Właściwości chemiczne metali w skrócie. Metale jako pierwiastki chemiczne

Od wczesne dzieciństwo mamy do czynienia ze stwierdzeniem, że taki a taki przedmiot jest wykonany z metalu. Czym jest metal?

Metale to pewna grupa pierwiastków chemicznych (a także ich stopy), które mają właściwości wspólne dla całej grupy, takie jak zwiększona wytrzymałość, dobra przewodność cieplna i elektryczna, ciągliwość, ciągliwość i metaliczny połysk.

Prawie 80% wszystkich znanych pierwiastków chemicznych należy do metali (96 na 118).

Właściwości fizyczne metali

Wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, w normalnych warunkach są w stanie stałym. Pod względem twardości najdelikatniejszym metalem jest cez (0,2 punktu w 10-punktowej skali Mohsa). Najtwardszy jest wolfram. Jego twardość wynosi 6 punktów. Twardość żelaza wynosi 4 punkty.

Temperatury topnienia (przejścia w stan ciekły) metali wahają się: od -39º dla rtęci do 3410º dla wolframu. Wszystkie metale alkaliczne mają niskie temperatury topnienia, a spośród powszechnych cynę i ołów. Można je topić nawet w domu na palniku gazowym. Większość metali topi się w specjalnych piecach w wysokich temperaturach.

Ze względu na obecność swobodnych mobilnych elektronów w sieciach krystalicznych metali, wszystkie one bardzo dobrze przewodzą prąd i ciepło. Najlepszymi przewodnikami elektryczności z metali są srebro, miedź i aluminium. To nie przypadek, że przewody elektryczne wykonane są z dwóch ostatnich metali.

Z doskonałą przewodnością cieplną metali często spotykamy się również w życiu codziennym. Aby zagotować wodę, wlewamy ją do metalowej patelni i kładziemy na kuchence. Dziesięć rozgrzewa metal, a metal przepuszcza prawie wszystko energia cieplna woda.

Właściwości chemiczne metali

W trakcie reakcji chemicznych wszystkie metale łatwo oddają swoje elektrony i działają jako reduktory.

Prawie wszystkie metale są utleniane tlenem. Metale alkaliczne (lit, wapń) w normalnych warunkach oddziałują z tlenem. Aby inne metale mogły zostać utlenione tlenem, potrzebna jest podwyższona temperatura. Na przykład, jeśli podgrzejesz drut miedziany nad ogniem, miedź będzie oddziaływać z tlenem z powietrza i pokryje się czarną warstwą (tlenek miedzi):

• 2Сu + O 2 → 2 CuO

Złoto i platyna nie reagują z tlenem.

Spośród innych utleniaczy chlor i siarka reagują z metalami. Jeśli zmieszamy opiłki żelaza i sproszkowaną siarkę i podgrzejemy mieszaninę, to na naszych oczach otrzymamy siarczek żelaza:

• Fe+S → FeS

Aktywność redukująca różnych metali jest różna. Zgodnie z ich działalnością metale są dystrybuowane w następujący sposób:

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

Im dalej w lewo w tym rzędzie znajduje się metal, tym jest on bardziej aktywny. Poprzedni element może przesunąć metal w prawo. Na przykład, jeśli kawałek żelaza zostanie umieszczony w probówce z roztworem siarczanu miedzi, zostanie pokryty brązową powłoką (folia miedziana):

• Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Metale na lewo od wodoru (H2) mogą wypierać go z kwasu solnego. Jeśli kawałek cynku zostanie zanurzony w kwasie solnym, wodór zacznie się uwalniać:

• HCl + Zn → ZnCl2 + H2

Metale alkaliczne łatwo reagują z wodą. Jeśli kawałek sodu zostanie umieszczony w pojemniku z wodą, wodór zacznie aktywnie ewoluować i powstanie zasada:

• 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Zastosowanie metali

Dzięki ich użyteczne właściwości metale mocno wkroczyły w ludzkie życie. Człowiek wykorzystuje wytrzymałość metali, robiąc z nich ramy budynków (od małych pawilonów po wielkie drapacze chmur), korpusy maszyn (samochody, wagony, statki, obrabiarki), a także części robocze różnych narzędzi.

Definicja

Będąc na łonie natury

Właściwości metalu

Charakterystyczne właściwości metale

Właściwości fizyczne metale

Właściwości chemiczne metali

Struktura mikroskopowa

metale alkaliczne

Ogólna charakterystyka metali alkalicznych

Właściwości chemiczne metali alkalicznych

Otrzymywanie metali alkalicznych

Wodorotlenki

Węglany

Rubid

metale ziem alkalicznych

Wapń

Stront

metale przejściowe

Ogólna charakterystyka elementów przejściowych

Zastosowanie metali

Materiały budowlane

Materiały elektryczne

Materiały narzędziowe

Fabuła

Górnictwo metalurgia

Metal jest(nazwa pochodzi od łacińskiego metallum - kopalnia) - grupa pierwiastków o charakterystycznych właściwościach metalicznych, takich jak wysoka przewodność cieplna i elektryczna, dodatni współczynnik temperaturowy oporu, wysoka ciągliwość itp. Około 70% wszystkich pierwiastków chemicznych należy do metali .

Metal (metal) to

Będąc na łonie natury

Większość metali występuje w przyrodzie w postaci rud i związków. Tworzą tlenki, siarczki, węglany i inne związki chemiczne. Aby uzyskać czyste metale i ich dalsze wykorzystanie, konieczne jest oddzielenie ich od rud i przeprowadzenie oczyszczenia. W razie potrzeby przeprowadza się stopowanie i inną obróbkę metali. Nauka to bada. metalurgia. Metalurgia rozróżnia rudy metali żelaznych (w oparciu o: gruczoł) i kolorowe (nie zawierają) żelazo, łącznie około 70 elementów). , a platyna też są metale szlachetne. Ponadto są obecne w niewielkich ilościach w wodzie morskiej, roślinach, organizmach żywych (odgrywając ważną rolę).

Wiadomo, że 3% ludzkiego ciała składa się z metali. W naszych komórkach przede wszystkim znajduje się wapń i sód, skoncentrowane w układach limfatycznych. Magnez jest magazynowany w mięśniach i system nerwowy, miedź w wątrobie, we krwi.

Właściwości metalu

Metal (metal) to

Charakterystyczne właściwości metali

Połysk metaliczny (z wyjątkiem jodu i węgla w postaci grafitu. Pomimo metalicznego połysku, krystaliczny jod i grafit są niemetalami.)

Dobra przewodność elektryczna (z wyjątkiem węgla.)

Możliwość lekkiej obróbki.

Wysoka gęstość (zwykle metale są cięższe niż niemetale).

Wysoka temperatura topnienia (z wyjątkiem: rtęci, galu i metali alkalicznych).

Świetna przewodność cieplna

W reakcjach są zawsze środkami redukującymi.

Właściwości fizyczne metali

Wszystkie metale (z wyjątkiem rtęci i warunkowo) są w stanie stałym w normalnych warunkach, ale mają różną twardość. Tak więc metale alkaliczne można łatwo ciąć nożem kuchennym, a metale takie jak wanad, wolfram i chrom łatwo zarysowują najtwardsze i szkło. Poniżej znajduje się twardość niektórych metali w skali Mohsa.

Temperatury topnienia wahają się od -39°C (rtęć) do 3410°C (wolfram). Temperatura topnienia większości metali (z wyjątkiem zasad) jest wysoka, ale niektóre „normalne” metale, takie jak cyna oraz Ołów, można topić na konwencjonalnej kuchence elektrycznej lub gazowej.

W zależności od gęstości metale dzielą się na lekkie (gęstość 0,53 h 5 g/cm³) i ciężkie (5 h 22,5 g/cm³). Najlżejszym metalem jest lit (gęstość 0,53 g/cm³). Obecnie nie można wymienić najcięższego metalu, ponieważ gęstości osmu i irydu - dwóch najcięższych metali - są prawie równe (około 22,6 g/cm3 - dokładnie dwa razy większa gęstość Ołów) i niezwykle trudno jest obliczyć ich dokładną gęstość: w tym celu należy całkowicie oczyścić metale, ponieważ wszelkie zanieczyszczenia zmniejszają ich gęstość.

Większość metali jest plastyczna, co oznacza, że ​​drut metalowy można zginać bez zerwania. Wynika to z przemieszczenia warstw atomów metalu bez zerwania wiązania między nimi. Najbardziej plastikowe są złoto, srebro oraz miedź. Z złoto Można wykonać folię o grubości 0,003 mm, która służy do złocenia przedmiotów handlowych. Jednak nie wszystkie metale są plastyczne. Drut z cynk lub cyna chrupie po zgięciu; mangan i bizmut nie wyginają się w ogóle podczas deformacji, ale natychmiast pękają. Plastyczność zależy również od czystości metalu; Tak więc bardzo czysty chrom jest bardzo plastyczny, ale zanieczyszczony nawet niewielkimi zanieczyszczeniami staje się kruchy i twardszy.

Wszystkie metale dobrze przewodzą Elektryczność; wynika to z obecności w ich sieciach krystalicznych ruchomych elektronów poruszających się pod działaniem pola elektrycznego. Srebro, miedź i aluminium mają najwyższą przewodność elektryczną; z tego powodu dwa ostatnie metale są najczęściej używane jako materiał na druty. Sód ma również bardzo wysoką przewodność elektryczną, znane są próby wykorzystania przewodników sodowych w postaci cienkościennych rurek ze stali nierdzewnej wypełnionych sodem w sprzęcie doświadczalnym. Ze względu na niski ciężar właściwy sodu, przy równym oporze, „druty” sodowe są znacznie lżejsze od miedzi, a nawet nieco lżejsze od aluminium.

Wysoka przewodność cieplna metali zależy również od ruchliwości wolnych elektronów. Dlatego szereg przewodności cieplnej jest podobny do szeregu przewodności elektrycznych, a najlepszym przewodnikiem ciepła, takim jak elektryczność, jest. Sód znajduje również zastosowanie jako dobry przewodnik ciepła; Powszechnie znane jest np. stosowanie sodu w zaworach silników samochodowych w celu poprawy ich chłodzenia.

Gładka powierzchnia metali odbija dużo światła – zjawisko to nazywamy metalicznym połyskiem. Jednak w stanie sproszkowanym większość metali traci połysk; aluminium natomiast magnez zachowują swój blask w proszku. Srebro najlepiej odbija światło, a lustra są wykonane z tych metali. Rodu czasami używa się również do produkcji luster, pomimo jego wyjątkowo wysokiej ceny: ze względu na znacznie większą twardość i odporność chemiczną niż srebro, a nawet pallad, warstwa rodu może być znacznie cieńsza niż srebro.

Kolor większości metali jest w przybliżeniu taki sam - jasnoszary z niebieskawym odcieniem. , miedź i cez, odpowiednio, żółty, czerwony i jasnożółty.

Właściwości chemiczne metali

Metal (metal) to

Na zewnętrznej warstwie elektronicznej większość metali ma niewielką liczbę elektronów (1-3), więc w większości reakcji działają one jako reduktory (czyli „oddają” swoje elektrony)

1. Reakcje z prostymi substancjami

Wszystkie metale reagują z tlenem z wyjątkiem złota i platyny. Reakcja ze srebrem zachodzi w wysokich temperaturach, ale tlenek srebra(II) praktycznie nie powstaje, ponieważ jest niestabilny termicznie. W zależności od metalu, wyjściem mogą być tlenki, nadtlenki, ponadtlenki:

4Li + O2 = 2Li2O tlenek litu

2Na + O2 = Nadtlenek sodu Na2O2

K + O2 = KO2 nadtlenek potasu

Aby uzyskać tlenek z nadtlenku, nadtlenek jest redukowany metalem:

Na2O2 + 2Na = 2Na2O

W przypadku metali o średniej i niskiej aktywności reakcja zachodzi po podgrzaniu:

3Fe + 2O2 = Fe3O4

Tylko najbardziej aktywne metale reagują z azotem, tylko lit oddziałuje w temperaturze pokojowej, tworząc azotki:

6Li + N2 = 2Li3N

Po podgrzaniu:

3Ca + N2 = Ca3N2

Wszystkie metale reagują z siarką z wyjątkiem złota i platyna:

Żelazo wchodzi w interakcję z szary po podgrzaniu, tworząc siarczek:

Z wodorem reagują tylko najbardziej aktywne metale, czyli metale z grup IA i IIA, z wyjątkiem Be. Reakcje przeprowadza się po ogrzaniu i tworzą się wodorki. W reakcjach metal działa jako czynnik redukujący, stopień utlenienia wodoru wynosi -1:

Tylko najbardziej aktywne metale reagują z węglem. W tym przypadku powstają acetylenki lub metanoniki. Acetylidy reagują z wodą dając acetylen, metanowce dają metan.

2Na + 2C = Na2C2

Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2

Stopowanie to wprowadzenie do wytopu dodatkowych pierwiastków, które modyfikują właściwości mechaniczne, fizyczne i Właściwości chemiczne materiał bazowy.

Struktura mikroskopowa

Charakterystyczne właściwości metali można zrozumieć na podstawie ich Struktura wewnętrzna. Wszystkie mają słabe połączenie elektronów zewnętrznego poziomu energetycznego (innymi słowy elektronów walencyjnych) z jądrem. Z tego powodu różnica potencjałów wytworzona w przewodniku prowadzi do lawinowego ruchu elektronów (zwanych elektronami przewodzącymi) w sieci krystalicznej. Zbiór takich elektronów jest często określany jako gaz elektronowy. Oprócz elektronów udział w przewodności cieplnej mają fonony (drgania sieci). Plastyczność wynika z małej bariery energetycznej dla ruchu dyslokacji i przesunięcia płaszczyzn krystalograficznych. Twardość można wytłumaczyć dużą liczbą defektów strukturalnych (atomów śródmiąższowych itp.).

Ze względu na łatwy powrót elektronów możliwe jest utlenianie metali, co może prowadzić do korozji i dalszej degradacji właściwości. Zdolność do utleniania można znaleźć przez standardowy rząd aktywność metali. Fakt ten potwierdza potrzebę stosowania metali w połączeniu z innymi pierwiastkami (stop, z których najważniejszy jest stal), ich tworzenie stopów i zastosowanie różnych powłok.

Aby uzyskać bardziej poprawny opis właściwości elektroniczne metale konieczne jest zastosowanie mechaniki kwantowej. We wszystkich ciałach stałych o wystarczającej symetrii poziomy energetyczne elektronów poszczególnych atomów nakładają się i tworzą dozwolone pasma, a pasmo utworzone przez elektrony walencyjne nazywa się pasmem walencyjnym. Słabe wiązanie elektronów walencyjnych w metalach prowadzi do tego, że pasmo walencyjne w metalach okazuje się być bardzo szerokie, a wszystkie elektrony walencyjne nie wystarczają do całkowitego jego wypełnienia.

Podstawową cechą takiego częściowo wypełnionego pasma jest to, że nawet przy minimalnym przyłożonym napięciu w próbce zaczyna się przegrupowanie elektronów walencyjnych, czyli płynie prąd elektryczny.

Ta sama wysoka ruchliwość elektronów prowadzi do wysokiej przewodności cieplnej, a także do zdolności do odbicia zwierciadlanego promieniowanie elektromagnetyczne(co nadaje metalowi charakterystyczny połysk).

metale alkaliczne

Metal (metal) to

Metale alkaliczne to pierwiastki głównej podgrupy I grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa: lit Li, sód Na, potas K, rubid Rb, cez Cs i fran Fr. Metale te nazywane są alkalicznymi, ponieważ większość ich związków jest rozpuszczalna w wodzie. W języku słowiańskim „wymyć” oznacza „rozpuścić”, a to określiło nazwę tej grupy metali. Gdy metale alkaliczne rozpuszczają się w wodzie, tworzą się rozpuszczalne wodorotlenki, zwane alkaliami.

Ogólna charakterystyka metali alkalicznych

W układzie okresowym natychmiast podążają za gazami obojętnymi, więc strukturalną cechą atomów metali alkalicznych jest to, że zawierają one jeden elektron na nowym poziomie energetycznym: ich konfiguracja elektronowa to ns1. Oczywiste jest, że elektrony walencyjne metali alkalicznych można łatwo usunąć, ponieważ energetycznie korzystne jest oddanie elektronu przez atom i uzyskanie konfiguracji gazu obojętnego. Dlatego wszystkie metale alkaliczne charakteryzują się właściwościami redukującymi. Potwierdzają to niskie wartości ich potencjałów jonizacyjnych (potencjał jonizacyjny atomu cezu jest jednym z najniższych) oraz elektroujemność (EO).

