Введення
Метали - прості речовини, що володіють в звичайних умовах характерними властивостями: високими електропровідністю і теплопровідністю, здатністю добре відображати світло (що обумовлює їх блиск і непрозорість), можливістю приймати потрібну форму під впливом зовнішніх сил (пластичністю). Існує й інше визначення металів - це хімічні елементи, які характеризуються здатність віддавати зовнішні (валентні) електрони.
З усіх відомих хімічних елементів близько 90 є металами. Більшість неорганічних сполук - це сполуки металів.
Існує кілька типів класифікації металів. Найбільш чіткою є класифікація металів відповідно до їх положенням у періодичній системі хімічних елементів - хімічна класифікація.
Якщо в «довгому» варіанті періодичної таблиці провести пряму лінію через елементи бор і астат, то зліва від цієї лінії розташуються метали, а праворуч від неї - неметали.
З точки зору будови атома метали підрозділяють на неперехідні і перехідні. Неперехідні метали розташовуються в головних підгрупах періодичної системи і характеризуються тим, що в їх атомах відбувається послідовне заповнення електронних рівнів s і р. До неперехідних металів відносять 22 елемента головних підгруп а: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po.
Перехідні метали розташовуються в побічних підгрупах і характеризуються заповненням d - або f-електронних рівнів. До d-елементів відносяться 37 металів побічних підгруп б: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo , W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.
До f-елементів відносяться 14 лантаноїдів (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Але, Ег, Тm, Уb, Lu) і 14 актиноїдів (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).
Серед перехідних металів виділяють також рідкоземельні метали (Sc, Y, La і лантаноїди), платинові метали (Ru, Rh, Pd, оs, Ir, Рt), трансуранові метали (Nр і елементи з більшою атомною масою).
Крім хімічної існує також, хоча і не загальноприйнята, але здавна склалася технічна класифікація металів. Вона не так логічна, як хімічна, - в основі її лежить то один, то інший практично важлива ознака металу. Залізо і сплави на його основі відносять до чорних металів, всі інші метали - до кольорових. Розрізняють легкі (Li, Ве, Мg, Тi тощо) і важкі метали (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb тощо), а також групи тугоплавких (Тi, Zr , Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), дорогоцінних (Аg, Аu, платинові метали) і радіоактивних (U, К, Nр, Рu і ін) металів. У геохімії виділяють також розсіяні (Ga, Ge, Hf, Re та ін) і рідкі (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re і ін) метали. Як видно між групами чітких кордонів не існує.
Історична довідка
Незважаючи на те, що життя людського суспільства без металів неможлива, ніхто точно не знає, коли і як людина почала вперше ними користуватися. Найдавніші дійшли до нас письмена оповідають про примітивних майстерень, в яких виплавили метал і виготовляли з нього вироби. Значить, людина опанувала металами раніше, ніж писемність. Розкопуючи стародавні поселення, археологи знаходять знаряддя праці та полювання, якими користувався людина у ті далекі часи, - ножі, сокири, наконечники для стріл, голки, рибальські гачки та багато іншого. Чим древнє поселення, тим грубіше і примітивніше були вироби людських рук. Найдавніші вироби з металів були знайдені при розкопках поселень, що існували близько 8 тисяч років тому. Це були в основному прикраси із золота і срібла і наконечники стріл і копій з міді.
Грецьке слово «металлон» спочатку означало копальні, рудники, звідси і відбувся термін «металу». В давнину вважалося, що існує тільки 7 металів: золото, срібло, мідь, олово, свинець, залізо і ртуть. Це число співвідносилося з числом відомих тоді планет-Сонцем (золото), Місяцем (срібло), Венерою (мідь), Юпітером (олово), Сатурном (свинець), Марсом (залізо), Меркурієм (ртуть) (див. малюнок). За алхимическим уявленням, метали зароджувалися в земних надрах під впливом променів планет і поступово вдосконалювалися, перетворюючись на золото.
Людина спочатку опанував самородними металами - золотом, сріблом, ртуттю. Першим штучно отриманим металом була мідь, потім вдалося освоїти отримання сплаву міді соловей - бронзи і лише пізніше - заліза. У 1556 р. в Німеччині була видана книга німецького металурга Г. Агріколи «Про гірництво і металургію» - перше дійшла до нас детальне керівництво з отримання металів. Правда, у той час свинець, олово і вісмут ще вважали різновидами одного металу. У 1789 р. французький хімік А. Лавуазьє в своєму керівництві з хімії дав список простих речовин, до якої включив усі відомі тоді метали - сурму, срібло, вісмут, кобальт, олово, залізо, марганець, нікель, золото, платину, свинець, вольфрам і цинк. У міру розвитку методів хімічного дослідження число відомих металів стало швидко зростати. У 18 ст. було відкрито 14 металів, в 19 ст. - 38, в 20 ст. - 25 металів. У першій половині 19 ст. були відкриті супутники платини, отримані шляхом електролізу лужні і лужноземельні метали. У середині століття методом спектрального аналізу були відкриті цезій, рубідій, талій та індій. Блискуче підтвердилося існування металів, передбачених Д. І. Менделєєвим на основі його періодичного закону (це галій, скандій і германій). Відкриття радіоактивності в кінці 19 ст. спричинило за собою пошуки радіоактивних металів. Нарешті, методом ядерних перетворень в середині 20 ст. були отримані не існують в природі радіоактивні метали, зокрема трансуранові елементи.
Фізичні і хімічні властивості металів.
Всі метали - тверді речовини (крім ртуті, яка при звичайних умовах рідка), вони відрізняються від неметалів особливим видом зв'язку (металева зв'язок). Валентні електрони слабко пов'язані з конкретним атомом, і всередині кожного металу існує так званий електронний газ. Більшість металів мають кристалічну структуру, і метал можна представити як «жорстку» кристалічну решітку з позитивних іонів (катіонів). Ці електрони можуть більш-менш пересуватися по металу. Вони компенсують сили відштовхування між катіонами і, тим самим, пов'язують їх в компактне тіло.
Всі метали мають високу електричну провідність (тобто вони провідники на відміну від неметалів-діелектриків), особливо мідь, срібло, золото, ртуть та алюміній; висока і теплопровідність металів. Відмітною властивістю багатьох металів є їх пластичність (гнучкість), внаслідок чого вони можуть бути прокатати в тонкі листи (фольгу) і витягнуті в дріт (олово, алюміній і ін), проте зустрічаються і досить крихкі метали (цинк, сурма, вісмут).
У промисловості часто використовують не чисті метали, а їх суміші, звані сплавами. У сплаві властивості одного компонента зазвичай вдало доповнюють властивості іншого. Так, мідь має невисокою твердістю і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави ж міді з цинком, звані латунню, є вже досить твердими і широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній володіє хорошою пластичністю і достатньою легкістю (малої щільністю), але занадто м'який. На його основі готують сплав аюралюмін (дюраль), що містить мідь, магній і марганець. Дюралюмин, не втрачаючи властивостей свого алюмінію, набуває високу твердість і тому використовується в авіаційній техніці. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) - це відомі чавун і сталь.
Метали дуже сильно розрізняються по щільності: у літію вона майже вдвічі менше, ніж у води (0,53 г / см), а у осмію - більш ніж в 20 разів вище (22,61 г / см 3). Відрізняються метали і за твердістю. Самі м'які - лужні метали вони легко ріжуться ножем; самий твердий метал - хром - ріже скло. Велика різниця температур плавлення металів: ртуть - рідина при звичайних умовах, цезій і галій плавляться при температурі людського тіла, а найбільш тугоплавкий метал - вольфрам має температуру плавлення 3380 ° С. Метали, температура плавлення яких перевищує 1000 ° С, відносять до тугоплавким металам, нижче - до легкоплавким. При високих температурах метали здатні випускати електрони, що використовується в електроніці і термоелектричних генераторах для прямого перетворення теплової енергії в електричну. Залізо, кобальт, нікель і гадоліній після поміщення їх у магнітне поле здатні постійно зберігати стан намагніченості.
Металам притаманне деякі і хімічні властивості. Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрони і переходять в позитивно заряджені іони. Поетомц метали є відновниками. У цьому, власне, і полягає їх головна і найбільш загальну хімічну властивість.
Очевидно, метали як відновники будуть вступати в реакції з різними окислювачами, серед яких можуть бути прості речовини, кислоти, солі менш активних металів та інші сполуки. Сполуки металів з галогенами називаються галогенідами, з сірою - сульфідами, з азотом - нітридами, з фосфором - фосфід, з вуглецем - карбідами, з кремнієм - силіциди, з бором - боридів, з воднем - гідридами і т. д. Багато з цих сполук знайшли важливе застосування в новій техніці. Наприклад, бориди металів використовуються в радіоелектроніці, а також у ядерній техніці в якості матеріалів для регулювання нейтронного випромінювання та захисту від нього.
Під дією концентрованих кислот-окислювачів на деяких металах також утворюється стійка оксидна плівка. Це явище називається пасивацією. Так, в концентрованої сірчаної кислоти пасивуються (і не реагують з нею) такі метали, як Ве, Вi, Со, Fе, Mg, і Nb, а в концентрованої азотної кислоти - метали Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh і U.
Чим лівіше розташований метал у цьому ряду, тим більшими відновними властивостями він володіє, тобто легше окислюється і переходить у вигляді катіона в розчин, але зате важче відновлюється з катіона у вільний стан.
У ряд напруг поміщений один неметал - водень, оскільки це дозволяє визначити, чи буде даний метал реагувати з кислотами - неокіслітелямі у водному розчині (точніше - окислюватися катіонами водню Н +). Наприклад, цинк реагує з хлороводородной кислотою, так як у ряді напруг він стоїть лівіше (до) водню. Навпаки, срібло не переводиться в розчин соляної кислотою, оскільки воно стоїть у ряді напруг правіше (після) водню. Аналогічно ведуть себе метали в розведеній сірчаній кислоті. Метали, які стоять у ряді напруг після водню, називають благородними (Ag, Pt, Au і ін)
Небажаним хімічною властивістю металів є їх електрохімічна корозія, тобто активне руйнування (окислення) металу при контакті з водою і під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія). Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді.
Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів - контактна корозія. Між одним металом, наприклад Fе, та іншим металом, наприклад Sn або Cu, поміщеними в воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів іде від активнішого металу, що стоїть лівіше в ряду напруг (Fе), до менш активного металу (Sn, Cu), і більш активний метал руйнується (кородує).
Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, покрите оловом) при зберіганні у вологому атмосфері і недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоч би невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин кородує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).
Опір корозії для даного металу зростає при його покритті більш активним металом або за їх сплавці; так, покриття заліза хромом або виготовлення сплавів заліза з хромом усуває корозії заліза. Хромоване залізо і сталі, що містять хром (нержавіючі сталі), мають високу корозійну стійкість.
Загальні способи отримання металів:
- Електрометалургія, тобто отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів їх солей;
- Пирометаллургия, тобто відновлення металів з їхніх руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза за допомогою доменного процесу);
- Гідрометалургія, тобто виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СuSO 4 витісненням цинком, залізом
або алюмінієм).
У природі метали зустрічаються іноді у вільному вигляді, наприклад самородний ртуть, срібло і золото, а частіше - у вигляді сполук (металевих руд). Найактивніші метали, звичайно, присутні в земній корі тільки у зв'язаному вигляді.
Літій.
Літій (від грец. Літос-камінь), Li, хімічний елемент підгрупи Iа періодичної системи, атомний номер 3, атомна маса 6, 941; відноситься до лужних металів.
