Накратко химични свойства на металите. Металите като химични елементи

От ранно детствосме изправени пред фразата, че такъв и такъв предмет е направен от метал. Какво е метал?

Металите са определена група химични елементи (както и техните сплави), които имат свойства, общи за цялата група, като повишена якост, добра топло- и електропроводимост, ковкост, пластичност и метален блясък.

Почти 80% от всички известни химични елементи принадлежат на метали (96 от 118).

Физични свойства на металите

Всички метали, с изключение на живака, са в твърдо състояние при нормални условия. По отношение на твърдостта най-мекият метал е цезият (0,2 точки по 10-точковата скала на Моос). Най-твърдият е волфрамът. Твърдостта му е 6 точки. Твърдостта на желязото е 4 точки.

Точките на топене (преход в течно състояние) за металите варират: от -39º за живак до 3410º за волфрам. Всички алкални метали имат ниски точки на топене, а от обикновените калай и олово. Те могат да се стопят дори у дома на газова горелка. Повечето метали се топят в специални пещи при високи температури.

Поради наличието на свободни подвижни електрони в кристалните решетки на металите, всички те много добре провеждат електричество и топлина. Най-добрите проводници на електричество от метали са среброто, медта и алуминия. Неслучайно електрическото окабеляване се прави от последните два метала.

С отличната топлопроводимост на металите, ние също често се сблъскваме в ежедневието. За да заври вода, изсипваме я в метален съд и я слагаме на котлона. Десет нагрява метала, а металът предава почти всичко Термална енергиявода.

Химични свойства на металите

В хода на химичните реакции всички метали лесно отделят своите електрони и действат като редуциращи агенти.

Почти всички метали се окисляват от кислород. Алкалните метали (литий, калций) взаимодействат с кислород при нормални условия. За да бъдат окислени други метали с кислород, е необходима повишена температура. Например, ако нагреете меден проводник над огън, медта ще взаимодейства с кислорода от въздуха и ще се покрие с черен филм (меден оксид):

• 2Сu +O 2 → 2CuO

Златото и платината не реагират с кислород.

От другите окислители хлорът и сярата реагират с метали. Ако смесим железни стърготини и серен прах и загреем сместа, тогава пред очите ни получаваме железен сулфид:

• Fe+S → FeS

Редукционната активност на различните метали е различна. Според дейността си металите се разпределят, както следва:

• Li - K - Ba - Sr - Ca - Na - Mg - Al - Mn - Zn - Cr - Fe - Ca - Co - Ni - Sn - Pb - (H2) - Cu - Hg - Ag - Pt - Au.

Колкото по-вляво в този ред е металът, толкова по-активен е той. Предишният елемент може да измести метала надясно. Например, ако парче желязо се постави в епруветка с разтвор на меден сулфат, тогава то ще бъде покрито с кафяво покритие (меден филм):

• Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Металите вляво от водорода (H2) могат да го изместят от солната киселина. Ако парче цинк се потопи в солна киселина, ще започне да се отделя водород:

• HCl + Zn → ZnCl2 + H2

Алкалните метали лесно реагират с вода. Ако парче натрий се постави в съд с вода, тогава водородът ще започне активно да се развива и ще се образува алкали:

• 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Приложение на метали

Благодарение на техните полезни свойстваметалите са влезли здраво в човешкия живот. Човек използва силата на металите, като ги прави рамки на сгради (от малки павилиони до огромни небостъргачи), тела на машини (автомобили, вагони, кораби, металорежещи машини), както и работни части на различни инструменти.

Определение

Да бъдеш сред природата

Свойства на метала

Характерни свойства метали

Физически свойства метали

Химични свойства на металите

Микроскопична структура

алкални метали

Обща характеристика на алкалните метали

Химични свойства на алкалните метали

Получаване на алкални метали

Хидроксиди

Карбонати

Рубидий

алкалоземни метали

калций

стронций

преходни метали

Обща характеристика на преходните елементи

Приложение на метали

Строителни материали

Електрически материали

Инструментални материали

История

Минен металургия

Металът е(името идва от латинското metallum - мина) - група елементи с характерни метални свойства, като висока топло- и електропроводимост, положителен температурен коефициент на съпротивление, висока пластичност и др. Около 70% от всички химични елементи принадлежат към метали .

Метал (Метал) е

Да бъдеш сред природата

Повечето от металите присъстват в природата под формата на руди и съединения. Те образуват оксиди, сулфиди, карбонати и др химични съединения. За получаване на чисти метали и тяхното по-нататъшно използване е необходимо да се отделят от рудите и да се извърши пречистване. При необходимост се извършва легиране и друга обработка на метали. Науката изучава това. металургия. Металургията разграничава рудите от черни метали (въз основа на жлеза) и цветни (не включват желязо, общо около 70 елемента). , и платината също са скъпоценни метали. Освен това те присъстват в малки количества в морската вода, растенията, живите организми (докато играят важна роля).

Известно е, че 3% от човешкото тяло се състои от метали. Най-много в нашите клетки има калций и натрий, концентрирани в лимфните системи. Магнезият се съхранява в мускулите и нервна система, меднив черния дроб, в кръвта.

Свойства на метала

Метал (Метал) е

Характерни свойства на металите

Метален блясък (с изключение на йод и въглерод под формата на графит. Въпреки металния им блясък, кристалният йод и графитът са неметали.)

Добра електрическа проводимост (с изключение на въглерод.)

Възможност за лека обработка.

Висока плътност (обикновено металите са по-тежки от неметалите.)

Висока точка на топене (изключения: живак, галий и алкални метали.)

Голяма топлопроводимост

В реакциите те винаги са редуциращи агенти.

Физични свойства на металите

Всички метали (с изключение на живака и условно) са в твърдо състояние при нормални условия, но имат различна твърдост. Така алкалните метали се режат лесно с кухненски нож, а метали като ванадий, волфрам и хром лесно надраскват най-твърдото и стъклото. По-долу е показана твърдостта на някои метали по скалата на Моос.

Точките на топене варират от -39°C (живак) до 3410°C (волфрам). Точката на топене на повечето метали (с изключение на алкалите) е висока, но някои "нормални" метали, като напр. калайи водя, може да се стопи на конвенционален електрически или газов котлон.

В зависимост от плътността металите се делят на леки (плътност 0,53 h 5 g/cm³) и тежки (5 h 22,5 g/cm³). Най-лекият метал е литият (плътност 0,53 g/cm³). Понастоящем е невъзможно да се посочи най-тежкият метал, тъй като плътностите на осмия и иридия - двата най-тежки метала - са почти равни (около 22,6 g / cm3 - точно два пъти плътността водя), и е изключително трудно да се изчисли тяхната точна плътност: за това металите трябва да бъдат напълно пречистени, тъй като всякакви примеси намаляват тяхната плътност.

Повечето метали са пластични, което означава, че металната тел може да се огъне, без да се счупи. Това се дължи на изместването на слоевете от метални атоми без прекъсване на връзката между тях. Най-пластичните са злато, среброи медни. От златовъзможно е изработването на фолио с дебелина 0,003 мм, което се използва за позлатяване на търговски артикули. Въпреки това, не всички метали са пластмасови. Тел от цинкили калайхруска при огъване; манганът и бисмутът изобщо не се огъват по време на деформация, а веднага се счупват. Пластичността зависи и от чистотата на метала; По този начин много чистият хром е много пластичен, но замърсен дори с незначителни примеси, той става крехък и по-твърд.

Всички метали водят добре електричество; това се дължи на наличието в техните кристални решетки на подвижни електрони, движещи се под действието на електрическо поле. Сребро, мед и алуминийимат най-висока електрическа проводимост; поради тази причина последните два метала най-често се използват като материал за проводници. Натрият също има много висока електрическа проводимост; известни са опити за използване на натриеви проводници под формата на тънкостенни тръби от неръждаема стомана, пълни с натрий в експериментално оборудване. Поради ниското специфично тегло на натрия, с еднакво съпротивление, натриевите "проводници" са много по-леки от медта и дори малко по-леки от алуминия.

Високата топлопроводимост на металите зависи и от подвижността на свободните електрони. Следователно поредицата от топлопроводимост е подобна на серията от електрически проводимости и най-добрият проводник на топлина, подобно на електричеството, е. Натрият намира приложение и като добър проводник на топлина; Широко известно е например използването на натрий във клапаните на автомобилните двигатели за подобряване на охлаждането им.

Гладката повърхност на металите отразява много светлина - това явление се нарича метален блясък. Въпреки това, в прахообразно състояние повечето метали губят блясъка си; алуминийи магнезият обаче запазват блясъка си на прах. Среброто отразява най-добре светлината, а огледалата са направени от тези метали. Родий понякога се използва и за направата на огледала, въпреки изключително високата си цена: поради много по-голямата си твърдост и химическа устойчивост от среброто или дори паладия, родиевият слой може да бъде много по-тънък от среброто.

Цветът на повечето метали е приблизително същият - светло сив със синкав оттенък. , мед и цезий, съответно жълто, червено и светло жълто.

Химични свойства на металите

Метал (Метал) е

На външния електронен слой повечето метали имат малък брой електрони (1-3), така че в повечето реакции те действат като редуциращи агенти (тоест „отдават“ своите електрони)

1. Реакции с прости вещества

Всички метали реагират с кислород с изключение на златото и платината. Реакцията със среброто протича при високи температури, но сребърният (II) оксид практически не се образува, тъй като е термично нестабилен. В зависимост от метала, изходът може да бъде оксиди, пероксиди, супероксиди:

4Li + O2 = 2Li2O литиев оксид

2Na + O2 = Na2O2 натриев пероксид

K + O2 = KO2 калиев супероксид

За да се получи оксид от пероксид, пероксидът се редуцира с метал:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

При средно и нискоактивни метали реакцията протича при нагряване:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

Само най-активните метали реагират с азота, само литият взаимодейства при стайна температура, образувайки нитриди:

6Li + N2 = 2Li3N

При нагряване:

3Ca + N2 = Ca3N2

Всички метали реагират със сяра с изключение на златото и платина:

Желязото взаимодейства с сивопри нагряване образува сулфид:

Само най-активните метали реагират с водород, тоест метали от групи IA и IIA, с изключение на Be. Реакциите се извършват при нагряване и се образуват хидриди. При реакции металът действа като редуциращ агент, степента на окисление на водорода е -1:

Само най-активните метали реагират с въглерода. В този случай се образуват ацетилениди или метаниди. Ацетилидите реагират с вода за получаване на ацетилен, метанидите дават метан.

2Na + 2C = Na2C2

Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2

Легирането е въвеждането на допълнителни елементи в стопилката, които модифицират механичните, физическите и Химични свойстваосновен материал.

Микроскопична структура

Характерните свойства на металите могат да се разберат от техните вътрешна структура. Всички те имат слаба връзка на електрони от външното енергийно ниво (с други думи, валентни електрони) с ядрото. Поради това, потенциалната разлика, създадена в проводника, води до лавинообразно движение на електрони (наречени електрони на проводимост) в кристалната решетка. Колекция от такива електрони често се нарича електронен газ. В допълнение към електроните, приносът към топлопроводимостта има фонони (вибрации на решетката). Пластичността се дължи на малка енергийна бариера за движението на дислокациите и изместването на кристалографските равнини. Твърдостта може да се обясни с голям брой структурни дефекти (интерстициални атоми и др.).

Поради лесното връщане на електроните е възможно окисляване на металите, което може да доведе до корозия и по-нататъшно влошаване на свойствата. Способността да се окислява може да се намери чрез стандартен редметална дейност. Този факт потвърждава необходимостта от използване на метали в комбинация с други елементи (сплав, най-важният от които е стомана), тяхното легиране и използването на различни покрития.

За по-коректно описание електронни свойстваметали е необходимо да се използва квантовата механика. Във всички твърди тела с достатъчна симетрия енергийните нива на електроните на отделните атоми се припокриват и образуват разрешени ленти, а лентата, образувана от валентни електрони, се нарича валентна лента. Слабата връзка на валентните електрони в металите води до факта, че валентната лента в металите се оказва много широка и всички валентни електрони не са достатъчни, за да я запълнят напълно.

Основната характеристика на такава частично запълнена лента е, че дори при минимално приложено напрежение, пренареждането на валентните електрони започва в пробата, т.е. протича електрически ток.

Същата висока подвижност на електроните води до висока топлопроводимост, както и до способността за огледално отразяване електромагнитно излъчване(което придава на метала характерен блясък).

алкални метали

Метал (Метал) е

Алкалните метали са елементи от основната подгрупа на група I на Периодичната таблица на химичните елементи на D. I. Дмитрий Иванович Менделеев: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Тези метали се наричат ​​алкални, тъй като повечето от техните съединения са разтворими във вода. На славянски език „излугване“ означава „разтварям“ и това определи името на тази група метали. Когато алкалните метали се разтварят във вода, се образуват разтворими хидроксиди, наречени алкали.

Обща характеристика на алкалните метали

В периодичната таблица те непосредствено следват инертните газове, така че структурната особеност на атомите на алкални метали е, че съдържат един електрон на ново енергийно ниво: тяхната електронна конфигурация е ns1. Очевидно е, че валентните електрони на алкалните метали могат лесно да бъдат отстранени, тъй като е енергийно изгодно атомът да даде електрон и да придобие конфигурация на инертен газ. Следователно всички алкални метали се характеризират с редуциращи свойства. Това се потвърждава от ниските стойности на техните йонизационни потенциали (йонизационният потенциал на цезиевия атом е един от най-ниските) и електроотрицателност (EO).