Wszystkie metale z tej podgrupy są srebrnobiałe (oprócz srebrno-żółtego cezu), są bardzo miękkie, można je ciąć skalpelem. Lit, sód i potas są lżejsze od wody i unoszą się na jej powierzchni, reagując z nią.

Metale alkaliczne występują naturalnie w postaci związków zawierających pojedynczo naładowane kationy. Wiele minerałów zawiera metale z głównej podgrupy grupy I. Na przykład ortoklaz lub skaleń składa się z glinokrzemianu potasu K2, podobnego do minerał, zawierający sód - albit - ma skład Na2. Woda morska zawiera chlorek sodu NaCl, a gleba zawiera sole potasu - sylwin KCl, sylwin NaCl. KCl, karnalit KCl. MgCl2. 6H2O, polihalit K2SO4. MgSO4. CaSO4 . 2H2O.

Właściwości chemiczne metali alkalicznych

Metal (metal) to

Ze względu na dużą aktywność chemiczną metali alkalicznych w stosunku do wody, tlenu, azotu są one magazynowane pod warstwą nafty. Aby przeprowadzić reakcję z metalem alkalicznym, kawałek o pożądanej wielkości jest ostrożnie wycinany skalpelem pod warstwą nafta oczyszczona, w atmosferze argonu, dokładnie oczyścić powierzchnię metalu z produktów jego oddziaływania z powietrzem, a dopiero potem umieścić próbkę w naczyniu reakcyjnym.

1. Interakcja z wodą. Ważną właściwością metali alkalicznych jest ich wysoka aktywność w stosunku do wody. Lit najspokojniej (bez wybuchu) reaguje z wodą.

Podczas przeprowadzania podobnej reakcji sód pali się żółtym płomieniem i następuje niewielka eksplozja. Potas jest jeszcze bardziej aktywny: w tym przypadku eksplozja jest znacznie silniejsza, a płomień ma kolor fioletowy.

2. Interakcja z tlenem. Produkty spalania metali alkalicznych w powietrzu mają inny skład w zależności od aktywności metalu.

Tylko lit spala się w powietrzu, tworząc tlenek o składzie stechiometrycznym.

Podczas spalania sodu powstaje głównie nadtlenek Na2O2 z niewielką domieszką ponadtlenku NaO2.

Produkty spalania potasu, rubidu i cezu zawierają głównie ponadtlenki.

Aby uzyskać tlenki sodu i potasu, mieszaniny wodorotlenku, nadtlenku lub ponadtlenku ogrzewa się z nadmiarem metalu przy braku tlenu.

Dla związków tlenowych metali alkalicznych charakterystyczna jest następująca prawidłowość: wraz ze wzrostem promienia kationu metalu alkalicznego wzrasta stabilność związków tlenowych zawierających jon nadtlenkowy O22- i jon nadtlenkowy O2-.

Metale ciężkie charakteryzują się tworzeniem raczej stabilnych ozonków w składzie EO3. Wszystkie związki tlenu mają różne kolory, których intensywność pogłębia się w serii od Li do Cs.

Tlenki metali alkalicznych mają wszystkie właściwości tlenków zasadowych: reagują z wodą, tlenkami kwaśnymi i kwasami.

Nadtlenki i ponadtlenki wykazują właściwości silnych utleniaczy.

Nadtlenki i ponadtlenki intensywnie reagują z wodą tworząc wodorotlenki.

3. Interakcja z innymi substancjami. Metale alkaliczne reagują z wieloma niemetalami. Po podgrzaniu łączą się z wodorem, tworząc wodorki, z halogenami, szary, azot, fosfor, węgiel i krzem, tworząc odpowiednio halogenki, siarczki, azotki, fosforki, węgliki i krzemki.

Po podgrzaniu metale alkaliczne mogą reagować z innymi metalami, tworząc związki międzymetaliczne. Metale alkaliczne reagują aktywnie (wybuch) z kwasami.

Metale alkaliczne rozpuszczają się w ciekłym amoniaku i jego pochodnych - aminach i amidach.

Po rozpuszczeniu w ciekłym amoniaku metal alkaliczny traci elektron, który jest solwatowany przez cząsteczki amoniaku i nadaje roztworowi niebieski kolor. Powstałe amidy są łatwo rozkładane przez wodę, tworząc alkalia i amoniak.

Metale alkaliczne oddziałują z substancjami organicznymi, alkoholami (z tworzeniem alkoholanów) i kwasami karboksylowymi (z tworzeniem soli).

4. Jakościowe oznaczanie metali alkalicznych. Ponieważ potencjały jonizacji metali alkalicznych są niskie, gdy metal lub jego związki są podgrzewane w płomieniu, atom ulega jonizacji, zabarwiając płomień na określony kolor.

Otrzymywanie metali alkalicznych

1. Do uzyskania metali alkalicznych wykorzystują głównie elektrolizę stopów ich halogenków, najczęściej chlorków, które tworzą naturalne minerały:

katoda: Li+ + e → Li

anoda: 2Cl- - 2e → Cl2

2. Czasami w celu uzyskania metali alkalicznych przeprowadza się elektrolizę stopów ich wodorotlenków:

katoda: Na+ + e → Na

anoda: 4OH- - 4e → 2H2O + O2

Ponieważ metale alkaliczne znajdują się na lewo od wodoru w elektrochemicznym szeregu napięć, nie można ich otrzymać elektrolitycznie z roztworów soli; w tym przypadku powstają odpowiednie zasady i wodór.

Wodorotlenki

Do produkcji wodorotlenków metali alkalicznych stosuje się głównie metody elektrolityczne. Najbardziej zakrojoną na szeroką skalę jest produkcja wodorotlenku sodu przez elektrolizę stężonego wodnego roztworu soli kuchennej.

Wcześniej zasady otrzymywano w reakcji wymiany.

Otrzymane w ten sposób alkalia były silnie zanieczyszczone sodą Na2CO3.

Wodorotlenki metali alkalicznych to białe, higroskopijne substancje, których wodne roztwory są mocnymi zasadami. Uczestniczą we wszystkich reakcjach charakterystycznych dla zasad - reagują z kwasami, tlenkami kwasowymi i amfoterycznymi, wodorotlenkami amfoterycznymi.

Wodorotlenki metali alkalicznych ulegają sublimacji bez rozkładu po podgrzaniu, z wyjątkiem wodorotlenku litu, który podobnie jak wodorotlenki metali z głównej podgrupy grupy II rozkłada się na tlenek i wodę po kalcynowaniu.

Wodorotlenek sodu jest używany do produkcji mydeł, syntetycznych detergentów, sztucznych włókien, związki organiczne takich jak fenol.

Węglany

Ważnym produktem zawierającym metal alkaliczny jest soda Na2CO3. Większość sody na całym świecie produkowana jest zgodnie z zaproponowaną na początku XX wieku metodą Solvaya. Istota metody jest następująca: wodny roztwór NaCl, do którego dodaje się amoniak, nasyca się dwutlenkiem węgla w temperaturze 26 - 30 ° C. W tym przypadku powstaje słabo rozpuszczalny wodorowęglan sodu, zwany sodą oczyszczoną.

Amoniak jest dodawany w celu zneutralizowania kwaśnego środowiska, które występuje, gdy dwutlenek węgla przepuszcza się do roztworu i uzyskania jonu wodorowęglanu HCO3 niezbędnego do wytrącenia wodorowęglanu sodu. Po oddzieleniu sody oczyszczonej roztwór zawierający chlorek amonu ogrzewa się wapnem i uwalnia się amoniak, który zawracany jest do strefy reakcji.

Tak więc przy produkcji sody amoniakalnej jedynym odpadem jest chlorek wapnia, który pozostaje w roztworze i ma ograniczone zastosowanie.

Podczas kalcynowania wodorowęglanu sodu, sody kalcynowanej lub przemywania otrzymuje się Na2CO3 i dwutlenek węgla, które są wykorzystywane w procesie otrzymywania wodorowęglanu sodu.

Głównym nabywcą sody jest szkło.

W przeciwieństwie do nierozpuszczalnego sól kwasowa NaHCO3, wodorowęglan potasu KHCO3 jest dobrze rozpuszczalny w wodzie, dlatego węglan potasu lub potaż K2CO3 otrzymuje się przez działanie dwutlenku węgla na roztwór wodorotlenku potasu.

Potaż jest używany do produkcji szkła i mydła w płynie.

Lit jest jedynym metalem alkalicznym, dla którego nie uzyskano wodorowęglanu. Powodem tego zjawiska jest bardzo mały promień jonu litu, który nie pozwala mu zatrzymać dość dużego jonu HCO3-.

Lit

Metal (metal) to

Lit jest elementem podgrupy głównej pierwszej grupy, okresu drugiej układ okresowy pierwiastki chemiczne D.I. Mendelejew Dmitrij Iwanowicz, z liczbą atomową 3. Jest oznaczony symbolem Li (łac. lit). Prosta substancja lit (numer CAS: 7439-93-2) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.

Lit został odkryty w 1817 roku przez szwedzkiego chemika i mineraloga A. Arfvedsona, najpierw w mineralecie petalit (Li,Na), następnie w spodumenie LiAl i lepidolicie KLi1,5Al1,5(F,OH)2. Metal litowy został po raz pierwszy odkryty przez Humphry'ego Davy'ego w 1825 roku.

Lit otrzymał swoją nazwę, ponieważ znajdował się w "kamieniach" (gr. λίθος - kamień). Pierwotnie nazywany „litionem”, współczesna nazwa zaproponowane przez Berzeliusa.

Lit to srebrzystobiały metal, miękki i ciągliwy, twardszy niż sód, ale bardziej miękki niż ołów. Może być przetwarzany przez prasowanie i walcowanie.

W temperaturze pokojowej metaliczny lit ma sześcienną siatkę skupioną wokół ciała (koordynacja numer 8), która po obróbce na zimno przekształca się w sześcienną gęsto upakowaną siatkę, w której każdy atom mający podwójną koordynację kuboktaedryczną jest otoczony przez 12 innych. Poniżej 78 K stabilna forma krystaliczna jest heksagonalną, gęsto upakowaną strukturą, w której każdy atom litu ma 12 najbliższych sąsiadów znajdujących się na wierzchołkach sześciennego sześciokąta.

Spośród wszystkich metali alkalicznych lit ma najwyższe temperatury topnienia i wrzenia (odpowiednio 180,54 i 1340°C) oraz najniższą gęstość w temperaturze pokojowej ze wszystkich metali (0,533 g/cm³, prawie połowę gęstości wody).

Niewielki rozmiar atomu litu prowadzi do pojawienia się specjalnych właściwości metalu. Na przykład miesza się z sodem tylko w temperaturach poniżej 380 ° C i nie miesza się ze stopionym potasem, rubidem i cezem, podczas gdy inne pary metali alkalicznych mieszają się ze sobą w dowolnym stosunku.

Metal alkaliczny, niestabilny w powietrzu. Lit jest najmniej aktywnym metalem alkalicznym, praktycznie nie reaguje z suchym powietrzem (a nawet suchym tlenem) w temperaturze pokojowej.

W wilgotnym powietrzu powoli się utlenia, zamieniając się w azotek Li3N, wodorotlenek LiOH i węglan Li2CO3. W tlenie, po podgrzaniu, pali się, zamieniając się w tlenek Li2O. Jest ciekawa funkcjaże w zakresie temperatur od 100 °C do 300 °C lit jest pokryty gęstą warstwą tlenku i nie ulega dalszemu utlenianiu.

W 1818 r. niemiecki chemik Leopold Gmelin odkrył, że lit i jego sole zabarwiają płomień karminowoczerwony, co jest jakościowym znakiem oznaczania litu. Temperatura zapłonu wynosi około 300 °C. Produkty spalania podrażniają błonę śluzową nosogardzieli.

Spokojnie, bez wybuchu i zapłonu, reaguje z wodą tworząc LiOH i H2. Reaguje również z alkoholem etylowym, tworząc alkoholan, z amoniakiem i halogenami (z jodem - tylko po podgrzaniu).

Lit jest przechowywany w eterze naftowym, parafinie, benzynie i/lub oleju mineralnym w hermetycznie zamkniętych puszkach. Metaliczny lit powoduje oparzenia w kontakcie ze skórą, błonami śluzowymi i oczami.

W metalurgii metali żelaznych i nieżelaznych lit stosuje się do odtleniania oraz zwiększania ciągliwości i wytrzymałości stopów. Lit jest czasami używany do redukcji metali rzadkich metodami metalotermicznymi.

Węglan litu jest najważniejszą substancją pomocniczą (dodawaną do elektrolitu) w wytopie aluminium, a jego zużycie rośnie z roku na rok proporcjonalnie do wielkości światowej produkcji aluminium (koszt węglanu litu to 2,5-3,5 kg na tonę wytopionego aluminium). aluminium).

Stopy litu ze srebrem i złotem oraz miedzią są bardzo skutecznymi lutami. Stopy litu z magnezem, skandem, miedzią, kadmem i aluminium to nowe obiecujące materiały w lotnictwie i astronautyce. Na bazie glinianu i krzemianu litu stworzono ceramikę, która twardnieje w temperaturze pokojowej i jest stosowana w wyposażenie wojskowe, metalurgia, aw przyszłości energia termojądrowa. Szkło na bazie litowo-glinowo-krzemianowej, wzmocnione włóknami z węglika krzemu, ma ogromną wytrzymałość. Lit bardzo skutecznie wzmacnia stopy ołowiu i nadaje im plastyczność oraz odporność na korozję.

Sole litu mają działanie psychotropowe i są stosowane w medycynie w profilaktyce i leczeniu wielu choroba umysłowa. W tym charakterze najczęściej występuje węglan litu. stosowany w psychiatrii do stabilizacji nastroju osób cierpiących na chorobę afektywną dwubiegunową i częste wahania nastroju. Skutecznie zapobiega stanom depresyjnym i zmniejsza samobójstwa.Lekarze wielokrotnie obserwowali, że niektóre związki litu (oczywiście w odpowiednich dawkach) pozytywny wpływ u pacjentów z depresją maniakalną. Efekt ten można wyjaśnić na dwa sposoby. Z jednej strony stwierdzono, że lit jest w stanie regulować aktywność niektórych enzymów biorących udział w przenoszeniu jonów sodu i potasu z płynu śródmiąższowego do komórek mózgu. Z drugiej strony zaobserwowano, że jony litu bezpośrednio wpływają na równowagę jonową komórki. A stan pacjenta zależy w dużej mierze od równowagi sodu i potasu: nadmiar sodu w komórkach jest charakterystyczny dla pacjentów z depresją, niedobór - dla osób cierpiących na manię. Wyrównując równowagę sodowo-potasową, sole litu mają pozytywny wpływ na oba.

Sód

Metal (metal) to

Sód jest elementem głównej podgrupy pierwszej grupy, trzeciej Kropka układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Dymitr Iwanowicz Mendelejew, o liczbie atomowej 11. Oznaczony symbolem Na (łac. Natrium). Prosta substancja sód (numer CAS: 7440-23-5) jest miękkim srebrno-białym metalem alkalicznym.

W wodzie sód zachowuje się prawie tak samo jak lit: reakcja przebiega z szybkim uwalnianiem wodoru, w roztworze powstaje wodorotlenek sodu.

Sód (a raczej jego związki) był używany od czasów starożytnych. Na przykład soda (natron), występująca naturalnie w wodach jezior sodowych w Egipcie. Starożytni Egipcjanie używali naturalnej sody do balsamowania, wybielania płótna, gotowania potraw, robienia farb i glazur. Pliniusz Starszy pisze, że w delcie Nilu soda (zawierała wystarczającą ilość zanieczyszczeń) została wyizolowana z wody rzecznej. Do sprzedaży trafił w postaci dużych kawałków, dzięki domieszce węgla, pomalowany na szaro lub nawet na czarno.

