roboczego w ilościach przekraczających maksymalne dopuszczalne stężenie zgodnie z GOST. Długotrwałe (od 15 do 20 lat) narażenie na pył cyny ma działanie fibrogenne na płuca i może powodować pylicę płuc u pracowników.
Zastosowanie metali
Materiały budowlane
Metale i ich stopy są jednym z głównych materiałów konstrukcyjnych współczesnej cywilizacji. Decyduje o tym przede wszystkim ich wysoka wytrzymałość, jednorodność i nieprzepuszczalność dla cieczy i gazów. Ponadto, zmieniając skład stopów, można zmieniać ich właściwości w bardzo szerokim zakresie.
Materiały elektryczne
Metale są stosowane zarówno jako dobre przewodniki prądu (miedź, aluminium), jak i jako materiały o wysokiej odporności na rezystory i elektryczne elementy grzejne (nichrom itp.).
Materiały narzędziowe
Metale i ich stopy są szeroko stosowane do produkcji narzędzi (ich części roboczej). Są to głównie stale narzędziowe i stopy twarde. Jako materiały narzędziowe stosuje się również diament, azotek boru i ceramikę.
Metalurgia
Metalurgia lub metalurgia to dziedzina materiałoznawstwa, która bada fizyczne i chemiczne zachowanie metali, związków międzymetalicznych i stopów. Metalurgia obejmuje również praktyczne zastosowanie istniejącej wiedzy o metalach – od wydobycia surowców do produkcji wyrobów gotowych.
Badanie struktury i właściwości fizykochemicznych wytopów metali i tlenków oraz roztworów stałych, opracowanie teorii skondensowanego stanu materii;
Badanie termodynamiki, kinetyki i mechanizmu reakcji metalurgicznych;
Opracowanie podstaw naukowych i technicznych oraz ekonomicznych dla zintegrowanego wykorzystania polimetalicznych surowców mineralnych i odpadów wytworzonych przez człowieka wraz z rozwiązywaniem problemów środowiskowych;
Opracowanie teorii podstaw procesów pirometalurgicznych, elektrotermicznych, hydrometalurgicznych i w fazie gazowej wytwarzania metali, stopów, proszków metali oraz materiałów kompozytowych i powłok.
Metale żelazne obejmują żelazo, mangan, chrom, wanad. Wszystkie inne są kolorowe. Zgodnie z ich właściwościami fizycznymi i przeznaczeniem metale nieżelazne są warunkowo podzielone na ciężkie (miedź, ołów, cynk, cyna, nikiel) i lekkie (aluminium, tytan, magnez).
Główny proces technologiczny Dzieli się na pirometalurgię (wytapianie) i hydrometalurgię (wydobywanie metali w roztworach chemicznych). Odmianą pirometalurgii jest metalurgia plazmowa.
Metalurgia plazmowa - wydobycie z rud, wytop i obróbka metali i stopów pod wpływem plazmy.
Przetwarzanie rud (tlenków itp.) odbywa się poprzez ich rozkład termiczny w plazmie. Aby zapobiec reakcjom odwrotnym, stosuje się środek redukujący (węgiel, wodór, metan itp.) lub gwałtowne chłodzenie przepływu plazmy, które narusza równowagę termodynamiczną.
Metalurgia plazmowa pozwala na bezpośrednią redukcję metalu z rudy, znacznie przyspiesza procesy metalurgiczne, uzyskuje czyste materiały i zmniejsza zużycie paliwa (reduktora). Wadą metalurgii plazmowej jest wysokie zużycie energii elektrycznej wykorzystywanej do wytwarzania plazmy.
Fabuła
Pierwsze dowody na to, że dana osoba zajmowała się metalurgią, pochodzą z 5-6 tysiącleci p.n.e. mi. i zostały znalezione w Majdanpek, Pločnik i innych miejscach w Serbii (w tym siekiera miedziana Vinca 5500 pne), Bułgarii (5000 pne), Palmeli (Portugalia), Hiszpanii, Stonehenge (Wielka Brytania). Jednak, jak to często bywa w przypadku tak długotrwałych zjawisk, nie zawsze można dokładnie określić wiek.