Всички метали от тази подгрупа са сребристо-бели (с изключение на сребристо-жълтия цезий), много са меки, могат да се режат със скалпел. Литият, натрият и калият са по-леки от водата и плуват на повърхността й, реагирайки с нея.

Алкалните метали се срещат естествено под формата на съединения, съдържащи еднозаредени катиони. Много минерали съдържат метали от основната подгрупа на група I. Например, ортоклазата или фелдшпатът се състои от калиев алумосиликат K2, подобен на минерал, съдържащ натрий - албит - има състав Na2. Морската вода съдържа натриев хлорид NaCl, а почвата съдържа калиеви соли - силвин KCl, силвинит NaCl. KCl, карналит KCl. MgCl2. 6H2O, полихалит K2SO4. MgSO4. CaSO4 . 2H2O.

Химични свойства на алкалните метали

Метал (Метал) е

Поради високата химическа активност на алкалните метали по отношение на водата, кислорода, азота, те се съхраняват под слой керосин. За да се извърши реакцията с алкален метал, парче с желания размер се изрязва внимателно със скалпел под слоя керосин, в атмосфера на аргон, почистете добре металната повърхност от продуктите на нейното взаимодействие с въздуха и едва след това поставете пробата в реакционния съд.

1. Взаимодействие с вода. Важно свойство на алкалните метали е тяхната висока активност по отношение на водата. Най-спокойно (без експлозия) литият реагира с вода.

При извършване на подобна реакция натрият изгаря с жълт пламък и се получава малка експлозия. Калият е още по-активен: в този случай експлозията е много по-силна, а пламъкът е оцветен в лилаво.

2. Взаимодействие с кислорода. Продуктите от горенето на алкалните метали във въздуха имат различен съставв зависимост от активността на метала.

Само литият гори във въздуха, за да образува оксид със стехиометричен състав.

По време на горенето на натрий пероксидът Na2O2 се образува главно с малка примес на супероксид NaO2.

Продуктите от горенето на калий, рубидий и цезий съдържат главно супероксиди.

За да се получат оксиди на натрий и калий, смеси от хидроксид, пероксид или супероксид се нагряват с излишък от метал при липса на кислород.

За кислородните съединения на алкалните метали е характерна следната закономерност: с увеличаване на радиуса на катиона на алкалния метал се увеличава стабилността на кислородните съединения, съдържащи пероксиден йон O22- и супероксиден йон O2-.

Тежките алкални метали се характеризират с образуването на доста стабилни озониди от състава на EO3. Всички кислородни съединения имат различни цветове, чийто интензитет се задълбочава в серията от Li до Cs.

Оксидите на алкалните метали имат всички свойства на основните оксиди: реагират с вода, киселинни оксиди и киселини.

Пероксидите и супероксидите проявяват свойствата на силни окислители.

Пероксидите и супероксидите реагират интензивно с вода, образувайки хидроксиди.

3. Взаимодействие с други вещества. Алкалните метали реагират с много неметали. При нагряване те се комбинират с водород, за да образуват хидриди, с халогени, сиво, азот, фосфор, въглерод и силиций, за да образуват, съответно, халогениди, сулфиди, нитриди, фосфиди, карбиди и силициди.

При нагряване алкалните метали могат да реагират с други метали, образувайки интерметални съединения. Алкалните метали реагират активно (с експлозия) с киселини.

Алкалните метали се разтварят в течен амоняк и неговите производни - амини и амиди.

Когато се разтваря в течен амоняк, алкален метал губи електрон, който се солватира от амонячни молекули и придава на разтвора син цвят. Получените амиди лесно се разлагат от вода с образуване на алкали и амоняк.

Алкалните метали взаимодействат с органични вещества, алкохоли (с образуване на алкохолати) и карбоксилни киселини (с образуване на соли).

4. Качествено определяне на алкални метали. Тъй като йонизационните потенциали на алкалните метали са ниски, когато метал или неговите съединения се нагряват в пламък, атомът се йонизира, оцветявайки пламъка в определен цвят.

Получаване на алкални метали

1. За получаване на алкални метали те използват основно електролизата на стопилките на техните халиди, най-често хлориди, които образуват естествени минерали:

катод: Li+ + e → Li

анод: 2Cl- - 2e → Cl2

2. Понякога за получаване на алкални метали се извършва електролиза на стопилки на техните хидроксиди:

катод: Na+ + e → Na

анод: 4OH- - 4e → 2H2O + O2

Тъй като алкалните метали са вляво от водорода в електрохимичната серия от напрежения, е невъзможно да се получат електролитно от солеви разтвори; в този случай се образуват съответните алкали и водород.

Хидроксиди

За производството на хидроксиди на алкални метали се използват главно електролитни методи. Най-мащабното е производството на натриев хидроксид чрез електролиза на концентриран воден разтвор на готварска сол.

Преди това алкалите се получават чрез обменна реакция.

Получената по този начин алкал е силно замърсена със сода Na2CO3.

Хидроксидите на алкалните метали са бели хигроскопични вещества, чиито водни разтвори са силни основи. Те участват във всички реакции, характерни за основите – реагират с киселини, киселинни и амфотерни оксиди, амфотерни хидроксиди.

Хидроксидите на алкалните метали са сублимирани без разлагане при нагряване, с изключение на литиевия хидроксид, който, подобно на хидроксидите на металите от основната подгрупа от група II, се разлага на оксид и вода при калциниране.

Натриевият хидроксид се използва за направата на сапуни, синтетични детергенти, изкуствени влакна, органични съединениякато фенол.

Карбонати

Важен продукт, съдържащ алкален метал, е содата Na2CO3. Основното количество сода в целия свят се произвежда по метода Solvay, предложен в началото на 20 век. Същността на метода е следната: воден разтвор на NaCl, към който се добавя амоняк, се насища с въглероден диоксид при температура 26 - 30 ° C. В този случай се образува слабо разтворим натриев бикарбонат, наречен сода за хляб.

Добавя се амоняк, за да се неутрализира киселинната среда, която се получава при преминаване на въглероден диоксид в разтвора и да се получи HCO3-бикарбонатен йон, необходим за утаяването на натриев бикарбонат. След отделяне на содата за хляб, разтворът, съдържащ амониев хлорид, се нагрява с вар и се отделя амоняк, който се връща обратно в реакционната зона.

Така при амонячния метод за производство на сода единственият отпадък е калциевият хлорид, който остава в разтвор и има ограничена употреба.

При калциниране на натриев бикарбонат, калцинирана сода или измиване се получават Na2CO3 и въглероден диоксид, които се използват в процеса на получаване на натриев бикарбонат.

Основният купувач на сода е стъклото.

За разлика от неразтворимите кисела сол NaHCO3, калиев бикарбонат KHCO3 е силно разтворим във вода, следователно калиев карбонат или поташ, K2CO3 се получава чрез действието на въглероден диоксид върху разтвор на калиев хидроксид.

Поташът се използва при производството на стъкло и течен сапун.

Литият е единственият алкален метал, за който не е получен бикарбонат. Причината за това явление е много малкият радиус на литиевия йон, който не му позволява да задържи доста голям HCO3- йон.

литий

Метал (Метал) е

Литият е елемент от основната подгрупа на първата група, втория период периодична системахимични елементи D.I. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 3. Означава се със символа Li (лат. Lithium). Простото вещество литий (CAS номер: 7439-93-2) е мек, сребристо-бял алкален метал.

Литият е открит през 1817 г. от шведския химик и минералог А. Арфведсон, първо в минерала петалит (Li,Na), а след това в сподумена LiAl и в лепидолита KLi1.5Al1.5(F,OH)2. Металният литий е открит за първи път от Хъмфри Дейви през 1825 г.

Литият е получил името си, защото е намерен в „камъни“ (на гръцки λίθος – камък). Първоначално наречен "литион", съвременно имепредложено от Берцелиус.

Литият е сребристо-бял метал, мек и пластичен, по-твърд от натрия, но по-мек от оловото. Може да се обработва чрез пресоване и валцоване.

При стайна температура металният литий има кубична решетка, центрирана по тялото (координационен номер 8), която при студена обработка се трансформира в кубична плътно опакована решетка, където всеки атом с двойна кубооктаедрична координация е заобиколен от 12 други. Под 78 K, стабилната кристална форма е хексагонална плътно опакована структура, в която всеки литиев атом има 12 най-близки съседи, разположени във върховете на кубоктаедъра.

От всички алкални метали, литият има най-високи точки на топене и кипене (съответно 180,54 и 1340°C) и най-ниска плътност при стайна температура от всеки метал (0,533 g/cm³, почти половината от тази на водата).

Малкият размер на литиевия атом води до появата на специални свойства на метала. Например, той се смесва с натрий само при температури под 380 ° C и не се смесва с разтопен калий, рубидий и цезий, докато други двойки алкални метали се смесват помежду си във всяко съотношение.

Алкален метал, нестабилен на въздух. Литият е най-малко активният алкален метал, той практически не реагира със сух въздух (и дори сух кислород) при стайна температура.

Във влажен въздух той бавно се окислява, превръщайки се в Li3N нитрид, LiOH хидроксид и Li2CO3 карбонат. В кислород, когато се нагрява, той изгаря, превръщайки се в оксид Li2O. Има интересна характеристикаче в температурния диапазон от 100 °C до 300 °C литият е покрит с плътен оксиден филм и не се окислява допълнително.

През 1818 г. немският химик Леополд Гмелин открива, че литият и неговите соли оцветяват пламъка в карминово червено, което е качествен знак за определяне на лития. Температурата на запалване е около 300 °C. Продуктите на горенето дразнят лигавицата на назофаринкса.

Спокойно, без експлозия и запалване, реагира с вода, образувайки LiOH и H2. Той също така реагира с етилов алкохол, образувайки алкохолат, с амоняк и с халогени (с йод - само при нагряване).

Литият се съхранява в петролев етер, парафин, бензин и/или минерално масло в херметически затворени кутии. Металният литий причинява изгаряния при контакт с кожата, лигавиците и очите.

В черната и цветната металургия литият се използва за деоксидиране и повишаване на пластичността и здравината на сплавите. Понякога литият се използва за редукция на редки метали чрез металотермични методи.

Литиевият карбонат е най-важното спомагателно вещество (добавено към електролита) при топенето на алуминий и потреблението му нараства всяка година пропорционално на обема на световното производство на алуминий (цената на литиевия карбонат е 2,5-3,5 кг на тон разтопен алуминий).

Литиеви сплави със сребро и злато, както и мед, са много ефективни спойки. Сплавите на литий с магнезий, скандий, мед, кадмий и алуминий са нови обещаващи материали в авиацията и космонавтиката. На базата на литиев алуминат и силикат е създадена керамика, която се втвърдява при стайна температура и се използва в военна техника, металургията, а в бъдеще и в термоядрената енергетика. Стъклото на основата на литиево-алуминиев силикат, подсилено с влакна от силициев карбид, има огромна здравина. Литият е много ефективен за укрепване на оловните сплави и им придава пластичност и устойчивост на корозия.

Литиевите соли имат психотропен ефект и се използват в медицината за профилактика и лечение на редица психично заболяване. Литиевият карбонат е най-разпространеният в това качество. използва се в психиатрията за стабилизиране на настроението на хора, страдащи от биполярно разстройство и чести промени в настроението. Той е ефективен за предотвратяване на депресивна мания и намалява самоубийството. Лекарите многократно са наблюдавали, че някои литиеви съединения (в подходящи дози, разбира се) имат положително влияниепри пациенти с маниакална депресия. Този ефект се обяснява по два начина. От една страна е установено, че литият е в състояние да регулира активността на някои ензими, участващи в преноса на натриеви и калиеви йони от междуклетъчната течност към мозъчните клетки. От друга страна е наблюдавано, че литиевите йони пряко влияят на йонния баланс на клетката. А състоянието на пациента зависи до голяма степен от баланса на натрий и калий: излишъкът от натрий в клетките е характерен за пациентите с депресия, дефицитът - за страдащите от мания. Подравнявайки натриево-калиевия баланс, литиевите соли имат положителен ефект и върху двете.

натрий

Метал (Метал) е

Натрият е елемент от основната подгрупа на първата група, третата месечен цикълпериодична система от химични елементи D.I. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 11. Обозначава се със символа Na (лат. Natrium). Простото вещество натрий (CAS номер: 7440-23-5) е мек, сребристо-бял алкален метал.

Във вода натрият се държи почти по същия начин като лития: реакцията протича с бързо освобождаване на водород, в разтвора се образува натриев хидроксид.

Натрият (или по-скоро неговите съединения) се използва от древни времена. Например сода (натрон), намираща се естествено във водите на содовите езера в Египет. Древните египтяни са използвали естествена сода за балсамиране, избелване на платно, готвене на храна, правене на бои и глазури. Плиний Стари пише, че в делтата на Нил содата (съдържаше достатъчна част от примесите) е изолирана от речната вода. Продава се под формата на големи парчета, поради примес на въглища, боядисани в сиво или дори черно.

Натрият е получен за първи път от английския химик Хъмфри Дейви през 1807 г. чрез електролиза на твърд NaOH.