Sód został po raz pierwszy uzyskany przez angielskiego chemika Humphry'ego Davy'ego w 1807 roku przez elektrolizę stałego NaOH.

Nazwa „sód” (natrium) pochodzi od arabskiego natrun (po grecku nitron) i pierwotnie odnosiła się do naturalnej sody. Sam pierwiastek był wcześniej nazywany sodem (łac. Sodium).

Sód to srebrzystobiały metal, w cienkich warstwach z fioletowy odcień, plastikowy, nawet miękki (łatwo krojony nożem), błyszczy świeży plasterek sodu. Wartości przewodnictwa elektrycznego i cieplnego sodu są dość wysokie, gęstość 0,96842 g/cm³ (przy 19,7°C), temperatura topnienia 97,86°C, temperatura wrzenia 883,15°C.

Metal alkaliczny, łatwo utleniający się w powietrzu. Aby chronić przed tlenem atmosferycznym metaliczny sód przechowywane pod spodem nafta oczyszczona. Sód jest mniej aktywny niż lit, dlatego reaguje z azotem tylko po podgrzaniu:

Przy dużym nadmiarze tlenu powstaje nadtlenek sodu

2Na + O2 = Na2O2

Metaliczny sód jest szeroko stosowany w chemii preparatywnej i przemysł jako silny środek redukujący, w tym w metalurgii. Sód wykorzystywany jest do produkcji bardzo energochłonnych akumulatorów sodowo-siarkowych. Jest również stosowany w zaworach wydechowych samochodów ciężarowych jako radiator. Sporadycznie metaliczny sód jest używany jako materiał na przewody elektryczne przeznaczone do bardzo wysokich prądów.

W stopie z potasem, a także rubidem i cezem jest używany jako wysoce wydajny płyn chłodzący. W szczególności stop o składzie 12% sodu, 47% potasu, 41% cezu ma rekordowo niską temperaturę topnienia -78°C i został zaproponowany jako płyn roboczy do silników rakietowych jonowych oraz jako chłodziwo w elektrowniach jądrowych.

Sód jest również stosowany w wysokoprężnych i niskoprężnych lampach wyładowczych (HLD i HLD). Lampy NLVD typu DNaT (Arc Sodium Tubular) znajdują bardzo szerokie zastosowanie w oświetleniu ulicznym. Emitują jasnożółte światło. Żywotność lamp HPS wynosi 12-24 tys. godzin. Dlatego lampy wyładowcze typu DNaT są niezastąpione w oświetleniu miejskim, architektonicznym i przemysłowym. Dostępne są również lampy DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) oraz DNaTBR (Arc Sodium Tubular Without Mercury).

Metaliczny sód jest używany w analiza jakościowa materia organiczna. Stop sodu i badanej substancji neutralizuje się etanolem, dodaje się kilka mililitrów wody destylowanej i dzieli na 3 części, J. Lassen (1843), mające na celu oznaczenie azotu, siarki i halogenów ( próbować Beilsteina)

Chlorek sodu (sól kuchenna) jest najstarszym stosowanym środkiem aromatyzującym i konserwującym.

Azydek sodu (Na3N) jest stosowany jako środek azotujący w metalurgii oraz w produkcji azydku ołowiu.

Cyjanek sodu (NaCN) stosowany jest w hydrometalurgicznej metodzie ługowania złota ze skał, a także w wazotonawęglaniu stali oraz w galwanizacji (srebro, złocenie).

Chloran sodu (NaClO3) służy do niszczenia niepożądanej roślinności na torach kolejowych.

Potas

Potas jest elementem głównej podgrupy pierwszej grupy, czwartej Kropka układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 19. Jest on oznaczony symbolem K (łac. Kalium). Prosta substancja potas (numer CAS: 7440-09-7) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.

W naturze potas występuje tylko w związkach z innymi pierwiastkami, np. w wodzie morskiej, a także w wielu minerałach. Utlenia się bardzo szybko w powietrzu i bardzo łatwo reaguje, zwłaszcza z wodą, tworząc zasadę. Pod wieloma względami właściwości chemiczne potasu są bardzo podobne do sodu, ale pod względem funkcji biologicznej i ich wykorzystania przez komórki organizmów żywych, nadal się różnią.

Potas (a dokładniej jego związki) był używany od czasów starożytnych. Tak więc produkcja potażu (który był używany jako detergent) istniała już w XI wieku. Popiół powstały podczas spalania słomy lub drewna potraktowano wodą, a powstały roztwór (ług) odparowano po przefiltrowaniu. Sucha pozostałość, oprócz węglanu potasu, zawierała siarczan potasu K2SO4, sodę i chlorek potasu KCl.

W 1807 r. angielski chemik Davy wyizolował potas przez elektrolizę stałego kaustycznego potażu (KOH) i nazwał go „potasem” (łac. potas; nazwa ta jest nadal powszechnie używana w języku angielskim, francuskim, hiszpańskim, portugalskim i polskim). W 1809 r. L. V. Gilbert zaproponował nazwę „potas” (łac. kalium, z arabskiego al-kali - potaż). Ta nazwa jest zawarta w Niemiecki, stamtąd do większości języków północnych i Europy Wschodniej(w tym rosyjski) i „wygrał” przy wyborze symbolu tego elementu - K.

Potas to srebrzysta substancja o charakterystycznym połysku na świeżo uformowanej powierzchni. Bardzo lekki i lekki. Stosunkowo dobrze rozpuszczalny w rtęci, tworząc amalgamaty. Wprowadzony do płomienia palnika potas (a także jego związki) zabarwiają płomień na charakterystyczną różowo-fioletową barwę.

Potas, podobnie jak inne metale alkaliczne, wykazuje typowe właściwości metaliczne i jest bardzo reaktywny, łatwo oddając elektrony.

Jest silnym środkiem redukującym. Łączy się z tlenem tak aktywnie, że nie powstaje tlenek, ale ponadtlenek potasu KO2 (lub K2O4). Po podgrzaniu w atmosferze wodoru powstaje wodorek potasu KH. Współdziała dobrze ze wszystkimi niemetalami, tworząc halogenki, siarczki, azotki, fosforki itp., a także ze złożonymi substancjami, takimi jak woda (reakcja zachodzi z wybuchem), różne tlenki i sole. W tym przypadku redukują inne metale do stanu wolnego.

Potas jest przechowywany pod warstwą nafty.

Ciekły w temperaturze pokojowej stop potasu i sodu jest stosowany jako chłodziwo w układach zamkniętych, na przykład w elektrowniach jądrowych z neutronami prędkimi. Ponadto szeroko stosowane są jego ciekłe stopy z rubidem i cezem. Stop o składzie sód 12%, potas 47%, cez 41% ma rekordowo niską temperaturę topnienia -78°C.

Związki potasu są najważniejszym pierwiastkiem biogennym i dlatego są stosowane jako nawozy.

Sole potasowe są szeroko stosowane w galwanizacji, ponieważ pomimo stosunkowo wysokich kosztów są często lepiej rozpuszczalne niż odpowiednie sole sodowe, a zatem zapewniają intensywną pracę elektrolitów przy zwiększonej gęstości prądu.

Potas jest najważniejszym pierwiastkiem biogennym, zwłaszcza w świecie roślin. Przy braku potasu w glebie rośliny bardzo słabo się rozwijają, zmniejsza się, dlatego około 90% wyekstrahowanych soli potasowych wykorzystuje się jako nawozy.

Potas wraz z azotem i fosforem należy do głównych składników pokarmowych roślin. Funkcja potasu w roślinach, jak i innych niezbędnych im pierwiastków, jest ściśle określona. W roślinach potas występuje w formie jonowej. Potas znajduje się głównie w cytoplazmie i wakuolach komórek. Około 80% potasu znajduje się w soku komórkowym.

Funkcje potasu są bardzo zróżnicowane. Stwierdzono, że stymuluje prawidłowy przebieg fotosyntezy, wzmaga odpływ węglowodanów z blaszek liściowych do innych narządów, a także syntezę cukrów.

Potas wzmaga kumulację cukrów prostych w roślinach owocowych i warzywnych, zwiększa zawartość cukrów w roślinach okopowych, skrobi w ziemniakach, zagęszcza ściany komórkowe słomy zbóż i zwiększa odporność pieczywa na wyleganie, poprawia jakość włókna lnu i lnu. konopie.

Promując gromadzenie węglowodanów w komórkach roślinnych, potas zwiększa ciśnienie osmotyczne soku komórkowego, a tym samym zwiększa odporność roślin na zimno i mróz.

Potas jest wchłaniany przez rośliny w postaci kationów i oczywiście pozostaje w tej formie w komórkach, aktywując najważniejsze biochemiczne procesy w komórkach roślinnych potas zwiększa ich odporność na różne choroby, zarówno w okresie wegetacyjnym, jak i po zbiorze, znacznie poprawia trwałość owoców i warzyw.

Niedobór potasu powoduje wiele zaburzeń metabolicznych w roślinach, osłabieniu ulega aktywność wielu enzymów, zaburzony jest metabolizm węglowodanów i białek, koszty węglowodany oddechowe. W efekcie spada wydajność roślin, spada jakość produktów.

Rubid

Rubid jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 37. Jest oznaczony symbolem Rb (łac. Rubidium). Prosta substancja rubid (numer CAS: 7440-17-7) jest miękkim, srebrzystobiałym metalem alkalicznym.

W 1861 roku niemieccy naukowcy Robert Wilhelm Bunsen i Gustav Robert Kirchhoff, badając naturalne glinokrzemiany za pomocą analizy spektralnej, odkryli w nich nowy pierwiastek, nazwany później rubidem od koloru najsilniejszych linii widma.

Rubid tworzy srebrzystobiałe miękkie kryształy, które mają metaliczny połysk na świeżym szlifie. Twardość Brinella 0,2 MN/m² (0,02 kgf/mm²). Sieć krystaliczna rubidu jest sześcienna, skupiona wokół ciała, a = 5,71 E (w temperaturze pokojowej). Promień atomowy 2,48 Е, ​​promień jonów Rb+ 1,49 Е. Gęstość 1,525 g/cm³ (0 °C), tt 38,9 °C, tbp 703 °C. Ciepło właściwe 335,2 J/(kg K), współczynnik rozszerzalności liniowej 9,0 10-5 deg-1 (0-38°C), moduł sprężystości 2,4 H/m² (240 kgf/mm²), właściwa oporność elektryczna objętościowa 11,29 10-6 omów cm (20 °C); rubid jest paramagnetyczny.

Metal alkaliczny, bardzo niestabilny w powietrzu (reaguje z powietrzem w obecności śladów wody, palny). Tworzy wszelkiego rodzaju sole - w większości łatwo rozpuszczalne (chlorany i nadchlorany są słabo rozpuszczalne). Wodorotlenek rubidu jest substancją bardzo agresywną w stosunku do szkła i innych materiałów konstrukcyjnych i opakowaniowych, a stopiony niszczy większość metali (nawet platynę).

Zastosowanie rubidu jest różnorodne i pomimo faktu, że w wielu obszarach jego zastosowania jest gorszy od cezu pod względem najważniejszych właściwości fizycznych, ten rzadki metal alkaliczny odgrywa ważną rolę w nowoczesne technologie. Można zauważyć następujące zastosowania rubidu: kataliza, elektroniczna przemysł, optyka specjalna, atom, medycyna.

Rubid stosowany jest nie tylko w czystej postaci, ale także w postaci szeregu stopów i związków chemicznych. Należy zauważyć, że rubid ma bardzo dobrą i korzystną bazę surowcową, ale jednocześnie sytuacja z dostępnością surowców jest znacznie korzystniejsza niż w przypadku cezu, a rubid potrafi grać jeszcze bardziej. ważną rolę, na przykład, w katalizie (gdzie się z powodzeniem sprawdził).

Izotop rubidu-86 jest szeroko stosowany w wykrywaniu wad promieniami gamma, technologii pomiarowej, a także w sterylizacji wielu ważnych leków i produkty żywieniowe. Bardzo obiecującym chłodziwem i czynnikiem roboczym wysokotemperaturowych zespołów turbinowych są rubid i jego stopy z cezem (pod tym względem rubid i cez w ostatnie lata nabyty znaczenie, a ekstremalnie wysoki koszt metali schodzi na dalszy plan w związku z możliwościami drastycznego zwiększenia sprawności zespołów turbinowych, a co za tym idzie zmniejszenia wydatki paliwo i zanieczyszczenie środowiska). Najczęściej stosowanymi jako chłodziwa układami opartymi na rubidzie są stopy trójskładnikowe: sód-potas-rubid i sód-rubid-cez.

W katalizie rubid jest stosowany zarówno w syntezie organicznej, jak i nieorganicznej. Aktywność katalityczna rubidu jest wykorzystywana głównie w rafinacji ropy naftowej dla szeregu ważnych produktów. Na przykład octan rubidu jest wykorzystywany do syntezy metanolu i szeregu wyższych alkoholi z gazu wodnego, co z kolei jest niezwykle ważne w związku z podziemnym zgazowaniem węgla oraz produkcją sztucznego paliwa ciekłego do samochodów i paliwa lotniczego. Wiele stopów rubidowo-tellurowych ma wyższą czułość w zakresie ultrafioletowym widma niż związki cezu i pod tym względem jest w stanie konkurować z cezem-133 jako materiał na fotokonwertery. W ramach specjalnych kompozycji smarnych (stopów) rubid jest stosowany jako wysoce skuteczny środek smarny w próżni (technologia rakietowa i kosmiczna).

Wodorotlenek rubidu służy do przygotowania elektrolitu do niskotemperaturowego CPS, a także jako dodatek do roztworu wodorotlenku potasu w celu poprawy jego wydajności w niskich temperaturach i zwiększenia przewodności elektrycznej elektrolitu. Metaliczny rubid jest używany w wodorkowych ogniwach paliwowych.

Chlorek rubidu w stopie z chlorkiem miedzi jest używany do pomiaru wysokich temperatur (do 400°C).

Plazma rubidowa służy do wzbudzania promieniowania laserowego.

Chlorek rubidu jest używany jako elektrolit w ogniwach paliwowych, to samo można powiedzieć o wodorotlenku rubidu, który jest bardzo skutecznym elektrolitem w ogniwach paliwowych wykorzystujących bezpośrednie utlenianie węgla.

Cez

Cez jest pierwiastkiem głównej podgrupy pierwszej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 55. Jest oznaczony symbolem Cs (łac. Cez). Prosta substancja cez (numer CAS: 7440-46-2) jest miękkim, srebrno-żółtym metalem alkalicznym. Cez otrzymał swoją nazwę od obecności dwóch jasnych niebieskich linii w widmie emisyjnym (od łacińskiego caesius - błękit nieba).

Cez został odkryty w 1860 roku przez niemieckich naukowców R.W. Bunsena i G.R. Kirchhoffa w wodach źródła mineralnego Durchheim w Republice Niemiec metodą spektroskopii optycznej, stając się tym samym pierwszym pierwiastkiem odkrytym za pomocą analizy spektralnej. W czystej postaci cez został po raz pierwszy wyizolowany w 1882 r. przez szwedzkiego chemika K. Setterberga podczas elektrolizy stopionej mieszaniny cyjanku cezu (CsCN) i baru.

Głównymi minerałami cezu są pollucyt i bardzo rzadki avogadryt (K,Cs). Ponadto w postaci zanieczyszczeń cez wchodzi w skład szeregu glinokrzemianów: lepidolitu, flogopitu, biotytu, amazonitu, petalitu, berylu, zinnwaldytu, leucytu, karnalitu. Pollucyt i lepidolit są wykorzystywane jako surowce przemysłowe.

Na produkcja przemysłowa cez w postaci związków jest ekstrahowany z mineralnego pollucytu. Odbywa się to przez otwarcie chlorku lub siarczanu. Pierwszy polega na potraktowaniu oryginalnego minerału podgrzanym kwasem solnym, dodaniu chlorku antymonu SbCl3 w celu wytrącenia związku Cs3 i przemyciu gorącą wodą lub roztworem amoniaku w celu wytworzenia chlorku cezu CsCl. W drugim przypadku poddaje się go działaniu ogrzanego kwasu siarkowego, tworząc ałun cezu CsAl(SO4)2 12H2O.