W kulturze dawnych czasów obecne są srebro, miedź, cyna i żelazo meteorytowe, co pozwalało na ograniczoną obróbkę metali. Tak więc wysoko cenione były „Niebiańskie sztylety” - broń egipska stworzona z żelaza meteorytowego 3000 pne. mi. Ale nauczywszy się wydobywać miedź i cynę ze skały i uzyskiwać stop zwany brązem, ludzie w 3500 rpne. mi. wszedł w epokę brązu.
Pozyskiwanie żelaza z rudy i wytopu metalu było znacznie trudniejsze. Uważa się, że technologia została wynaleziona przez Hetytów około 1200 roku p.n.e. e., co oznaczało początek epoki żelaza. Tajemnica wydobycia i produkcji żelaza stała się kluczowym czynnikiem potęgi Filistynów.
Ślady rozwoju metalurgii żelaza można prześledzić w wielu dawnych kulturach i cywilizacjach. Dotyczy to starożytnych i średniowiecznych królestw i imperiów Bliskiego i Bliskiego Wschodu, starożytnego Egiptu i Anatolii (Turcja), Kartaginy, Greków i Rzymian starożytnej i średniowiecznej Europy, Chin, Indii, Japonii itd. Należy zauważyć że wiele metod, urządzeń i technologii metalurgicznych zostało pierwotnie wynalezionych w starożytnych Chinach, a następnie Europejczycy opanowali to rzemiosło (wynajdywanie wielkich pieców, żeliwa, stali, młotów hydraulicznych itp.). Jednak ostatnie badania sugerują, że technologia rzymska była znacznie bardziej zaawansowana niż wcześniej sądzono, zwłaszcza w górnictwie i kuciu.
Hutnictwo górnicze
Hutnictwo górnicze to wydobywanie cennych metali z rudy i przetapianie wydobytych surowców na czysty metal. W celu przekształcenia tlenku lub siarczku metalu w czysty metal ruda musi zostać oddzielona środkami fizycznymi, chemicznymi lub elektrolitycznymi.
Metalurdzy pracują z trzema głównymi składnikami: surowcami, koncentratem (cenny tlenek lub siarczek metalu) i odpadami. Po wydobyciu duże bryły rudy są kruszone do tego stopnia, że każda cząstka jest cennym koncentratem lub odpadem.
Wydobycie nie jest konieczne, jeśli ruda i środowisko pozwalają na ługowanie. W ten sposób możesz rozpuścić minerał i uzyskać roztwór wzbogacony w minerały.
Często ruda zawiera kilka cennych metali. W takim przypadku odpady z jednego procesu można wykorzystać jako surowiec do innego procesu.
Stop
Stop jest makroskopowo jednorodną mieszaniną dwóch lub więcej pierwiastków chemicznych z przewagą składników metalicznych. Główną lub jedyną fazą stopu jest z reguły stały roztwór pierwiastków stopowych w metalu, który jest podstawą stopu.
Stopy mają właściwości metaliczne, takie jak metaliczny połysk, wysoka przewodność elektryczna i cieplna. Czasami składnikami stopu mogą być nie tylko pierwiastki chemiczne, ale także związki chemiczne o właściwościach metalicznych. Na przykład głównymi składnikami stopów twardych są węgliki wolframu lub tytanu. Właściwości makroskopowe stopów zawsze różnią się od właściwości ich składników, a makroskopową jednorodność stopów wielofazowych (heterogenicznych) uzyskuje się dzięki równomiernemu rozmieszczeniu faz zanieczyszczeń w osnowie metalicznej.
Stopy są zwykle otrzymywane przez mieszanie składników w stanie stopionym, a następnie chłodzenie. W wysokich temperaturach topnienia komponentów stopy są wytwarzane przez mieszanie proszków metali, a następnie spiekanie (tyle uzyskuje się na przykład stopy wolframu).
Jednym z głównych materiałów konstrukcyjnych są stopy. Wśród nich największe znaczenie mają stopy na bazie żelaza i aluminium. Do składu wielu stopów można również wprowadzić niemetale, takie jak węgiel, krzem, bor itp. W technologii wykorzystuje się ponad 5 tysięcy stopów.