Името "натрий" (natrium) идва от арабското natrun (на гръцки - nitron) и първоначално се отнася за естествена сода. Самият елемент преди се е наричал натрий (лат. Sodium).

Натрият е сребристо-бял метал, на тънки слоеве с лилав оттенък, пластмасова, дори мека (лесно се реже с нож), свеж резен натрий блести. Стойностите на електрическата и топлопроводимост на натрия са доста високи, плътността е 0,96842 g/cm³ (при 19,7°C), точката на топене е 97,86°C, а точката на кипене е 883,15°C.

Алкален метал, лесно се окислява на въздух. За защита от атмосферния кислород метален натрийсъхранявани отдолу керосин. Натрият е по-малко активен от лития, поради което реагира с азот само при нагряване:

При голям излишък от кислород се образува натриев пероксид

2Na + O2 = Na2O2

Металният натрий се използва широко в препаративната химия и индустриякато силен редуктор, включително в металургията. Натрият се използва при производството на високо енергийно интензивни натриево-серни батерии. Използва се и в изпускателните клапани на камиони като радиатор. Понякога металният натрий се използва като материал за електрически проводници, предназначени за много високи токове.

В сплав с калий, както и с рубидий и цезий, се използва като високоефективна охлаждаща течност. По-специално, сплав със състав натрий 12%, калий 47%, цезий 41% има рекордно ниска точка на топене от -78 °C и е предложена като работен флуид за йонни ракетни двигатели и като охлаждаща течност за атомни електроцентрали.

Натрият се използва и в газоразрядни лампи с високо и ниско налягане (HLD и HLD). Лампите NLVD тип DNaT (Arc Sodium Tubular) са много широко използвани в уличното осветление. Те излъчват ярко жълта светлина. Срокът на експлоатация на HPS лампите е 12-24 хиляди часа. Следователно газоразрядните лампи от типа DNaT са незаменими за градско, архитектурно и промишлено осветление. Има и лампи DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) и DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).

Металният натрий се използва в качествен анализ органична материя. Сплавта от натрий и изпитваното вещество се неутрализира с етанол, добавят се няколко милилитра дестилирана вода и се разделят на 3 части, J. Lassen (1843), насочени към определяне на азот, сяра и халогени ( опитвамБайлщайн)

Натриевият хлорид (обикновена сол) е най-старият използван овкусител и консервант.

Натриевият азид (Na3N) се използва като азотиращ агент в металургията и при производството на оловен азид.

Натриевият цианид (NaCN) се използва в хидрометалургичния метод за извличане на злато от скали, както и при нитрокарбюризиране на стомана и при галванопластика (сребро, позлата).

Натриевият хлорат (NaClO3) се използва за унищожаване на нежелана растителност по железопътните релси.

калий

Калият е елемент от основната подгрупа на първата група, четвъртата месечен цикълна периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 19. Обозначава се със символа K (лат. Kalium). Простото вещество калий (CAS номер: 7440-09-7) е мек, сребристо-бял алкален метал.

В природата калият се намира само в съединения с други елементи, например в морската вода, както и в много минерали. Много бързо се окислява на въздух и реагира много лесно, особено с вода, образувайки алкали. В много отношения химичните свойства на калия са много сходни с натрия, но по отношение на биологичната функция и използването им от клетките на живите организми, те все още са различни.

Калият (по-точно неговите съединения) се използва от древни времена. И така, производството на поташ (който се използва като детергент) съществува още през 11 век. Пепелта, образувана при изгарянето на слама или дърво, се обработва с вода и полученият разтвор (ликьор) се изпарява след филтриране. Сухият остатък, освен калиев карбонат, съдържа калиев сулфат K2SO4, сода и калиев хлорид KCl.

През 1807 г. английският химик Дейви изолира калия чрез електролиза на твърд каустик поташ (KOH) и го нарече „калий“ (лат. калий; това име все още се използва често на английски, френски, испански, португалски и полски). През 1809 г. Л. В. Гилбърт предлага името "калий" (лат. kalium, от арабски al-kali - поташ). Това име е включено в Немски, от там до повечето от езиците на северните и на Източна Европа(включително руски) и "спечели" при избора на символ за този елемент - K.

Калият е сребристо вещество с характерен блясък върху прясно оформена повърхност. Много лек и лек. Сравнително добре разтворим в живак, образувайки амалгами. Вкарвайки се в пламъка на горелката, калият (както и неговите съединения) оцветява пламъка в характерен розово-виолетов цвят.

Калият, подобно на други алкални метали, проявява типични метални свойства и е много реактивен, лесно дарява електрони.

Той е силен редуктор. Той се свързва с кислород толкова активно, че се образува не оксид, а калиев супероксид KO2 (или K2O4). При нагряване във водородна атмосфера се образува калиев хидрид KH. Той взаимодейства добре с всички неметали, образувайки халогениди, сулфиди, нитриди, фосфиди и др., както и със сложни вещества като вода (реакцията протича с експлозия), различни оксиди и соли. В този случай те редуцират други метали в свободно състояние.

Калият се съхранява под слой керосин.

Сплав от калий и натрий, течна при стайна температура, се използва като охлаждаща течност в затворени системи, например в атомни електроцентрали с бързи неутрони. Освен това течните му сплави с рубидий и цезий са широко използвани. Сплав със състав натрий 12%, калий 47%, цезий 41% има рекордно ниска точка на топене -78 °C.

Калиевите съединения са най-важният биогенен елемент и затова се използват като торове.

Калиевите соли се използват широко в галваничното покритие, тъй като въпреки относително високата си цена, те често са по-разтворими от съответните натриеви соли и следователно осигуряват интензивна работа на електролитите при повишена плътност на тока.

Калият е най-важният биогенен елемент, особено в растителния свят. При липса на калий в почвата растенията се развиват много лошо, намалява, следователно около 90% от извлечените калиеви соли се използват като торове.

Калият, заедно с азота и фосфора, са сред основните хранителни вещества за растенията. Функцията на калия в растенията, както и на другите необходими за тях елементи, е строго специфична. В растенията калият е в йонна форма. Калият се намира главно в цитоплазмата и вакуолите на клетките. Около 80% от калия се намира в клетъчния сок.

Функциите на калия са много разнообразни. Установено е, че стимулира нормалното протичане на фотосинтезата, засилва изтичането на въглехидрати от листните плочи към други органи, както и синтеза на захари.

Калият засилва натрупването на монозахариди в овощните и зеленчуковите култури, повишава съдържанието на захари в кореноплодите, нишестето в картофите, уплътнява клетъчните стени на сламата на зърнените култури и повишава устойчивостта на полягане на хляба и подобрява качеството на влакната в лена и коноп.

Насърчавайки натрупването на въглехидрати в растителните клетки, калият повишава осмотичното налягане на клетъчния сок и по този начин повишава студоустойчивостта и устойчивостта на замръзване на растенията.

Калият се абсорбира от растенията под формата на катиони и очевидно остава в клетките в тази форма, активирайки най-важния биохимичен процесив растителните клетки калият повишава устойчивостта им към различни заболявания, както през вегетационния период, така и след прибиране на реколтата, значително подобрява съхраняемостта на плодовете и зеленчуците.

Дефицитът на калий причинява много метаболитни нарушения в растенията, отслабва активността на редица ензими, нарушава се въглехидратната и белтъчната обмяна и разходидишане въглехидрати. В резултат на това производителността на растенията пада, качеството на продуктите намалява.

Рубидий

Рубидият е елемент от основната подгрупа на първата група, петия период от периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 37. Означава се със символа Rb (лат. Rubidium). Простото вещество рубидий (CAS номер: 7440-17-7) е мек, сребристо-бял алкален метал.

През 1861 г. немските учени Роберт Вилхелм Бунзен и Густав Роберт Кирхоф, изучавайки естествените алумосиликати с помощта на спектрален анализ, откриват в тях нов елемент, наречен по-късно рубидий по цвета на най-силните линии на спектъра.

Рубидият образува сребристо-бели меки кристали, които имат метален блясък на свеж разрез. Твърдост по Бринел 0,2 MN/m² (0,02 kgf/mm²). Кристалната решетка на Рубидий е кубична, центрирана по тялото, a = 5,71 E (при стайна температура). Атомен радиус 2,48 Е, ​​радиус на йони Rb+ 1,49 Е. Плътност 1,525 g/cm³ (0 °C), т.т. 38,9 °C, tbp 703 °C. Специфичен топлинен капацитет 335,2 J/(kg K), термичен коефициент на линейно разширение 9,0 10-5 deg-1 (0-38 °C), модул на еластичност 2,4 H/m² (240 kgf/mm²), специфично обемно електрическо съпротивление 11,29 10-6 ohm cm (20 °C); Рубидият е парамагнитен.

Алкален метал, изключително нестабилен на въздух (реагира с въздух при наличие на следи от вода, запалим). Образува всякакви соли – предимно лесно разтворими (хлоратите и перхлоратите са слабо разтворими). Рубидиевият хидроксид е много агресивно вещество към стъклото и други конструкционни и контейнерни материали и разтопеното унищожава повечето метали (дори платина).

Използването на рубидий е разнообразно и въпреки факта, че в редица области на приложение той отстъпва по своите най-важни физически характеристики на цезия, въпреки това този рядък алкален метал играе важна роля в съвременни технологии. Могат да се отбележат следните приложения на рубидий: катализа, електронно индустрия, специална оптика, атомна, медицина.

Рубидият се използва не само в чиста форма, но и под формата на редица сплави и химични съединения. Важно е да се отбележи, че рубидият има много добра и благоприятна суровина, но в същото време ситуацията с наличността на ресурси е много по-благоприятна, отколкото в случая на цезий, а рубидият може да играе още повече важна роля, например, в катализа (където успешно се доказа).

Изотопът рубидий-86 се използва широко в детекцията на гама-лъчи, технологията за измерване, както и при стерилизацията на редица важни лекарства и хранителни продукти. Рубидият и неговите сплави с цезий са много обещаваща охлаждаща течност и работна среда за високотемпературни турбинни агрегати (в това отношение рубидий и цезий в последните годинипридобити важност, а изключително високата цена на металите избледнява на заден план във връзка с възможностите за драстично повишаване на ефективността на турбинните агрегати, а оттам и за намаляване на разходигориво и замърсяване на околната среда). Системите на базата на рубидий, най-широко използвани като охлаждащи течности, са тройните сплави: натрий-калий-рубидий и натрий-рубидий-цезий.

При катализа рубидий се използва както в органичен, така и в неорганичен синтез. Каталитичната активност на рубидий се използва главно при рафинирането на нефт за редица важни продукти. Рубидиевият ацетат например се използва за синтезиране на метанол и редица висши алкохоли от воден газ, което от своя страна е изключително важно във връзка с подземната газификация на въглищата и производството на изкуствено течно гориво за автомобили и реактивно гориво. Редица сплави на рубидий-телур имат по-висока чувствителност в ултравиолетовата област на спектъра от цезиевите съединения и в това отношение те могат да се конкурират с цезий-133 като материал за фотопреобразуватели. Като част от специални смазочни състави (сплави), рубидият се използва като високоефективна смазка във вакуум (ракетна и космическа технология).

Рубидиевият хидроксид се използва за приготвяне на електролит за нискотемпературна CPS, както и добавка към разтвор на калиев хидроксид за подобряване на работата му при ниски температури и повишаване на електрическата проводимост на електролита. Металният рубидий се използва в хидридни горивни клетки.

Рубидиевият хлорид в сплав с меден хлорид се използва за измерване на високи температури (до 400 °C).

Рубидиевата плазма се използва за възбуждане на лазерно лъчение.

Рубидиевият хлорид се използва като електролит в горивните клетки, а същото може да се каже и за рубидиевия хидроксид, който е много ефективен като електролит в горивните клетки, използвайки директно окисление на въглища.

цезий

Цезият е елемент от основната подгрупа на първата група, шести период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 55. Означава се със символа Cs (лат. Caesium). Простото вещество цезий (CAS номер: 7440-46-2) е мек, сребристо-жълт алкален метал. Цезият е получил името си заради наличието на две ярко сини линии в емисионния спектър (от латински caesius - небесно синьо).

Цезият е открит през 1860 г. от немските учени R. W. Bunsen и G. R. Kirchhoff във водите на минералния извор Дюрххайм в Република Германия чрез оптична спектроскопия, като по този начин става първият елемент, открит чрез спектрален анализ. В чист вид цезият е изолиран за първи път през 1882 г. от шведския химик К. Сетерберг по време на електролизата на стопилка на смес от цезиев цианид (CsCN) и барий.

Основните цезиеви минерали са полюцит и много редкият овогадрит (K,Cs). Освен това, под формата на примеси, цезият е включен в редица алумосиликати: лепидолит, флогопит, биотит, амазонит, петалит, берил, цинвалдит, левцит, карналит. Полуцит и лепидолит се използват като промишлени суровини.

В промишлено производствоцезият под формата на съединения се извлича от минерала полюцит. Това става чрез отваряне на хлорид или сулфат. Първият включва третиране на оригиналния минерал с нагрята солна киселина, добавяне на антимонов хлорид SbCl3 за утаяване на Cs3 съединението и измиване с гореща вода или разтвор на амоняк за образуване на цезиев хлорид CsCl. Във втория случай се обработва с нагрята сярна киселина, за да се образува цезиев стипца CsAl(SO4)2 12H2O.