W Federacja Rosyjska po rozpadzie ZSRR przemysłowa produkcja pollucytu nie była prowadzona, chociaż w tundrze Woronya koło Murmańska z powrotem w czas sowiecki odkryto kolosalne złoża tego minerału. Zanim rosyjski przemysł zdołał stanąć na nogi, okazało się, że licencję na zagospodarowanie tego pola wykupił Kanadyjczyk. Obecnie przetwarzanie i ekstrakcja soli cezu z pollucytu odbywa się w Nowosybirsku w ZAO Rare Metals Plant.

Istnieje kilka laboratoryjnych metod otrzymywania cezu. Można go uzyskać:

ogrzewanie w próżni mieszaniny chromianu lub dichromianu cezu z cyrkonem;

rozkład azydku cezu w próżni;

ogrzewanie mieszaniny chlorku cezu i specjalnie przygotowanego wapnia.

Wszystkie metody są pracochłonne. Druga metoda umożliwia uzyskanie metalu o wysokiej czystości, jednak jest wybuchowa i wymaga kilku dni na realizację.

Cez znalazł zastosowanie dopiero na początku XX wieku, kiedy odkryto jego minerały i opracowano technologię otrzymywania go w czystej postaci. Obecnie cez i jego związki są wykorzystywane w elektronice, radio, elektrotechnice, inżynierii rentgenowskiej, przemyśle chemicznym, optyce, medycynie i energetyce jądrowej. W reaktorach elektrowni jądrowych stosuje się głównie stabilny, naturalny cez-133, aw ograniczonym stopniu jego radioaktywny izotop cezu-137, który jest izolowany z sumy fragmentów rozszczepionych uranu, plutonu i toru.

metale ziem alkalicznych

Metale ziem alkalicznych - pierwiastki chemiczne: wapń Ca, stront Sr, bar Ba, rad Ra (czasami beryl Be i magnez Mg są również błędnie określane jako metale ziem alkalicznych). Nazwano je tak, ponieważ ich tlenki - "ziemi" (w terminologii alchemików) - nadają wodzie odczyn alkaliczny. Sole metali ziem alkalicznych, z wyjątkiem radu, są szeroko rozpowszechnione w przyrodzie w postaci minerałów.

Wapń

Wapń jest elementem głównej podgrupy drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 20. Jest oznaczony symbolem Ca (łac. Wapń). Prosta substancja wapń (numer CAS: 7440-70-2) jest miękkim, reaktywnym, srebrnobiałym metalem ziem alkalicznych.

Metal wapniowy występuje w dwóch odmianach alotropowych. Do 443 °C α-Ca z sześcienną siatką skoncentrowaną na powierzchni jest stabilny (parametr a = 0,558 nm), powyżej β-Ca jest stabilny z sześcienną siatką skoncentrowaną na ciele typu α-Fe (parametr a = 0,448 nm). Standardowa entalpia ΔH0 przejścia α → β wynosi 0,93 kJ/mol.

Wapń jest typowym metalem ziem alkalicznych. Aktywność chemiczna wapnia jest wysoka, ale niższa niż wszystkich innych metali ziem alkalicznych. Łatwo reaguje z tlenem, dwutlenkiem węgla i wilgocią w powietrzu, dlatego powierzchnia wapna metalicznego jest zwykle matowo szara, więc wapń zwykle przechowuje się w laboratorium, podobnie jak inne metale ziem alkalicznych, w szczelnie zamkniętym słoiku pod warstwą nafty lub ciekłej parafiny.

W szeregu potencjałów standardowych wapń znajduje się na lewo od wodoru. Standardowy potencjał elektrody pary Ca2+/Ca0 wynosi -2,84 V, tak że wapń aktywnie reaguje z wodą, ale bez zapłonu:

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

Z aktywnymi niemetalami (tlen, chlor, brom) wapń reaguje w normalnych warunkach:

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

Po podgrzaniu w powietrzu lub tlenie wapń ulega zapłonowi. Z mniej aktywnymi niemetalami (wodór, bor, węgiel, krzem, azot, fosfor i inne) wapń oddziałuje po podgrzaniu, na przykład:

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

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

3Ca + 2P = Ca3P2 (fosforek wapnia), znane są również fosforki wapnia o kompozycjach CaP i CaP5;

2Ca + Si = Ca2Si (krzemek wapnia), znane są również krzemki wapnia o składach CaSi, Ca3Si4 i CaSi2.

Przebiegowi powyższych reakcji z reguły towarzyszy uwolnienie duża liczba ciepło (czyli reakcje te są egzotermiczne). We wszystkich związkach z niemetalami stopień utlenienia wapnia wynosi +2. Większość związków wapnia z niemetalami jest łatwo rozkładana przez wodę, na przykład:

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

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

Jon Ca2+ jest bezbarwny. Gdy do płomienia dodaje się rozpuszczalne sole wapnia, płomień zmienia kolor na ceglasty.

Sole wapnia, takie jak chlorek CaCl2, bromek CaBr2, jodek CaI2 i azotan Ca(NO3)2 są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Fluorek CaF2, węglan CaCO3, siarczan CaSO4, ortofosforan Ca3(PO4)2, szczawian CaC2O4 i niektóre inne są nierozpuszczalne w wodzie.

Duże znaczenie ma fakt, że w przeciwieństwie do węglanu wapnia CaCO3, kwaśny węglan wapnia (wodorowęglan) Ca(HCO3)2 jest rozpuszczalny w wodzie. W naturze prowadzi to do następujących procesów. Kiedy zimny deszcz lub woda rzeczna, nasycona dwutlenkiem węgla, wnika pod ziemię i spada na wapienia, obserwuje się ich rozpuszczanie:

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

W tych samych miejscach, gdzie woda nasycona wodorowęglanem wapnia wypływa na powierzchnię ziemi i jest ogrzewana promieniami słonecznymi, zachodzi reakcja odwrotna:

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

Tak więc w naturze następuje transfer dużych mas substancji. W rezultacie pod ziemią mogą tworzyć się ogromne szczeliny, a w jaskiniach tworzą się piękne kamienne „sople” – stalaktyty i stalagmity.

Obecność rozpuszczonego wodorowęglanu wapnia w wodzie w dużej mierze determinuje tymczasową twardość wody. Nazywa się to tymczasowym, ponieważ gdy woda jest gotowana, wodorowęglan rozkłada się, a CaCO3 wytrąca się. Zjawisko to prowadzi na przykład do tego, że z czasem w czajniku tworzy się kamień.

Stront

Stront jest pierwiastkiem głównej podgrupy drugiej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dymitra Iwanowicza, o liczbie atomowej 38. Jest oznaczony symbolem Sr (łac. stront). Prosta substancja stront (numer CAS: 7440-24-6) jest miękkim, ciągliwym i ciągliwym srebrnobiałym metalem ziem alkalicznych. Ma wysoką aktywność chemiczną, w powietrzu szybko reaguje z wilgocią i tlenem, pokrywając się żółtym filmem tlenkowym.

Nowy pierwiastek odkryto w minerale strontianicie, znalezionym w 1764 r. w kopalni ołowiu w pobliżu szkockiej wioski Stronshian, od której później nowy pierwiastek został nazwany. Obecność nowego tlenku metalu w tym minerale ustalili prawie 30 lat później William Cruikshank i Ader Crawford. Wyizolowany w najczystszej postaci przez Sir Humphry'ego Davy'ego w 1808 roku.

Stront jest miękkim, srebrzystobiałym metalem, plastycznym i plastycznym, który można łatwo przeciąć nożem.

Polimorfina - znane są trzy jej modyfikacje. Do 215°C modyfikacja sześcienna skoncentrowana na ciele (α-Sr) jest stabilna, między 215 a 605°C - sześciokątna (β-Sr), powyżej 605°C - sześcienna modyfikacja skoncentrowana na ciele (γ-Sr).

Temperatura topnienia - 768oC, Temperatura wrzenia - 1390oC.

Stront w swoich związkach zawsze wykazuje wartościowość +2. Według właściwości stront jest zbliżony do wapnia i baru, zajmując pośrednią pozycję między nimi.

W elektrochemicznej serii napięć stront jest jednym z najbardziej aktywnych metali (jego normalny potencjał elektrody wynosi -2,89 V. Reaguje energicznie z wodą, tworząc wodorotlenek:

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

Współdziała z kwasami, wypiera metale ciężkie z ich soli. Słabo reaguje ze stężonymi kwasami (H2SO4, HNO3).

Metaliczny stront szybko utlenia się w powietrzu, tworząc żółtawy film, w którym oprócz tlenku SrO zawsze obecny jest nadtlenek SrO2 i azotek Sr3N2. Podgrzany w powietrzu zapala się, sproszkowany stront w powietrzu ma skłonność do samozapłonu.

Energicznie reaguje z niemetalami - siarką, fosforem, halogenami. Oddziałuje z wodorem (powyżej 200°C), azotem (powyżej 400°C). Praktycznie nie reaguje z alkaliami.

W wysokich temperaturach reaguje z CO2 tworząc węglik:

5Sr + 2CO2 = SrC2 + 4SrO

Łatwo rozpuszczalne sole strontu z anionami Cl-, I-, NO3-. Sole z anionami F-, SO42-, CO32-, PO43- są słabo rozpuszczalne.

Strontu stosuje się do stopowania miedzi i niektórych jego stopów, do wprowadzania do stopów ołowiu akumulatorowego, do odsiarczania żeliwa, miedzi i stale.

Bar

Bar jest elementem głównej podgrupy drugiej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 56. Jest oznaczony symbolem Ba (łac. Bar). Prosta substancja bar (numer CAS: 7440-39-3) jest miękkim, plastycznym, srebrzystobiałym metalem ziem alkalicznych. Posiada wysoką aktywność chemiczną.

Bar został odkryty w postaci tlenku BaO w 1774 roku przez Karla Scheele. W 1808 r. angielski chemik Humphrey Davy uzyskał przez elektrolizę mokrego wodorotlenku baru z katodą rtęciową amalgamat bar; po odparowaniu rtęci podczas ogrzewania wyizolował metaliczny bar.

Bar to srebrzystobiały plastyczny metal. Załamuje się przy ostrym uderzeniu. Istnieją dwie alotropowe modyfikacje baru: α-Ba z sześcienną siatką skupioną wokół ciała jest stabilna do 375°C (parametr a = 0,501 nm), β-Ba jest stabilna powyżej.

Twardość w skali mineralogicznej 1,25; w skali Mohsa 2.

Metaliczny bar jest przechowywany w nafcie lub pod warstwą parafiny.

Bar jest metalem ziem alkalicznych. Utlenia się intensywnie w powietrzu, tworząc tlenek baru BaO i azotek baru Ba3N2, a przy niewielkim podgrzaniu zapala się. Reaguje energicznie z wodą, tworząc wodorotlenek baru Ba (OH) 2:

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

Aktywnie oddziałuje z rozcieńczonymi kwasami. Wiele soli baru jest nierozpuszczalnych lub słabo rozpuszczalnych w wodzie: siarczan baru BaSO4, siarczyn baru BaSO3, węglan baru BaCO3, fosforan baru Ba3(PO4)2. Siarczek baru BaS, w przeciwieństwie do siarczku wapnia CaS, jest dobrze rozpuszczalny w wodzie.

Łatwo reaguje z halogenkami tworząc halogenki.

Po podgrzaniu wodorem tworzy wodorek baru BaH2, który z kolei z wodorkiem litu LiH daje kompleks Li.

Reaguje na ogrzewanie amoniakiem:

6Ba + 2NH3 = 3BaH2 + Ba3N2

Po podgrzaniu azotek baru Ba3N2 reaguje z CO tworząc cyjanek:

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

Z ciekłym amoniakiem daje ciemnoniebieski roztwór, z którego można wyizolować amoniak, który ma złocisty połysk i łatwo rozkłada się wraz z eliminacją NH3. W obecności katalizatora platynowego amoniak rozkłada się tworząc amid baru:

Ba(NH2)2 + 4NH3 + H2

Węglik baru BaC2 można otrzymać przez ogrzewanie BaO z węglem w piecu łukowym.

Z fosforem tworzy fosforek Ba3P2.

Bar redukuje tlenki, halogenki i siarczki wielu metali do odpowiedniego metalu.

Metaliczny bar, często w stopie z aluminium, jest używany jako getter (getter) w wysokopróżniowych urządzeniach elektronicznych, a także jest dodawany wraz z cyrkonem do płynnych chłodziw metalowych (stopy sodu, potasu, rubidu, litu, cezu) w celu zmniejszenia agresywność na rurociągi oraz w metalurgii.

metale przejściowe

Metale przejściowe (pierwiastki przejściowe) są elementami podgrup bocznych układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, w których atomach elektrony pojawiają się na orbitalach d i f. W ogólna perspektywa struktura elektroniczna elementy przejściowe można przedstawić w następujący sposób: . Orbital ns zawiera jeden lub dwa elektrony, pozostałe elektrony walencyjne znajdują się na orbicie. Ponieważ liczba elektronów walencyjnych jest zauważalnie mniejsza niż liczba orbitali, proste substancje utworzone przez pierwiastki przejściowe są metalami.

Ogólna charakterystyka elementów przejściowych

Wszystkie elementy przejściowe mają następujące wspólne właściwości:

Małe wartości elektroujemności.

Zmienne stany utlenienia. Dla prawie wszystkich pierwiastków d, w których atomach znajdują się 2 elektrony walencyjne na zewnętrznym podpoziomie ns, znany jest stopień utlenienia +2.

Począwszy od pierwiastków d III grupy układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, pierwiastki na najniższym stopniu utlenienia tworzą związki wykazujące właściwości podstawowe, w najwyższym - kwaśnym, w pośrednim - amfoteryczne

Żelazo

Żelazo jest elementem drugorzędnej podgrupy ósmej grupy czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, liczba atomowa 26. Jest oznaczony symbolem Fe (łac. Ferrum). Jeden z najczęstszych w skorupa Ziemska metale (drugie miejsce po aluminium).

Prosta substancja żelazo (numer CAS: 7439-89-6) jest plastycznym srebrno-białym metalem o wysokiej reaktywności chemicznej: żelazo szybko koroduje w wysokich temperaturach lub przy dużej wilgotności powietrza. W czystym tlenie żelazo pali się, aw stanie drobno rozproszonym zapala się samorzutnie w powietrzu.

W rzeczywistości żelazo jest zwykle nazywane jego stopami o niskiej zawartości zanieczyszczeń (do 0,8%), które zachowują miękkość i ciągliwość czystego metalu. Ale w praktyce częściej stosuje się stopy żelaza z węglem: (do 2% węgla) i (ponad 2% węgla), a także stal nierdzewną (stopową) z dodatkiem metali stopowych (chrom, mangan, Ni itp.). Połączenie specyficznych właściwości żelaza i jego stopów sprawia, że ​​jest to „metal nr 1” mający znaczenie dla ludzi.

W naturze żelazo rzadko występuje w czystej postaci, najczęściej występuje jako część meteorytów żelazowo-niklowych. Przewaga żelaza w skorupie ziemskiej wynosi 4,65% (4 miejsce po O, Si, Al). Uważa się również, że większość jądra Ziemi stanowi żelazo.

Żelazo jest metalem typowym, w stanie wolnym ma kolor srebrzystobiały z szarawym odcieniem. Czysty metal jest plastyczny, różne zanieczyszczenia (w szczególności węgiel) zwiększają jego twardość i kruchość. Wymówił właściwości magnetyczne. Często wyróżnia się tak zwaną „żelazną triadę” - trzyosobowa grupa metale (żelazo Fe, kobalt Co, Ni Ni), które mają podobne właściwości fizyczne, promienie atomowe i wartości elektroujemności.

Żelazo charakteryzuje się polimorfizmem, posiada cztery modyfikacje krystaliczne:

do 769 °C występuje α-Fe (ferryt) z sześcienną siatką skupioną wokół ciała i właściwościami ferromagnesu (769 °C ≈ 1043 K to punkt Curie dla żelaza)

w zakresie temperatur 769-917 °C występuje β-Fe, który różni się od α-Fe jedynie parametrami sieci sześciennej wyśrodkowanej na ciele i właściwościami magnetycznymi paramagnesu

w zakresie temperatur 917–1394 °C występuje γ-Fe (austenit) z sześcienną siatką centryczną

powyżej 1394 ° C, δ-Fe jest stabilny z siatką sześcienną skoncentrowaną na ciele

Metaloznawstwo nie rozróżnia β-Fe jako oddzielnej fazy i uważa ją za odmianę α-Fe. Gdy żelazo lub stal są podgrzewane powyżej punktu Curie (769 °C ≈ 1043 K), ruch termiczny jonów zaburza orientację spinowych momentów magnetycznych elektronów, ferromagnes staje się paramagnesem - następuje przejście fazowe drugiego rzędu , ale przejście fazowe pierwszego rzędu nie występuje wraz ze zmianą podstawowych parametrów fizycznych kryształów.