Źródła
Większość metali występuje w przyrodzie w postaci rud i związków. Tworzą tlenki, siarczki, węglany i inne związki chemiczne. Aby uzyskać czyste metale i ich dalsze wykorzystanie, konieczne jest oddzielenie ich od rud i przeprowadzenie oczyszczenia. W razie potrzeby przeprowadza się stopowanie i inną obróbkę metali. Nauka metalurgii zajmuje się tym badaniem. Metalurgia wyróżnia rudy metali żelaznych (na bazie żelaza) oraz rudy nieżelazne (żelazo nie wchodzi w ich skład, tylko około 70 pierwiastków). Złoto, srebro i platyna też są metale szlachetne (szlachetne). Ponadto są obecne w niewielkich ilościach w wodzie morskiej, roślinach, organizmach żywych (odgrywają ważną rolę).
Wiadomo, że ludzkie ciało składa się w 3% z metali. W naszych komórkach przede wszystkim znajduje się wapń i sód, skoncentrowane w układach limfatycznych. Magnez kumuluje się w mięśniach i układzie nerwowym, miedź – w wątrobie, żelazo – we krwi.
Metale są często wydobywane z ziemi za pomocą przemysłu wydobywczego, w efekcie wydobywane rudy stanowią stosunkowo bogate źródło niezbędnych pierwiastków. Aby poznać lokalizację rud, stosuje się specjalne metody poszukiwawcze, w tym eksplorację rud i eksplorację złóż. Złoża dzieli się zwykle na kamieniołomy (zagospodarowanie rud na powierzchni), w których wydobycie odbywa się poprzez wydobywanie ziemi przy użyciu ciężkiego sprzętu, a także kopalnie podziemne.
Z wydobywanej rudy metale wydobywa się z reguły za pomocą redukcji chemicznej lub elektrolitycznej. W pirometalurgii używa się wysokich temperatur do przetwarzania rudy na surowce metaliczne, w hydrometalurgii do tego samego celu używa się chemii wody. Stosowane metody zależą od rodzaju metalu i rodzaju zanieczyszczenia.
Gdy ruda metalu jest związkiem jonowym metalu i niemetalu, zwykle poddaje się ją wytapianiu – ogrzewaniu za pomocą środka redukującego – w celu wyekstrahowania czystego metalu. Wiele powszechnych metali, takich jak żelazo, wytapia się przy użyciu węgla (uzyskanego ze spalania węgla) jako środka redukującego. Niektóre metale, takie jak glin i sód, nie zawierają żadnego ekonomicznie opłacalnego środka redukującego i są odzyskiwane za pomocą elektrolizy.
Twardość niektórych metali w skali Mohsa:
| Twardość | Metal |
|---|---|
| 0.2 | Cez |
| 0.3 | Rubid |
| 0.4 | Potas |
| 0.5 | Sód |
| 0.6 | Lit |
| 1.2 | Ind |
| 1.2 | Tal |
| 1.25 | Bar |
| 1.5 | Stront |
| 1.5 | Gal |
| 1.5 | Cyna |
| 1.5 | Prowadzić |
| 1.5 | |
| 1.75 | Wapń |
| 2.0 | Kadm |
| 2.25 | Bizmut |
| 2.5 | Magnez |
| 2.5 | Cynk |
| 2.5 | Lantan |
| 2.5 | Srebro |
| 2.5 | Złoto |
| 2.59 | Itr |
| 2.75 | Aluminium |
| 3.0 | Miedź |
| 3.0 | Antymon |
| 3.0 | Tor |
| 3.17 | Skand |
| 3.5 | Platyna |
| 3.75 | Kobalt |
| 3.75 | Paladium |
| 3.75 | Cyrkon |
| 4.0 | Żelazo |
| 4.0 | Nikiel |
| 4.0 | Hafn |
| 4.0 | Mangan |
| 4.5 | Wanad |
| 4.5 | molibden |
| 4.5 | Rod |
| 4.5 | Tytan |
| 4.75 | Niob |
| 5.0 | Iryd |
| 5.0 | Ruten |
| 5.0 | Tantal |
| 5.0 | Technet |
| 5.0 | Chrom |
| 5.5 | Beryl |
| 5.5 | Osm |
| 5.5 | Ren |
| 6.0 | Wolfram |
| 6.0 | β-Uran |
Ze względu na łatwy powrót elektronów możliwe jest utlenianie metali, co może prowadzić do korozji i dalszej degradacji właściwości. Zdolność do utleniania można rozpoznać po standardowym szeregu aktywności metali. Fakt ten potwierdza potrzebę stosowania metali w połączeniu z innymi pierwiastkami (stop, z których najważniejszym jest stal), ich stopowanie oraz stosowanie różnych powłok.