AT Руска федерацияслед разпадането на СССР промишленото производство на замърсяване не е извършено, въпреки че в тундрата Вороня близо до Мурманск обратно през съветско времеса открити колосални запаси на минерала. Докато руската индустрия успя да стъпи на крака, се оказа, че лицензът за разработване на това поле е купен от канадец. В момента преработката и извличането на цезиеви соли от замърсяване се извършва в Новосибирск в ЗАО Завод за редки метали.

Има няколко лабораторни метода за получаване на цезий. Може да се получи:

нагряване във вакуум на смес от цезиев хромат или бихромат с цирконий;

разлагане на цезиев азид във вакуум;

нагряване на смес от цезиев хлорид и специално приготвен калций.

Всички методи са трудоемки. Вторият метод дава възможност за получаване на метал с висока чистота, но той е експлозивен и изисква няколко дни, за да бъде реализиран.

Цезият намира приложение едва в началото на 20 век, когато са открити неговите минерали и е разработена технологията за получаването му в чист вид. Понастоящем цезият и неговите съединения се използват в електрониката, радиото, електричеството, рентгеновата техника, химическата промишленост, оптиката, медицината и ядрената енергетика. Използва се предимно стабилен природен цезий-133 и в ограничена степен - неговият радиоактивен изотоп цезий-137, изолиран от сумата на фрагментите на делене на уран, плутоний, торий в реакторите на атомни електроцентрали.

алкалоземни метали

Алкалноземни метали - химични елементи: калций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra (понякога берилий Be и магнезий Mg също погрешно се наричат ​​алкалоземни метали). Те са наречени така, защото техните оксиди - "земите" (по терминологията на алхимиците) - придават на водата алкална реакция. Солите на алкалоземните метали, с изключение на радия, са широко разпространени в природата под формата на минерали.

калций

Калцият е елемент от основната подгрупа на втората група, четвъртия период от периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 20. Означава се със символа Ca (лат. Калций). Простото вещество калций (CAS номер: 7440-70-2) е мек, реактивен, сребристо-бял алкалоземен метал.

Металният калций съществува в две алотропни модификации. До 443 °C α-Ca с кубична лицево-центрирана решетка е стабилна (параметър a = 0,558 nm), над β-Ca е стабилна с кубична центрирана по тялото решетка от типа α-Fe (параметър a = 0,448 nm). Стандартната енталпия ΔH0 на прехода α → β е 0,93 kJ/mol.

Калцият е типичен алкалоземен метал. Химическата активност на калция е висока, но по-ниска от тази на всички други алкалоземни метали. Той лесно реагира с кислород, въглероден диоксид и влага във въздуха, поради което повърхността на калциевия метал обикновено е матово сива, така че калцият обикновено се съхранява в лабораторията, подобно на други алкалоземни метали, в плътно затворен буркан под слой от керосин или течен парафин.

В серията от стандартни потенциали калцият се намира вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойката Ca2+/Ca0 е -2,84 V, така че калцият реагира активно с вода, но без запалване:

Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.

С активни неметали (кислород, хлор, бром) калцият реагира при нормални условия:

2Ca + O2 = 2CaO, Ca + Br2 = CaBr2.

Когато се нагрява във въздух или кислород, калцият се запалва. С по-малко активни неметали (водород, бор, въглерод, силиций, азот, фосфор и други), калцият взаимодейства при нагряване, например:

Ca + H2 = CaH2, Ca + 6B = CaB6,

3Ca + N2 = Ca3N2, Ca + 2C = CaC2,

3Ca + 2P = Ca3P2 (калциев фосфид), също са известни калциеви фосфиди от състава на CaP и CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si (калциев силицид), също са известни калциеви силициди от състави CaSi, Ca3Si4 и CaSi2.

Ходът на горните реакции, като правило, е придружен от освобождаване Голям бройтоплина (тоест тези реакции са екзотермични). При всички съединения с неметали степента на окисление на калция е +2. Повечето от калциевите съединения с неметали се разлагат лесно от вода, например:

CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,

Ca3N2 + 3H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3.

Йонът Ca2+ е безцветен. Когато към пламъка се добавят разтворими калциеви соли, пламъкът става тухлено червен.

Калциевите соли като CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 йодид и Ca(NO3)2 нитрат са силно разтворими във вода. CaF2 флуорид, CaCO3 карбонат, CaSO4 сулфат, Ca3(PO4)2 ортофосфат, CaC2O4 оксалат и някои други са неразтворими във вода.

От голямо значение е фактът, че за разлика от калциевия карбонат CaCO3, киселият калциев карбонат (хидрокарбонат) Ca(HCO3)2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студена дъждовна или речна вода, наситена с въглероден диоксид, проникне под земята и попадне върху варовици, се наблюдава тяхното разтваряне:

CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.

На същите места, където водата, наситена с калциев бикарбонат, излиза на повърхността на земята и се нагрява от слънчевите лъчи, се получава обратната реакция:

Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.

Така че в природата има пренос на големи маси от вещества. В резултат на това под земята могат да се образуват огромни пролуки, а в пещерите се образуват красиви каменни "ледени висулки" - сталактити и сталагмити.

Наличието на разтворен калциев бикарбонат във водата до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временен, защото при кипене на водата бикарбонатът се разлага и CaCO3 се утаява. Това явление води например до факта, че с времето в чайника се образува котлен камък.

стронций

Стронций е елемент от основната подгрупа на втората група, петия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 38. Означава се със символа Sr (лат. Strontium). Простото вещество стронций (CAS номер: 7440-24-6) е мек, ковък и пластичен сребристо-бял алкалоземен метал. Има висока химическа активност, във въздуха бързо реагира с влага и кислород, като се покрива с жълт оксиден филм.

Новият елемент е открит в минерала стронцианит, намерен през 1764 г. в оловна мина близо до шотландското село Строншиан, което по-късно дава името на новия елемент. Наличието на нов метален оксид в този минерал е установено почти 30 години по-късно от Уилям Крукшанк и Адер Крауфорд. Изолиран в най-чистата си форма от сър Хъмфри Дейви през 1808 г.

Стронцийът е мек, сребристо-бял метал, ковък и ковък и може лесно да се реже с нож.

Полиморфин - известни са три негови модификации. До 215°C кубичната лицево-центрирана модификация (α-Sr) е стабилна, между 215 и 605°C - шестоъгълна (β-Sr), над 605°C - кубична телецентрирана модификация (γ-Sr).

Точка на топене - 768oC, Температура на кипене - 1390oC.

Стронций в неговите съединения винаги проявява +2 валентност. По свойства стронций е близък до калция и бария, заема междинно положение между тях.

В електрохимичната серия от напрежения стронцийът е сред най-активните метали (нормалният му електроден потенциал е -2,89 V. Той реагира енергично с вода, образувайки хидроксид:

Sr + 2H2O = Sr(OH)2 + H2

Взаимодейства с киселини, измества тежките метали от техните соли. Слабо реагира с концентрирани киселини (H2SO4, HNO3).

Металът стронций бързо се окислява във въздуха, образувайки жълтеникав филм, в който освен оксид SrO2 винаги присъстват SrO2 пероксид и Sr3N2 нитрид. Когато се нагрява на въздух, той се запалва; прахообразният стронций във въздуха е склонен към самозапалване.

Реагира енергично с неметали - сяра, фосфор, халогени. Взаимодейства с водород (над 200°C), азот (над 400°C). Практически не реагира с алкали.

При високи температури той реагира с CO2, за да образува карбид:

5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO

Лесно разтворими соли на стронция с аниони Cl-, I-, NO3-. Солите с аниони F-, SO42-, CO32-, PO43- са слабо разтворими.

Стронций се използва за легиране на мед и някои от неговите сплави, за въвеждане в акумулаторни оловни сплави, за десулфуриране на чугун, мед и стомани.

Барий

Барият е елемент от основната подгрупа на втората група, шести период от периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 56. Означава се със символа Ba (лат. Barium). Простото вещество барий (CAS номер: 7440-39-3) е мек, ковък, сребристо-бял алкалоземен метал. Притежава висока химическа активност.

Барият е открит под формата на оксид BaO през 1774 г. от Карл Шееле. През 1808 г. английският химик Хъмфри Дейви получава чрез електролиза на мокър бариев хидроксид с живачен катод амалгамабарий; след изпаряване на живака при нагряване той изолира метален барий.

Барият е сребристо-бял ковък метал. Счупва се при остър удар. Има две алотропни модификации на бария: α-Ba с кубична решетка, центрирана по тялото, е стабилна до 375 °C (параметър a = 0,501 nm), β-Ba е стабилна по-горе.

Твърдост по минералогична скала 1,25; по скалата на Моос 2.

Металният барий се съхранява в керосин или под слой парафин.

Барият е алкалоземен метал. Той се окислява интензивно във въздуха, образувайки бариев оксид BaO и бариев нитрид Ba3N2 и се запалва при леко нагряване. Реагира енергично с вода, образувайки бариев хидроксид Ba (OH) 2:

Ba + 2H2O \u003d Ba (OH) 2 + H2

Активно взаимодейства с разредени киселини. Много бариеви соли са неразтворими или слабо разтворими във вода: бариев сулфат BaSO4, бариев сулфит BaSO3, бариев карбонат BaCO3, бариев фосфат Ba3(PO4)2. Бариевият сулфид BaS, за разлика от калциевия сулфид CaS, е силно разтворим във вода.

Лесно реагира с халогени за образуване на халогениди.

Когато се нагрява с водород, той образува бариев хидрид BaH2, който от своя страна с литиев хидрид LiH дава Li комплекса.

Реагира при нагряване с амоняк:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

При нагряване бариевият нитрид Ba3N2 реагира с CO, за да образува цианид:

Ba3N2 + 2CO = Ba(CN)2 + 2BaO

С течен амоняк той дава тъмносин разтвор, от който може да се изолира амоняк, който има златист блясък и лесно се разлага с елиминирането на NH3. В присъствието на платинен катализатор, амонякът се разлага до образуване на бариев амид:

Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2

Бариевият карбид BaC2 може да се получи чрез нагряване на BaO с въглища в дъгова пещ.

С фосфор той образува фосфида Ba3P2.

Барият редуцира оксидите, халогенидите и сулфидите на много метали до съответния метал.

Металният барий, често в сплав с алуминий, се използва като геттер (гетер) в електронни устройства с висок вакуум и също така се добавя заедно с цирконий към течни метални охлаждащи течности (сплави на натрий, калий, рубидий, литий, цезий) за намаляване на агресивността към тръбопроводи и в металургията.

преходни метали

Преходните метали (преходни елементи) са елементи от странични подгрупи на Периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, в чиито атоми се появяват електрони на d- и f-орбитали. AT общ изглед електронна структурапреходните елементи могат да бъдат представени по следния начин: . ns-орбитала съдържа един или два електрона, останалите валентни електрони са в -орбитала. Тъй като броят на валентните електрони е забележимо по-малък от броя на орбиталите, простите вещества, образувани от преходни елементи, са метали.

Обща характеристика на преходните елементи

Всички преходни елементи имат следните общи свойства:

Малки стойности на електроотрицателност.

Променливи степени на окисление. За почти всички d-елементи, в атомите на които има 2 валентни електрона на външното ns-подниво, е известно степента на окисление +2.

Започвайки от d-елементите от група III на Периодичната таблица на химичните елементи на D. I. Дмитрий Иванович Менделеев, елементите в най-ниската степен на окисление образуват съединения, които проявяват основни свойства, в най-високите - киселинни, в междинните - амфотерни

Желязо

Желязото е елемент от вторична подгрупа от осмата група от четвъртия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, атомен номер 26. Означава се със символа Fe (лат. Ferrum). Един от най-често срещаните в земната кораметали (второ място след алуминия).

Простото вещество желязо (CAS номер: 7439-89-6) е ковък сребристо-бял метал с висока химическа реактивност: желязото корозира бързо при високи температури или висока влажност на въздуха. В чист кислород желязото гори, а във фино диспергирано състояние се запалва спонтанно във въздуха.

Всъщност желязото обикновено се наричат ​​неговите сплави с ниско съдържание на примеси (до 0,8%), които запазват мекотата и пластичността на чист метал. Но на практика по-често се използват сплави на желязо с въглерод: (до 2% въглерод) и (повече от 2% въглерод), както и неръждаема (легирана) стомана с добавка на легиращи метали (хром, манган, Ni и др.). Комбинацията от специфичните свойства на желязото и неговите сплави го правят „метал No1” по важност за хората.

В природата желязото рядко се среща в чист вид, най-често се среща като част от желязо-никелови метеорити. Разпространението на желязото в земната кора е 4,65% (4-то място след O, Si, Al). Смята се също, че желязото съставлява по-голямата част от земното ядро.

Желязото е типичен метал, в свободно състояние е сребристо-бял на цвят със сивкав оттенък. Чистият метал е пластичен, различни примеси (по-специално въглерод) увеличават неговата твърдост и чупливост. Произнася се магнитни свойства. Често се разграничава така наречената "желязна триада" - група от тримаметали (желязо Fe, кобалт Co, Ni Ni), които имат сходни физични свойства, атомни радиуси и стойности на електроотрицателност.