Dla czystego żelaza pod normalnym ciśnieniem, z punktu widzenia metalurgii, istnieją następujące stabilne modyfikacje:

Od zera absolutnego do 910 ºC, modyfikacja α z sześcienną siecią krystaliczną skupioną na ciele (bcc) jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie α nazywa się ferrytem.

Od 910 do 1400 ºC, modyfikacja γ z sześcienną siatką krystaliczną skoncentrowaną na powierzchni (fcc) jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie γ nazywany jest austenitem.

Od 910 do 1539 ºC modyfikacja δ z sześcienną (BCC) skoncentrowaną na ciele siecią krystaliczną jest stabilna. Stały roztwór węgla w żelazie δ (jak również w żelazie α) nazywa się ferrytem. Czasami rozróżnia się wysokotemperaturowy δ-ferryt i niskotemperaturowy α-ferryt (lub po prostu ferryt), chociaż ich struktury atomowe są takie same.

Obecność w stali pierwiastków węglowych i stopowych istotnie zmienia temperatury przemian fazowych.

W obszarze wysokich ciśnień (powyżej 104 MPa, 100 tys. atm.) pojawia się modyfikacja ε-żelaza z heksagonalną gęsto upakowaną (hcp) siatką.

Zjawisko polimorfizmu jest niezwykle ważne dla hutnictwa stali. Dzieje się tak dzięki przejściom α-γ sieci krystalicznej stal jest poddawana obróbce cieplnej. Bez tego zjawiska żelazo jako podstawa stali nie byłoby tak szeroko stosowane.

Żelazo jest ogniotrwałe, należy do metali o średniej aktywności. Temperatura topnienia żelaza wynosi 1539 °C, temperatura wrzenia około 3200 °C.

Żelazo jest jednym z najczęściej używanych metali, stanowiącym do 95% światowej produkcji metalurgicznej.

Żelazo jest głównym składnikiem stali i żeliw, najważniejszych materiałów konstrukcyjnych.

Żelazo może być zawarte w stopach opartych na innych metalach, takich jak nikiel.

Magnetyczny tlenek żelaza (magnetyt) jest ważnym materiałem do produkcji długoterminowych urządzeń pamięci komputerowych: dysków twardych, dyskietek itp.

Ultradrobny proszek magnetytowy jest używany w czarno-białych drukarkach laserowych jako toner.

Unikalne właściwości ferromagnetyczne szeregu stopów na bazie żelaza przyczyniają się do ich szerokiego zastosowania w elektrotechnice w obwodach magnetycznych transformatorów i silników elektrycznych.

Chlorek żelaza(III) (chlorek żelazowy) jest używany w amatorskiej praktyce radiowej do wytrawiania płytek drukowanych.

Siarczan żelazawy (siarczan żelaza) zmieszany z siarczanem miedzi służy do zwalczania szkodliwych grzybów w ogrodnictwie i budownictwie.

Żelazo jest używane jako anoda w bateriach żelazowo-niklowych, bateriach żelazowo-powietrznych.

Miedź

Miedź jest elementem podgrupy bocznej pierwszej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 29. Jest oznaczona symbolem Cu (łac. Cuprum). Prosta substancja miedź (numer CAS: 7440-50-8) jest plastycznym metalem przejściowym o złotym kolorze. Różowy kolor(różowy w przypadku braku filmu tlenkowego). Jest szeroko stosowany przez człowieka od czasów starożytnych.

Miedź to złocisto-różowy metal ciągliwy, szybko pokryty warstwą tlenku w powietrzu, co nadaje jej charakterystyczny intensywny żółto-czerwony odcień. Miedź ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną (zajmuje drugie miejsce pod względem przewodności elektrycznej po srebrze). Posiada dwa stabilne izotopy - 63Cu i 65Cu oraz kilka izotopów promieniotwórczych. Najdłużej żyjący z nich, 64Cu, ma okres półtrwania 12,7 godziny i dwa rozpady z różnymi produktami.

Gęstość — 8,94*10і kg/mі

Ciepło właściwe w 20 °C - 390 J/kg*K

Rezystywność elektryczna przy 20-100 °C - 1,78 10-8 Ohm m

Temperatura topnienia - 1083 ° C

Temperatura wrzenia - 2600 ° C

Istnieje szereg stopów miedzi: mosiądz - stop miedzi z cynkiem, - stop miedzi z cyną, srebro niklowe - stop miedzi z niklem i kilka innych.

Cynk

Cynk jest elementem podgrupy bocznej drugiej grupy, czwartego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 30. Jest oznaczony symbolem Zn (łac. Zinkum). Prostą substancją (numer CAS: 7440-66-6) w normalnych warunkach jest kruchy niebiesko-biały metal przejściowy (matowieje w powietrzu, pokrywając się cienką warstwą tlenku cynku).

W czystej postaci jest raczej plastycznym srebrzystobiałym metalem. Posiada siatkę heksagonalną o parametrach a = 0,26649 nm, c = 0,49468 nm. Jest kruchy w temperaturze pokojowej, przy zginaniu płyty słychać trzaski od tarcia krystalitów (zwykle silniejszy niż „krzyk cyny”). W temperaturze 100–150°C cynk jest plastikiem. Zanieczyszczenia, nawet drobne, gwałtownie zwiększają kruchość cynku.

Typowy metal amfoteryczny. Standardowy potencjał elektrody wynosi -0,76 V, w szeregu standardowych potencjałów znajduje się przed żelazem.

W powietrzu cynk pokryty jest cienką warstwą tlenku ZnO. Po mocnym podgrzaniu wypala się z utworzeniem amfoterycznego białego tlenku ZnO:

2Zn + O2 = 2ZnO.

Tlenek cynku reaguje zarówno z roztworami kwasów:

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

i alkalia:

ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O,

Cynk o zwykłej czystości aktywnie reaguje z roztworami kwasów:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2,

Zn + H2SO4(rozcieńczone) = ZnSO4 + H2

i roztwory alkaliczne:

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

tworzenie hydroksycynków. Bardzo czysty cynk nie reaguje z roztworami kwasów i zasad. Oddziaływanie rozpoczyna się od dodania kilku kropli roztworu siarczanu miedzi CuSO4.

Po podgrzaniu cynk reaguje z halogenkami, tworząc halogenki ZnHal2. Z fosforem cynk tworzy fosforki Zn3P2 i ZnP2. Z siarką i jej analogami - selenem i tellurem - różne chalkogenki, ZnS, ZnSe, ZnSe2 i ZnTe.

Cynk nie reaguje bezpośrednio z wodorem, azotem, węglem, krzemem i borem. Azotek Zn3N2 otrzymuje się w reakcji cynku z amoniakiem w temperaturze 550–600°C.

W roztwory wodne jony cynku Zn2+ tworzą aquakompleksy 2+ i 2+.

Czysty metaliczny cynk służy do odzyskiwania metali szlachetnych wydobywanych w wyniku ługowania podziemnego (złoto, srebro). Ponadto cynk służy do ekstrakcji srebra, złota (i innych metali) z surowego ołowiu w postaci związków międzymetalicznych cynk-srebro-złoto (tzw. „srebrna pianka”), które są następnie przetwarzane konwencjonalne metody rafinacja.

Służy do ochrony stali przed korozją (cynkowanie powierzchni nie podlegających wpływy mechaniczne lub metalizacja - do mostów, zbiorników, konstrukcji metalowych). Stosowany również jako materiał elektrody ujemnej w chemicznych źródłach prądu, tj. bateriach i akumulatorach, np.: ogniwo manganowo-cynkowe, bateria srebrno-cynkowa dmі, niska rezystancja i kolosalne prądy wyładowania, element rtęciowo-cynkowy (EMF 1,35 V, 135 W h / kg , 550-650 Wh / dmі), pierwiastek dioksysiarczanowo-rtęciowy, pierwiastek jodanowo-cynkowy, ogniwo galwaniczne z tlenku miedzi (EMF 0,7-1,6 Volt, 84-127 Wh/kg, 410-570 Wh/dmi), ogniwo chromowo-cynkowe , ogniwo cynkowo-chlorkowo-srebrowe, bateria niklowo-cynkowa (EMF 1, 82 V, 95-118 Wh/kg, 230-295 Wh/dmi), ogniwo ołowiowo-cynkowe, bateria cynkowo-chlorowa, bateria cynkowo-bromowa itp. ). Rola cynku w bateriach cynkowo-powietrznych jest bardzo istotna, w ostatnich latach były one intensywnie rozwijane w oparciu o system cynkowo-powietrzny – baterie do komputerów (laptopów) i w tej dziedzinie osiągnięto znaczny sukces (większy niż litowy). akumulatory, pojemność i zasoby, mniej niż 3-krotność kosztów), system ten jest również bardzo obiecujący dla silników rozruchowych (akumulator ołowiowy - 55 W h / kg, cynkowo-powietrzny - 220-300 W h / kg) oraz dla pojazdów elektrycznych ( przebieg do 900 km). Stosowany w wielu stopach do lutowania twardego w celu obniżenia ich temperatury topnienia. Cynk jest ważnym składnikiem mosiądzu. Tlenek cynku jest szeroko stosowany w medycynie jako środek antyseptyczny i przeciwzapalny. Tlenek cynku wykorzystywany jest również do produkcji farb - biel cynkowa.

Chlorek cynku jest ważnym topnikiem do lutowania metali i składnikiem produkcji włókien.

Tellur, selenek, fosforek, siarczek cynku są szeroko stosowanymi półprzewodnikami.

Selenek cynku jest używany do produkcji okularów optycznych o bardzo niskie szanse absorpcja w zakresie średniej podczerwieni, na przykład w laserach dwutlenku węgla.

Rtęć

Rtęć jest elementem podgrupy bocznej drugiej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 80. Jest oznaczony symbolem Hg (łac. Hydrargyrum). Prosta substancja rtęć (numer CAS: 7439-97-6) jest metalem przejściowym, w temperaturze pokojowej jest ciężką, srebrzystobiałą, wyraźnie lotną cieczą, której opary są wyjątkowo toksyczne. Rtęć jest jednym z dwóch pierwiastków chemicznych (i jedynym metalem), którego proste substancje w normalnych warunkach znajdują się w stanie ciekłym skupienia (drugi pierwiastek to brom). W naturze występuje zarówno w postaci rodzimej, jak i tworzy szereg minerałów. Najczęściej rtęć pozyskiwana jest poprzez redukcję z jej najpowszechniejszego minerału – cynobru. Wykorzystywany jest do produkcji przyrządów pomiarowych, pomp próżniowych, źródeł światła oraz w innych dziedzinach nauki i techniki.

Rtęć jest jedynym metalem, który jest płynny w temperaturze pokojowej. Posiada właściwości diamagnesu. Tworzy ciekłe stopy z wieloma metalami amalgamaty. Tylko żelazo, mangan i Ni.

Rtęć jest metalem nieaktywnym.

Po podgrzaniu do 300°C rtęć reaguje z tlenem: 2Hg + O2 → 2HgO Powstaje czerwony tlenek rtęci(II). Ta reakcja jest odwracalna: po podgrzaniu powyżej 340°C tlenek rozkłada się do proste substancje. Reakcja rozkładu tlenku rtęci jest historycznie jednym z pierwszych sposobów wytwarzania tlenu.

Gdy rtęć jest ogrzewana siarką, powstaje siarczek rtęci(II).

Rtęć nie rozpuszcza się w roztworach kwasów, które nie mają właściwości utleniających, ale rozpuszcza się w wodzie królewskiej i kwasie azotowym, tworząc dwuwartościowe sole rtęci. Gdy nadmiar rtęci rozpuszcza się w kwasie azotowym na zimno, powstaje azotan Hg2(NO3)2.

Z pierwiastków grupy IIB to rtęć ma możliwość zniszczenia bardzo stabilnej powłoki elektronowej 6d10, co prowadzi do możliwości istnienia związków rtęci (+4). Tak więc, oprócz słabo rozpuszczalnego Hg2F2 i HgF2 rozkładającego się z wodą, istnieje również HgF4, otrzymywany przez oddziaływanie atomów rtęci i mieszaniny neonu i fluoru w temperaturze 4K.

Rtęć jest używana do produkcji termometrów, pary rtęci są wypełnione lampami rtęciowo-kwarcowymi i fluorescencyjnymi. Styki rtęciowe służą jako czujniki położenia. Ponadto rtęć metaliczna jest wykorzystywana do otrzymywania wielu ważnych stopów.

Wcześniej różne amalgamaty metali, zwłaszcza amalgamaty złota i srebra, były szeroko stosowane w jubilerstwie, przy produkcji luster i wypełnień dentystycznych. W inżynierii rtęć była szeroko stosowana w barometrach i manometrach. Związki rtęci były stosowane jako środek antyseptyczny (sublimacyjny), środek przeczyszczający (kalomel), w produkcji kapeluszy itp., ale ze względu na wysoką toksyczność, pod koniec XX wieku zostały praktycznie wyparte z tych obszarów (zastąpienie amalgamacji). metodą natryskiwania i elektroosadzania metali, wypełnień polimerowych w stomatologii).

W termometrach niskotemperaturowych stosuje się stop rtęci z talem.

Metaliczna rtęć służy jako katoda dla produkcja elektrolityczna szereg aktywnych metali, chloru i alkaliów, w niektórych chemicznych źródłach prądu (na przykład rtęciowo-cynkowych - typu RT), w referencyjnych źródłach napięcia (element Westona). Element rtęciowo-cynkowy (emf 1,35 V) ma bardzo wysoką energię pod względem objętości i masy (130 W/h/kg, 550 W/h/dm).

Rtęć jest wykorzystywana do recyklingu wtórnego wydobycia aluminium i złota (patrz amalgamat).

Rtęć jest również czasami używana jako płyn roboczy w mocno obciążonych łożyskach hydrodynamicznych.

Rtęć jest składnikiem niektórych farb biobójczych, które zapobiega zanieczyszczaniu kadłubów statków wodą morską.

Rtęć-203 (T1/2 = 53 s) jest stosowany w radiofarmaceutyce.

Stosowane są również sole rtęci:

Jodek rtęci jest używany jako detektor promieniowania półprzewodnikowego.

Piorunian rtęci („wybuchowa rtęć”) od dawna jest używany jako inicjujący materiał wybuchowy (detonatory).

Bromek rtęci jest wykorzystywany w termochemicznym rozkładzie wody na wodór i tlen (energia atomowa wodoru).

Niektóre związki rtęci są stosowane jako leki (na przykład mertiolat do konserwacji szczepionek), ale głównie ze względu na toksyczność rtęć została wyparta z leków (sublimowana, oksycyjanek rtęci - antyseptyki, kalomel - środek przeczyszczający itp.) w środku do koniec XX wieku.

Aluminium

Aluminium jest elementem głównej podgrupy trzeciej grupy trzeciego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, liczba atomowa 13. Jest oznaczony symbolem Al (łac. Aluminium). Należy do grupy metali lekkich. Najpopularniejszy metal i trzeci co do częstości (po tlenie i krzemie) pierwiastek chemiczny w skorupie ziemskiej.

Prosta substancja Aluminium (numer CAS: 7429-90-5) to lekki, niemagnetyczny srebrno-biały metal, który można łatwo formować, odlewać i obrabiać. Aluminium ma wysoką przewodność cieplną i elektryczną, odporność na korozję dzięki szybkiemu tworzeniu się silnych warstw tlenków, które chronią powierzchnię przed dalszą interakcją.

Według niektórych badań biologicznych przyjmowanie glinu w ludzkim ciele było uważane za czynnik rozwoju choroby Alzheimera, ale badania te zostały później skrytykowane, a wniosek dotyczący połączenia jednego z drugim został obalony.