Aby dokładniej opisać właściwości elektroniczne metali, konieczne jest zastosowanie mechaniki kwantowej. We wszystkich ciałach stałych o wystarczającej symetrii poziomy energii elektronów poszczególnych atomów nakładają się i tworzą dozwolone pasma, a pasmo utworzone przez elektrony walencyjne nazywa się pasmem walencyjnym. Słabe wiązanie elektronów walencyjnych w metalach prowadzi do tego, że pasmo walencyjne w metalach okazuje się być bardzo szerokie, a wszystkie elektrony walencyjne nie wystarczają do całkowitego jego wypełnienia.
Podstawową cechą takiej częściowo wypełnionej strefy jest to, że nawet przy minimalnym przyłożonym napięciu w próbce rozpoczyna się przegrupowanie elektronów walencyjnych, czyli płynie prąd elektryczny.
Ta sama wysoka mobilność elektronów prowadzi do wysokiej przewodności cieplnej, a także do zdolności odbijania promieniowania elektromagnetycznego (nadającego metalom charakterystyczny połysk).
Zapoznanie się człowieka z metalami rozpoczęło się od złota, srebra i miedzi, to znaczy od metali znajdujących się w stanie wolnym na powierzchni ziemi; następnie połączyły je metale szeroko rozpowszechnione w przyrodzie i łatwo izolowane od ich związków: cyna, ołów, żelazo i. Te siedem metali było znanych ludzkości w czasach starożytnych. Wśród starożytnych egipskich artefaktów znajdują się przedmioty ze złota i miedzi, które według niektórych źródeł należą do epoki usuniętej o 3000-4000 lat przed naszą erą. mi.
Cynk, bizmut, antymon zostały dodane do siedmiu znanych metali dopiero w średniowieczu, a w początek XVIII arszenik wieku. Od połowy XVIII w. liczba odkrywanych metali szybko rośnie i na początku XX w. sięga 65, a na początku XXI w. 96.
Żaden z przemysłów chemicznych nie przyczynił się tak bardzo do rozwoju wiedzy chemicznej, jak procesy związane z produkcją i obróbką metali; najważniejsze momenty w historii chemii związane są z ich historią. Właściwości metali są tak charakterystyczne, że już w najdawniejszej epoce złoto, srebro, miedź, ołów, cyna, żelazo i rtęć stanowiły jedną naturalną grupę jednorodnych substancji, a pojęcie „metalu” należy do najstarszych pojęć chemicznych. Jednak poglądy na ich naturę w mniej lub bardziej określonej formie pojawiają się dopiero w średniowieczu wśród alchemików. To prawda, idee Arystotelesa na temat natury: tworzenie wszystkiego, co istnieje z czterech żywiołów (ogień, ziemia, woda i powietrze) już wskazywały na złożoność metali; ale te idee były zbyt niejasne i abstrakcyjne. Dla alchemików koncepcja złożoności metali, a co za tym idzie, wiara w zdolność przekształcania jednego metalu w drugi, sztucznego ich tworzenia, jest główną koncepcją ich światopoglądu. Koncepcja ta jest naturalnym wnioskiem z masy faktów związanych z chemicznymi przemianami metali, które do tego czasu nagromadziły się. W rzeczywistości przekształcenie metalu w tlenek, który jest zupełnie inny od nich przez zwykłą kalcynację w powietrzu i odwrotną produkcję metalu z tlenku, oddzielenie niektórych metali od innych, tworzenie stopów o innych właściwościach niż pierwotnie przyjęte metale itd. – wszystko to zdawało się wskazywać na złożoność ich natury.