Желязото се характеризира с полиморфизъм, има четири кристални модификации:

до 769 °C има α-Fe (ферит) с центрирана по тялото кубична решетка и свойствата на феромагнит (769 °C ≈ 1043 K е точката на Кюри за желязо)

в температурния диапазон от 769–917 °C съществува β-Fe, който се различава от α-Fe само по параметрите на центрираната върху тялото кубична решетка и магнитните свойства на парамагнита

в температурния диапазон 917–1394 °C има γ-Fe (аустенит) с лицево-центрирана кубична решетка

над 1394 °C, δ-Fe е стабилен с центрирана по тялото кубична решетка

Науката за метали не разграничава β-Fe като отделна фаза и го разглежда като разновидност на α-Fe. Когато желязото или стоманата се нагряват над точката на Кюри (769 °C ≈ 1043 K), термичното движение на йоните нарушава ориентацията на спиновите магнитни моменти на електроните, феромагнетикът се превръща в парамагнит - възниква фазов преход от втори ред , но не настъпва фазов преход от първи ред при промяна на основните физични параметри на кристалите.

За чисто желязо при нормално налягане, от гледна точка на металургията, има следните стабилни модификации:

От абсолютна нула до 910 ºC, α-модификацията с центрирана по тялото кубична (bcc) кристална решетка е стабилна. Твърдият разтвор на въглерод в α-желязо се нарича ферит.

От 910 до 1400 ºC γ-модификацията с лицево-центрирана кубична (fcc) кристална решетка е стабилна. Твърдият разтвор на въглерод в γ-желязо се нарича аустенит.

От 910 до 1539 ºC, δ-модификацията с центрирана по тялото кубична (bcc) кристална решетка е стабилна. Твърдият разтвор на въглерод в δ-желязо (както и в α-желязо) се нарича ферит. Понякога се прави разлика между високотемпературния δ-ферит и нискотемпературния α-ферит (или просто ферит), въпреки че атомните им структури са еднакви.

Наличието на въглерод и легиращи елементи в стоманата значително променя температурите на фазовите преходи.

В областта на високи налягания (над 104 MPa, 100 хиляди атм.) се появява модификация на ε-желязо с шестоъгълна плътно уплътнена (hcp) решетка.

Явлението полиморфизъм е изключително важно за металургията на стоманата. Това е благодарение на α-γ преходи кристална решеткастоманата е термично обработена. Без това явление желязото, като основа на стоманата, не би получило толкова широко приложение.

Желязото е огнеупорно, принадлежи към металите със средна активност. Точката на топене на желязото е 1539 °C, точката на кипене е около 3200 °C.

Желязото е един от най-използваните метали, който представлява до 95% от световното металургично производство.

Желязото е основният компонент на стоманите и чугуните, най-важните конструктивни материали.

Желязото може да бъде включено в сплави на основата на други метали, като никел.

Магнитният железен оксид (магнетит) е важен материал при производството на устройства с памет за дълготрайна компютърна памет: твърди дискове, флопи дискове и др.

Ултрафиният магнетит на прах се използва в черно-белите лазерни принтери като тонер.

Уникалните феромагнитни свойства на редица сплави на основата на желязо допринасят за широкото им използване в електротехниката за магнитните вериги на трансформатори и електродвигатели.

Железният(III) хлорид (ферихлорид) се използва в радиолюбителската практика за ецване на печатни платки.

Железният сулфат (железен сулфат), смесен с меден сулфат, се използва за борба с вредните гъби в градинарството и строителството.

Желязото се използва като анод в желязо-никелови батерии, желязо-въздушни батерии.

медни

Медта е елемент от странична подгрупа от първа група, четвърти период от периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 29. Означава се със символа Cu (лат. Cuprum). Простата субстанция мед (CAS номер: 7440-50-8) е пластичен преходен метал със златист цвят. цвят розово(розово при липса на оксиден филм). Той е широко използван от човека от древни времена.

Медта е златисто-розов пластичен метал, бързо покрит с оксиден филм във въздуха, което й придава характерен интензивен жълтеникаво-червен оттенък. Медта има висока топло- и електрическа проводимост (на второ място по електропроводимост след среброто). Има два стабилни изотопа - 63Cu и 65Cu, и няколко радиоактивни изотопа. Най-дълго живеещият от тях, 64Cu, има период на полуразпад от 12,7 часа и два разпада с различни продукти.

Плътност — 8,94*10і kg/mі

Специфичен топлинен капацитет при 20 °C - 390 J/kg*K

Електрическо съпротивление при 20-100 °C - 1,78 10−8 Ohm m

Точка на топене - 1083°C

Точка на кипене - 2600 ° C

Има редица медни сплави: месинг - сплав от мед с цинк, - сплав на мед с калай, никел сребро - сплав от мед и никел и някои други.

Цинк

Цинкът е елемент от странична подгрупа от втората група, четвъртия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 30. Означава се със символа Zn (лат. Zinkum). Проста субстанция (CAS номер: 7440-66-6) при нормални условия е крехък синкаво-бял преходен метал (потъмнява на въздух, като се покрива с тънък слой цинков оксид).

В чиста форма това е доста пластичен сребристо-бял метал. Той има шестоъгълна решетка с параметри a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm. Той е крехък при стайна температура; когато плочата е огъната, се чува пукащ звук от триенето на кристалити (обикновено по-силен от „калаен вик“). При 100–150°C цинкът е пластичен. Примесите, дори незначителни, рязко увеличават крехкостта на цинка.

Типичен амфотерен метал. Стандартният електроден потенциал е -0,76 V, в серията от стандартни потенциали се намира преди желязото.

Във въздуха цинкът е покрит с тънък филм от ZnO оксид. При силно нагряване той изгаря с образуването на амфотерен бял оксид ZnO:

2Zn + O2 = 2ZnO.

Цинковият оксид реагира и с киселинни разтвори:

ZnO + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2O

и алкали:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,

Цинкът с обикновена чистота активно реагира с киселинни разтвори:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

Zn + H2SO4 (разл.) = ZnSO4 + H2

и алкални разтвори:

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2,

образуване на хидроксо-цинкати. Много чист цинк не реагира с разтвори на киселини и основи. Взаимодействието започва с добавяне на няколко капки разтвор на меден сулфат CuSO4.

При нагряване цинкът реагира с халогени, за да образува ZnHal2 халиди. С фосфора цинкът образува фосфиди Zn3P2 и ZnP2. Със сярата и нейните аналози - селен и телур - различни халкогениди, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.

Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор. Нитрид Zn3N2 се получава чрез реакция на цинк с амоняк при 550–600°C.

AT водни разтворицинкови йони Zn2+ образуват аквакомплекси 2+ и 2+.

Чистият метален цинк се използва за възстановяване на благородни метали, добивани чрез подземно излугване (злато, сребро). В допълнение, цинкът се използва за извличане на сребро, злато (и други метали) от сурово олово под формата на интерметални съединения цинк-сребро-злато (т.нар. "сребърна пяна"), които след това се обработват конвенционални методирафиниране.

Използва се за защита на стоманата от корозия (поцинковане на повърхности, които не са подложени на механични въздействия, или метализация - за мостове, резервоари, метални конструкции). Използва се също като отрицателен електроден материал в химически източници на ток, т.е. батерии и акумулатори, например: манганово-цинкова клетка, сребърно-цинкова батерия dmі, ниско съпротивление и колосални разрядни токове, живачно-цинков елемент (EMF 1,35 V, 135 W h / kg , 550-650 W h / dmі), диоксисулфат-живачен елемент, йодат-цинков елемент, медно-оксидна галванична клетка (EMF 0,7-1,6 волта, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dmi), хром-цинк клетка, клетка цинк-сребърен хлорид, никел-цинкова батерия (EMF 1, 82 волта, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dmi), оловно-цинкова клетка, цинк-хлорна батерия, цинк-бромна батерия и др. .). Ролята на цинка в батериите цинк-въздух е много важна, през последните години те се развиват интензивно на базата на системата цинк-въздух - батерии за компютри (лаптопи) и в тази област е постигнат значителен успех (по-голям от литиевия). батерии, капацитет и ресурс, по-малко от 3 пъти по-висока от цената), тази система също е много обещаваща за стартиране на двигатели (оловен акумулатор - 55 W h / kg, цинк-въздух - 220-300 W h / kg) и за електрически превозни средства ( пробег до 900 км). Използва се в много сплави за спояване за понижаване на тяхната точка на топене. Цинкът е важен компонент на месинга. Цинковият оксид се използва широко в медицината като антисептично и противовъзпалително средство. Цинков оксид се използва и за производството на боя – цинкова бяла.

Цинковият хлорид е важен флюс за запояване на метали и компонент в производството на влакна.

Телурид, селенид, фосфид, цинков сулфид са широко използвани полупроводници.

Цинковият селенид се използва за направата на оптични очила с много ниски коефициентиабсорбция в средния инфрачервен диапазон, например при лазери с въглероден диоксид.

живак

Меркурий е елемент от странична подгрупа от втора група, шести период от периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 80. Означава се със символа Hg (лат. Hydrargyrum). Простото вещество живак (CAS номер: 7439-97-6) е преходен метал, при стайна температура е тежка, сребристо-бяла, забележимо летлива течност, чиито пари са изключително токсични. Живакът е един от двата химически елемента (и единственият метал), чиито прости вещества при нормални условия са в течно агрегатно състояние (вторият елемент е бром). В природата се среща както в естествена форма, така и образува редица минерали. Най-често живакът се получава чрез редукция от най-разпространения му минерал – цинобър. Използва се за производството на измервателни уреди, вакуумни помпи, източници на светлина и други области на науката и технологиите.

Живакът е единственият метал, който е течен при стайна температура. Има свойствата на диамагнит. Образува течни сплави с много метали амалгами. Само желязо, манган и Ni.

Живакът е неактивен метал.

При нагряване до 300 °C живакът реагира с кислород: 2Hg + O2 → 2HgO Образува се червен живачен(II) оксид. Тази реакция е обратима: при нагряване над 340 °C оксидът се разлага до прости вещества. Реакцията на разлагане на живачен оксид исторически е един от първите начини за производство на кислород.

Когато живакът се нагрява със сяра, се образува живачен(II) сулфид.

Живакът не се разтваря в разтвори на киселини, които нямат окислителни свойства, а се разтваря в царска вода и азотна киселина, образувайки двувалентни живачни соли. Когато излишният живак се разтвори в азотна киселина на студа, се образува Hg2(NO3)2 нитрат.

От елементите от група IIB, живакът има възможността да разруши много стабилна 6d10 - електронна обвивка, което води до възможността за съществуване на живачни съединения (+4). Така че, в допълнение към слабо разтворимите Hg2F2 и HgF2, разлагащи се с вода, има и HgF4, получен от взаимодействието на живачни атоми и смес от неон и флуор при температура 4K.

Живакът се използва при производството на термометри, живачни пари се пълнят с живачно-кварцови и флуоресцентни лампи. Живачните контакти служат като сензори за положение. Освен това металният живак се използва за получаване на редица важни сплави.

Преди това различни метални амалгами, особено златни и сребърни амалгами, бяха широко използвани в бижутерията, при производството на огледала и зъбни пломби. В инженерството живакът е бил широко използван за барометри и манометри. Живачните съединения са били използвани като антисептик (сублиматор), слабително (каломел), в производството на шапки и др., но поради високата си токсичност до края на 20-ти век те на практика са изтласкани от тези области (замяна на амалгамацията чрез пръскане и електроотлагане на метали, полимерни пломби в стоматологията).

За нискотемпературни термометри се използва сплав от живак с талий.

Металният живак служи като катод за електролитно производстворедица активни метали, хлор и основи, в някои химически източници на ток (например живак-цинк - тип RTs), в източници на еталонно напрежение (елемент Weston). Живачно-цинковият елемент (emf 1,35 Volt) има много висока енергия по отношение на обем и маса (130 W/h/kg, 550 W/h/dm).

Живакът се използва за рециклиране на вторичен алуминий и златодобив (виж амалгама).

Живакът също понякога се използва като работен флуид в силно натоварени хидродинамични лагери.

Живакът е съставка в някои биоцидни бои за предотвратяване на замърсяването на корабните корпуси в морската вода.

Меркурий-203 (T1/2 = 53 сек) се използва в радиофармацевтиката.

Използват се също живачни соли:

Живачен йодид се използва като полупроводников детектор на радиация.

Живачен фулминат („Експлозивен живак“) отдавна се използва като иницииращо взривно вещество (детонатори).

Живачен бромид се използва при термохимичното разлагане на водата до водород и кислород (атомна водородна енергия).

Някои живачни съединения се използват като лекарства (например мертиолат за запазване на ваксини), но главно поради токсичността живакът е изтласкан от медицината (сублим, живачен оксицианид - антисептици, каломел - слабително и др.) в средата на края на 20 век.

алуминий

Алуминият е елемент от основната подгрупа на третата група от третия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, атомен номер 13. Означава се със символа Al (лат. Aluminium). Принадлежи към групата на леките метали. Най-разпространеният метал и третият по честота (след кислорода и силиция) химичен елемент в земната кора.

Проста субстанция Алуминият (CAS номер: 7429-90-5) е лек, немагнитен сребристо-бял метал, който лесно се формова, отлива и обработва. Алуминият има висока топло- и електрическа проводимост, устойчивост на корозия поради бързото образуване на силни оксидни филми, които предпазват повърхността от по-нататъшно взаимодействие.