Srebrno-biały metal, lekki, gęstość 2,7 g/cm³, temperatura topnienia dla technicznego 658 °C, dla aluminium wysoka czystość 660 °C, temperatura wrzenia 2500 °C, wytrzymałość na rozciąganie odlewu 10-12 kg/mm², odkształcalność 18-25 kg/mm², stopy 38-42 kg/mm².

Twardość Brinella 24-32 kgf / mm², wysoka plastyczność: techniczna 35%, czysta 50%, zwinięta w cienką blachę i równomierną folię.

Aluminium ma wysoką przewodność elektryczną i cieplną, 65% przewodności elektrycznej Cuprum, ma wysoki współczynnik odbicia światła.

Aluminium tworzy stopy z prawie wszystkimi metalami.

W normalnych warunkach aluminium pokryte jest cienką i mocną warstwą tlenku i dlatego nie reaguje z klasycznymi utleniaczami: z H2O (t°), O2, HNO3 (bez ogrzewania). Z tego powodu aluminium praktycznie nie podlega korozji i dlatego jest szeroko poszukiwane. nowoczesny przemysł. Jednak gdy warstwa tlenkowa ulega zniszczeniu (na przykład w kontakcie z roztworami soli amonowych NH4 +, gorącymi alkaliami lub w wyniku amalgamacji), aluminium działa jako aktywny metal redukujący.

Łatwo reaguje z prostymi substancjami:

z tlenem:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

z halogenami:

2Al + 3Br2 = 2AlBr3

reaguje z innymi niemetalami po podgrzaniu:

z siarką tworząc siarczek glinu:

2Al + 3S = Al2S3

z azotem tworząc azotek glinu:

z węglem, tworząc węglik glinu:

4Al + 3С = Al4С3

Siarczek glinu i węglik glinu są całkowicie hydrolizowane:

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

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

Ze złożonymi substancjami:

wodą (po usunięciu ochronnej warstwy tlenkowej np. przez amalgamację lub gorące roztwory alkaliczne):

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

z alkaliami (z tworzeniem tetrahydroksoglinianów i innych glinianów):

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

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

Łatwo rozpuszczalny w kwasie solnym i rozcieńczonym kwasie siarkowym:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

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

Po podgrzaniu rozpuszcza się w kwasach - środkach utleniających, które tworzą rozpuszczalne sole glinu:

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

Al + 6HNO3(stęż.) = Al(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

regeneruje metale z ich tlenków (aluminothermy):

8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe

2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr

Szeroko stosowany jako materiał konstrukcyjny. Główne zalety aluminium w tej pojemności to lekkość, kowalność do tłoczenia, odporność na korozję(Aluminium natychmiast pokrywa się mocnym filmem Al2O3 w powietrzu, co zapobiega jego dalszemu utlenianiu), wysoka przewodność cieplna, nietoksyczność jego związków. W szczególności te właściwości sprawiły, że aluminium stało się niezwykle popularne w produkcji naczyń kuchennych, folia aluminiowa w przemyśle spożywczym i do pakowania.

Główną wadą aluminium jako materiału konstrukcyjnego jest jego niska wytrzymałość, dlatego zwykle jest ono stopowane z niewielką ilością miedzi i magnezu (stop ten nazywa się duraluminium).

Przewodność elektryczna aluminium jest tylko 1,7 razy mniejsza niż miedzi, podczas gdy aluminium jest około 2 razy tańsze. Dlatego jest szeroko stosowany w elektrotechnice do produkcji przewodów, ich ekranowania, a nawet w mikroelektronice do produkcji przewodników w chipach. Niższa przewodność elektryczna aluminium (37 1/ohm) w porównaniu z Cuprum (63 1/ohm) jest kompensowana wzrostem przekroju przewodników aluminiowych. Wadą aluminium jako materiału elektrycznego jest silna warstwa tlenku, która utrudnia lutowanie.

Ze względu na kompleks właściwości znajduje szerokie zastosowanie w urządzeniach termicznych.

Aluminium i jego stopy zachowują wytrzymałość w bardzo niskich temperaturach. Z tego powodu jest szeroko stosowany w technologii kriogenicznej.

Wysoki współczynnik odbicia w połączeniu z niskim kosztem i łatwością osadzania sprawia, że ​​aluminium idealny materiał do robienia luster.

W produkcji materiały budowlane jako środek generujący gaz.

Aluminiowanie zapewnia odporność na korozję i zgorzelinę stali i innym stopom, takim jak zawory tłokowych silników spalinowych, łopatki turbin, platformy wiertnicze, urządzenia do wymiany ciepła, a także zastępuje cynkowanie.

Siarczek glinu służy do produkcji siarkowodoru.

Trwają badania nad opracowaniem pianki aluminiowej jako szczególnie mocnego i lekkiego materiału.

Kiedy aluminium było bardzo drogie, robiono z niego różnorodną biżuterię. Moda na nich minęła natychmiast, gdy pojawiły się Nowe technologie (rozwiązania) do ich produkcji, które wielokrotnie ją ograniczyły. Teraz aluminium jest czasami używane do produkcji biżuterii kostiumowej.

Inne metale

Prowadzić

Ołów jest elementem głównej podgrupy czwartej grupy, szóstego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Dmitrija Iwanowicza Mendelejewa, o liczbie atomowej 82. Jest oznaczony symbolem Pb (łac. Plumbum). Prosta substancja Ołów (numer CAS: 7439-92-1) jest plastycznym, stosunkowo niskotopliwym szarym metalem.

Ołów ma raczej niską przewodność cieplną wynoszącą 35,1 W/(mK) w temperaturze 0°C. Metal jest miękki i łatwy do cięcia nożem. Na powierzchni jest zwykle pokryta mniej lub bardziej grubą warstwą tlenków, po przecięciu otwiera się błyszcząca powierzchnia, która z czasem blaknie w powietrzu.

Temperatura topnienia: 327,4 ° C

Temperatura wrzenia: 1740 °C

Azotan ołowiu jest używany do produkcji potężnych mieszanych materiałów wybuchowych. Jako najczęściej stosowany detonator (inicjujący materiał wybuchowy) stosuje się azydek ołowiu. Nadchloran ołowiu jest używany do przygotowania ciężkiej cieczy (gęstość 2,6 g/cm3) używanej do wzbogacania flotacyjnego rud, czasami jest używany w mieszanych materiałach wybuchowych o dużej mocy jako utleniacz. Sam fluorek ołowiu, a także bizmut, miedzi, fluorek srebra, jest stosowany jako materiał katodowy w źródłach prądu chemicznego. Bizmutan ołowiu, siarczek ołowiu PbS, jodek ołowiu są stosowane jako materiał katodowy w akumulatorach litowych. Chlorek ołowiu PbCl2 jako materiał katodowy w rezerwowych źródłach prądu. Ołów Telluride PbTe jest szeroko stosowany jako materiał termoelektryczny (termo-emf o wartości 350 μV/K), materiał najczęściej używany do produkcji generatorów termoelektrycznych i lodówek termoelektrycznych. Dwutlenek ołowiu PbO2 jest szeroko stosowany nie tylko w akumulatorze ołowiowym, ale na jego bazie wytwarzanych jest wiele zapasowych źródeł prądu chemicznego, np. pierwiastek ołowiowo-chlorowy, pierwiastek ołowiowo-fluorkowy itp.

Biały ołów, zasadowy węglan Pb(OH)2.PbCO3, gęsty biały proszek, otrzymuje się z ołowiu w powietrzu pod wpływem dwutlenku węgla i kwasu octowego. Stosowanie białego ołowiu jako pigmentu barwiącego nie jest obecnie tak powszechne jak dawniej, ze względu na ich rozkład pod działaniem siarkowodoru H2S. Biel ołowiowa wykorzystywana jest również do produkcji szpachli w technologii cementu i papieru ołowiowo-węglanowego.

Arsenian ołowiu i arsenin są wykorzystywane w technologii insektycydów do niszczenia szkodników owadzich Rolnictwo(ćma cygańska i ryjkowiec bawełniany). Boran ołowiu Pb(BO2)2 H2O, nierozpuszczalny biały proszek, jest używany do suszenia obrazów i lakierów oraz wraz z innymi metalami jako powłoki na szkle i porcelanie. Chlorek ołowiu PbCl2, biały krystaliczny proszek rozpuszczalny w gorącej wodzie, roztwory innych chlorków, a zwłaszcza chlorek amonu NH4Cl. Służy do przygotowania maści w leczeniu nowotworów.

Chromian ołowiu PbCrO4, znany jako żółcień chromowa, jest ważnym pigmentem do przygotowania farb, do barwienia porcelany i tekstyliów. W przemyśle chromian stosowany jest głównie do produkcji żółtych pigmentów. Azotan ołowiu Pb(NO3)2 jest białą substancją krystaliczną, dobrze rozpuszczalną w wodzie. Jest to spoiwo o ograniczonym zastosowaniu. W przemyśle stosowany jest w swatkach, farbowaniu i farszowaniu tekstyliów, farbowaniu i grawerowaniu poroża. Siarczan ołowiu Pb(SO4)2, nierozpuszczalny w wodzie biały proszek, jest stosowany jako pigment w bateriach, litografii i technologii tkanin drukowanych.

Siarczek ołowiu PbS, czarny, nierozpuszczalny w wodzie proszek, jest używany do wypalania ceramiki i do wykrywania jonów ołowiu.

Ponieważ ołów dobrze pochłania promieniowanie gamma, jest używany do ochrony przed promieniowaniem w aparatach rentgenowskich i reaktorach jądrowych. Ponadto ołów jest uważany za chłodziwo w projektach zaawansowanych reaktorów jądrowych na neutrony prędkie.

Duże zastosowanie znajdują stopy ołowiu. Cyna (stop cynowo-ołowiowy), zawierająca 85-90% metalicznej cyny i 15-10% ołowiu, jest formowalna, tania i wykorzystywana do produkcji przyborów domowych. W elektrotechnice stosuje się lut zawierający 67% Pb i 33% cyny. Stopy ołowiu z antymonem są używane do produkcji kul i czcionek typograficznych, a stopy ołowiu, antymonu i cyny do odlewania figur i łożysk. Stopy ołowiu z antymonem są zwykle stosowane do powlekania kabli i płyt akumulatorów elektrycznych. Związki ołowiu wykorzystywane są w produkcji barwników, farb, insektycydów, szkła Przedmioty handlowe oraz jako dodatki do benzyny w postaci czteroetylu ołowiu (C2H5) 4Pb (ciecz umiarkowanie lotna, opary w małych stężeniach mają słodkawy owocowy zapach, w dużych stężeniach nieprzyjemny zapach; Tm = 130 ° C, Tbp = 80 ° C / 13 mm Hg .st.; gęstość 1.650 g/cm³; nD2v = 1.5198; nierozpuszczalny w wodzie, mieszalny z rozpuszczalnikami organicznymi; wysoce toksyczny, łatwo przenika przez skórę; MPC = 0,005 mg/m³; LD50 = 12,7 mg/m³ kg ( szczury, doustnie)) w celu zwiększenia liczby oktanowej.

Cyna

Cyna jest elementem głównej podgrupy czwartej grupy, piątego okresu układu okresowego pierwiastków chemicznych D. I. Mendelejewa Dmitrija Iwanowicza, o liczbie atomowej 50. Jest oznaczona symbolem Cyna metal (łac. Stannum). W normalnych warunkach prostą substancją jest plastyczny, plastyczny i topliwy błyszczący metal o srebrzystobiałym kolorze. Cyna tworzy kilka alotropowych modyfikacji: poniżej 13,2 °C stabilna α-cyna (szara cyna) z sześcienną siecią diamentową, powyżej 13,2 °C stabilna β-cyna (biała cyna) z tetragonalną siecią krystaliczną.

Cyna jest stosowana przede wszystkim jako bezpieczna, nietoksyczna, odporna na korozję powłoka w czystej postaci lub w stopach z innymi metalami. Główne zastosowania przemysłowe cyny to blacha ocynowana (ocynowane żelazo) do produkcji pojemników na żywność, lutowie do elektroniki, domowe instalacje wodno-kanalizacyjne, stopy łożyskowe oraz powłoki cyny i jej stopów. Najważniejszym stopem cyny jest Brązowy(z Cuprum). Inny dobrze znany stop, cyna, jest używany do produkcji zastawy stołowej. W ostatnie czasy istnieje odnowione zainteresowanie wykorzystaniem metalu, ponieważ jest on najbardziej „przyjazny dla środowiska” wśród ciężkich metali nieżelaznych. Stosowany do tworzenia drutów nadprzewodzących na bazie związku międzymetalicznego Nb3Sn.

Ceny w przypadku metalicznej cyny w 2006 r. średnio 12-18 USD/kg, wysokiej czystości dwutlenku cyny około 25 USD/kg, monokryształowej wysokiej czystości cyny około 210 USD/kg.

Związki międzymetaliczne cyny i cyrkonu mają wysoką temperaturę topnienia (do 2000 °C) i odporność na utlenianie po podgrzaniu w powietrzu i mają wiele zastosowań.

Cyna jest najważniejszym składnikiem stopowym w produkcji konstrukcyjnych stopów tytanu.

Dwutlenek cyny jest bardzo skutecznym materiałem ściernym stosowanym do „wykańczania” powierzchni szkła optycznego.

Mieszanina soli cyny - "żółty skład" - była wcześniej stosowana jako barwnik do wełny.

Cyna jest również wykorzystywana w chemicznych źródłach prądu jako materiał anodowy, np. pierwiastek manganowo-cynowy, pierwiastek tlenkowo-rtęciowo-cynowy. Zastosowanie cyny w akumulatorze ołowiowo-cynowym jest obiecujące; więc na przykład przy równym napięciu z akumulatorem ołowiowym akumulator ołowiowo-cynowy ma 2,5 razy większą pojemność i 5 razy większą gęstość energii na jednostkę objętości, jego rezystancja wewnętrzna jest znacznie mniejsza.

Metal Tin jest nietoksyczna, dzięki czemu może być stosowana w przemyśle spożywczym. Szkodliwe zanieczyszczenia zawarte w cynie w normalnych warunkach przechowywania i użytkowania, w tym w stopie w temperaturze do 600 °C, nie są uwalniane do powietrza obszaru roboczego w ilościach przekraczających maksymalne dopuszczalne stężenie zgodnie z GOST. Długotrwałe (15-20 lat) narażenie na pył cyny ma działanie fibrogenne na płuca i może powodować pylicę płuc u pracowników.

Zastosowanie metali

Materiały budowlane

Metale i ich stopy są jednym z głównych materiałów konstrukcyjnych współczesna cywilizacja. Decyduje o tym przede wszystkim ich wysoka wytrzymałość, jednorodność i nieprzepuszczalność dla cieczy i gazów. Ponadto, zmieniając skład stopów, można zmieniać ich właściwości w bardzo szerokim zakresie.

Materiały elektryczne

Metale są używane zarówno jako dobre przewodniki Elektryczność(miedź, aluminium) oraz jako materiały o wysokiej odporności na rezystory i elektryczne elementy grzejne (nichrom itp.).

Materiały narzędziowe

Metale i ich stopy są szeroko stosowane do produkcji narzędzi (ich części roboczej). Są to głównie stale narzędziowe i stopy twarde. Jako materiały narzędziowe stosuje się również diament, azotek boru i ceramikę.

Metalurgia

Metalurgia lub metalurgia to dziedzina materiałoznawstwa, która bada fizyczne i chemiczne zachowanie metali, związków międzymetalicznych i stopów. Metalurgia obejmuje również praktyczne użycie istniejąca wiedza o Metalach - od wydobycia surowców do emisji pieniężnej wyrobów gotowych.

Badanie struktury i fizyczne i chemiczne właściwości roztopy metali i tlenków oraz roztwory stałe, rozwój teorii skondensowanego stanu materii;

Badanie termodynamiki, kinetyki i mechanizmu reakcji metalurgicznych;

Opracowanie podstaw naukowych i technicznych oraz ekonomicznych dla zintegrowanego wykorzystania polimetalicznych surowców mineralnych i odpadów wytworzonych przez człowieka wraz z rozwiązywaniem problemów środowiskowych;

Opracowanie teorii podstaw fazy pirometalurgicznej, elektrotermicznej, hydrometalurgicznej i gazowej Procesy produkcja Metali, stopów, proszków metali oraz materiałów kompozytowych i powłok.