Jeśli chodzi o faktyczną przemianę metali w złoto, wiara w możliwość tego była oparta na wielu widocznych faktach. Początkowo tworzenie stopów zbliżonych kolorem do złota, na przykład z miedzi i cynku, w oczach alchemików było już ich przekształceniem w złoto. Wydawało im się, że należy zmienić tylko kolor, a właściwości metalu również się zmienią. W szczególności źle zaaranżowane eksperymenty przyczyniły się do tego przekonania, kiedy substancje zawierające domieszkę tego złota zostały wzięte do przekształcenia metalu nieszlachetnego w złoto. Na przykład już pod koniec XVIII wieku farmaceuta z Kopenhagi zapewniał, że chemicznie czyste srebro po połączeniu z arszenikiem częściowo zamienia się w złoto. Fakt ten został potwierdzony przez słynnego chemika Guitona de Morvo i narobił dużo hałasu. Niedługo potem okazało się, że użyty do eksperymentu arszenik zawierał ślady srebra ze złotem.
Ponieważ ze znanych wówczas siedmiu metali jedne łatwiej poddały się przemianom chemicznym, inne były trudniejsze, alchemicy podzielili je na szlachetne – doskonałe i nieszlachetne – niedoskonałe. Pierwsza zawierała złoto i srebro, druga miedź, cynę, ołów, żelazo i rtęć. Ta ostatnia, posiadająca właściwości metali szlachetnych, a jednocześnie odbiegająca od wszystkich metali w stanie ciekłym i lotności, niezmiernie zajmowała ówczesnych naukowców, a niektórzy wyodrębniali ją jako grupę specjalną; uwaga, jaka się na nią zwróciła, była tak wielka, że zaczęli uważać rtęć za pierwiastki, z których zbudowane są same metale, i to oni postrzegali ją jako nośnik właściwości metalicznych. Akceptując istnienie w naturze przejścia jednych metali w inne, od niedoskonałych do doskonałych, alchemicy założyli, że w normalnych warunkach przemiana ta postępuje niezwykle powoli, od wieków i być może nie bez tajemniczego udziału ciał niebieskich, do których takie przypisywano wówczas dużą rolę i w losach człowieka. Przypadkowo znanych było wówczas siedem metali, podobnie jak znane wówczas planety, a to jeszcze bardziej wskazywało na tajemniczy związek między nimi. Wśród alchemików metale są często nazywane planetami; złoto to Słońce, srebro Księżyc, miedź Wenus, cyna Jowisz, ołów Saturn, żelazo Mars i rtęć Merkury. Kiedy odkryto cynk, bizmut, antymon i arsen, ciała pod każdym względem podobne do metali, ale w których jedna z najbardziej charakterystycznych właściwości metalu, plastyczność, jest słabo rozwinięta, zostały one podzielone na specjalną grupę - półmetale. Podział metali na metale właściwe i półmetale istniał już w połowie XVIII wieku.
Ustalenie składu metalu miało początkowo charakter czysto spekulacyjny. Początkowo alchemicy uznali, że powstały z dwóch pierwiastków - i siarki. Pochodzenie tego poglądu nie jest znane, istnieje już w VIII wieku. Według Gebera dowodem na obecność rtęci w metalach jest to, że je rozpuszcza, a w tych roztworach ich indywidualność zanika, jest pochłaniana przez rtęć, co nie miałoby miejsca, gdyby nie miały jednej zasady wspólnej z rtęcią. Dodatkowo rtęć z ołowiem dawała coś podobnego do cyny. Jeśli chodzi o siarkę, może być tak, że wzięto ją, ponieważ związki siarki były znane, według wygląd zewnętrzny podobny do metali. W przyszłości te proste pomysły, prawdopodobnie z powodu nieudanych prób sztucznego pozyskiwania metali, staną się niezwykle skomplikowane i pogmatwane. W koncepcjach alchemików, na przykład z X-XIII wieku, rtęć i siarka, z których powstają metale, nie były tą samą rtęcią i siarką, które alchemicy mieli w swoich rękach. To było tylko coś do nich podobnego, o specjalnych właściwościach; coś, co naprawdę istniało w zwykłej siarce i rtęci, wyrażało się w nich w większym stopniu niż w innych ciałach. Pod wpływem rtęci, która jest częścią metali, reprezentowały