Вміст літію в земній корі 6,5-10 -3% за масою. Виявлено він більш ніж в 150 мінералах, з них власне літієвих - близько 30. Основні мінерали: сподумен LiAl [Si 2 O 6], лепідоліт KLi 1,5 Al 1,5 [Si 3 AlO 10] (F, 0Н) 2 і петаліт (LiNa) [Si 4 AlO 10]. Склад цих мінералів складний, багато хто з них відносяться до дуже поширеній в земній корі класу алюмосилікатів. Перспективні джерела сировини для виробництва літію - розсоли (ропа) соленосних відкладень і підземні води. Найбільші родовища сполук літію знаходяться в Канаді, США, Чилі, Зімбабве, Бразилії, Намібії і Росії.
Цікаво, що мінерал сподумен зустрічається в природі у вигляді великих кристалів масою в кілька тонн. На руднику Ета в США знайшли кристал у формі голки довжиною 16 м і масою 100 т.
Перші відомості про літії відносяться до 1817 р. Шведський хімік А. Арфведсон, проводячи аналіз мінералу петаліта, відкрив у ньому невідому луг. Учитель Арфведсона Й. Берцеліус дав їй назву «літіон» (від грец. Літеос-кам'яний), тому що на відміну від гідроксидів калію і натрію, які були отримані з золи рослин, нова луг була виявлена в мінералі. Він же назвав метал, який є «основою» цієї лугу, літієм. У 1818 р. англійський хімік і фізик Г. Деві отримав літій електролізом гідроксиду LiОН.
Властивості. Літій - сріблясто-білий метал; т. пл. 180,54 ° С, т. кип. 1340 "С; найлегший з усіх металів, його щільність 0,534 г / см-он в 5 разів легше алюмінію і майже вдвічі легше води. Літій м'який і пластичний. Сполуки літію забарвлюють полум'я в красивий карміново-червоний колір. Цим досить чутливим методом користуються в якісному аналізі для виявлення літію.
Конфігурація зовнішнього електронного шару атома літію 2s 1 (s-елемент). У з'єднаннях він проявляє ступінь окислення +1.
Літій стоїть першим в електрохімічному ряді напруг і витісняє водень не тільки з кислот, але і з води. Однак багато хімічні реакції літію протікають менш енергійно, ніж у інших лужних металів.
Літій практично не реагує з компонентами повітря при повній відсутності вологи при кімнатній температурі. При нагріванні на повітрі вище 200 ° С в якості основного продукту утворює оксид Li 2 O (присутні тільки сліди пероксиду Li 2 O 2). У вологому повітрі дає переважно нітрид Li 3 N, при вологості повітря більше 80% - гідроксид LiОН і карбонат Li 2 СО 3. Нітрид літію може бути отримано також при нагріванні металу в струмі азоту (літій - один з небагатьох елементів, безпосередньо з'єднуються з азотом): 6Li + N 2 = 2Li 3 N
Літій легко сплавляється майже з усіма металами і добре розчинний у ртуті. Безпосередньо з'єднується з галогенами (з йодом-при нагріванні). При 500 ° С реагує з воднем, утворюючи гідрид LiН, при взаємодії з водою - гідроксид LiОН, з розведеними кислотами - солі літію, з аміаком - амід LiNН 2, наприклад:
2Li + Н 2 = 2LiН
2Li + 2Н 2 O = 2LiОН + Н 2
2Li + 2НF = 2LiF + Н 2
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + Н 2
Гідрид LiН - безбарвні кристали, застосовується в різних галузях хімії як відновник. При взаємодії з водою виділяє велику кількість водню (з 1 кг LiН отримують 2820 л Н 2):
LiН + Н 2 O = LiОН + Н 2
Це дозволяє використовувати LiН як джерело водню для наповнення аеростатів та рятувального спорядження (надувних човнів, поясів і ін), а також як своєрідний «склад» для зберігання і транспортування вогненебезпечної водню (при цьому необхідно охороняти LiН від найменших слідів вологи).
Метали - прості речовини, що володіють в звичайних умовах характерними властивостями: високими електропровідністю і теплопровідністю, здатністю добре відображати світло (що обумовлює їх блиск і непрозорість), можливістю приймати потрібну форму під впливом зовнішніх сил (пластичністю). Існує й інше визначення металів - це хімічні елементи, які характеризуються здатність віддавати зовнішні (валентні) електрони.
З усіх відомих хімічних елементів близько 90 є металами. Більшість неорганічних сполук - це сполуки металів.
Існує кілька типів класифікації металів. Найбільш чіткою є класифікація металів відповідно до їх положенням у періодичній системі хімічних елементів - хімічна класифікація.
Якщо в «довгому» варіанті періодичної таблиці провести пряму лінію через елементи бор і астат, то зліва від цієї лінії розташуються метали, а праворуч від неї - неметали.
З точки зору будови атома метали підрозділяють на неперехідні і перехідні. Неперехідні метали розташовуються в головних підгрупах періодичної системи і характеризуються тим, що в їх атомах відбувається послідовне заповнення електронних рівнів s і р. До неперехідних металів відносять 22 елемента головних підгруп а: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po.
Перехідні метали розташовуються в побічних підгрупах і характеризуються заповненням d - або f-електронних рівнів. До d-елементів відносяться 37 металів побічних підгруп б: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo , W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.
До f-елементів відносяться 14 лантаноїдів (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Але, Ег, Тm, Уb, Lu) і 14 актиноїдів (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).
Серед перехідних металів виділяють також рідкоземельні метали (Sc, Y, La і лантаноїди), платинові метали (Ru, Rh, Pd, оs, Ir, Рt), трансуранові метали (Nр і елементи з більшою атомною масою).
Крім хімічної існує також, хоча і не загальноприйнята, але здавна склалася технічна класифікація металів. Вона не так логічна, як хімічна, - в основі її лежить то один, то інший практично важлива ознака металу. Залізо і сплави на його основі відносять до чорних металів, всі інші метали - до кольорових. Розрізняють легкі (Li, Ве, Мg, Тi тощо) і важкі метали (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb тощо), а також групи тугоплавких (Тi, Zr , Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), дорогоцінних (Аg, Аu, платинові метали) і радіоактивних (U, К, Nр, Рu і ін) металів. У геохімії виділяють також розсіяні (Ga, Ge, Hf, Re та ін) і рідкі (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re і ін) метали. Як видно між групами чітких кордонів не існує.
Історична довідка
Незважаючи на те, що життя людського суспільства без металів неможлива, ніхто точно не знає, коли і як людина почала вперше ними користуватися. Найдавніші дійшли до нас письмена оповідають про примітивних майстерень, в яких виплавили метал і виготовляли з нього вироби. Значить, людина опанувала металами раніше, ніж писемність. Розкопуючи стародавні поселення, археологи знаходять знаряддя праці та полювання, якими користувався людина у ті далекі часи, - ножі, сокири, наконечники для стріл, голки, рибальські гачки та багато іншого. Чим древнє поселення, тим грубіше і примітивніше були вироби людських рук. Найдавніші вироби з металів були знайдені при розкопках поселень, що існували близько 8 тисяч років тому. Це були в основному прикраси із золота і срібла і наконечники стріл і копій з міді.
Грецьке слово «металлон» спочатку означало копальні, рудники, звідси і відбувся термін «металу». В давнину вважалося, що існує тільки 7 металів: золото, срібло, мідь, олово, свинець, залізо і ртуть. Це число співвідносилося з числом відомих тоді планет-Сонцем (золото), Місяцем (срібло), Венерою (мідь), Юпітером (олово), Сатурном (свинець), Марсом (залізо), Меркурієм (ртуть) (див. малюнок). За алхимическим уявленням, метали зароджувалися в земних надрах під впливом променів планет і поступово вдосконалювалися, перетворюючись на золото.
Людина спочатку опанував самородними металами - золотом, сріблом, ртуттю. Першим штучно отриманим металом була мідь, потім вдалося освоїти отримання сплаву міді соловей - бронзи і лише пізніше - заліза. У 1556 р. в Німеччині була видана книга німецького металурга Г. Агріколи «Про гірництво і металургію» - перше дійшла до нас детальне керівництво з отримання металів. Правда, у той час свинець, олово і вісмут ще вважали різновидами одного металу. У 1789 р. французький хімік А. Лавуазьє в своєму керівництві з хімії дав список простих речовин, до якої включив усі відомі тоді метали - сурму, срібло, вісмут, кобальт, олово, залізо, марганець, нікель, золото, платину, свинець, вольфрам і цинк. У міру розвитку методів хімічного дослідження число відомих металів стало швидко зростати. У 18 ст. було відкрито 14 металів, в 19 ст. - 38, в 20 ст. - 25 металів. У першій половині 19 ст. були відкриті супутники платини, отримані шляхом електролізу лужні і лужноземельні метали. У середині століття методом спектрального аналізу були відкриті цезій, рубідій, талій та індій. Блискуче підтвердилося існування металів, передбачених Д. І. Менделєєвим на основі його періодичного закону (це галій, скандій і германій). Відкриття радіоактивності в кінці 19 ст. спричинило за собою пошуки радіоактивних металів. Нарешті, методом ядерних перетворень в середині 20 ст. були отримані не існують в природі радіоактивні метали, зокрема трансуранові елементи.
Фізичні і хімічні властивості металів.
Всі метали - тверді речовини (крім ртуті, яка при звичайних умовах рідка), вони відрізняються від неметалів особливим видом зв'язку (металева зв'язок). Валентні електрони слабко пов'язані з конкретним атомом, і всередині кожного металу існує так званий електронний газ. Більшість металів мають кристалічну структуру, і метал можна представити як «жорстку» кристалічну решітку з позитивних іонів (катіонів). Ці електрони можуть більш-менш пересуватися по металу. Вони компенсують сили відштовхування між катіонами і, тим самим, пов'язують їх в компактне тіло.
Всі метали мають високу електричну провідність (тобто вони провідники на відміну від неметалів-діелектриків), особливо мідь, срібло, золото, ртуть та алюміній; висока і теплопровідність металів. Відмітною властивістю багатьох металів є їх пластичність (гнучкість), внаслідок чого вони можуть бути прокатати в тонкі листи (фольгу) і витягнуті в дріт (олово, алюміній і ін), проте зустрічаються і досить крихкі метали (цинк, сурма, вісмут).
У промисловості часто використовують не чисті метали, а їх суміші, звані сплавами. У сплаві властивості одного компонента зазвичай вдало доповнюють властивості іншого. Так, мідь має невисокою твердістю і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави ж міді з цинком, звані латунню, є вже досить твердими і широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній володіє хорошою пластичністю і достатньою легкістю (малої щільністю), але занадто м'який. На його основі готують сплав аюралюмін (дюраль), що містить мідь, магній і марганець. Дюралюмин, не втрачаючи властивостей свого алюмінію, набуває високу твердість і тому використовується в авіаційній техніці. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) - це відомі чавун і сталь.
Метали дуже сильно розрізняються по щільності: у літію вона майже вдвічі менше, ніж у води (0,53 г / см), а у осмію - більш ніж в 20 разів вище (22,61 г / см 3). Відрізняються метали і за твердістю. Самі м'які - лужні метали вони легко ріжуться ножем; самий твердий метал - хром - ріже скло. Велика різниця температур плавлення металів: ртуть - рідина при звичайних умовах, цезій і галій плавляться при температурі людського тіла, а найбільш тугоплавкий метал - вольфрам має температуру плавлення 3380 ° С. Метали, температура плавлення яких перевищує 1000 ° С, відносять до тугоплавким металам, нижче - до легкоплавким. При високих температурах метали здатні випускати електрони, що використовується в електроніці і термоелектричних генераторах для прямого перетворення теплової енергії в електричну. Залізо, кобальт, нікель і гадоліній після поміщення їх у магнітне поле здатні постійно зберігати стан намагніченості.
Металам притаманне деякі і хімічні властивості. Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрони і переходять в позитивно заряджені іони. Поетомц метали є відновниками. У цьому, власне, і полягає їх головна і найбільш загальну хімічну властивість.