Според някои биологични изследвания приемът на алуминий в човешкия организъм се е считал за фактор за развитието на болестта на Алцхаймер, но тези изследвания по-късно са критикувани и заключението за връзката на едното с другото е опровергано.

Сребристо-бял метал, лек, плътност 2,7 g/cm³, точка на топене за технически 658 °C, за алуминий висока чистота 660 °C, точка на кипене 2500 °C, якост на опън на отливката 10-12 kg/mm², деформируема 18-25 kg/mm², сплави 38-42 kg/mm².

Твърдост по Бринел 24-32 kgf / mm², висока пластичност: техническа 35%, чиста 50%, навита на тънък лист и дори фолио.

Алуминият има висока електрическа и топлопроводимост, 65% от електрическата проводимост на Cuprum, има висока светлоотразителна способност.

Алуминият образува сплави с почти всички метали.

При нормални условия Алуминият е покрит с тънък и здрав оксиден филм и следователно не реагира с класическите окислители: с H2O (t°); O2, HNO3 (без нагряване). Поради това алуминият практически не е подложен на корозия и следователно е широко търсен. съвременна индустрия. Въпреки това, когато оксидният филм се разруши (например при контакт с разтвори на амониеви соли NH4 +, горещи алкали или в резултат на амалгамиране), алуминият действа като активен редуциращ метал.

Лесно реагира с прости вещества:

с кислород:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

с халогени:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

реагира с други неметали при нагряване:

със сяра за образуване на алуминиев сулфид:

2Al + 3S = Al2S3

с азот, образувайки алуминиев нитрид:

с въглерод, образуващ алуминиев карбид:

4Al + 3С = Al4С3

Алуминиевият сулфид и алуминиевият карбид са напълно хидролизирани:

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3+ 3CH4

Със сложни вещества:

с вода (след отстраняване на защитния оксиден филм, например чрез сливане или горещи алкални разтвори):

2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2

с алкали (с образуването на тетрахидроксоалуминати и други алуминати):

2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na + 3H2

2(NaOH.H2O) + 2Al = 2NaAlO2 + 3H2

Лесно разтворим в солна и разредена сярна киселини:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

2Al + 3H2SO4(razb) = Al2(SO4)3 + 3H2

При нагряване се разтваря в киселини - окислители, които образуват разтворими алуминиеви соли:

2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

възстановява металите от техните оксиди (алуминотермия):

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

Широко използван като конструктивен материал. Основните предимства на алуминия в това качество са лекота, ковкост за щамповане, устойчивост на корозия(Алуминият моментално се покрива със здрав филм от Al2O3 във въздуха, което предотвратява по-нататъшното му окисление), висока топлопроводимост, нетоксичност на съединенията му. По-специално, тези свойства направиха алуминия изключително популярен в производството на съдове за готвене, алуминиево фолиов хранително-вкусовата промишленост и за опаковане.

Основният недостатък на алуминия като конструктивен материал е неговата ниска якост, така че обикновено се легира с малко количество мед и магнезий (сплавта се нарича дуралуминий).

Електрическата проводимост на алуминия е само 1,7 пъти по-малка от тази на купрум, докато алуминият е приблизително 2 пъти по-евтин. Поради това той се използва широко в електротехниката за производство на проводници, тяхното екраниране и дори в микроелектрониката за производство на проводници в чипове. По-ниската електрическа проводимост на алуминия (37 1/ома) в сравнение с купрум (63 1/ома) се компенсира от увеличаване на напречното сечение на алуминиевите проводници. Недостатъкът на алуминия като електрически материал е силен оксиден филм, който затруднява запояването.

Поради комплекса от свойства, той намира широко приложение в термичното оборудване.

Алуминият и неговите сплави запазват здравина при свръхниски температури. Поради това се използва широко в криогенната технология.

Високата отразяваща способност, съчетана с ниската цена и лекотата на отлагане, прави алуминия идеален материалза изработка на огледала.

В производството строителни материаликато газогенериращ агент.

Алуминизирането придава устойчивост на корозия и натрупване на стомана и други сплави, като например клапани на бутални двигатели с вътрешно горене, лопатки на турбини, нефтени платформи, оборудване за топлообмен, а също така замества поцинковането.

Алуминиевият сулфид се използва за производство на сероводород.

Провеждат се изследвания за разработване на алуминиева пяна като особено здрав и лек материал.

Когато алуминият беше много скъп, от него се правеха различни бижута. Модата за тях веднага премина, когато се появиха Нови технологии (разработки) за производството му, което го намали многократно. Сега алуминият понякога се използва в производството на бижута.

Други метали

Водя

Оловото е елемент от основната подгрупа от четвърта група, шести период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 82. Означава се със символа Pb (лат. Plumbum). Простото вещество Олово (CAS номер: 7439-92-1) е ковък, сравнително нискотопим сив метал.

Оловото има доста ниска топлопроводимост от 35,1 W/(m K) при 0°C. Металът е мек и лесен за рязане с нож. На повърхността обикновено е покрита с повече или по-малко дебел филм от оксиди; при разрязване се отваря лъскава повърхност, която избледнява с времето във въздуха.

Точка на топене: 327,4 °С

Точка на кипене: 1740 °C

Оловен нитрат се използва за производството на мощни смесени експлозиви. Оловният азид се използва като най-широко използвания детонатор (иницииращо взривно вещество). Оловният перхлорат се използва за приготвяне на тежка течност (плътност 2,6 g/cm3), използвана при флотационното обогатяване на руди; понякога се използва в мощни смесени експлозиви като окислител. Оловен флуорид самостоятелно, както и заедно с бисмут, мед, сребърен флуорид, се използва като катоден материал в химически източници на ток. Оловен бисмутат, оловен сулфид PbS, оловен йодид се използват като катоден материал в литиеви акумулаторни батерии. Оловен хлорид PbCl2 като катоден материал в източници на ток в готовност. Оловен телурид PbTe е широко използван като термоелектричен материал (термо-емс с 350 μV/K), най-широко използвания материал в производството на термоелектрични генератори и термоелектрически хладилници. Оловен диоксид PbO2 се използва широко не само в оловна батерия, но също така се произвеждат много резервни химически източници на ток на неговата база, например оловен хлорен елемент, оловно-флуорен елемент и др.

Бяло олово, основен карбонат Pb(OH)2.PbCO3, гъст бял прах, се получава от олово във въздуха под действието на въглероден диоксид и оцетна киселина. Използването на бяло олово като оцветяващ пигмент сега не е толкова разпространено, както преди, поради тяхното разлагане под действието на сероводород H2S. Оловното бяло се използва и за производство на шпакловка, в технологията на цимент и оловно-карбонатна хартия.

Оловен арсенат и арсенит се използват в технологията на инсектицидите за унищожаване на насекоми вредители селско стопанство(цигански молец и памучен жипец). Оловен борат Pb(BO2)2 H2O, неразтворим бял прах, се използва за сушене на картини и лакове, както и заедно с други метали, като покрития върху стъкло и порцелан. Оловен хлорид PbCl2, бял кристален прах, разтворим в гореща вода, разтвори на други хлориди и особено амониев хлорид NH4Cl. Използва се за приготвяне на мехлеми при лечение на тумори.

Оловен хромат PbCrO4, известен като хромово жълто, е важен пигмент за приготвянето на бои, за боядисване на порцелан и текстил. В индустрията хроматът се използва главно при производството на жълти пигменти. Оловен нитрат Pb(NO3)2 е бяло кристално вещество, силно разтворимо във вода. Това е свързващо вещество с ограничена употреба. В индустрията се използва при сватовство, боядисване и пълнеж на текстил, боядисване на рога и гравиране. Оловен сулфат Pb(SO4)2, неразтворим във вода бял прах, се използва като пигмент в батериите, литографията и технологията за печатни тъкани.

Оловен сулфид PbS, черен, неразтворим във вода прах, се използва при изпичане на керамика и за откриване на оловни йони.

Тъй като оловото абсорбира добре гама лъчението, то се използва за радиационна защита в рентгенови апарати и в ядрени реактори. В допълнение, оловото се разглежда като охлаждаща течност в проектите на модерни ядрени реактори с бързи неутрони.

Оловните сплави намират значително приложение. Pewter (калаено-оловна сплав), съдържащ 85-90% метален калай и 15-10% Pb, е формован, евтин и се използва в производството на домакински съдове. В електротехниката се използва спойка, съдържаща 67% Pb и 33% калай. Сплавите от олово с антимон се използват при производството на куршуми и типографски тип, а сплави от олово, антимон и калай се използват за отливане на фигури и лагери. Сплавите от олово с антимон обикновено се използват за обшивка на кабели и плочи на електрически акумулатори. Оловните съединения се използват при производството на багрила, бои, инсектициди, стъкло Търговски артикулии като добавки към бензина под формата на тетраетил олово (C2H5) 4Pb (умерено летлива течност, парите в малки концентрации имат сладникава плодова миризма, в големи концентрации - неприятна миризма; Tm = 130 ° C, Tbp = 80 ° C / 13 mm Hg .st.; плътност 1,650 g/cm³; nD2v = 1,5198; неразтворим във вода, смесващ се с органични разтворители; силно токсичен, лесно прониква през кожата; MPC = 0,005 mg/m³; LD50 = 12,7 mg/m³ (mg/m³) плъхове, орално)) за увеличаване на октановото число.

калай

Калайът е елемент от основната подгрупа на четвъртата група, петия период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 50. Означава се със символа Калай метал (лат. Stannum). При нормални условия простото вещество е пластичен, ковък и топим лъскав метал със сребристо-бял цвят. Калайът образува няколко алотропни модификации: под 13,2 °C стабилен α-калай (сив калай) с кубична диамантна решетка, над 13,2 °C стабилен β-калай (бял калай) с тетрагонална кристална решетка.

Калайът се използва предимно като безопасно, нетоксично, устойчиво на корозия покритие в чиста форма или в сплави с други метали. Основните промишлени приложения на калай са в калаена ламарина (калайдисано желязо) за производството на контейнери за храна, в спойки за електроника, в домашни водопроводи, в сплави за лагери и в покрития от калай и неговите сплави. Най-важната сплав на калай е бронзов(с Cuprum). Друга добре позната сплав, калай, се използва за направата на сервизи. AT последните временаима възраждане на интереса към използването на метал, тъй като той е най-„екологичният“ сред тежките цветни метали. Използва се за създаване на свръхпроводящи проводници на базата на интерметално съединение Nb3Sn.

Цениза метален калай през 2006 г. средно 12-18 $/кг, калай диоксид с висока чистота около $25/kg, монокристален калай с висока чистота около $210/kg.

Интерметалните съединения на калай и цирконий имат високи точки на топене (до 2000 °C) и устойчивост на окисляване при нагряване на въздух и имат редица приложения.

Калайът е най-важният легиращ компонент при производството на структурни титаниеви сплави.

Калай диоксидът е много ефективен абразивен материал, използван при "довършителни работи" на повърхността на оптично стъкло.

Смес от калаени соли - "жълт състав" - преди това е била използвана като багрило за вълна.

Калайът се използва и в химически източници на ток като аноден материал, например: елемент манган-калаен, оксид-живачно-калаен елемент. Използването на калай в оловно-калаена батерия е обещаващо; така, например, при еднакво напрежение с оловна батерия, оловно-калаената батерия има 2,5 пъти по-голям капацитет и 5 пъти по-голяма енергийна плътност на единица обем, нейното вътрешно съпротивление е много по-ниско.

Металният калай е нетоксичен, което позволява да се използва в хранително-вкусовата промишленост. Вредните примеси, съдържащи се в калай при нормални условия на съхранение и употреба, включително в стопилката при температури до 600 °C, не се отделят във въздуха на работната зона в обеми, превишаващи максимално допустимата концентрация в съответствие с GOST. Продължителното (15-20 години) излагане на калаен прах има фиброгенен ефект върху белите дробове и може да причини пневмокониоза при работниците.

Приложение на метали

Строителни материали

Металите и техните сплави са едни от основните конструктивни материали съвременната цивилизация. Това се обуславя преди всичко от тяхната висока якост, еднородност и непропускливост за течности и газове. В допълнение, чрез промяна на формулировката на сплавите, човек може да промени техните свойства в много широк диапазон.

Електрически материали

Металите се използват и като добри проводници Електричество(мед, алуминий) и като материали с високо съпротивление за резистори и електрически нагревателни елементи (нихром и др.).

Инструментални материали

Металите и техните сплави се използват широко за производството на инструменти (работната им част). Това са основно инструментални стомани и твърди сплави. Като инструменти за инструменти се използват и диамант, борен нитрид и керамика.

Металургия

Металургията или металургията е област на материалознанието, която изучава физическото и химичното поведение на метали, интерметални съединения и сплави. Металургията също включва практическа употребасъществуващи познания за металите - от добива на суровини до паричната емисия на готови продукти.

Изучаването на структурата и физични и химични свойстваметални и оксидни стопилки и твърди разтвори, развитие на теорията за кондензирано състояние на материята;

Изучаване на термодинамика, кинетика и механизъм на металургичните реакции;

Разработване на научно-технически и икономически основи за интегрирано използване на полиметални минерални суровини и техногенни отпадъци с решаване на екологични проблеми;

Развитие на теорията за основите на пирометалургичните, електротермичните, хидрометалургичните и газофазните процесипроизводство на метали, сплави, метални прахове и композитни материали и покрития.