coś, co determinuje ich niezmienność, metaliczny połysk, plastyczność, jednym słowem, nośnika metaliczny wygląd; siarka oznaczała nośnik zmienności, rozkład, palność metali. Te dwa pierwiastki znajdowały się w metalach w różnych proporcjach i, jak mówiono wówczas, na różne sposoby utrwalane; ponadto mogą mieć różne stopnie czystości. Według Gebera na przykład złoto składało się z dużej ilości rtęci i mała ilość siarka o najwyższej czystości i najbardziej utrwalona; przeciwnie, w cynie przyjęli dużo siarki i mało rtęci, które nie były czyste, słabo utrwalone i tak dalej. Tym wszystkim chcieli oczywiście wyrazić odmienny stosunek metali do jedynego w tamtych czasach potężnego środka chemicznego – ognia. Wraz z dalszym rozwojem tych poglądów, dwa pierwiastki - rtęć i siarka - wydawały się alchemikom niewystarczające do wyjaśnienia składu metali; dodano do nich sól i trochę arsenu. Chcieli w ten sposób wskazać, że przy wszystkich przemianach metali pozostaje coś nielotnego, trwałego. Jeśli w naturze „przemiana metali nieszlachetnych w szlachetne trwa wieki”, to alchemicy starali się stworzyć warunki, w których ten proces doskonalenia i dojrzewania przebiegałby szybko i łatwo. Ze względu na ścisły związek chemii ze współczesną medycyną i współczesną biologią, idea przemiany metali została naturalnie utożsamiona z ideą wzrostu i rozwoju zorganizowanych ciał: przejścia np. ołowiu w złoto , tworzenie rośliny z ziarna wrzuconego do ziemi i jakby rozłożonego, fermentacja, uzdrowienie chorego organu w człowieku - wszystko to były szczególne zjawiska jednego ogólnego tajemniczego procesu życiowego, poprawy i były spowodowane tymi samymi bodźcami . Nie trzeba dodawać, że tajemnicza zasada, dzięki której można pozyskać złoto, miała leczyć choroby, zamieniać stare ludzkie ciało w młode i tak dalej. Tak powstała koncepcja cudownego kamienia filozoficznego.
Jeśli chodzi o rolę kamienia filozoficznego w przemianie metali nieszlachetnych w szlachetne, to są przede wszystkim wskazówki dotyczące ich przemiany w złoto, niewiele mówi się o pozyskiwaniu srebra. Według niektórych autorów ten sam kamień filozoficzny zamienia metale w srebro i złoto; według innych istnieją dwa rodzaje tej substancji: jeden jest doskonały, drugi mniej doskonały i ten ostatni służy do uzyskania srebra. Jeśli chodzi o ilość kamienia filozoficznego wymaganego do transformacji, instrukcje są również inne. Według jednych 1 część jest w stanie zamienić 10 000 000 części metalu w złoto, według innych - 100 części, a nawet tylko 2 części. Aby uzyskać złoto, przetopiono trochę nieszlachetnego metalu lub zabrano rtęć i wrzucono do niego kamień filozoficzny; jedni zapewniali, że transformacja następuje natychmiast, inni – stopniowo. Te poglądy na temat natury metali i ich zdolności do przekształcania są na ogół utrzymywane przez wiele stuleci, aż do XVII wieku, kiedy zaczynają ostro temu wszystkiemu zaprzeczać, zwłaszcza że poglądy te spowodowały pojawienie się wielu szarlatanów, którzy wykorzystywali nadzieję naiwnych zdobyć złoto. Boyle szczególnie zmagał się z ideami alchemików: „Chciałbym wiedzieć”, mówi w jednym miejscu, „jak można rozłożyć złoto na rtęć, siarkę i sól; Jestem gotów pokryć koszty tego doświadczenia; jeśli chodzi o mnie, nigdy nie udało mi się tego osiągnąć.”
Po wiekach bezowocnych prób sztucznego pozyskiwania metali, a także po wielu faktach, które nagromadziły się w XVII wieku, na przykład o roli powietrza w spalaniu, wzroście masy metalu podczas utleniania, co jednak Geber wiedział już w VIII wieku, że kwestia elementarnego składu metalu wydawała się być bardzo bliska; ale w chemii pojawił się nowy trend, którego wynikiem była teoria flogistonu, a rozwiązanie tego problemu było jeszcze długo opóźniane.