Очевидно, метали як відновники будуть вступати в реакції з різними окислювачами, серед яких можуть бути прості речовини, кислоти, солі менш активних металів та інші сполуки. Сполуки металів з галогенами називаються галогенідами, з сірою - сульфідами, з азотом - нітридами, з фосфором - фосфід, з вуглецем - карбідами, з кремнієм - силіциди, з бором - боридів, з воднем - гідридами і т. д. Багато з цих сполук знайшли важливе застосування в новій техніці. Наприклад, бориди металів використовуються в радіоелектроніці, а також у ядерній техніці в якості матеріалів для регулювання нейтронного випромінювання та захисту від нього.
Під дією концентрованих кислот-окислювачів на деяких металах також утворюється стійка оксидна плівка. Це явище називається пасивацією. Так, в концентрованої сірчаної кислоти пасивуються (і не реагують з нею) такі метали, як Ве, Вi, Со, Fе, Mg, і Nb, а в концентрованої азотної кислоти - метали Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh і U.
Чим лівіше розташований метал у цьому ряду, тим більшими відновними властивостями він володіє, тобто легше окислюється і переходить у вигляді катіона в розчин, але зате важче відновлюється з катіона у вільний стан.
У ряд напруг поміщений один неметал - водень, оскільки це дозволяє визначити, чи буде даний метал реагувати з кислотами - неокіслітелямі у водному розчині (точніше - окислюватися катіонами водню Н +). Наприклад, цинк реагує з хлороводородной кислотою, так як у ряді напруг він стоїть лівіше (до) водню. Навпаки, срібло не переводиться в розчин соляної кислотою, оскільки воно стоїть у ряді напруг правіше (після) водню. Аналогічно ведуть себе метали в розведеній сірчаній кислоті. Метали, які стоять у ряді напруг після водню, називають благородними (Ag, Pt, Au і ін)
Небажаним хімічною властивістю металів є їх електрохімічна корозія, тобто активне руйнування (окислення) металу при контакті з водою і під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія). Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді.
Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів - контактна корозія. Між одним металом, наприклад Fе, та іншим металом, наприклад Sn або Cu, поміщеними в воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів іде від активнішого металу, що стоїть лівіше в ряду напруг (Fе), до менш активного металу (Sn, Cu), і більш активний метал руйнується (кородує).
Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, покрите оловом) при зберіганні у вологому атмосфері і недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоч би невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин кородує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).
Опір корозії для даного металу зростає при його покритті більш активним металом або за їх сплавці; так, покриття заліза хромом або виготовлення сплавів заліза з хромом усуває корозії заліза. Хромоване залізо і сталі, що містять хром (нержавіючі сталі), мають високу корозійну стійкість.
Загальні способи отримання металів:
- Електрометалургія, тобто отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів їх солей;
- Пирометаллургия, тобто відновлення металів з їхніх руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза за допомогою доменного процесу);
- Гідрометалургія, тобто виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СuSO 4 витісненням цинком, залізом
або алюмінієм).
У природі метали зустрічаються іноді у вільному вигляді, наприклад самородний ртуть, срібло і золото, а частіше - у вигляді сполук (металевих руд). Найактивніші метали, звичайно, присутні в земній корі тільки у зв'язаному вигляді.
Літій.
Літій (від грец. Літос-камінь), Li, хімічний елемент підгрупи Iа періодичної системи, атомний номер 3, атомна маса 6, 941; відноситься до лужних металів.
Вміст літію в земній корі 6,5-10 -3% за масою. Виявлено він більш ніж в 150 мінералах, з них власне літієвих - близько 30. Основні мінерали: сподумен LiAl [Si 2 O 6], лепідоліт KLi 1,5 Al 1,5 [Si 3 AlO 10] (F, 0Н) 2 і петаліт (LiNa) [Si 4 AlO 10]. Склад цих мінералів складний, багато хто з них відносяться до дуже поширеній в земній корі класу алюмосилікатів. Перспективні джерела сировини для виробництва літію - розсоли (ропа) соленосних відкладень і підземні води. Найбільші родовища сполук літію знаходяться в Канаді, США, Чилі, Зімбабве, Бразилії, Намібії і Росії.
Цікаво, що мінерал сподумен зустрічається в природі у вигляді великих кристалів масою в кілька тонн. На руднику Ета в США знайшли кристал у формі голки довжиною 16 м і масою 100 т.
Перші відомості про літії відносяться до 1817 р. Шведський хімік А. Арфведсон, проводячи аналіз мінералу петаліта, відкрив у ньому невідому луг. Учитель Арфведсона Й. Берцеліус дав їй назву «літіон» (від грец. Літеос-кам'яний), тому що на відміну від гідроксидів калію і натрію, які були отримані з золи рослин, нова луг була виявлена в мінералі. Він же назвав метал, який є «основою» цієї лугу, літієм. У 1818 р. англійський хімік і фізик Г. Деві отримав літій електролізом гідроксиду LiОН.
Властивості. Літій - сріблясто-білий метал; т. пл. 180,54 ° С, т. кип. 1340 "С; найлегший з усіх металів, його щільність 0,534 г / см-он в 5 разів легше алюмінію і майже вдвічі легше води. Літій м'який і пластичний. Сполуки літію забарвлюють полум'я в красивий карміново-червоний колір. Цим досить чутливим методом користуються в якісному аналізі для виявлення літію.
Конфігурація зовнішнього електронного шару атома літію 2s 1 (s-елемент). У з'єднаннях він проявляє ступінь окислення +1.
Літій стоїть першим в електрохімічному ряді напруг і витісняє водень не тільки з кислот, але і з води. Однак багато хімічні реакції літію протікають менш енергійно, ніж у інших лужних металів.
Літій практично не реагує з компонентами повітря при повній відсутності вологи при кімнатній температурі. При нагріванні на повітрі вище 200 ° С в якості основного продукту утворює оксид Li 2 O (присутні тільки сліди пероксиду Li 2 O 2). У вологому повітрі дає переважно нітрид Li 3 N, при вологості повітря більше 80% - гідроксид LiОН і карбонат Li 2 СО 3. Нітрид літію може бути отримано також при нагріванні металу в струмі азоту (літій - один з небагатьох елементів, безпосередньо з'єднуються з азотом): 6Li + N 2 = 2Li 3 N
Літій легко сплавляється майже з усіма металами і добре розчинний у ртуті. Безпосередньо з'єднується з галогенами (з йодом-при нагріванні). При 500 ° С реагує з воднем, утворюючи гідрид LiН, при взаємодії з водою - гідроксид LiОН, з розведеними кислотами - солі літію, з аміаком - амід LiNН 2, наприклад:
2Li + Н 2 = 2LiН
2Li + 2Н 2 O = 2LiОН + Н 2
2Li + 2НF = 2LiF + Н 2
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + Н 2
Гідрид LiН - безбарвні кристали, застосовується в різних галузях хімії як відновник. При взаємодії з водою виділяє велику кількість водню (з 1 кг LiН отримують 2820 л Н 2):
LiН + Н 2 O = LiОН + Н 2
Це дозволяє використовувати LiН як джерело водню для наповнення аеростатів та рятувального спорядження (надувних човнів, поясів і ін), а також як своєрідний «склад» для зберігання і транспортування вогненебезпечної водню (при цьому необхідно охороняти LiН від найменших слідів вологи).
Широко застосовують в органічному синтезі змішані гідриди літію, наприклад літій-алюмогідрід LiAlH 4 - селективний відновник. Його отримують взаємодією LiН з хлоридом алюмінію А1С1з
Гідроксид LiОН - серйозна причина (луг), його водні розчини руйнують скло, фарфор; стійкі до нього нікель, срібло і золото. LiОН застосовують як добавку до електроліту лужних акумуляторів, що підвищує термін їх служби в 2-3 рази і місткість на 20%. На основі LiОН і органічних кислот (особливо стеаринової і пальмітинової) виробляють морозо-і термостійкі пластичні мастила (літолу) для захисту металів від корозії в інтервалі температур від -40 до +130 "С.
Гідроксид літію використовують також як поглинач вуглекислого газу в протигазах, підводних човнах, літаках і космічних кораблях.
Отримання і застосування. Сировиною для отримання літію служать його солі, які витягують з мінералів. У залежності від складу мінерали розкладають сірчаною кислотою Н 2 SО 4 (кислотний метод) або спіканням з оксидом кальцію СаО і його карбонатом СаСОз (лужний спосіб), з сульфатом калію К 2 SО 4 (сольовий спосіб), з карбонатом кальцію і його хлоридом СаСl (лужно-сольовий спосіб). При кислотному методі отримують розчин сульфату Li 2 SО 4 [останній звільняють від домішок обробкою гідроксидом кальцію Са (ОН) 2 і содою Na 2 Co 3]. Спек, що утворюється при інших методах розкладання мінералів, витравлюють водою; при цьому при лужному методі в розчин переходить LiОН, при сольовому - Li 2 SO 4, за лужно-сольовому - LiCl. Всі ці методи, крім лужного, передбачають отримання готового продукту у вигляді карбонату Li 2 СО 3. який використовують безпосередньо або в якості джерела для синтезу інших з'єднань літію.
Металевий літій отримують електролізом розплавленої суміші LiCl та хлориду калію КСl або хлориду барію ВаСl 2 з подальшої очищенням від домішок.
Інтерес до літію величезний. Це пов'язано, перш за все, з тим, що він - джерело промислового отримання тритію (важкого нукліда водню), що є головною складовою частиною водневої бомби і основним пальним для термоядерних реакторів. Термоядерна реакція здійснюється між нуклідом 6 Li і нейтронами (нейтральними частинками з масовим числом 1); продукти реакції - тритій 3 Н і гелій 4 Не:
3 червень Li + 1 0 n = 3 1 H + 4 лютого He
Велика кількість літію використовується в металургії. Сплав магнію з 10% літію міцніше і легше самого магнію. Сплави алюмінію і літію - склерон і аерон, що містять всього 0,1% літію, крім легкості володіють високою міцністю, пластичністю, підвищеною стійкістю до корозії; їх застосовують в авіації. Добавка 0,04% літію до свинцево-кальцієвих підшипникових сплавів підвищує їхню твердість і зменшує коефіцієнт тертя.
Галогеніди та карбонат літію застосовують у виробництві оптичних, кислототривких і інших спеціальних стекол, а також термостійкого порцеляни та кераміки, різних глазурей і емалей.
Дрібні крихти літію викликають хімічні опіки вологою шкіри та очей. Солі літію дратують шкіру. При роботі з гідроксидом літію необхідно дотримуватися запобіжних заходів, як при роботі з гідроксидами натрію і калію.
Натрій.
Натрій (від араб, Натрун, грец. Нітрон-природна сода, хімічний елемент підгрупи Iа періодичної системи, атомний номер 11, атомна маса 22,98977; відноситься до лужних металів. У природі зустрічається у вигляді одного стабільного нукліда 23 Na.
Ще в давні часи були відомі сполуки натрію - кухонна сіль (хлорид натрію) NaСl, їдкий луг (гідроксид натрію) NaОН і сода (карбонат натрію) Na 2 СОз. Остання речовина стародавні греки називали «нітрон», звідси і походить сучасна назва металу - «натрій». Однак у Великобританії, США, Італії, Франції зберігається слово sodium (від іспанського слова «сода», що має те ж значення, що і по-російськи).
Вперше про отримання натрію (і калію) повідомив англійський хімік і фізик Г. Деві на зборах Королівського товариства в Лондоні в 1807 р. Йому вдалося розкласти дією електричного струму їдкі луги КОН і NaОН і виділити невідомі раніше метали володіють надзвичайними властивостями. Ці метали дуже швидко окислялись на повітрі, а на поверхні води плавали, виділяючи з неї водень.