Metale żelazne obejmują żelazo, mangan, chrom, wanad. Wszystkie inne są kolorowe. Za pomocą właściwości fizyczne i cel, metale nieżelazne są warunkowo podzielone na ciężkie (miedź, ołów, cynk, cyna, nikiel) i lekkie (aluminium, magnez).

Główny Proces technologiczny Dzieli się na pirometalurgię (wytapianie) i hydrometalurgię (wydobywanie metali w roztworach chemicznych). Odmianą pirometalurgii jest metalurgia plazmowa.

Metalurgia Plazmowa - wydobycie z rud, wytop i obróbka metali i stopów pod wpływem plazmy.

Przetwarzanie rud (tlenków itp.) odbywa się poprzez ich rozkład termiczny w plazmie. Aby zapobiec reakcjom odwrotnym, stosuje się środek redukujący (węgiel, wodór, metan itp.) lub gwałtowne chłodzenie przepływu plazmy, które narusza równowagę termodynamiczną.

Metalurgia plazmowa umożliwia bezpośrednie odzyskiwanie metalu z rudy, znacznie przyspiesza procesy metalurgiczne, uzyskuje czyste materiały, obniżyć koszty paliwa (reduktora). Wadą metalurgii plazmy jest wysokie zużycie energii elektrycznej wykorzystywanej do wytwarzania plazmy.

Fabuła

Pierwsze dowody na to, że dana osoba zajmowała się metalurgią, pochodzą z 5-6 tysiącleci p.n.e. mi. i zostały znalezione w Majdanpek, Pločnik i innych miejscach w Serbii (w tym miedziany topór Vinca 5500 pne), Bułgarii (5000 pne), Palmela (), Hiszpanii, Stonehenge (). Jednak, jak to często bywa w przypadku tak długotrwałych zjawisk, nie zawsze można dokładnie określić wiek.

We wczesnej kulturze obecne są srebro, miedź, cyna i żelazo meteorytowe, co pozwala na ograniczoną obróbkę metali. Tak więc wysoko cenione były „Niebiańskie sztylety” - broń egipska stworzona z meteorytu Iron 3000 pne. mi. Ale nauczywszy się wydobywać miedź i cynę z formacja skalna i otrzymali stop zwany brązem, ludzie w 3500 pne. mi. wszedł w epokę brązu.

Pozyskiwanie żelaza z rudy i wytapianie metalu było znacznie trudniejsze. Uważa się, że technologia została wynaleziona przez Hetytów około 1200 roku p.n.e. e., co oznaczało początek epoki żelaza. Tajemnica wydobycia i produkcji żelaza stała się kluczowym czynnikiem w Dominium Filistynów.

Ślady rozwoju czarnej metalurgii można prześledzić w wielu dawnych kulturach i cywilizacjach. Obejmuje to starożytne i średniowieczne królestwa i imperia Bliskiego i Bliskiego Wschodu, starożytny Egipt i Anatolię (), Kartaginę, Greków i Rzymian starożytnych i średniowiecznych Europa, Chiny itp. Należy zauważyć, że wiele metod, urządzeń i technologii metalurgii zostało pierwotnie wynalezionych w Starożytne Chiny, a potem Europejczycy opanowali to rzemiosło (wynalezienie wielkich pieców, Żeliwo, Stal, młoty hydrauliczne itp.). Jednak ostatnie badania sugerują, że technologia rzymska była znacznie bardziej zaawansowana niż wcześniej sądzono, zwłaszcza w górnictwie i kuciu.

Hutnictwo górnicze

Górnictwo Metalurgia polega na wydobywaniu cennych Metali z rudy i przetapianiu wydobytych surowców na czysty Metal. Aby przekształcić tlenek lub siarczek metalu w czysty metal, rudę należy oddzielić środkami fizycznymi, chemicznymi lub elektrolitycznymi.

Metalurdzy pracują z trzema głównymi składnikami: surowcami, koncentratem (cenny tlenek lub siarczek metalu) i odpadami. Po wydobyciu duże bryły rudy są kruszone do tego stopnia, że ​​każda cząstka jest cennym koncentratem lub odpadem.

Góra Pracuje nie jest wymagane, jeśli ruda i środowisko pozwalają na ługowanie. W ten sposób możliwe jest rozpuszczenie i otrzymanie roztworu wzbogaconego Minerałem.

Często ruda zawiera kilka cennych metali. W takim przypadku odpady z jednego Procesu można wykorzystać jako surowiec dla innego Procesu.

Stop

Stop jest makroskopowo jednorodną mieszaniną dwóch lub jeszcze pierwiastki chemiczne z przewagą składników metalicznych. Główną lub jedyną fazą stopu jest z reguły stały roztwór pierwiastków stopowych w metalu, który jest podstawą stopu.

Stopy mają właściwości metaliczne, takie jak metaliczny połysk, wysoka przewodność elektryczna i cieplna. Czasami składnikami stopu mogą być nie tylko pierwiastki chemiczne, ale także związki chemiczne o właściwościach metalicznych. Na przykład główne komponenty stopy twarde są węglikami wolframu lub tytanu. Właściwości makroskopowe stopów zawsze różnią się od właściwości ich składników, a makroskopową jednorodność stopów wielofazowych (heterogenicznych) uzyskuje się dzięki równomiernemu rozkładowi faz zanieczyszczeń w osnowie metalicznej.

Stopy są zwykle otrzymywane przez mieszanie składników w stanie stopionym, a następnie chłodzenie. W wysokich temperaturach topnienia komponentów stopy są wytwarzane przez mieszanie proszków metali, a następnie spiekanie (w ten sposób uzyskuje się np. wiele stopów wolframu).

Jednym z głównych materiałów konstrukcyjnych są stopy. Pomiędzy nimi najwyższa wartość mają stopy na bazie żelaza i aluminium. Do składu wielu stopów można również wprowadzić niemetale, takie jak węgiel, krzem, bor itp. W technologii wykorzystuje się ponad 5 tysięcy stopów.

Źródła

http://ru.wikipedia.org/

Encyklopedia inwestora. 2013 .

Synonimy:

• - METAL, metalowy męski, łac. łamacz; oraz w małej formie, w wytopie: kinglet. W życiu codziennym cenne, drogie metale: złoto, platyna, srebro; proste: żelazo, miedź, cynk, cyna, ołów; chemia odkryła takie początki prawie wszystkich skamieniałości, składających się z ... ... Słownik Dalia
• 
  

Zdecydowana większość (93 z 117) obecnie znanych pierwiastków chemicznych to metale.
Atomy różnych metali mają wiele wspólnego w budowie, a tworzone przez nie proste i złożone substancje mają podobne właściwości (fizyczne i chemiczne).

Pozycja w układzie okresowym i budowa atomów metali.

W układzie okresowym metale znajdują się po lewej stronie i poniżej warunkowej linii przerywanej przechodzącej od boru do astatu (patrz tabela poniżej). Metale zawierają prawie wszystkie pierwiastki s (z wyjątkiem H, He), około połowy R-elementy, wszystkie d- oraz f-elementy ( lantanowce oraz aktynowce).

Większość atomów metali ma zewnętrzny poziom energii zawierający mały numer(do 3) elektronów, tylko niektóre atomy p-elementowe (Sn, Pb, Bi, Po) mają ich więcej (od czterech do sześciu). Elektrony walencyjne atomów metali są słabo (w porównaniu do atomów niemetalicznych) związane z jądrem. Dlatego atomy metali stosunkowo łatwo oddają te elektrony innym atomom, działając w reakcje chemiczne tylko jako reduktory i jednocześnie zamieniające się w dodatnio naładowane kationy:

Ja - ne - \u003d Ja n +.

W przeciwieństwie do niemetali, atomy metali charakteryzują się tylko dodatnimi stanami utlenienia od +1 do +8.

Łatwość, z jaką atomy metalu oddają swoje elektrony walencyjne innym atomom, charakteryzuje aktywność redukcyjną danego metalu. Im łatwiej atom metalu oddaje swoje elektrony, tym silniejszy jest jako czynnik redukujący. Jeśli ułożymy metale w rzędzie w kolejności zmniejszającej się ich zdolności redukcyjnej w roztworach wodnych, otrzymamy znane nam seria przemieszczeń metali, który jest również nazywany elektrochemicznym szeregiem napięć (lub aktywność w pobliżu) metale (patrz tabela poniżej).

Częstość występowaniametale w przyrodzie.

Trzy najpowszechniejsze metale w skorupie ziemskiej (jest to warstwa powierzchniowa naszej planety o grubości około 16 km) to aluminium, żelazo i wapń. Mniej powszechne są sód, potas i magnez. Poniższa tabela przedstawia udziały masowe niektórych metali w skorupie ziemskiej.

żelazo i wapń. Mniej powszechne są sód, potas i magnez. Poniższa tabela przedstawia udziały masowe niektórych metali w skorupie ziemskiej.

Przewaga metali w skorupie ziemskiej

Metal		Metal	Udział masowy w skorupie ziemskiej,%
Glin	8,8	Cr	8,3 ∙ 10 -3
Fe	4,65	Zn	8,3 ∙ 10 -3
Ca	3,38	Ni	8 ∙ 10 -3
Na	2,65	Cu	4,7 ∙ 10 -3
K	2,41	Pb	1,6 ∙ 10 -3
mg	2,35	Ag	7 ∙ 10 -6
Ti	0,57	hg	1,35 ∙ 10 -6
Mn	0,10	Au	5 ∙ 10 -8

Nazywa się pierwiastki, których udział masowy w skorupie ziemskiej jest mniejszy niż 0,01% rzadki. Do metali rzadkich należą na przykład wszystkie lantanowce. Jeżeli pierwiastek nie jest w stanie skoncentrować się w skorupie ziemskiej, to znaczy nie tworzy własnych rud, lecz występuje jako domieszka z innymi pierwiastkami, to klasyfikuje się go jako rozsiany elementy. Rozproszone są na przykład metale: Sc, Ga, In, Tl, Hf.

W latach 40. XX wieku. Niemieccy naukowcy Walter i Ida Nolla wyrazili taką ideę. że każdy bruk na chodniku zawiera wszystkie pierwiastki chemiczne układu okresowego pierwiastków. Początkowo słowa te nie spotkały się z jednomyślną aprobatą kolegów. Jednak w miarę pojawiania się coraz dokładniejszych metod analizy naukowcy są coraz bardziej przekonani o prawdziwości tych słów.

Ponieważ wszystkie żywe organizmy są w bliskim kontakcie z środowisko, to każdy z nich powinien zawierać, jeśli nie wszystkie, to większość pierwiastków chemicznych układu okresowego. Na przykład w ciele osoby dorosłej ułamek masowy substancje nieorganiczne wynosi 6%. Spośród metali w tych związkach znajdują się Mg, Ca, Na, K. Wiele enzymów i innych biologicznie aktywnych związków organicznych w naszym ciele zawiera V, Mn, Fe, Cu, Zn, Co, Ni, Mo, Cr i kilka innych metali .

Ciało dorosłego człowieka zawiera średnio ok. 140 g jonów potasu i ok. 100 g jonów sodu. Wraz z pożywieniem spożywamy dziennie od 1,5 g do 7 g jonów potasu i od 2 g do 15 g jonów sodu. Zapotrzebowanie na jony sodu jest tak duże, że muszą być specjalnie dodawane do żywności. Znaczna utrata jonów sodu (w postaci NaCl z moczem i potem) niekorzystnie wpływa na zdrowie człowieka. Dlatego w czasie upałów lekarze zalecają picie wody mineralnej. Jednak nadmiar soli w pożywieniu negatywnie wpływa na pracę naszych narządów wewnętrznych (przede wszystkim serca i nerek).

Aby głosować, musisz mieć włączoną obsługę JavaScript

I inne związki chemiczne. Aby uzyskać czyste metale i ich dalsze wykorzystanie, konieczne jest oddzielenie ich od rud i przeprowadzenie oczyszczenia. W razie potrzeby przeprowadza się stopowanie i inną obróbkę metali. Nauka metalurgii zajmuje się tym badaniem. Metalurgia rozróżnia rudy metali żelaznych (na bazie żelaza) oraz rudy nieżelazne (żelazo nie wchodzi w ich skład, tylko około 70 pierwiastków). Złoto, srebro i platyna też są metale szlachetne (szlachetne). Ponadto są obecne w niewielkich ilościach w wodzie morskiej, roślinach, organizmach żywych (odgrywając ważną rolę).

Wiadomo, że ludzkie ciało składa się w 3% z metali. W naszych komórkach przede wszystkim znajduje się wapń i sód, skoncentrowane w układach limfatycznych. Magnez kumuluje się w mięśniach i układzie nerwowym, miedź – w wątrobie, żelazo – we krwi.

Górnictwo

Metale są często wydobywane z ziemi za pomocą przemysłu wydobywczego, w efekcie wydobywane rudy stanowią stosunkowo bogate źródło niezbędnych pierwiastków. Aby poznać lokalizację rud, stosuje się specjalne metody poszukiwawcze, w tym eksplorację rud i eksplorację złóż. Złoża dzieli się zwykle na kamieniołomy (zagospodarowanie rud na powierzchni), w których wydobycie odbywa się poprzez wydobywanie ziemi przy użyciu ciężkiego sprzętu, a także kopalnie podziemne.

Z wydobywanej rudy metale wydobywa się z reguły za pomocą redukcji chemicznej lub elektrolitycznej. W pirometalurgii używa się wysokich temperatur do przetwarzania rudy na surowce metaliczne, w hydrometalurgii do tego samego celu używa się chemii wody. Stosowane metody zależą od rodzaju metalu i rodzaju zanieczyszczenia.

Gdy ruda metalu jest związkiem jonowym metalu i niemetalu, zwykle poddaje się ją wytapianiu – ogrzewaniu za pomocą środka redukującego – w celu wyekstrahowania czystego metalu. Wiele powszechnych metali, takich jak żelazo, wytapia się przy użyciu węgla (uzyskanego ze spalania węgla) jako środka redukującego. Niektóre metale, takie jak glin i sód, nie zawierają żadnego ekonomicznie opłacalnego środka redukującego i są odzyskiwane za pomocą elektrolizy.

Twardość niektórych metali w skali Mohsa:

Twardość	Metal
0.2	Cez
0.3	Rubid
0.4	Potas
0.5	Sód
0.6	Lit
1.2	Ind
1.2	Tal
1.25	Bar
1.5	Stront
1.5	Gal
1.5	Cyna
1.5	Prowadzić
1.5
1.75	Wapń
2.0	Kadm
2.25	Bizmut
2.5	Magnez
2.5	Cynk
2.5	Lantan
2.5	Srebro
2.5	Złoto
2.59	Itr
2.75	Aluminium
3.0	Miedź
3.0	Antymon
3.0	Tor
3.17	Skand
3.5	Platyna
3.75	Kobalt
3.75	Paladium
3.75	Cyrkon
4.0	Żelazo
4.0	Nikiel
4.0	Hafn
4.0	Mangan
4.5	Wanad
4.5	Molibden
4.5	Rod
4.5	Tytan
4.75	Niob
5.0	Iryd
5.0	Ruten
5.0	Tantal
5.0	Technet
5.0	Chrom
5.5	Beryl
5.5	Osm
5.5	Ren
6.0	Wolfram
6.0	β-Uran

Ze względu na łatwy powrót elektronów możliwe jest utlenianie metali, co może prowadzić do korozji i dalszej degradacji właściwości. Zdolność do utleniania można rozpoznać po standardowym szeregu aktywności metali. Fakt ten potwierdza potrzebę stosowania metali w połączeniu z innymi pierwiastkami (stop, z których najważniejszym jest stal), ich stopowanie oraz stosowanie różnych powłok.

Aby dokładniej opisać właściwości elektroniczne metali, konieczne jest zastosowanie mechaniki kwantowej. We wszystkich ciałach stałych o wystarczającej symetrii poziomy energetyczne elektronów poszczególnych atomów nakładają się i tworzą dozwolone pasma, a pasmo utworzone przez elektrony walencyjne nazywa się pasmem walencyjnym. Słabe wiązanie elektronów walencyjnych w metalach prowadzi do tego, że pasmo walencyjne w metalach okazuje się być bardzo szerokie, a wszystkie elektrony walencyjne nie wystarczają do całkowitego jego wypełnienia.