Ówcześni naukowcy byli mocno zajęci zjawiskami spalania. Opierając się na podstawowej idei ówczesnej filozofii, że podobieństwo właściwości ciał powinno wynikać z identyczności początków, elementów je tworzących, przyjęto, że ciała palne wspólny element. Akt palenia był uważany za akt rozkładu, rozpadu na elementy; w tym przypadku element palny został uwolniony w postaci płomienia, podczas gdy pozostałe pozostały. Uznając pogląd alchemików na powstawanie metali z trzech pierwiastków, rtęci, siarki i soli oraz akceptując ich rzeczywiste istnienie w metalu, konieczne było rozpoznanie siarki jako palnej w nich zasady. Następnie, oczywiście, konieczne było rozpoznanie pozostałości po kalcynacji metalu - „ziemi”, jak wtedy mówiono, jako kolejnego składnika metalu; dlatego rtęć nie ma z tym nic wspólnego. Z drugiej strony siarka spala się w kwas siarkowy, który na mocy tego, co zostało powiedziane, przez wielu uważany był za ciało prostsze niż siarka i zaliczany do ciał elementarnych. Było zamieszanie i sprzeczność. Becher, chcąc zharmonizować stare koncepcje z nowymi, zaakceptował istnienie w metalu trzech rodzajów ziemi: „ziemi” samej, „ziemi palnej” i „ziemi rtęciowej”. W tych warunkach Stahl zaproponował swoją teorię. Jego zdaniem początkiem palności nie jest siarka ani jakakolwiek inna znana substancja, ale coś nieznanego, co nazwał flogistonem. Wydaje się, że metale powstają z flogistonu i ziemi; kalcynacji metalu w powietrzu towarzyszy uwalnianie flogistonu; odwrotna produkcja metali z jego ziemi za pomocą węgla - substancji bogatej w flogiston - jest aktem połączenia flogistonu z ziemią. Chociaż było kilka metali, a każdy z nich, po wypaleniu, dawał własną ziemię, ten ostatni jako pierwiastek był jednym, tak że ten składnik metalu miał tę samą hipotetyczną naturę co flogiston; jednak zwolennicy Stahla czasami akceptowali tyle „ziem żywiołów”, ile było metali. Gdy Cavendish, rozpuszczając metale w kwasach, pozyskał wodór i zbadał jego właściwości (niezdolność do podtrzymania spalania, jego wybuchowość w mieszaninie z powietrzem itp.), rozpoznał w nim flogiston Stahla; metale, według jego koncepcji, składają się z wodoru i „ziemi”. Pogląd ten został zaakceptowany przez wielu zwolenników teorii flogistonu.
Pomimo pozornej harmonii teorii flogistonu, istniały istotne fakty, których nie można było z nią w żaden sposób powiązać. Geber wiedział również, że metale przybierają na wadze podczas wypalania; tymczasem, według Stahla, muszą stracić flogiston: kiedy flogiston zostanie ponownie przymocowany do „ziemi”, waga powstałego metalu jest mniejsza niż waga „ziemi”. Okazało się więc, że flogiston musi mieć jakąś szczególną właściwość - ujemną grawitację. Mimo wszystkich genialnych hipotez postawionych w celu wyjaśnienia tego zjawiska, było ono niezrozumiałe i zagadkowe.
Kiedy Lavoisier wyjaśnił rolę powietrza podczas spalania i wykazał, że przyrost masy metali podczas wypalania wynika z dodania tlenu z powietrza do metali, a tym samym ustalił, że aktem spalania metali nie jest rozpad na pierwiastki, ale na przeciwnie, akt połączenia, kwestia złożoności metali została rozstrzygnięta negatywnie. Metale przypisywano prostym pierwiastkom chemicznym, ze względu na podstawową ideę Lavoisiera, że ciała proste to takie, z których nie można było wyodrębnić innych ciał. Wraz ze stworzeniem przez Mendelejewa układu okresowego pierwiastków chemicznych, pierwiastki metali zajęły w nim należne miejsce.
| Układ okresowy pierwiastków | |
|---|---|
| Dmitrij Iwanowicz Mendelejew Prawo okresowe Grupy pierwiastków | |
| Formaty | Krótkie blokowe rozszerzone rozszerzone konfiguracje elektroniczne Elektroujemność Alternatywne izotopy pierwiastków |
| Listy przedmiotów według | |