Поширеність у природі. Натрії - один з найпоширеніших у природі елементів. Зміст його в земній корі 2,64% за масою. У гідросфері він міститься в виду розчинних солей у кількості близько 2,9% (при загальній концентрації солей в морській воді 3,5-3,7%). Наявність натрію встановлено в атмосфері Сонця і міжзоряному просторі. природі натрій знаходиться тільки у вигляді солей. Найважливіші мінерали - галіт (кам'яна сіль) NaCl, мірабіліт (глауберова сіль) Na 2 SO 4 * 10H 2 O, тенардіт Na 2 SO 4, челійская селітра NaNO 3, природні силікати, наприклад альбіт Na [AlSi 3 O 8], нефелін Na [AlSiO 4]
Росія виключно багата покладами кам'яної солі (наприклад, Соликамск, Усолье-Сибірське та ін), великі поклади мінералу трони в Сибіру.
Властивості. Натрій - сріблясто-білий легкоплавкий метал, т. пл. 97,86 ° С, т. кип. 883,15 ° С. Це один з найлегших металів - він легший за воду щільність 0,99 г / см 3 при 19,7 ° С). Натрій і його сполуки забарвлюють полум'я пальника у жовтий колір. Ця реакція так чутлива, що відкриває присутність найменших слідів натрію всюди (наприклад, в кімнатній або вуличної пилу).
Натрій - один з найбільш активних елементів періодичної системи. Зовнішній електронний шар атома натрію містить один електрон (конфігурація 3s 1, натрій - s-елемент). Свій єдиний валентний електрон натрій легко віддає і тому у своїх з'єднаннях завжди проявляє ступінь окислення +1.
На повітрі натрій активно окислюється, утворюючи в залежності від умов оксид Na 2 O або пероксид Na 2 O 2. Тому зберігають натрій під шаром гасу або мінерального масла. Енергійно реагує з водою, витісняючи водень:
2Na + Н 2 0 = 2NaОН + Н 2
Така реакція відбувається навіть з льодом при температурі -80 ° С, а з теплою водою або при поверхні контакту йде з вибухом (недарма кажуть: «Не хочете стати виродком-не кидайте натрій у воду»).
Натрій безпосередньо реагує з усіма неметалами: при 200 ° С починає поглинати водень, утворюючи досить гігроскопічний гідрид NaH; з азотом в електричному розряді дає нітрид Na 3 N або азид NaN 3; в атмосфері фтору запалюється; в хлорі горить при температурі; з бромом реагує лише при нагріванні:
2Na + Н 2 = 2NaН
6Na + N 2 = 2Na 3 N або 2Na + 3Na 2 = 2NaN 3
2Na + С1 2 = 2NaСl
При 800-900 ° С натрій з'єднується з вуглецем, утворюючи карбід Na 2 C 2; при розтиранні з сірої дає сульфід Na 2 S і суміш полісульфідів (Na 2 S 3 і Na 2 S 4)
Натрій легко розчиняється в рідкому аміаку, що виходить розчин синього кольору має металевою провідністю, з газоподібним аміаком при 300-400 "С або в присутності каталізатора при охолодженні до -30 С дає амід NaNH 2.
Натрій утворює з'єднання з іншими металами (інтерметаліди), наприклад з сріблом, золотом, кадмієм, свинцем, калієм і деякими іншими. Зі ртуттю дає амальгами NaHg 2, NaHg 4 та ін Найбільше значення мають рідкі амальгами, які утворюються при поступовому введенні натрію в ртуть, що знаходиться під шаром гасу або мінерального масла.
З розведеними кислотами натрій утворює солі.
Отримання і застосування. Основний метод отримання натрію - електроліз розплавленої кухонної солі. При цьому на аноді виділяється хлор, а на катоді - натрій. Для зменшення температури плавлення електроліту до повареної солі додають інші солі: КСl, NaF, СаСl 2. Електроліз проводять в електролізерах з діафрагмою; аноди виготовлені з графіту, катоди - з міді або заліза.
Натрій можна отримати електролізом розплаву гідроксиду NaОН, а невеликі кількості - розкладанням азиду NaN 3.
Металевий натрій використовують для відновлення чистих металів з їхніх сполук - калію (з КОН), титану (з TiCl 4) і ін Сплав натрію з калієм - теплоносій для ядерних реакторів, оскільки лужні метали погано поглинають нейтрони і тому не перешкоджають поділу ядер урану. Пари натрію, які мають яскраво-жовтим свіченням, використовують для наповнення газорозрядних ламп, що служать для освітлення автострад, пристаней, вокзалів тощо Натрій знаходить застосування в медицині: штучно отриманий нуклід 24 Na використовується для радіологічного лікування деяких форм лейкемії і в діагностичних цілях.
Значно більш обширно застосування сполук натрію.
Пероксид Na 2 O 2 - безбарвні кристали, технічний продукт жовтого кольору. При нагріванні до 311-400 ° С починає виділяти кисень, а при 540 ° С бурхливо розкладається. Сильний окислювач, завдяки чому застосовується для відбілювання тканин і інших матеріалів. На повітрі поглинає СО 2 », виділяючи кисень і утворюючи карбонат 2Na 2 O 2 +2 CO 2 = 2Na 2 Co 3 + O 2). На цій властивості засновано застосування Na 2 O 2 для регенерації повітря в закритих приміщеннях і дихальних приладах ізолюючого типу (підводних човнах, ізолюючих протигазах та ін.)
Гідроксид NaОН; застаріла назва-їдкий натр, технічна назва - каустична сода (від лат. Caustic-їдкий, пекучий), одне з найсильніших підстав. Технічний продукт, крім NаОН, містить домішки (до 3% Ка 2 СОз і до 1,5% NaCl). Велика кількість NаОН йде на приготування електролітів для лужних акумуляторів, виробництво паперу, мила, фарб, целюлози, використовується для очищення нафти і масел.
З солей натрію застосування знаходять хромат Na 2 CrO 4 - у виробництві барвників, як протрава при фарбуванні тканин і дубитель у шкіряній промисловості; сульфіт Na 2 SO 3-компонент фіксажів і проявителей у фотографії; гідросульфіт NaHSO 3 - відбілювач тканин, природних волокон, застосовується для консервування плодів, овочів і рослинних кормів; тіосульфат Na 2 S 2 O 3 - для видалення хлору при відбілюванні тканин, як закріплювач у фотографії, протиотруту при отруєнні сполуками ртуті, миш'яку та ін, протизапальний засіб; хлорат NaClO 3 - окислювач у різних піротехнічних складах; трифосфат Na 5 P 3 O 10-добавка в синтетичні миючі засоби для пом'якшення води.
Натрій, NаОН і його розчини викликають важкі опіки шкіри і слизових оболонок.
Калій.
За зовнішнім виглядом і властивостями калій схожий на натрій, але більш реакційноздатні. Енергійно реагує з водою і викликає спалах водню. На повітрі згорає, утворюючи помаранчевий надпероксід КO 2. При кімнатній температурі реагує з галогенами, при помірному нагріванні - з воднем, сіркою. У вологому повітрі швидко покривається шаром КОН. Зберігають калій під шаром бензину або гасу.
Найбільше практичне застосування знаходять сполуки калію - гідроксид КОН, нітрат КNO 3 та карбонат До 2 СO 3.
Гідроксид калію КОН (технічна назва - їдке калі) - білі кристали, що розпливаються у вологому повітрі і поглинають вуглекислий газ (утворюються До 2 СO 3 та КНСO 3). Дуже добре розчиняється у воді з високим екзо-ефектом. Водний розчин - сильнощелочной.
Проводять гідроксид калію електролізом розчину КСl (аналогічно виробництву NаОН). Вихідний хлорид калію КСl отримують з природної сировини (мінерали сильвін КСlі карналіт КМgС1 3 • 6Н 2 0). Використовують КОН для синтезу різних солей калію, рідкого мила, барвників, як електроліт в акумуляторах.
Нітрат калію КNO 3 (мінерал калійна селітра) - білі кристали, дуже гіркі на смак, низкоплавкие {t пл = 339 ° С). Добре розчинний у воді (гідроліз відсутня). При нагріванні вище температури плавлення розкладається на нітрит калію КNO 2 і кисень O 2, виявляє сильні окислювальні властивості. Сірка і деревне вугілля спалахують при контакті з розплавом КNO 3, а суміш С + S вибухає (згоряння «чорного пороху»):
2КNO 3 + ЗС (вугілля) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S
Нітрат калію використовується у виробництві скла і мінеральних добрив.
Карбонат калію К 2 СO 3 (технічна назва - поташ) - білий гігроскопічний порошок. Дуже добре розчиняється у воді, сильно гідролізується за аніоном і створює лужне середовище в розчині. Використовується у виготовленні скла і мила.
Отримання До 2 СO 3 грунтується на реакціях:
До 2 SO 4 + Са (ОН) 2 + 2СO = 2К (НСОО) + СаSO 4
2К (НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2
Сульфат калію з природної сировини (мінерали каїніт КМg (SO 4) Сl • ДТ 2 0 і шеніт До 2 Мg (SO 4) 2 * 6Н 2 0) нагрівають з гашеним вапном Са (ОН) 2 в атмосфері СО (під тиском 15 атм ), отримують форміат калію К (НСОО), який прожарюють в струмі повітря.
Калій життєво важливий елемент для рослин і тварин. Калійні добрива - це солі калію, як природні, так і продукти їх переробки (КСl, К 2 SO 4, КNO 3); високий вміст солей калію в золі рослин.
Калій - дев'ятий за хімічною поширеності елемент у земній корі. Міститься тільки у зв'язаному вигляді в мінералах, морській воді (до 0,38 г іонів К + в 1 л), рослинах і живих організмах (усередині клітин). В організмі людини є = 175 г калію, добова потреба досягає ~ 4г. Радіоактивний ізотоп 40 К (домішка до переважному стабільному ізотопу 39 До) розпадається дуже повільно (період напіврозпаду 1 • 10 9 років), він, разом з ізотопами 238 U і 232 К, вносить великий внесок у геотермічний запас нашої планети (внутрішня теплота земних надр ).
Мідь.
Від (лат. Cuprum), Сu, хімічний елемент підгрупи 16 періодичної системи, атомний номер 29, атомна маса 63,546 належить до перехідних металів. Природна мідь представляє собою суміш нуклідів з масовими числами 63 (69,1%) та 65 (30,9%).
Поширеність у природі. Середній вміст міді в земній корі 4,7-10 ~ 3% за масою.
У земній корі мідь зустрічається як у вигляді самородків, так і у вигляді різних мінералів. Самородки міді, деколи значних розмірів, покриті зеленим чи блакитним нальотом і надзвичайно важкі у порівнянні з камінням; найбільший самородок масою близько 420 т був знайдений в США в районі Великих Озер (малюнок). Переважна частина міді присутній в гірських породах у вигляді сполук. Відомо понад 250 мінералів, що містять мідь. Промислове значення мають: халькопірит (мідний колчедан) СuFeS 2, ковеллін (мідний індиго) Сu 2 S, халькозин (мідний блиск) Сu 2 S, Купрій Сu 2 О, малахіт СuСОз * Сі (ОН) 2 і азурит 2СіСОз * Сі (ОН ) 2. Майже всі мінерали міді яскраво і красиво пофарбовані, наприклад халькопірит відливає золотом, мідний блиск має синювато-сталевий колір, азурит - густо синій зі скляним блиском, а шматочки ковеллін відливають всіма барвами веселки. Багато з мідних мінералів - виробні і дорогоцінні камені-самоцвіти; дуже високо цінуються малахіт і бірюза СuА1 6 (рo 4) 4 (ОН) 8 * 5Н 2 O. Найбільш великі родовища мідних руд знаходяться в Північній і Південній Америці (гл. обр. В США, Канаді, Чилі, Перу, Мексиці), Африці (Замбія, ПАР), Азії (Іран, Філіппіни, Японія). У Росії поклади мідних руд є на Уралі та Алтаї.