Черните метали включват желязо, манган, хром, ванадий. Всички останали са цветни. от физични свойстваи предназначение, цветните метали условно се разделят на тежки (мед, олово, цинк, калай, Ni) и леки (алуминий, магнезий).

Основен Технологичен процесПодразделя се на пирометалургия (топене) и хидрометалургия (извличане на метали в химически разтвори). Разновидност на пирометалургията е плазмената металургия.

Плазмена металургия - добив от руди, топене и преработка на метали и сплави под въздействието на плазма.

Преработката на руди (оксиди и др.) се извършва чрез термичното им разлагане в плазма. За предотвратяване на обратни реакции се използва редуциращ агент (въглерод, водород, метан и др.) или рязко охлаждане на плазмения поток, което нарушава термодинамичното равновесие.

Плазмената металургия позволява директно извличане на метал от руда, значително ускорява металургичните процеси, получава чисти материали, намаляване на разходите за гориво (редуктор). Недостатъкът на плазмената металургия е високата консумация на електроенергия, използвана за генериране на плазмата.

История

Първите доказателства, че човек се е занимавал с металургия, датират от 5-6 хилядолетия преди Христа. д. и са открити в Майданпек, Плочник и други обекти в Сърбия (включително медна брадва от Винка от 5500 г. пр. н. е.), България (5 000 г. пр. н. е.), Палмела (), Испания, Стоунхендж (). Въпреки това, както често се случва при подобни дългогодишни явления, възрастта не винаги може да бъде точно определена.

В ранната култура присъстват сребро, мед, калай и метеоритно желязо, което позволява ограничена металообработка. Така високо се цениха „Небесните кинжали“ – египетски оръжия, създадени от метеорит Желязо 3000 г. пр.н.е. д. Но след като се научи да извлича мед и калай от скално образуваниеи получават сплав, наречена бронз, хората през 3500 г. пр.н.е. д. навлиза в бронзовата епоха.

Получаването на желязо от руда и топенето на метал беше много по-трудно. Смята се, че технологията е изобретена от хетите около 1200 г. пр.н.е. д., което бележи началото на желязната епоха. Тайната на добива и производството на желязо се превърна в ключов фактор във владението на филистимците.

Следи от развитието на черната металургия могат да бъдат проследени в много минали култури и цивилизации. Това включва древните и средновековните царства и империи на Близкия и Близкия изток, Древен Египет и Анадола (), Картаген, гърците и римляните от древността и средновековието Европа, Китай и др. Трябва да се отбележи, че много методи, устройства и технологии на металургията първоначално са изобретени в Древен Китай, а след това европейците усвоиха този занаят (изобретяване на доменни пещи, Излято желязо, стомана, хидравлични чукове и др.). Въпреки това, последните изследвания показват, че римската технология е била много по-напреднала, отколкото се смяташе преди, особено в минното дело и коването.

Минна металургия

Минната металургия се състои в извличане на ценни метали от руда и топене на извлечените суровини в чист метал. За да се превърне метален оксид или сулфид в чист метал, рудата трябва да бъде отделена по физичен, химичен или електролитен начин.

Металурзите работят с три основни компонента: суровини, концентрат (ценен метален оксид или сулфид) и отпадъци. След добив, големи парчета руда се раздробяват до такава степен, че всяка частица е или ценен концентрат, или отпадък.

планина Върши работане се изисква, ако рудата и околната среда позволяват излугване. По този начин е възможно да се разтвори и да се получи обогатен с минерала разтвор.

Често рудата съдържа няколко ценни метала. В такъв случай отпадъците от един процес могат да се използват като суровина за друг процес.

сплав

Сплавта е макроскопски хомогенна смес от две или Повече ▼химични елементи с преобладаване на метални компоненти. Основната или единствената фаза на сплавта, като правило, е твърд разтвор на легиращи елементи в метала, който е основата на сплавта.

Сплавите имат метални свойства, като метален блясък, висока електрическа и топлопроводимост. Понякога компонентите на сплавта могат да бъдат не само химически елементи, но и химични съединения с метални свойства. Например основните компоненти твърди сплависа волфрамови или титанови карбиди. Макроскопските свойства на сплавите винаги се различават от свойствата на техните компоненти, а макроскопската хомогенност на многофазните (хетерогенни) сплави се постига поради равномерното разпределение на примесните фази в металната матрица.

Сплавите обикновено се получават чрез смесване на компонентите в разтопено състояние, последвано от охлаждане. При високи температури на топене на компонентите се получават сплави чрез смесване на метални прахове с последващо синтероване (това се получават например волфрамови сплави).

Сплавите са един от основните конструктивни материали. Между тях най-висока стойностимат сплави на базата на желязо и алуминий. В състава на много сплави могат да бъдат въведени и неметали, като въглерод, силиций, бор и др. В технологията се използват повече от 5 хиляди сплави.

Източници

http://ru.wikipedia.org/

Енциклопедия на инвеститора. 2013 .

Синоними:

• - МЕТАЛ, метал мъжки, лат. трошачка; и в малка форма, в топене: kinglet. В ежедневието ценни, скъпи метали: злато, платина, сребро; прости: желязо, мед, цинк, калай, олово; химията е открила такива начала на почти всички вкаменелости, състоящи се от ... ... РечникДалия
• 
  

По-голямата част (93 от 117) от известните в момента химически елементи са метали.
Атомите на различни метали имат много общо по структура, а простите и сложните вещества, които образуват, имат сходни свойства (физични и химични).

Позиция в периодичната система и структурата на металните атоми.

В периодичната таблица металите са разположени отляво и под условната прекъсната линия, преминаваща от бор към астат (виж таблицата по-долу). Металите включват почти всички s-елементи (с изключение на H, He), около половината Р-елементи, всички д- и е-елементи ( лантаноидии актиниди).

Повечето метални атоми имат външно енергийно ниво, съдържащо малък брой(до 3) електрона, само някои атоми на р-елемент (Sn, Pb, Bi, Po) имат повече от тях (от четири до шест). Валентните електрони на металните атоми са слабо (в сравнение с неметалните атоми) свързани с ядрото. Следователно металните атоми относително лесно даряват тези електрони на други атоми, действащи в химична реакциясамо като редуциращи агенти и в същото време се превръщат в положително заредени катиони:

Аз - не - \u003d Аз n +.

За разлика от неметалите, само положителните степени на окисление от +1 до +8 са характерни за металните атоми.

Лекотата, с която металните атоми даряват своите валентни електрони на други атоми, характеризира редукционната активност на даден метал. Колкото по-лесно металният атом се отказва от електроните си, толкова по-силен е той като редуциращ агент. Ако подредим металите в ред по ред на намаляване на тяхната редукционна способност във водни разтвори, получаваме познатата ни серия от изместване на метали, който също се нарича електрохимична серия от напрежения (или близка дейност) метали (вижте таблицата по-долу).

Разпространение mметали в природата.

Трите най-разпространени метала в земната кора (това е повърхностният слой на нашата планета с дебелина около 16 км) включват алуминий, желязо и калций. По-рядко срещани са натрий, калий и магнезий. Таблицата по-долу показва масовите доли на някои метали в земната кора.

желязо и калций. По-рядко срещани са натрий, калий и магнезий. Таблицата по-долу показва масовите доли на някои метали в земната кора.

Разпространението на металите в земната кора

метални		метални	Масова част в земната кора,%
Ал	8,8	кр	8,3 ∙ 10 -3
Fe	4,65	Zn	8,3 ∙ 10 -3
ок	3,38	Ni	8 ∙ 10 -3
на	2,65	Cu	4,7 ∙ 10 -3
К	2,41	Pb	1,6 ∙ 10 -3
mg	2,35	Ag	7 ∙ 10 -6
ти	0,57	hg	1,35 ∙ 10 -6
Мн	0,10	Au	5 ∙ 10 -8

Наричат ​​се елементи, чиято масова част в земната кора е по-малка от 0,01%. рядко. Редките метали включват, например, всички лантаноиди. Ако даден елемент не е в състояние да се концентрира в земната кора, тоест не образува свои собствени руди, а се среща като примес с други елементи, тогава той се класифицира като разпръснатиелементи. Разпръснати, например, са следните метали: Sc, Ga, In, Tl, Hf.

През 40-те години на XX век. Немските учени Валтер и Ида Нола предполагат това. че всеки калдъръм на тротоара съдържа всички химични елементи от периодичната таблица. Отначало тези думи бяха посрещнати далеч от единодушното одобрение от техните колеги. Въпреки това, тъй като се появяват все по-точни методи за анализ, учените все повече се убеждават в истинността на тези думи.

Тъй като всички живи организми са в близък контакт с заобикаляща среда, то всеки от тях трябва да съдържа, ако не всички, то повечето от химичните елементи на периодичната система. Например, в тялото на възрастен, масовата част неорганични веществае 6%. От металите в тези съединения има Mg, Ca, Na, K. Много ензими и други биологично активни органични съединения в нашето тяло съдържат V, Mn, Fe, Cu, Zn, Co, Ni, Mo, Cr и някои други метали .

Тялото на възрастен човек съдържа средно около 140 g калиеви йони и около 100 g натриеви йони. С храната приемаме дневно от 1,5 g до 7 g калиеви йони и от 2 g до 15 g натриеви йони. Нуждата от натриеви йони е толкова голяма, че трябва да се добавят специално към храната. Значителна загуба на натриеви йони (под формата на NaCl с урина и пот) се отразява неблагоприятно на човешкото здраве. Ето защо при горещо време лекарите препоръчват да се пие минерална вода. Излишното съдържание на сол в храната обаче се отразява негативно на работата на нашите вътрешни органи (предимно сърцето и бъбреците).

Трябва да активирате JavaScript, за да гласувате

И други химични съединения. За получаване на чисти метали и тяхното по-нататъшно използване е необходимо да се отделят от рудите и да се извърши пречистване. При необходимост се извършва легиране и друга обработка на метали. Науката металургия се занимава с изучаване на това. Металургията прави разлика между руди на черни метали (на основата на желязо) и руди на цветни метали (желязото не е включено в състава им, само около 70 елемента). Злато, сребро и платина също са благородни (благородни) метали. Освен това те присъстват в малки количества в морската вода, растенията, живите организми (докато играят важна роля).

Известно е, че човешкото тяло е 3% съставено от метали. Най-много в нашите клетки има калций и натрий, концентрирани в лимфните системи. Магнезият се натрупва в мускулите и нервната система, медта – в черния дроб, желязото – в кръвта.

Минен

Металите често се извличат от земята с помощта на минната промишленост, резултатът - добитите руди - служат като относително богат източник на необходимите елементи. За да се установи местоположението на рудите, се използват специални методи за търсене, включително проучване на руди и проучване на находища. Депозитите обикновено се разделят на кариери (разработване на руди на повърхността), в които добивът се извършва чрез извличане на почва с помощта на тежко оборудване, както и подземни мини.

От добитата руда металите се извличат, като правило, чрез химическа или електролитна редукция. В пирометалургията високите температури се използват за превръщане на рудата в метални суровини; в хидрометалургията за същата цел се използва химията на водата. Използваните методи зависят от вида на метала и вида на замърсяването.

Когато металната руда е йонно съединение на метал и неметал, тя обикновено се подлага на топене - нагряване с редуциращ агент - за извличане на чистия метал. Много обикновени метали, като желязото, се топят с помощта на въглерод (получен от изгаряне на въглища) като редуциращ агент. Някои метали, като алуминий и натрий, нямат икономически жизнеспособен редуктор и се извличат чрез електролиза.

Твърдостта на някои метали по скалата на Моос:

Твърдост	метални
0.2	цезий
0.3	Рубидий
0.4	калий
0.5	натрий
0.6	литий
1.2	индий
1.2	Талий
1.25	Барий
1.5	стронций
1.5	галий
1.5	калай
1.5	Водя
1.5
1.75	калций
2.0	кадмий
2.25	бисмут
2.5	магнезий
2.5	Цинк
2.5	лантан
2.5	Сребро
2.5	злато
2.59	итрий
2.75	алуминий
3.0	медни
3.0	Антимон
3.0	торий
3.17	скандий
3.5	платина
3.75	кобалт
3.75	Паладий
3.75	цирконий
4.0	Желязо
4.0	никел
4.0	хафний
4.0	манган
4.5	ванадий
4.5	Молибден
4.5	Родий
4.5	титан
4.75	ниобий
5.0	иридий
5.0	рутений
5.0	тантал
5.0	технеций
5.0	хром
5.5	Берилий
5.5	осмий
5.5	рений
6.0	волфрам
6.0	β-уран

Поради лесното връщане на електроните е възможно окисляване на металите, което може да доведе до корозия и по-нататъшно влошаване на свойствата. Способността да се окислява може да бъде разпозната по стандартната серия от активност на металите. Този факт потвърждава необходимостта от използване на метали в комбинация с други елементи (сплав, най-важната от които е стоманата), тяхното легиране и използването на различни покрития.

За по-правилно описание на електронните свойства на металите е необходимо да се използва квантовата механика. Във всички твърди тела с достатъчна симетрия енергийните нива на електроните на отделните атоми се припокриват и образуват разрешени ленти, а лентата, образувана от валентни електрони, се нарича валентна лента. Слабата връзка на валентните електрони в металите води до факта, че валентната лента в металите се оказва много широка и всички валентни електрони не са достатъчни, за да я запълнят напълно.