Podstawową cechą takiej częściowo wypełnionej strefy jest to, że nawet przy minimalnym przyłożonym napięciu w próbce rozpoczyna się przegrupowanie elektronów walencyjnych, czyli płynie prąd elektryczny.

Ta sama wysoka mobilność elektronów prowadzi do wysokiej przewodności cieplnej, a także do zdolności odbijania promieniowania elektromagnetycznego (nadającego metalom charakterystyczny połysk).

Niektóre metale

1. Płuca:
2. Inny:

Zastosowanie metali

Materiały budowlane

Materiały narzędziowe

Historia rozwoju idei dotyczących metali

Zapoznanie się człowieka z metalami rozpoczęło się od złota, srebra i miedzi, to znaczy od metali znajdujących się w stanie wolnym na powierzchni ziemi; następnie połączyły je metale szeroko rozpowszechnione w przyrodzie i łatwo izolowane od ich związków: cyna, ołów i żelazo. Te siedem metali było znanych ludzkości w czasach starożytnych. Wśród starożytnych egipskich artefaktów znajdują się przedmioty ze złota i miedzi, które według niektórych źródeł należą do epoki odległej o 3000-4000 lat przed naszą erą. mi.

Cynk, bizmut, antymon zostały dodane do siedmiu znanych metali dopiero w średniowieczu, a w początek XVIII arszenik wieku. Od połowy XVIII w. liczba odkrywanych metali szybko rośnie i na początku XX w. sięga 65, a do początek XXI wiek - do 96.

Żaden z przemysłów chemicznych nie przyczynił się tak bardzo do rozwoju wiedzy chemicznej, jak procesy związane z produkcją i obróbką metali; związane z ich historią przegląd najważniejszych wydarzeń historia chemii. Właściwości metali są tak charakterystyczne, że już na samym początku wczesna epoka złoto, srebro, miedź, ołów, cyna, żelazo i rtęć były jedną naturalną grupą jednorodnych substancji, a pojęcie „metalu” należy do najstarszych pojęć chemicznych. Jednak poglądy na ich naturę w mniej lub bardziej określonej formie pojawiają się dopiero w średniowieczu wśród alchemików. To prawda, idee Arystotelesa na temat natury: tworzenie wszystkiego, co istnieje z czterech żywiołów (ogień, ziemia, woda i powietrze) już wskazywały na złożoność metali; ale te idee były zbyt niejasne i abstrakcyjne. Dla alchemików koncepcja złożoności metali, a co za tym idzie, wiara w zdolność przekształcania jednego metalu w drugi, sztucznego ich tworzenia, jest główną koncepcją ich światopoglądu. Koncepcja ta jest naturalnym wnioskiem z masy faktów związanych z chemicznymi przemianami metali, które do tego czasu nagromadziły się. W rzeczywistości przekształcenie metalu w tlenek, który jest zupełnie inny od nich przez zwykłą kalcynację w powietrzu i odwrotną produkcję metalu z tlenku, oddzielenie niektórych metali od innych, tworzenie stopów o innych właściwościach niż pierwotnie przyjęte metale itd. – wszystko to zdawało się wskazywać na złożoność ich natury.

Jeśli chodzi o faktyczną przemianę metali w złoto, przekonanie o możliwości tego było oparte na wielu widoczne fakty. Początkowo tworzenie stopów zbliżonych kolorem do złota, na przykład z miedzi i cynku, w oczach alchemików było już ich przekształceniem w złoto. Wydawało im się, że należy zmienić tylko kolor, a właściwości metalu również się zmienią. W szczególności źle zaaranżowane eksperymenty przyczyniły się do tego przekonania, kiedy substancje zawierające domieszkę tego złota zostały wzięte do przekształcenia metalu nieszlachetnego w złoto. Na przykład już w koniec XVIII Przez stulecia farmaceuta z Kopenhagi zapewniał, że chemicznie czyste srebro po połączeniu z arszenikiem częściowo zamienia się w złoto. Fakt ten został potwierdzony przez słynnego chemika Guitona de Morvo i narobił dużo hałasu. Niedługo potem okazało się, że użyty do eksperymentu arszenik zawierał ślady srebra ze złotem.

Ponieważ ze znanych wówczas siedmiu metali jedne były łatwiejsze do przekształcenia chemicznego, inne trudniejsze, alchemicy podzielili je na szlachetne – doskonałe i nieszlachetne – niedoskonałe. Pierwsza zawierała złoto i srebro, druga miedź, cynę, ołów, żelazo i rtęć. Ten ostatni, mający właściwości metali szlachetnych, ale jednocześnie odbiegający znacznie od wszystkich metali w stanie ciekłym i lotności, niezwykle interesował ówczesnych naukowców, a niektórzy wyróżniali go grupa specjalna; uwaga przyciągnięta do niego była tak wielka, że ​​rtęć zaczęto uważać za pierwiastki, z których zbudowane są same metale, i to oni postrzegali ją jako nośnik właściwości metalicznych. Akceptując istnienie w naturze przejścia jednych metali w inne, od niedoskonałych do doskonałych, alchemicy założyli, że w normalnych warunkach przemiana ta postępuje niezwykle powoli, od wieków i być może nie bez tajemniczego udziału ciał niebieskich, do których takie przypisywano wówczas dużą rolę i w losach człowieka. Przypadkowo znanych było wtedy siedem metali, podobnie jak znane wówczas planety, a to jeszcze bardziej wskazywało na tajemniczy związek między nimi. Wśród alchemików metale są często nazywane planetami; złoto to Słońce, srebro Księżyc, miedź Wenus, cyna Jowisz, ołów Saturn, żelazo Mars i rtęć Merkury. Kiedy odkryto cynk, bizmut, antymon i arsen, ciała pod każdym względem podobne do metali, ale w których jedna z najbardziej charakterystycznych właściwości metalu, plastyczność, jest słabo rozwinięta, zostały one podzielone na specjalną grupę - półmetale. Podział metali na metale właściwe i półmetale istniał już połowa osiemnastego roku wieki.

Ustalenie składu metalu miało początkowo charakter czysto spekulacyjny. Początkowo alchemicy uznali, że powstały z dwóch pierwiastków - i siarki. Pochodzenie tego poglądu nie jest znane, istnieje już w VIII wieku. Według Gebera dowodem na obecność rtęci w metalach jest to, że je rozpuszcza, a w tych roztworach ich indywidualność zanika, jest pochłaniana przez rtęć, co nie miałoby miejsca, gdyby nie miały jednej zasady wspólnej z rtęcią. Dodatkowo rtęć z ołowiem dawała coś podobnego do cyny. Jeśli chodzi o siarkę, może być tak, że wzięto ją, ponieważ związki siarki były znane, według wygląd zewnętrzny podobny do metali. W przyszłości te proste pomysły, prawdopodobnie z powodu nieudanych prób sztucznego pozyskiwania metali, staną się niezwykle skomplikowane i pogmatwane. W koncepcjach alchemików, na przykład z X-XIII wieku, rtęć i siarka, z których powstają metale, nie były tą samą rtęcią i siarką, które alchemicy mieli w swoich rękach. To było tylko coś do nich podobnego, o specjalnych właściwościach; coś, co naprawdę istniało w zwykłej siarce i rtęci, wyrażało się w nich w większym stopniu niż w innych ciałach. Pod rtęcią, która jest częścią metali, reprezentowały coś, co determinuje ich niezmienność, metaliczny połysk, plastyczność, jednym słowem nośnik metalicznego wyglądu; siarka oznaczała nośnik zmienności, rozkład, palność metali. Te dwa pierwiastki zostały znalezione w metalach w różnych proporcjach i, jak mówili wtedy, na różne sposoby naprawił; ponadto mogą mieć różne stopnie czystości. Według Gebera na przykład złoto składało się z dużej ilości rtęci i niewielkiej ilości siarki o najwyższej czystości i najbardziej utrwalonej; przeciwnie, w cynie przyjęli dużo siarki i mało rtęci, które nie były czyste, słabo utrwalone i tak dalej. Tym wszystkim chcieli oczywiście wyrazić odmienny stosunek metali do jedynego w tamtych czasach potężnego środka chemicznego – ognia. Na dalszy rozwój te poglądy na dwa pierwiastki - rtęć i siarkę - wydawały się alchemikom niewystarczające do wyjaśnienia składu metali; dodano do nich sól i trochę arsenu. Chcieli tym samym wskazać, że przy wszystkich przemianach metali pozostaje coś nielotnego, trwałego. Jeśli w naturze „przemiana metali nieszlachetnych w szlachetne trwa wieki”, to alchemicy starali się stworzyć warunki, w których ten proces doskonalenia i dojrzewania przebiegałby szybko i łatwo. Ze względu na ścisły związek chemii ze współczesną medycyną i współczesną biologią, idea przemiany metali została naturalnie utożsamiona z ideą wzrostu i rozwoju zorganizowanych ciał: przejścia np. ołowiu w złoto , tworzenie się rośliny z ziarna wrzuconego do ziemi i jakby rozłożonego, fermentacja, uzdrowienie chorego organu w człowieku - wszystko to były prywatne zjawiska jednego ogólnego tajemniczego procesu życiowego, poprawy i były spowodowane tymi samymi bodźcami . Z tego oczywiste jest, że tajemniczy początek, który umożliwia pozyskiwanie złota, miał leczyć choroby, odwracać stare Ludzkie ciało w młodości i tak dalej. Tak powstała koncepcja cudownego kamienia filozoficznego.

Jeśli chodzi o rolę kamienia filozoficznego w przemianie metali nieszlachetnych w szlachetne, istnieją przede wszystkim wskazówki dotyczące ich przemiany w złoto, niewiele mówi się o pozyskiwaniu srebra. Tych samych autorów, tych samych kamień Filozoficzny zamienia metale w srebro i złoto; według innych istnieją dwa rodzaje tej substancji: jeden jest doskonały, drugi mniej doskonały i ten ostatni służy do uzyskania srebra. Jeśli chodzi o ilość kamienia filozoficznego wymaganego do transformacji, instrukcje są również inne. Według jednych 1 część jest w stanie zamienić 10 000 000 części metalu w złoto, według innych - 100 części, a nawet tylko 2 części. Aby uzyskać złoto, przetapiali trochę nieszlachetnego metalu lub brali rtęć i wrzucali do niego kamień filozoficzny; jedni zapewniali, że transformacja następuje natychmiast, inni – stopniowo. Te poglądy na temat natury metali i ich zdolności do przekształcania utrzymują się na ogół przez wiele stuleci, aż do XVII wieku, kiedy to zaczynają ostro temu zaprzeczać, tym bardziej, że poglądy te spowodowały pojawienie się wielu szarlatanów, którzy eksploatowali nadzieja naiwnych na zdobycie złota. Boyle szczególnie zmagał się z ideami alchemików: „Chciałbym wiedzieć”, mówi w jednym miejscu, „jak można rozłożyć złoto na rtęć, siarkę i sól; Jestem gotów pokryć koszty tego doświadczenia; jeśli chodzi o mnie, nigdy nie udało mi się tego osiągnąć.”

Po stuleciach bezowocnych prób sztucznej produkcji metali i ilości faktów, które nagromadziły się, XVII wiek, na przykład o roli powietrza podczas spalania, o wzroście masy metalu podczas utleniania, o czym Geber wiedział już w VIII wieku, kwestia składu pierwiastkowego metalu wydawała się być bardzo bliska koniec; ale w chemii pojawił się nowy trend, którego wynikiem była teoria flogistonu, a rozwiązanie tego problemu było jeszcze długo opóźniane.

Ówcześni naukowcy byli mocno zajęci zjawiskami spalania. Opierając się na podstawowej idei ówczesnej filozofii, że podobieństwo właściwości ciał powinno wynikać z identyczności początków, elementów składających się na ich skład, przyjęto, że ciała palne zawierają wspólny element. Akt palenia był uważany za akt rozkładu, rozpadu na elementy; w tym przypadku element palny został uwolniony w postaci płomienia, podczas gdy pozostałe pozostały. Rozpoznanie poglądów alchemików na powstawanie metali z trzech pierwiastków: rtęci, siarki i soli oraz przyjęcie ich prawdziwa egzystencja w metalu palna zasada w nich musiała być rozpoznana jako siarka. Wtedy oczywiście konieczne było rozpoznanie pozostałości po kalcynacji metalu - „ziemi”, jak wtedy mówiono, jako kolejnego składnika metalu; dlatego rtęć nie ma z tym nic wspólnego. Z drugiej strony siarka spala się w kwas siarkowy, który na mocy tego, co zostało powiedziane, przez wielu uważany był za ciało prostsze niż siarka i zaliczany do ciał elementarnych. Było zamieszanie i sprzeczność. Becher, chcąc zharmonizować stare koncepcje z nowymi, zaakceptował istnienie w metalu trzech rodzajów ziemi: „ziemi” samej, „ziemi palnej” i „ziemi rtęciowej”. W tych warunkach Stahl zaproponował swoją teorię. Jego zdaniem początkiem palności nie jest siarka ani jakakolwiek inna znana substancja, ale coś nieznanego, co nazwał flogistonem. Wydaje się, że metale powstają z flogistonu i ziemi; kalcynacji metalu w powietrzu towarzyszy uwalnianie flogistonu; odwrotna produkcja metali z jego ziemi za pomocą węgla - substancji bogatej w flogiston - jest aktem połączenia flogistonu z ziemią. Chociaż było kilka metali, a każdy z nich, po wypaleniu, dawał własną ziemię, ten ostatni jako pierwiastek był jednym, tak że ten składnik metalu miał tę samą hipotetyczną naturę co flogiston; jednak zwolennicy Stahla czasami akceptowali tyle „ziem żywiołów”, ile było metali. Gdy Cavendish, rozpuszczając metale w kwasach, pozyskiwał wodór i badał jego właściwości (niezdolność do podtrzymania spalania, jego wybuchowość w mieszaninie z powietrzem itp.), rozpoznał w nim flogiston Stahla; metale, według jego koncepcji, składają się z wodoru i „ziemi”. Pogląd ten został zaakceptowany przez wielu zwolenników teorii flogistonu.

Pomimo pozornej harmonii teorii flogistonu istniały wielkie fakty co nie mogło się z nią w żaden sposób kojarzyć. Geber wiedział również, że metale przybierają na wadze podczas wypalania; tymczasem, według Stahla, muszą stracić flogiston: kiedy flogiston zostanie ponownie przymocowany do „ziemi”, waga powstałego metalu jest mniejsza niż waga „ziemi”. Okazało się więc, że flogiston musi mieć jakąś szczególną właściwość - ujemną grawitację. Mimo wszystkich genialnych hipotez postawionych w celu wyjaśnienia tego zjawiska, było ono niezrozumiałe i zagadkowe.

Kiedy Lavoisier wyjaśnił rolę powietrza podczas spalania i wykazał, że przyrost masy metali podczas wypalania wynika z dodania tlenu z powietrza do metali, a tym samym ustalił, że czynność spalania metali nie jest rozpadem na pierwiastki, ale przeciwnie, akt połączenia, kwestia złożoności metali została rozstrzygnięta negatywnie. Metale zostały sklasyfikowane jako proste pierwiastki chemiczne, ze względu na podstawową ideę Lavoisiera, że ​​ciała proste to takie, z których nie można było wyodrębnić innych ciał. Wraz ze stworzeniem przez Mendelejewa układu okresowego pierwiastków chemicznych, pierwiastki metali zajęły w nim należne miejsce.

Zobacz też

Uwagi

Spinki do mankietów

• S. P. Vukolov: // Słownik encyklopedyczny Brockhausa i Efrona: W 86 tomach (82 tomy i 4 dodatkowe). - Petersburg. , 1890-1907.(część historyczna)

Układ okresowy pierwiastków
Dmitrij Iwanowicz Mendelejew Prawo okresowe Grupy pierwiastków
Formaty	Skrót By blok Rozszerzony Rozszerzony Konfiguracje elektroniczne Elektroujemność Alternatywne Izotopy pierwiastków
Listy przedmiotów według	Nazwa · Etymologia (na cześć miejsc, na cześć odkrywców) · Czas odkrycia Stany utlenienia Obfitość (u ludzi) Stabilność izotopowa