Мідні руди звичайно поліметалічні: крім міді вони містять Fe, Zn, Рb, Sn, Ni, Мо, Аu, Аg, SЕ, платинові метали та ін
Історична довідка. Мідь відома з незапам'ятних часів і входить в «чудову сімку» найдавніших металів, використовуваних людством, - це золото, срібло, мідь, залізо, олово, свинець і ртуть. За археологічними даними, мідь була відома людям уже 6000 років тому. Вона виявилася першим металом, який замінив стародавній людині камінь у первісних знаряддях праці. Це був початок т. зв. мідного віку, який тривав близько двох тисячоліть. З міді виковували, а потім і виплавляли сокири, ножі, булави, предмети домашнього ужитку. За переказами, античний бог-коваль Гефест викував для непереможного Ахілла щит з чистої міді. Камені для 147-метрової піраміди Хеопса також були видобуті і обтесано мідним інструментом.
Стародавні римляни вивозили мідну руду з острова Кіпр, звідси і походить латинська назва міді - «купрум». Російська назва «мідь», мабуть, пов'язано зі словом «РМЗС», що в давнину означало «металу».
У рудах, що видобуваються на Синайському півострові, іноді траплялися руди з домішкою олова, що призвело до відкриття сплаву міді з оловом-бронзи. Бронза виявилася більш легкоплавкой і твердої, ніж сама мідь. Відкриття бронзи поклало початок тривалому бронзового віку (4-1-е тисячоліття до н. Е..).
Властивості. Мідь - метал червоного кольору. Т.пл. 1083 "З, т. кип. 2567 ° С, щільність 8,92 г / см. Це пластичний ковкий метал, з нього можна прокатати листочки в 5 разів тонше цигаркового паперу. Мідь добре відбиває світло, прекрасно проводить тепло і електрика, поступаючись тільки сріблу.
Конфігурація зовнішніх електронних шарів атома міді 3d 10 4s 1 (D-елемент). Хоча мідь і лужні метали знаходяться в одній і тій же I групі, їх поведінку і властивості дуже різняться. З лужними металами мідь зближує тільки здатність утворювати одновалентні катіони. При утворенні сполук атом міді може втрачати не тільки зовнішній s-електрон, але один або два d-електрона попереднього шару, проявляючи при цьому більш високу ступінь окислення. Для міді ступінь окислення +2 більш характерна, ніж +1.
Металева мідь малоактивна, в сухому і чистому повітрі стабільна. У вологому повітрі, що містить СО 2, на її поверхні утворюється зеленувата плівка Сu (ОН) 2 * СuСОз, звана патиною. Патина надає виробам з міді та її сплавів красивий «стародавній» вигляд; суцільний наліт патини, крім того, захищає метал від подальшого руйнування. При нагріванні міді в чистому і сухому кисні відбувається утворення чорного оксиду Сіо; нагрівання вище 375 ° С призводить до червоного оксидом Сu 2 О. При нормальній температурі оксиди міді на повітрі стійкі.
В ряді напруг мідь варто правіше водню, і тому вона не витісняє водень з води і в безкисневих кислотах не. Розчинятися в кислотах мідь може тільки при її одночасному окисленні, наприклад у азотної кислоти або концентрованої сірчаної кислоти:
ЗСu + 8НNO 3 = ЗСu (NO 3) 2 + 2NО + 4Н 2 O
Сu + 2Н 2 S0 4 = СіSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Фтор, хлор і бром реагують з міддю, створюючи відповідні дігалогеніди, наприклад:
Сu + Сl 2 = СuСl 2
При взаємодії нагрітого порошку міді з йодом виходить йодид Сu (I), або моноіодід міді:
2Сu + I 2 = 2СuI
Мідь горить в парах сірки, утворюючи моносульфід СіS. З воднем при нормальних умовах не взаємодіє. Однак, якщо зразки міді містять микропримеси оксиду Сі 2 O, то в атмосфері, що містить водень, метан або оксид вуглецю, відбувається відновлення оксиду міді до металу:
Сu 2 O + Н 2 = 2Сu + Н 2 O
Сu 2 O + СО = 2Сu + СO 2
Випари води і СO 2 викликають появу тріщин, що різко погіршує механічні властивості металу («воднева хвороба»). Солі одновалентної міді - хлорид СuСl, сульфіт Сu 2 SOз, сульфід Сu 2 S і інші - як правило, погано розчиняються у воді. Для двухвалентной міді існують солі практично всіх відомих кислот; найбільш важливі з них - сульфат СuSO 4, хлорид СuСl 2, нітрат Сu (NОз) 2. Всі вони добре розчиняються у воді, а при виділенні з неї утворюють кристалогідрати, наприклад СuСl 2 * 2Н 2 O, Сі (NOз) 2 * 6Н 2 O, Сі80 4-5Н 2 0. Колір солей - від зеленого до синього, тому що іон Сu у воді гідратіруются і знаходиться у вигляді блакитного аква-іона [Сu (Н 2 O) 6] 2 +, який і визначає колір розчинів солей двухвалентной міді.
Одну з найважливіших солей міді - сульфат-отримують розчиненням металу в нагрітій розведеної сірчаної кислоти при продуванні повітря:
2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O
Безводний сульфат безбарвний; приєднуючи воду, він перетворюється в мідний купорос СuSO 4-5Н 2 O - блакитно-сині прозорі кристали. Завдяки властивості сульфату міді змінювати забарвлення при зволоженні його використовують для виявлення слідів води в спиртах, ефірах, бензинах та ін
При взаємодії солі двухвалентной міді з лугом утворюється об'ємний осад блакитного кольору - гідроксид Сu (ОН) 2. Він амфотерний: в концентрованій лугу розчиняється з утворенням солі, в якій мідь знаходиться у вигляді аніону, наприклад:
Сu (ОН) 2 + 2КОН = К 2 [Сu (ОН) 4]
На відміну від лужних металів, для міді характерна схильність до комплексоутворення - іони Сu і Сu 2 + у воді можуть утворювати комплексні іони з аніонами (Сl -, СN -), нейтральними молекулами (NH 3) і деякими органічними сполуками. Ці комплекси, як правило, яскраво забарвлені і добре розчиняються у воді.
Отримання і застосування. Ще в 19 ст. мідь виплавляли з руд, що містять не менше 15% металу. В даний час багаті мідні руди практично вичерпані, тому мідь гол. обр. отримують із сульфідних руд, що містять лише 1-7% міді. Виплавка металу - тривалий і багатоступеневий процес.
Після флотаційної обробки вихідної руди концентрат, що містить сульфіди заліза і міді, поміщають в міделиварний відбивні печі, що нагрівають до 1200 ° С. Концентрат плавиться, утворюючи т. з. штейн, що містить розплавлені мідь, залізо і сірку, а також тверді силікатні шлаки, що спливають на поверхню. У виплавленої штейні у вигляді СuS міститься близько 30% міді, решта - сульфід заліза і сірка. Наступна стадія - перетворення штейну у т. зв. чорнову мідь, яке здійснюють у горизонтальних конвертерних печах, що продуваються киснем. Спочатку окислюється FeS; для зв'язування получающегося оксиду заліза в конвертер додають кварц - при цьому утворюється легко відокремлюваний силікатний шлак. Потім окислюється СuS, перетворюючись на металеву мідь, і виділяється SO 2:
СuS + O 2 = Сu + SO 2
Після видалення повітрям SO 2 залишилася в конвертері чорнову мідь, що містить 97 - 99% міді, розливають у форми і потім піддають електролітичної очищенню. Для цього злитки чорнової міді, що мають форму товстих дощок, підвішують в електролізних ваннах, що містять розчин мідного купоросу з додаванням Н 2 SO 4. У тих же ваннах підвішені і тонкі аркуші чистої міді. Вони служать катодами, а виливки з чорнової міді - анодами. Під час проходження струму на аноді станься розчинення міді, а на катоді - її виділення:
Сu - 2е = Сu 2 +
Сu 2 + + 2е = Сu
Домішки, в тому числі срібло, золото, платина, випадають на дно ванни у вигляді ілообразной маси (шламу). Виділення з шламу благородних металів звичайно окупає весь цей енергоємний процес. Після такого рафінування отриманий метал містить 98-99% міді.
Мідь здавна застосовувалася в будівництві: стародавні єгиптяни будували мідні водопроводи; даху середньовічних замків і церков покривали листовою міддю, наприклад знаменитий королівський замок в Ельсінорі (Данія) покритий покрівельної міддю. З міді виготовляли монети і прикраси. Завдяки малому електричному опору мідь є головним металом електротехніки: більше половини всієї одержуваної міді йде на виробництво електричних проводів для високовольтних передач і слабкострумових кабелів. Навіть незначні домішки в міді призводять до підвищення її електричного опору і великих втрат електроенергії.
Висока теплопровідність і опір корозії дозволяють виготовляти з міді деталі теплообмінників, холодильників, вакуумних апаратів, трубопроводів для перекачування мастил і палив і пр. Широко використовують мідь і в гальванотехніці при нанесенні захисних покриттів на сталеві вироби. Так, наприклад, при нікелювання або хромуванні сталевих предметів на них попередньо осаджують мідь; в цьому випадку захисне покриття служить довше і ефективніше. Мідь використовують також у гальванопластики (тобто при тиражуванні виробів методом отримання їх дзеркального відображення), наприклад при виготовленні металевих матриць для друкування грошових купюр, відтворення скульптурних виробів.
Значна кількість міді витрачається на виготовлення сплавів, які вона утворює з багатьма металами. Основні сплави міді, як правило, діляться на три групи: бронзи (сплави з оловом і іншими металами, крім цинку і нікелю), латуні (сплави з цинком) і мідно-нікелеві сплави. Про бронзах і латунях в енциклопедії є окремі статті. Найбільш відомі мідно-нікелеві сплави - мельхіор, нейзильбер, константан, манганін; всі вони містять до 30-40% нікелю і різні легуючі добавки. Застосовують ці сплави в кораблебудуванні, для виготовлення деталей, що працюють при підвищеній температурі, в електротехнічних приладах, а також для побутових металевих виробів замість срібла (столові прилади).
Різноманітне застосування знаходили і знаходять сполуки міді. Оксид і сульфат двухвалентной міді застосовують для виготовлення деяких видів штучного волокна і для отримання інших сполук міді; СuО і Сu 2 О використовують для виробництва скла та емалей; Сu (NОз) 2 - ситцедрукуванні; СuСl 2 - компонент мінеральних фарб, каталізатор. Мінеральні фарби, що містять мідь, відомі з давніх-давен; так, аналіз давніх фресок Помпеї і настінного живопису на Русі показав, що до складу фарб входив основний ацетат міді Сu (OН) 2 * (СНзСОО) 2 Сu 2, він-то і служив яскраво- зеленою фарбою, званої на Русі ярь-мідянкою.
Мідь належить до числа т. зв. біоелементом, необхідних для нормального розвитку рослин і тварин. При відсутності або нестачі міді в рослинних тканинах зменшується вміст хлорофілу, листя жовтіє, рослини перестають плодоносити і можуть загинути. Тому багато солі міді входять до складу мідних добрив, наприклад мідний купорос, мідно-калійні добрива (мідний купорос в суміші з КСД). Солі міді, крім того, застосовують і для боротьби з хворобами рослин. Більше ста років для цього використовується бордоська рідина, що містить основний сульфат міді [Сu (OН) 2] зСuSО 4; отримують його по реакції:
4СuSO 4 + ЗСА (ОН) 2 = СuSO 4 * ЗСu (ОН) 2 + ЗСаSО 4
Драглистий осад цієї солі добре покриває листя і довго утримується на них, захищаючи рослину. Аналогічним властивістю володіють Сu 2 О, хлороксид міді ЗСu (ОН) 2 * СuСl 2, а також фосфат, борат і арсенат міді.