Основната характеристика на такава частично запълнена зона е, че дори при минимално приложено напрежение, пренареждането на валентните електрони започва в пробата, т.е. протича електрически ток.

Същата висока подвижност на електроните води до висока топлопроводимост, както и до способността да отразяват електромагнитното излъчване (което придава на металите характерен блясък).

Някои метали

1. Бели дробове:
2. Друго:

Приложение на метали

Строителни материали

Инструментални материали

Историята на развитието на идеите за металите

Запознаването на човека с металите започва със златото, среброто и медта, тоест с металите, намиращи се в свободно състояние на земната повърхност; впоследствие към тях се присъединяват метали, които са широко разпространени в природата и лесно се изолират от техните съединения: калай, олово, желязо и. Тези седем метала са били познати на човечеството в древни времена. Сред древноегипетските артефакти има златни и медни предмети, които според някои източници принадлежат към епоха, отстранена с 3000-4000 години от пр.н.е. д.

Цинк, бисмут, антимон са добавени към седемте известни метала едва през Средновековието и през началото на XVIIIвек арсен. От средата на 18 век броят на откритите метали бързо нараства и в началото на 20 век достига 65, а до началото на XXIвек - до 96г.

Нито една от химическата промишленост не е допринесла толкова много за развитието на химическите знания, колкото процесите, свързани с производството и обработката на метали; свързани с тяхната история акцентиистория на химията. Свойствата на металите са толкова характерни, че още при самото ранна еразлато, сребро, мед, олово, калай, желязо и живак са една естествена група хомогенни вещества, а понятието "метал" принадлежи към най-древните химически понятия. Но възгледите за тяхната същност в повече или по-малко определен вид се появяват едва през Средновековието сред алхимиците. Вярно е, че идеите на Аристотел за природата: образуването на всичко съществуващо от четирите елемента (огън, земя, вода и въздух) вече показват сложността на металите; но тези идеи бяха твърде неясни и абстрактни. За алхимиците концепцията за сложността на металите и в резултат на това вярата в способността да се трансформира един метал в друг, да се създава изкуствено, е основната концепция на техния мироглед. Тази концепция е естествен извод от масата факти, свързани с химичните трансформации на металите, които са се натрупали по това време. Всъщност превръщането на метал в оксид, който е напълно различен от тях чрез просто калциниране във въздуха и обратното производство на метал от оксид, отделяне на едни метали от други, образуване на сплави с свойства, различни от първоначално взетите метали и така нататък - всичко това сякаш показваше сложността на тяхната природа.

Що се отнася до реалното превръщане на металите в злато, вярата във възможността за това се основаваше на мнозина видими факти. Първоначално образуването на сплави, подобни по цвят на златото, например от мед и цинк, в очите на алхимиците вече е тяхното превръщане в злато. Струваше им се, че трябва да се промени само цветът и свойствата на метала също ще станат различни. По-специално, лошо организираните експерименти допринесоха значително за това вярване, когато вещества, съдържащи примес от това злато, бяха взети, за да превърнат неблагородния метал в злато. Например, вече в края на XVIIIВ продължение на векове един фармацевт от Копенхаген уверяваше, че химически чистото сребро, когато се слее с арсен, отчасти се превръща в злато. Този факт беше потвърден от известния химик Гуитон де Морво и вдигна много шум. Скоро след това беше показано, че арсенът, използван за експеримента, съдържа следи от сребро със злато.

Тъй като от седемте известни тогава метали, някои са по-лесни за химически трансформации, други са по-трудни, алхимиците ги разделят на благородни - съвършени и неблагородни - несъвършени. Първият включваше злато и сребро, вторият мед, калай, олово, желязо и живак. Последният, притежаващ свойствата на благородни метали, но в същото време рязко се различава от всички метали в течното си състояние и летливостта, изключително занимава тогавашните учени, а някои го изтъкват в специална група; вниманието, привлечено към него, било толкова голямо, че живакът започнал да се разглежда сред елементите, от които се образуват самите метали, и именно те виждали в него носител на метални свойства. Приемайки съществуването в природата на прехода на едни метали към други, несъвършени към съвършени, алхимиците приемаха, че при нормални условия това преобразуване протича изключително бавно, в продължение на векове, и може би не без мистериозното участие на небесните тела, на които т.н. голяма роля се приписва по това време и в съдбата на човека. По съвпадение тогава бяха известни седем метала, както и планетите, познати тогава, а това още повече показваше мистериозна връзка между тях. Сред алхимиците металите често се наричат ​​планети; златото се нарича Слънце, среброто - Луна, мед - Венера, калай - Юпитер, олово - Сатурн, желязо - Марс и живак - Меркурий. Когато бяха открити цинк, бисмут, антимон и арсен, тела, които във всички отношения са подобни на металите, но в които едно от най-характерните свойства на метала, ковкост, е слабо развито, те бяха разделени в специална група - полуметали. Разделянето на металите на собствени метали и полуметали съществува още през средата на осемнадесетивекове.

Определянето на състава на метала първоначално е било чисто спекулативно. Първоначално алхимиците приеха, че са образувани от два елемента - и сяра. Произходът на тази гледна точка е неизвестен, съществува още през 8-ми век. Според Гебер доказателството за наличието на живак в металите е, че той ги разтваря и в тези разтвори индивидуалността им изчезва, поглъща се от живака, което не би се случило, ако нямаха един общ принцип с живака. Освен това живакът с олово даде нещо подобно на калай. Що се отнася до сярата, може да се окаже, че е взета, защото са известни серни съединения, според външен видподобни на металите. В бъдеще тези прости идеи, вероятно поради неуспешни опити за изкуствено получаване на метали, стават изключително сложни и объркани. В представите на алхимиците, например, от X-XIII век, живакът и сярата, от които се образуват металите, не са същите живак и сяра, които алхимиците са имали в ръцете си. Беше само нещо подобно на тях, със специални свойства; нещо, което наистина съществуваше в обикновената сяра и живак, се изразяваше в тях в по-голяма степен, отколкото в други тела. Под живака, който е част от металите, те представляваха нещо, което определя тяхната неизменност, метален блясък, ковкост, с една дума носител на метален вид; сярата означаваше носител на променливост, разложимост, запалимост на металите. Тези два елемента са открити в метали в различни пропорции и, както казаха тогава, по различни начинификсиран; освен това те могат да бъдат с различна степен на чистота. Според Гебер, например, златото се състои от голямо количество живак и малко количество сяра с най-висока чистота и най-фиксирана; в калай, напротив, приемаха много сяра и малко живак, които не бяха чисти, лошо фиксирани и т.н. С всичко това, разбира се, те искаха да изразят различното отношение на металите към единствения по това време мощен химически агент – огъня. В по-нататъчно развитиетези възгледи за два елемента – живак и сяра – изглеждаха на алхимиците недостатъчни, за да обяснят състава на металите; към тях беше добавена сол и малко арсен. С това те искаха да посочат, че при всички трансформации на металите остава нещо нелетливо, постоянно. Ако в природата „превръщането на неблагородните метали в благородни отнема векове“, то алхимиците се стремят да създадат условия, при които този процес на усъвършенстване, съзряване да протича бързо и лесно. Поради тясната връзка на химията със съвременната медицина и съвременната биология, идеята за трансформацията на металите естествено се отъждествява с идеята за растежа и развитието на организираните тела: преходът, например, на оловото в злато , образуването на растение от зърно, хвърлено в земята и сякаш разложено, ферментация, изцеление на болен орган в човек - всичко това бяха частни явления на един общ мистериозен жизнен процес, подобрение и бяха причинени от същите стимули. От това се разбира, че мистериозното начало, което прави възможно получаването на злато, е трябвало да лекува болести, да преобърне старото. човешкото тялов младостта и така нататък. Така се формира концепцията за чудотворния философски камък.

Що се отнася до ролята на философския камък в превръщането на неблагородните метали в благородни, има най-вече индикации относно превръщането им в злато, малко се говори за получаването на сребро. От същите автори, същите философски камъкпревръща металите в сребро и злато; според други има два вида това вещество: едното е съвършено, другото е по-малко съвършено и последното се използва за получаване на сребро. По отношение на количеството философски камък, необходимо за трансформацията, инструкциите също са различни. Според някои 1 част от него е способна да превърне 10 000 000 части метал в злато, според други - 100 части и дори само 2 части. За да се получи злато, се топи някакъв неблагороден метал или се взема живак и в него се хвърля философският камък; някои увериха, че трансформацията настъпва моментално, а други - малко по малко. Тези възгледи за природата на металите и за способността им да се трансформират се поддържат като цяло в продължение на много векове до 17-ти век, когато започват рязко да отричат ​​всичко това, особено след като тези възгледи предизвикват появата на много шарлатани, които използват надеждата на лековерни да получат злато. Бойл особено се бори с идеите на алхимиците: „Бих искал да знам“, казва той на едно място, „как можете да разложите златото на живак, сяра и сол; Готов съм да платя цената на това преживяване; що се отнася до мен, никога не съм успявал да го постигна.”

След векове на безплодни опити за изкуствено производство на метали и с количеството факти, натрупани до XVII век, например, за ролята на въздуха по време на горенето, увеличаването на теглото на метала по време на окисляване, което обаче Гебер вече знаеше през VIII век, въпросът за елементарния състав на метала изглеждаше много близък до край; но в химията се появи нова тенденция, резултат от която беше теорията на флогистона и решението на този проблем все още се отлагаше дълго време.

Учените от онова време са били силно заети с явленията на горенето. Въз основа на основната идея на тогавашната философия, че сходството в свойствата на телата трябва да идва от еднаквостта на началата, елементите, които ги изграждат, се приема, че горимите тела заключават общ елемент. Актът на изгаряне се смяташе за акт на разлагане, разпадане на елементи; в този случай горим елемент се освобождава под формата на пламък, докато останалите остават. Признавайки възгледа на алхимиците за образуването на метали от трите елемента, живак, сяра и сол, и ги приема реално съществуванев метала, горимият принцип в тях трябваше да бъде признат като сяра. Тогава очевидно е било необходимо да се разпознае остатъкът от калцинирането на метала - „земя“, както казаха тогава, като друг компонент на метала; следователно живакът няма нищо общо с това. От друга страна, сярата изгаря в сярна киселина, която, по силата на казаното, е смятана от мнозина за по-просто тяло от сярата и е включена сред елементарните тела. Имаше объркване и противоречие. Бехер, за да хармонизира старите понятия с новите, приема съществуването на три вида земя в метала: самата „земя“, „запалима земя“ и „живачна земя“. При тези условия Стал предлага своята теория. Според него началото на горимостта не е сярата или друго известно вещество, а нещо непознато, което той нарече флогистон. Металите изглежда се образуват от флогистон и пръст; калцинирането на метала във въздуха е придружено от освобождаване на флогистон; обратното производство на метали от неговата земя с помощта на въглища - вещество, богато на флогистон - е актът на комбиниране на флогистон със земята. Въпреки че имаше няколко метала и всеки от тях, когато се калцинира, даваше своя земя, последният, като елемент, беше един, така че този компонент на метала беше от същата хипотетична природа като флогистона; обаче, последователите на Щал понякога приемаха толкова "елементни земи", колкото има метали. Когато Кавендиш при разтваряне на метали в киселини получава водород и изследва неговите свойства (неспособност да поддържа горене, експлозивността му в смес с въздух и др.), той разпознава в него флогистона на Щал; металите, според неговите концепции, се състоят от водород и "земя". Това мнение е прието от много последователи на теорията на флогистона.

Въпреки очевидната хармония на теорията на флогистона, имаше големи фактикоето не би могло да бъде свързано с нея по никакъв начин. Гебер също знаеше, че металите увеличават теглото си при изстрел; междувременно, според Стал, те трябва да загубят флогистон: когато флогистонът се прикрепи отново към "земята", теглото на получения метал е по-малко от теглото на "земята". Така се оказа, че флогистонът трябва да има някакво особено свойство – отрицателна гравитация. Въпреки всички гениални хипотези, изтъкнати за обяснение на това явление, то беше неразбираемо и озадачаващо.

Когато Лавоазие изясни ролята на въздуха по време на горенето и показа, че увеличаването на теглото на металите по време на изпичане идва от добавянето на кислород от въздуха към металите и по този начин установи, че актът на изгаряне на метали не е разпадане на елементи, а, напротив, акт на комбинация, въпросът за сложността на металите беше решен отрицателно. Металите бяха причислени към прости химически елементи, поради основната идея на Лавоазие, че простите тела са тези, от които не е било възможно да се изолират други тела. Със създаването на периодичната система от химични елементи от Менделеев, елементите на металите заеха своето достойно място в нея.

Вижте също

Бележки

Връзки

• С. П. Вуколов: // Енциклопедичен речник на Брокхаус и Ефрон: В 86 тома (82 тома и 4 допълнителни). - Санкт Петербург. , 1890-1907.(историческа част)

Периодичната таблица
Дмитрий Иванович Менделеев Периодичен закон Групи от елементи
Формати	Къси блокови стрелки Разширени разширени електронни конфигурации Електроотрицателност Алтернативни изотопи на елементи
Списъци с артикули от	Име · Етимология (в чест на места, в чест на откриватели) · Време на откриване Състояния на окисление Изобилие (при хора) Изотопна стабилност