В організмі людини мідь входить до складу деяких ферментів і бере участь в процесах кровотворення і ферментативного окислення; середній вміст міді в крові людини-близько 0,001 мг / л. В організмах нижчих тварин міді набагато більше, наприклад гемоцианин - пігмент крові молюсків і ракоподібних - містить до 0,26% міді. Середній вміст міді в живих організмах - 2-10 - 4% за масою.
Для людини сполуки міді в більшості своїй токсичні. Незважаючи на те, що мідь входить до складу деяких фармацевтичних препаратів, попадання її в шлунок з водою або їжею у великих кількостях може викликати важкі отруєння. Люди, довго працівники виплавці міді і її сплавів, часто хворіють «мідної лихоманкою» - підвищується температура, виникають болі в області шлунка, знижується життєва активність легенів. Якщо солі міді потрапили в шлунок, до приходу лікаря необхідно терміново його промити і прийняти сечогінний засіб.
Висновок.
Метали служать основним конструкційним матеріалом у машинобудуванні та приладобудуванні. Всі вони володіють загальними так званими металевими властивостями, але кожен елемент проявляє їх відповідно до його положення в періодичній системі Д. І. Менделєєва, тобто відповідно до особливостей будови його атома.
Метали активно вступають у взаємодію з елементарними окислювачами з великою електронегативністю (галогени, кисень, сірка тощо) і тому при розгляді загальних властивостей металевих елементів необхідно враховувати їх хімічну активність по відношенню до неметалів, типи їх з'єднань і форми хімічного зв'язку, так як це визначає не лише металургійні процеси при їх отриманні, але і працездатність металів в умовах експлуатації.
Сьогодні, коли розвиток економіки йде великими темпами з'явилася потреба швидкомонтованих будовах, при цьому не потребують значних капіталовкладень. В основному це потрібно для будівництва торгових павільйонів, розважальних центрів, складів. Із застосуванням металоконструкцій такі будови тепер можна не тільки легко та швидко зводити, але і з тією ж легкістю розбирати коли закінчується орендний термін або для переїзду на інше місце. Більш того в такі легко зводяться будівлі не важко підвести комунікації, опалення, світло. Будинки з металоконструкцій витримують суворі умови природи не тільки за температурними режимами, але і що не мало важливо з сейсмологічної активності, там, де зводити цегляні будівлі не легко і не безпечно.
Той асортимент металоконструкцій, який пропонується сьогодні промисловістю легко транспортабельний, може підніматися будь-якими кранами. З'єднання і монтаж таких конструкцій може здійснюватися як за допомогою болтів, так і за допомогою зварювання. Поява легких металоконструкцій, які виготовляються і поставляються комплексно грають велику позитивну роль при будівництві громадських будівель в порівнянні з будівництвом будівель з залізобетону, і значно зменшує строки виконання робіт.
Список використаної літератури.
1. Хомченко Г.П. Посібник з хімії для вступників до вузів. - 3-е видання-М.: ТОВ «Видавництво Нова Хвиля», ЗАТ «Видавничий Дім ОНІКС», 1999.-464 с.
2. А. С. Єгорова. Хімія. Посібник для вступників у ВУЗи-2-е видання - Ростов н / Д: вид-во «Фенікс», 1999. - 768 с.
3. Фролов В.В. Хімія: Навчальний посібник для машинобудівних спеціальних вузів. - 3-е изд., Перераб. і доп. - М.: Вища школа, 1986.-543 с.
4. Лідін Р.А. Хімія. Для школярів старших класів і вступників у вузи: Теоретичні основи. Питання. Завдання. Тести: Учеб. Пособіе/2-е вид., Стереотип. - М.: Дрофа, 2002. - 576 с.
5. Ю. А. Золотов. Хімія. Шкільна енціклопедія.М.: - Дрофа, «Велика Російська енциклопедія»., 2003. - 872 с.
Гідроксид LiОН - серйозна причина (луг), його водні розчини руйнують скло, фарфор; стійкі до нього нікель, срібло і золото. LiОН застосовують як добавку до електроліту лужних акумуляторів, що підвищує термін їх служби в 2-3 рази і місткість на 20%. На основі LiОН і органічних кислот (особливо стеаринової і пальмітинової) виробляють морозо-і термостійкі пластичні мастила (літолу) для захисту металів від корозії в інтервалі температур від -40 до +130 "С.
Гідроксид літію використовують також як поглинач вуглекислого газу в протигазах, підводних човнах, літаках і космічних кораблях.
Отримання і застосування. Сировиною для отримання літію служать його солі, які витягують з мінералів. У залежності від складу мінерали розкладають сірчаною кислотою Н 2 SО 4 (кислотний метод) або спіканням з оксидом кальцію СаО і його карбонатом СаСОз (лужний спосіб), з сульфатом калію К 2 SО 4 (сольовий спосіб), з карбонатом кальцію і його хлоридом СаСl (лужно-сольовий спосіб). При кислотному методі отримують розчин сульфату Li 2 SО 4 [останній звільняють від домішок обробкою гідроксидом кальцію Са (ОН) 2 і содою Na 2 Co 3]. Спек, що утворюється при інших методах розкладання мінералів, витравлюють водою; при цьому при лужному методі в розчин переходить LiОН, при сольовому - Li 2 SO 4, за лужно-сольовому - LiCl. Всі ці методи, крім лужного, передбачають отримання готового продукту у вигляді карбонату Li 2 СО 3. який використовують безпосередньо або в якості джерела для синтезу інших з'єднань літію.
Металевий літій отримують електролізом розплавленої суміші LiCl та хлориду калію КСl або хлориду барію ВаСl 2 з подальшої очищенням від домішок.
Інтерес до літію величезний. Це пов'язано, перш за все, з тим, що він - джерело промислового отримання тритію (важкого нукліда водню), що є головною складовою частиною водневої бомби і основним пальним для термоядерних реакторів. Термоядерна реакція здійснюється між нуклідом 6 Li і нейтронами (нейтральними частинками з масовим числом 1); продукти реакції - тритій 3 Н і гелій 4 Не:
3 червень Li + 1 0 n = 3 1 H + 4 лютого He
Велика кількість літію використовується в металургії. Сплав магнію з 10% літію міцніше і легше самого магнію. Сплави алюмінію і літію - склерон і аерон, що містять всього 0,1% літію, крім легкості володіють високою міцністю, пластичністю, підвищеною стійкістю до корозії; їх застосовують в авіації. Добавка 0,04% літію до свинцево-кальцієвих підшипникових сплавів підвищує їхню твердість і зменшує коефіцієнт тертя.
Галогеніди та карбонат літію застосовують у виробництві оптичних, кислототривких і інших спеціальних стекол, а також термостійкого порцеляни та кераміки, різних глазурей і емалей.
Дрібні крихти літію викликають хімічні опіки вологою шкіри та очей. Солі літію дратують шкіру. При роботі з гідроксидом літію необхідно дотримуватися запобіжних заходів, як при роботі з гідроксидами натрію і калію.
Натрій.
Натрій (від араб, Натрун, грец. Нітрон-природна сода, хімічний елемент підгрупи Iа періодичної системи, атомний номер 11, атомна маса 22,98977; відноситься до лужних металів. У природі зустрічається у вигляді одного стабільного нукліда 23 Na.
Ще в давні часи були відомі сполуки натрію - кухонна сіль (хлорид натрію) NaСl, їдкий луг (гідроксид натрію) NaОН і сода (карбонат натрію) Na 2 СОз. Остання речовина стародавні греки називали «нітрон», звідси і походить сучасна назва металу - «натрій». Однак у Великобританії, США, Італії, Франції зберігається слово sodium (від іспанського слова «сода», що має те ж значення, що і по-російськи).
Вперше про отримання натрію (і калію) повідомив англійський хімік і фізик Г. Деві на зборах Королівського товариства в Лондоні в 1807 р. Йому вдалося розкласти дією електричного струму їдкі луги КОН і NaОН і виділити невідомі раніше метали володіють надзвичайними властивостями. Ці метали дуже швидко окислялись на повітрі, а на поверхні води плавали, виділяючи з неї водень.
Поширеність у природі. Натрії - один з найпоширеніших у природі елементів. Зміст його в земній корі 2,64% за масою. У гідросфері він міститься в виду розчинних солей у кількості близько 2,9% (при загальній концентрації солей в морській воді 3,5-3,7%). Наявність натрію встановлено в атмосфері Сонця і міжзоряному просторі. природі натрій знаходиться тільки у вигляді солей. Найважливіші мінерали - галіт (кам'яна сіль) NaCl, мірабіліт (глауберова сіль) Na 2 SO 4 * 10H 2 O, тенардіт Na 2 SO 4, челійская селітра NaNO 3, природні силікати, наприклад альбіт Na [AlSi 3 O 8], нефелін Na [AlSiO 4]
Росія виключно багата покладами кам'яної солі (наприклад, Соликамск, Усолье-Сибірське та ін), великі поклади мінералу трони в Сибіру.
Властивості. Натрій - сріблясто-білий легкоплавкий метал, т. пл. 97,86 ° С, т. кип. 883,15 ° С. Це один з найлегших металів - він легший за воду щільність 0,99 г / см 3 при 19,7 ° С). Натрій і його сполуки забарвлюють полум'я пальника у жовтий колір. Ця реакція так чутлива, що відкриває присутність найменших слідів натрію всюди (наприклад, в кімнатній або вуличної пилу).
Натрій - один з найбільш активних елементів періодичної системи. Зовнішній електронний шар атома натрію містить один електрон (конфігурація 3s 1, натрій - s-елемент). Свій єдиний валентний електрон натрій легко віддає і тому у своїх з'єднаннях завжди проявляє ступінь окислення +1.
На повітрі натрій активно окислюється, утворюючи в залежності від умов оксид Na 2 O або пероксид Na 2 O 2. Тому зберігають натрій під шаром гасу або мінерального масла. Енергійно реагує з водою, витісняючи водень:
2Na + Н 2 0 = 2NaОН + Н 2
Така реакція відбувається навіть з льодом при температурі -80 ° С, а з теплою водою або при поверхні контакту йде з вибухом (недарма кажуть: «Не хочете стати виродком-не кидайте натрій у воду»).
Натрій безпосередньо реагує з усіма неметалами: при 200 ° С починає поглинати водень, утворюючи досить гігроскопічний гідрид NaH; з азотом в електричному розряді дає нітрид Na 3 N або азид NaN 3; в атмосфері фтору запалюється; в хлорі горить при температурі; з бромом реагує лише при нагріванні:
2Na + Н 2 = 2NaН
6Na + N 2 = 2Na 3 N або 2Na + 3Na 2 = 2NaN 3
2Na + С1 2 = 2NaСl
При 800-900 ° С натрій з'єднується з вуглецем, утворюючи карбід Na 2 C 2; при розтиранні з сірої дає сульфід Na 2 S і суміш полісульфідів (Na 2 S 3 і Na 2 S 4)
Натрій легко розчиняється в рідкому аміаку, що виходить розчин синього кольору має металевою провідністю, з газоподібним аміаком при 300-400 "С або в присутності каталізатора при охолодженні до -30 С дає амід NaNH 2.
Натрій утворює з'єднання з іншими металами (інтерметаліди), наприклад з сріблом, золотом, кадмієм, свинцем, калієм і деякими іншими. Зі ртуттю дає амальгами NaHg 2, NaHg 4 та ін Найбільше значення мають рідкі амальгами, які утворюються при поступовому введенні натрію в ртуть, що знаходиться під шаром гасу або мінерального масла.
З розведеними кислотами натрій утворює солі.
Отримання і застосування. Основний метод отримання натрію - електроліз розплавленої кухонної солі. При цьому на аноді виділяється хлор, а на катоді - натрій. Для зменшення температури плавлення електроліту до повареної солі додають інші солі: КСl, NaF, СаСl 2. Електроліз проводять в електролізерах з діафрагмою; аноди виготовлені з графіту, катоди - з міді або заліза.
Натрій можна отримати електролізом розплаву гідроксиду NaОН, а невеликі кількості - розкладанням азиду NaN 3.
Металевий натрій використовують для відновлення чистих металів з їхніх сполук - калію (з КОН), титану (з TiCl 4) і ін Сплав натрію з калієм - теплоносій для ядерних реакторів, оскільки лужні метали погано поглинають нейтрони і тому не перешкоджають поділу ядер урану. Пари натрію, які мають яскраво-жовтим свіченням, використовують для наповнення газорозрядних ламп, що служать для освітлення автострад, пристаней, вокзалів тощо Натрій знаходить застосування в медицині: штучно отриманий нуклід 24 Na використовується для радіологічного лікування деяких форм лейкемії і в діагностичних цілях.
Значно більш обширно застосування сполук натрію.
Пероксид Na 2 O 2 - безбарвні кристали, технічний продукт жовтого кольору. При нагріванні до 311-400 ° С починає виділяти кисень, а при 540 ° С бурхливо розкладається. Сильний окислювач, завдяки чому застосовується для відбілювання тканин і інших матеріалів. На повітрі поглинає СО 2 », виділяючи кисень і утворюючи карбонат 2Na 2 O 2 +2 CO 2 = 2Na 2 Co 3 + O 2). На цій властивості засновано застосування Na 2 O 2 для регенерації повітря в закритих приміщеннях і дихальних приладах ізолюючого типу (підводних човнах, ізолюючих протигазах та ін.)
Гідроксид NaОН; застаріла назва-їдкий натр, технічна назва - каустична сода (від лат. Caustic-їдкий, пекучий), одне з найсильніших підстав. Технічний продукт, крім NаОН, містить домішки (до 3% Ка 2 СОз і до 1,5% NaCl). Велика кількість NаОН йде на приготування електролітів для лужних акумуляторів, виробництво паперу, мила, фарб, целюлози, використовується для очищення нафти і масел.
З солей натрію застосування знаходять хромат Na 2 CrO 4 - у виробництві барвників, як протрава при фарбуванні тканин і дубитель у шкіряній промисловості; сульфіт Na 2 SO 3-компонент фіксажів і проявителей у фотографії; гідросульфіт NaHSO 3 - відбілювач тканин, природних волокон, застосовується для консервування плодів, овочів і рослинних кормів; тіосульфат Na 2 S 2 O 3 - для видалення хлору при відбілюванні тканин, як закріплювач у фотографії, протиотруту при отруєнні сполуками ртуті, миш'яку та ін, протизапальний засіб; хлорат NaClO 3 - окислювач у різних піротехнічних складах; трифосфат Na 5 P 3 O 10-добавка в синтетичні миючі засоби для пом'якшення води.
Натрій, NаОН і його розчини викликають важкі опіки шкіри і слизових оболонок.
Калій.
За зовнішнім виглядом і властивостями калій схожий на натрій, але більш реакційноздатні. Енергійно реагує з водою і викликає спалах водню. На повітрі згорає, утворюючи помаранчевий надпероксід КO 2. При кімнатній температурі реагує з галогенами, при помірному нагріванні - з воднем, сіркою. У вологому повітрі швидко покривається шаром КОН. Зберігають калій під шаром бензину або гасу.
Найбільше практичне застосування знаходять сполуки калію - гідроксид КОН, нітрат КNO 3 та карбонат До 2 СO 3.
Гідроксид калію КОН (технічна назва - їдке калі) - білі кристали, що розпливаються у вологому повітрі і поглинають вуглекислий газ (утворюються До 2 СO 3 та КНСO 3). Дуже добре розчиняється у воді з високим екзо-ефектом. Водний розчин - сильнощелочной.
Проводять гідроксид калію електролізом розчину КСl (аналогічно виробництву NаОН). Вихідний хлорид калію КСl отримують з природної сировини (мінерали сильвін КСlі карналіт КМgС1 3 • 6Н 2 0). Використовують КОН для синтезу різних солей калію, рідкого мила, барвників, як електроліт в акумуляторах.
Нітрат калію КNO 3 (мінерал калійна селітра) - білі кристали, дуже гіркі на смак, низкоплавкие {t пл = 339 ° С). Добре розчинний у воді (гідроліз відсутня). При нагріванні вище температури плавлення розкладається на нітрит калію КNO 2 і кисень O 2, виявляє сильні окислювальні властивості. Сірка і деревне вугілля спалахують при контакті з розплавом КNO 3, а суміш С + S вибухає (згоряння «чорного пороху»):
2КNO 3 + ЗС (вугілля) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S
Нітрат калію використовується у виробництві скла і мінеральних добрив.
Карбонат калію К 2 СO 3 (технічна назва - поташ) - білий гігроскопічний порошок. Дуже добре розчиняється у воді, сильно гідролізується за аніоном і створює лужне середовище в розчині. Використовується у виготовленні скла і мила.
Отримання До 2 СO 3 грунтується на реакціях:
До 2 SO 4 + Са (ОН) 2 + 2СO = 2К (НСОО) + СаSO 4
2К (НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2
Сульфат калію з природної сировини (мінерали каїніт КМg (SO 4) Сl • ДТ 2 0 і шеніт До 2 Мg (SO 4) 2 * 6Н 2 0) нагрівають з гашеним вапном Са (ОН) 2 в атмосфері СО (під тиском 15 атм ), отримують форміат калію К (НСОО), який прожарюють в струмі повітря.
Калій життєво важливий елемент для рослин і тварин. Калійні добрива - це солі калію, як природні, так і продукти їх переробки (КСl, К 2 SO 4, КNO 3); високий вміст солей калію в золі рослин.
Калій - дев'ятий за хімічною поширеності елемент у земній корі. Міститься тільки у зв'язаному вигляді в мінералах, морській воді (до 0,38 г іонів К + в 1 л), рослинах і живих організмах (усередині клітин). В організмі людини є = 175 г калію, добова потреба досягає ~ 4г. Радіоактивний ізотоп 40 К (домішка до переважному стабільному ізотопу 39 До) розпадається дуже повільно (період напіврозпаду 1 • 10 9 років), він, разом з ізотопами 238 U і 232 К, вносить великий внесок у геотермічний запас нашої планети (внутрішня теплота земних надр ).
Мідь.
Від (лат. Cuprum), Сu, хімічний елемент підгрупи 16 періодичної системи, атомний номер 29, атомна маса 63,546 належить до перехідних металів. Природна мідь представляє собою суміш нуклідів з масовими числами 63 (69,1%) та 65 (30,9%).
Поширеність у природі. Середній вміст міді в земній корі 4,7-10 ~ 3% за масою.
У земній корі мідь зустрічається як у вигляді самородків, так і у вигляді різних мінералів. Самородки міді, деколи значних розмірів, покриті зеленим чи блакитним нальотом і надзвичайно важкі у порівнянні з камінням; найбільший самородок масою близько 420 т був знайдений в США в районі Великих Озер (малюнок). Переважна частина міді присутній в гірських породах у вигляді сполук. Відомо понад 250 мінералів, що містять мідь. Промислове значення мають: халькопірит (мідний колчедан) СuFeS 2, ковеллін (мідний індиго) Сu 2 S, халькозин (мідний блиск) Сu 2 S, Купрій Сu 2 О, малахіт СuСОз * Сі (ОН) 2 і азурит 2СіСОз * Сі (ОН ) 2. Майже всі мінерали міді яскраво і красиво пофарбовані, наприклад халькопірит відливає золотом, мідний блиск має синювато-сталевий колір, азурит - густо синій зі скляним блиском, а шматочки ковеллін відливають всіма барвами веселки. Багато з мідних мінералів - виробні і дорогоцінні камені-самоцвіти; дуже високо цінуються малахіт і бірюза СuА1 6 (рo 4) 4 (ОН) 8 * 5Н 2 O. Найбільш великі родовища мідних руд знаходяться в Північній і Південній Америці (гл. обр. В США, Канаді, Чилі, Перу, Мексиці), Африці (Замбія, ПАР), Азії (Іран, Філіппіни, Японія). У Росії поклади мідних руд є на Уралі та Алтаї.
Мідні руди звичайно поліметалічні: крім міді вони містять Fe, Zn, Рb, Sn, Ni, Мо, Аu, Аg, SЕ, платинові метали та ін
Історична довідка. Мідь відома з незапам'ятних часів і входить в «чудову сімку» найдавніших металів, використовуваних людством, - це золото, срібло, мідь, залізо, олово, свинець і ртуть. За археологічними даними, мідь була відома людям уже 6000 років тому. Вона виявилася першим металом, який замінив стародавній людині камінь у первісних знаряддях праці. Це був початок т. зв. мідного віку, який тривав близько двох тисячоліть. З міді виковували, а потім і виплавляли сокири, ножі, булави, предмети домашнього ужитку. За переказами, античний бог-коваль Гефест викував для непереможного Ахілла щит з чистої міді. Камені для 147-метрової піраміди Хеопса також були видобуті і обтесано мідним інструментом.
Стародавні римляни вивозили мідну руду з острова Кіпр, звідси і походить латинська назва міді - «купрум». Російська назва «мідь», мабуть, пов'язано зі словом «РМЗС», що в давнину означало «металу».
У рудах, що видобуваються на Синайському півострові, іноді траплялися руди з домішкою олова, що призвело до відкриття сплаву міді з оловом-бронзи. Бронза виявилася більш легкоплавкой і твердої, ніж сама мідь. Відкриття бронзи поклало початок тривалому бронзового віку (4-1-е тисячоліття до н. Е..).
Властивості. Мідь - метал червоного кольору. Т.пл. 1083 "З, т. кип. 2567 ° С, щільність 8,92 г / см. Це пластичний ковкий метал, з нього можна прокатати листочки в 5 разів тонше цигаркового паперу. Мідь добре відбиває світло, прекрасно проводить тепло і електрика, поступаючись тільки сріблу.
Конфігурація зовнішніх електронних шарів атома міді 3d 10 4s 1 (D-елемент). Хоча мідь і лужні метали знаходяться в одній і тій же I групі, їх поведінку і властивості дуже різняться. З лужними металами мідь зближує тільки здатність утворювати одновалентні катіони. При утворенні сполук атом міді може втрачати не тільки зовнішній s-електрон, але один або два d-електрона попереднього шару, проявляючи при цьому більш високу ступінь окислення. Для міді ступінь окислення +2 більш характерна, ніж +1.
Металева мідь малоактивна, в сухому і чистому повітрі стабільна. У вологому повітрі, що містить СО 2, на її поверхні утворюється зеленувата плівка Сu (ОН) 2 * СuСОз, звана патиною. Патина надає виробам з міді та її сплавів красивий «стародавній» вигляд; суцільний наліт патини, крім того, захищає метал від подальшого руйнування. При нагріванні міді в чистому і сухому кисні відбувається утворення чорного оксиду Сіо; нагрівання вище 375 ° С призводить до червоного оксидом Сu 2 О. При нормальній температурі оксиди міді на повітрі стійкі.
В ряді напруг мідь варто правіше водню, і тому вона не витісняє водень з води і в безкисневих кислотах не. Розчинятися в кислотах мідь може тільки при її одночасному окисленні, наприклад у азотної кислоти або концентрованої сірчаної кислоти:
ЗСu + 8НNO 3 = ЗСu (NO 3) 2 + 2NО + 4Н 2 O
Сu + 2Н 2 S0 4 = СіSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O
Фтор, хлор і бром реагують з міддю, створюючи відповідні дігалогеніди, наприклад:
Сu + Сl 2 = СuСl 2
При взаємодії нагрітого порошку міді з йодом виходить йодид Сu (I), або моноіодід міді:
2Сu + I 2 = 2СuI
Мідь горить в парах сірки, утворюючи моносульфід СіS. З воднем при нормальних умовах не взаємодіє. Однак, якщо зразки міді містять микропримеси оксиду Сі 2 O, то в атмосфері, що містить водень, метан або оксид вуглецю, відбувається відновлення оксиду міді до металу:
Сu 2 O + Н 2 = 2Сu + Н 2 O
Сu 2 O + СО = 2Сu + СO 2
Випари води і СO 2 викликають появу тріщин, що різко погіршує механічні властивості металу («воднева хвороба»). Солі одновалентної міді - хлорид СuСl, сульфіт Сu 2 SOз, сульфід Сu 2 S і інші - як правило, погано розчиняються у воді. Для двухвалентной міді існують солі практично всіх відомих кислот; найбільш важливі з них - сульфат СuSO 4, хлорид СuСl 2, нітрат Сu (NОз) 2. Всі вони добре розчиняються у воді, а при виділенні з неї утворюють кристалогідрати, наприклад СuСl 2 * 2Н 2 O, Сі (NOз) 2 * 6Н 2 O, Сі80 4-5Н 2 0. Колір солей - від зеленого до синього, тому що іон Сu у воді гідратіруются і знаходиться у вигляді блакитного аква-іона [Сu (Н 2 O) 6] 2 +, який і визначає колір розчинів солей двухвалентной міді.
Одну з найважливіших солей міді - сульфат-отримують розчиненням металу в нагрітій розведеної сірчаної кислоти при продуванні повітря:
2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O
Безводний сульфат безбарвний; приєднуючи воду, він перетворюється в мідний купорос СuSO 4-5Н 2 O - блакитно-сині прозорі кристали. Завдяки властивості сульфату міді змінювати забарвлення при зволоженні його використовують для виявлення слідів води в спиртах, ефірах, бензинах та ін
При взаємодії солі двухвалентной міді з лугом утворюється об'ємний осад блакитного кольору - гідроксид Сu (ОН) 2. Він амфотерний: в концентрованій лугу розчиняється з утворенням солі, в якій мідь знаходиться у вигляді аніону, наприклад:
Сu (ОН) 2 + 2КОН = К 2 [Сu (ОН) 4]
На відміну від лужних металів, для міді характерна схильність до комплексоутворення - іони Сu і Сu 2 + у воді можуть утворювати комплексні іони з аніонами (Сl -, СN -), нейтральними молекулами (NH 3) і деякими органічними сполуками. Ці комплекси, як правило, яскраво забарвлені і добре розчиняються у воді.
Отримання і застосування. Ще в 19 ст. мідь виплавляли з руд, що містять не менше 15% металу. В даний час багаті мідні руди практично вичерпані, тому мідь гол. обр. отримують із сульфідних руд, що містять лише 1-7% міді. Виплавка металу - тривалий і багатоступеневий процес.
Після флотаційної обробки вихідної руди концентрат, що містить сульфіди заліза і міді, поміщають в міделиварний відбивні печі, що нагрівають до 1200 ° С. Концентрат плавиться, утворюючи т. з. штейн, що містить розплавлені мідь, залізо і сірку, а також тверді силікатні шлаки, що спливають на поверхню. У виплавленої штейні у вигляді СuS міститься близько 30% міді, решта - сульфід заліза і сірка. Наступна стадія - перетворення штейну у т. зв. чорнову мідь, яке здійснюють у горизонтальних конвертерних печах, що продуваються киснем. Спочатку окислюється FeS; для зв'язування получающегося оксиду заліза в конвертер додають кварц - при цьому утворюється легко відокремлюваний силікатний шлак. Потім окислюється СuS, перетворюючись на металеву мідь, і виділяється SO 2:
СuS + O 2 = Сu + SO 2
Після видалення повітрям SO 2 залишилася в конвертері чорнову мідь, що містить 97 - 99% міді, розливають у форми і потім піддають електролітичної очищенню. Для цього злитки чорнової міді, що мають форму товстих дощок, підвішують в електролізних ваннах, що містять розчин мідного купоросу з додаванням Н 2 SO 4. У тих же ваннах підвішені і тонкі аркуші чистої міді. Вони служать катодами, а виливки з чорнової міді - анодами. Під час проходження струму на аноді станься розчинення міді, а на катоді - її виділення:
Сu - 2е = Сu 2 +
Сu 2 + + 2е = Сu
Домішки, в тому числі срібло, золото, платина, випадають на дно ванни у вигляді ілообразной маси (шламу). Виділення з шламу благородних металів звичайно окупає весь цей енергоємний процес. Після такого рафінування отриманий метал містить 98-99% міді.
Мідь здавна застосовувалася в будівництві: стародавні єгиптяни будували мідні водопроводи; даху середньовічних замків і церков покривали листовою міддю, наприклад знаменитий королівський замок в Ельсінорі (Данія) покритий покрівельної міддю. З міді виготовляли монети і прикраси. Завдяки малому електричному опору мідь є головним металом електротехніки: більше половини всієї одержуваної міді йде на виробництво електричних проводів для високовольтних передач і слабкострумових кабелів. Навіть незначні домішки в міді призводять до підвищення її електричного опору і великих втрат електроенергії.
Висока теплопровідність і опір корозії дозволяють виготовляти з міді деталі теплообмінників, холодильників, вакуумних апаратів, трубопроводів для перекачування мастил і палив і пр. Широко використовують мідь і в гальванотехніці при нанесенні захисних покриттів на сталеві вироби. Так, наприклад, при нікелювання або хромуванні сталевих предметів на них попередньо осаджують мідь; в цьому випадку захисне покриття служить довше і ефективніше. Мідь використовують також у гальванопластики (тобто при тиражуванні виробів методом отримання їх дзеркального відображення), наприклад при виготовленні металевих матриць для друкування грошових купюр, відтворення скульптурних виробів.
Значна кількість міді витрачається на виготовлення сплавів, які вона утворює з багатьма металами. Основні сплави міді, як правило, діляться на три групи: бронзи (сплави з оловом і іншими металами, крім цинку і нікелю), латуні (сплави з цинком) і мідно-нікелеві сплави. Про бронзах і латунях в енциклопедії є окремі статті. Найбільш відомі мідно-нікелеві сплави - мельхіор, нейзильбер, константан, манганін; всі вони містять до 30-40% нікелю і різні легуючі добавки. Застосовують ці сплави в кораблебудуванні, для виготовлення деталей, що працюють при підвищеній температурі, в електротехнічних приладах, а також для побутових металевих виробів замість срібла (столові прилади).
Різноманітне застосування знаходили і знаходять сполуки міді. Оксид і сульфат двухвалентной міді застосовують для виготовлення деяких видів штучного волокна і для отримання інших сполук міді; СuО і Сu 2 О використовують для виробництва скла та емалей; Сu (NОз) 2 - ситцедрукуванні; СuСl 2 - компонент мінеральних фарб, каталізатор. Мінеральні фарби, що містять мідь, відомі з давніх-давен; так, аналіз давніх фресок Помпеї і настінного живопису на Русі показав, що до складу фарб входив основний ацетат міді Сu (OН) 2 * (СНзСОО) 2 Сu 2, він-то і служив яскраво- зеленою фарбою, званої на Русі ярь-мідянкою.
Мідь належить до числа т. зв. біоелементом, необхідних для нормального розвитку рослин і тварин. При відсутності або нестачі міді в рослинних тканинах зменшується вміст хлорофілу, листя жовтіє, рослини перестають плодоносити і можуть загинути. Тому багато солі міді входять до складу мідних добрив, наприклад мідний купорос, мідно-калійні добрива (мідний купорос в суміші з КСД). Солі міді, крім того, застосовують і для боротьби з хворобами рослин. Більше ста років для цього використовується бордоська рідина, що містить основний сульфат міді [Сu (OН) 2] зСuSО 4; отримують його по реакції:
4СuSO 4 + ЗСА (ОН) 2 = СuSO 4 * ЗСu (ОН) 2 + ЗСаSО 4
Драглистий осад цієї солі добре покриває листя і довго утримується на них, захищаючи рослину. Аналогічним властивістю володіють Сu 2 О, хлороксид міді ЗСu (ОН) 2 * СuСl 2, а також фосфат, борат і арсенат міді.
В організмі людини мідь входить до складу деяких ферментів і бере участь в процесах кровотворення і ферментативного окислення; середній вміст міді в крові людини-близько 0,001 мг / л. В організмах нижчих тварин міді набагато більше, наприклад гемоцианин - пігмент крові молюсків і ракоподібних - містить до 0,26% міді. Середній вміст міді в живих організмах - 2-10 - 4% за масою.
Для людини сполуки міді в більшості своїй токсичні. Незважаючи на те, що мідь входить до складу деяких фармацевтичних препаратів, попадання її в шлунок з водою або їжею у великих кількостях може викликати важкі отруєння. Люди, довго працівники виплавці міді і її сплавів, часто хворіють «мідної лихоманкою» - підвищується температура, виникають болі в області шлунка, знижується життєва активність легенів. Якщо солі міді потрапили в шлунок, до приходу лікаря необхідно терміново його промити і прийняти сечогінний засіб.
Висновок.
Метали служать основним конструкційним матеріалом у машинобудуванні та приладобудуванні. Всі вони володіють загальними так званими металевими властивостями, але кожен елемент проявляє їх відповідно до його положення в періодичній системі Д. І. Менделєєва, тобто відповідно до особливостей будови його атома.
Метали активно вступають у взаємодію з елементарними окислювачами з великою електронегативністю (галогени, кисень, сірка тощо) і тому при розгляді загальних властивостей металевих елементів необхідно враховувати їх хімічну активність по відношенню до неметалів, типи їх з'єднань і форми хімічного зв'язку, так як це визначає не лише металургійні процеси при їх отриманні, але і працездатність металів в умовах експлуатації.
Сьогодні, коли розвиток економіки йде великими темпами з'явилася потреба швидкомонтованих будовах, при цьому не потребують значних капіталовкладень. В основному це потрібно для будівництва торгових павільйонів, розважальних центрів, складів. Із застосуванням металоконструкцій такі будови тепер можна не тільки легко та швидко зводити, але і з тією ж легкістю розбирати коли закінчується орендний термін або для переїзду на інше місце. Більш того в такі легко зводяться будівлі не важко підвести комунікації, опалення, світло. Будинки з металоконструкцій витримують суворі умови природи не тільки за температурними режимами, але і що не мало важливо з сейсмологічної активності, там, де зводити цегляні будівлі не легко і не безпечно.
Той асортимент металоконструкцій, який пропонується сьогодні промисловістю легко транспортабельний, може підніматися будь-якими кранами. З'єднання і монтаж таких конструкцій може здійснюватися як за допомогою болтів, так і за допомогою зварювання. Поява легких металоконструкцій, які виготовляються і поставляються комплексно грають велику позитивну роль при будівництві громадських будівель в порівнянні з будівництвом будівель з залізобетону, і значно зменшує строки виконання робіт.
Список використаної літератури.
1. Хомченко Г.П. Посібник з хімії для вступників до вузів. - 3-е видання-М.: ТОВ «Видавництво Нова Хвиля», ЗАТ «Видавничий Дім ОНІКС», 1999.-464 с.
2. А. С. Єгорова. Хімія. Посібник для вступників у ВУЗи-2-е видання - Ростов н / Д: вид-во «Фенікс», 1999. - 768 с.
3. Фролов В.В. Хімія: Навчальний посібник для машинобудівних спеціальних вузів. - 3-е изд., Перераб. і доп. - М.: Вища школа, 1986.-543 с.
4. Лідін Р.А. Хімія. Для школярів старших класів і вступників у вузи: Теоретичні основи. Питання. Завдання. Тести: Учеб. Пособіе/2-е вид., Стереотип. - М.: Дрофа, 2002. - 576 с.
5. Ю. А. Золотов. Хімія. Шкільна енціклопедія.М.: - Дрофа, «Велика Російська енциклопедія»., 2003. - 872 с.