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 і інше визначення металів - це хімічні елементи, які характеризуються здатністю 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 становищем у періодичній системі хімічних елементів - хімічна класифікація.
Якщо в «довгому» варіанті періодичної таблиці провести пряму лінію через елементи бор і астат, то ліворуч від цієї лінії розташуються метали, а праворуч від неї - неметали.
З точки зору будови атома метали поділяють 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 неперехідним металів відносять 22 елементи 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 ставляться 14 лантаноїдів (Се, Р r, Nd, Р m, Sm, Е u, Gd, Т b, D в, Але, Ег, Т m, У b, Lu) і 14 актиноїдів (Т h, Ра, U, Np, Р u, А m, С m, В k, С f, Е s, Fm, М d, No, Lr).
Серед перехідних металів виділяють також рідкоземельні метали (Sc, Y, La і лантаноїди), платинові метали (Ru, Rh, Pd, О s, Ir, Р t), трансуранові метали (N р 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, М g, Т i тощо) і важкі метали (М n, F е, З, Ni, С u, Zn, С d, Hg, Sn, Р b та ін), а також групи тугоплавких (Т i, Zr, Hf, V, N b, Та, З r, Мо, W, R е), дорогоцінних (А g, А u, платинові метали) і радіоактивних (U, Т h, N р , Р u тощо) металів. У геохімії виділяють також розпорошені (Ga, Ge, Hf, Re тощо) і рідкі (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re та 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 опанував металами раніше, ніж писемність. Розкопуючи стародавні поселення, археологи знаходять знаряддя праці та полювання, якими користувався людина в ті далекі часи, - ножі, сокири, наконечники для стріл, голки, рибальські гачки і багато іншого. Чим древнє поселення, тим грубіше й 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 з золота і срібла і наконечники стріл і копій з міді.
Грецьке слово «металлон» спочатку означало копальні, рудники, звідси і відбувся термін «метал». У 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 алхімічних уявленнями, метали зароджувалися в земних надрах під впливом променів планет і поступово удосконалювалися, перетворюючись на золото.
Людина спочатку опанував самородними металами - золотом, сріблом, ртуттю. Першим штучно отриманими 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 гірничій справі і металургії» - 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 по хімії дав список простих речовин, в який включив всі 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 і 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 та хімічні властивості металів.
Всі метали - тверді речовини (крім ртуті, яка при звичайних умовах рідка), вони відрізняються від неметалів особливим видом зв'язку (металевий зв'язок). Валентні електрони слабо 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, зв'язують їх у компактне тіло.
Всі метали мають високу електричну провідність (тобто вони провідники на відміну від неметалів-діелектриків), особливо мідь, срібло, золото, ртуть і алюміній; висока і теплопровідність металів. Відмітною властивістю багатьох металів є їх пластичність (Ковкість), 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 металів, 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 загальне хімічне властивість.
Очевидно, метали як відновники будуть вступати в реакції з різними окислювачами, серед яких можуть бути прості речовини, кислоти, солі менш активних металів і деякі інші з'єднання. Сполуки металів з галогенами називаються галогенидами, з сірою - сульфідами, з азотом - нитридами, з фосфором - фосфіду, з вуглецем - карбідами, з кремнієм - силіцидів, з бором - боридами, 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 і 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, В i, З, F е, Mg, і Nb, а в концентрованої азотної кислоти - метали А l, Ве, В i, З, Сг, F е, Nb, N i, Р b, Т h і U.
Чим лівіше розташований метал у цьому ряду, тим більшими відновними властивостями він володіє, т. е. 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 - неокислителях 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 хлороводородной кислотою, оскільки воно коштує в ряді напруг правіше (після) водню. Аналогічно ведуть себе метали в розведеною сірчаної кислоти. Метали, які стоять у ряді напруг після водню, називають благородними (Ag, Pt, Au та ін)
Небажаним хімічною властивістю металів є їх електрохімічна корозія, т. е. 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 F е, і іншим металом, наприклад Sn або Cu, поміщеними в воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів іде від активнішого металу, що стоїть лівіше в ряду напруг (F е), 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 при їх сплавці; так, покриття заліза хромом або виготовлення сплавів заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо і сталі, що містять хром (нержавіючі сталі), мають високу корозійну стійкість.
Загальні способи отримання металів:
- Електрометалургія, т. е. отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів їх солей;
- Пірометалургія, т. е. відновлення металів з їхніх руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза за допомогою доменного процесу);
- Гідрометалургія, т. е. виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину З uSO 4 витісненням цинком, залізом
або алюмінієм).
У природі метали зустрічаються іноді у вільному вигляді, наприклад самородні 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 I а періодичної системи, атомний номер 3, атомна маса 6, 941; відноситься до лужних металів.
Вміст літію в земній корі 6,5-10 -3% по масі. 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 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), т. к. 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 луги, літієм. У 1818 р. англійський хімік і фізик Г. Деві отримав літій електролізом гідроксиду Li ОН.
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 дуже чутливим методом користуються в якісному аналізі для виявлення літію.
Конфігурація зовнішнього електронного шару атома літію 2 s 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, а й з води. Однак багато хімічних реакцій 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 Li ВІН 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): 6 Li + N 2 = 2 Li 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 Li Н, при взаємодії з водою - гідроксид Li ОН, з розведеними кислотами - солі літію, з аміаком - амід LiN Н 2, наприклад:
2 Li + Н 2 = 2 Li Н
2 Li + 2Н 2 O = 2 Li ОН + Н 2
2 Li + 2Н F = 2 LiF + Н 2
2 Li + 2 NH 3 = 2 LiNH 2 + Н 2
Гідрид Li Н - безбарвні кристали; застосовується в різних областях хімії як відновник. При взаємодії з водою виділяє велику кількість водню (з 1 кг Li Н отримують 2820 л Н 2):
Li Н + Н 2 O = Li ОН + Н 2
Це дозволяє використовувати Li Н як джерело водню для наповнення аеростатів і рятувального спорядження (надувних човнів, поясів тощо), а також як своєрідний «склад» для зберігання і транспортування вогненебезпечної водню (при цьому необхідно охороняти Li Н від найменших слідів вологи).
Широко застосовують в органічному синтезі змішані гідриди літію, наприклад літій-алюмогідрід LiAlH 4 - селективний відновник. Його отримують взаємодією Li Н з хлоридом алюмінію А1С1з
Гідроксид Li ОН - сильне підставу (луг), його водні розчини руйнують скло, фарфор; стійкі до нього нікель, срібло і золото. Li ОН застосовують як добавку до електроліту лужних акумуляторів, що підвищує термін їх служби в 2-3 рази і ємність на 20%. На основі Li ОН і органічних кислот (особливо стеаринової і пальмітинової) виробляють морозо-і термостійкі пластичні мастила (літол) 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. Залежно від складу мінерали розкладають сірчаною кислотою Н 2 S О 4 (кислотний метод) або спіканням з оксидом кальцію СаО і його карбонатом СаСОз (лужний спосіб), з сульфатом калію К 2 S О 4 (сольовий спосіб), з карбонатом кальцію і його хлоридом Сас l (лужно-сольовий спосіб). При кислотному методі отримують розчин сульфату Li 2 S О 4 [останній звільняють від домішок обробкою гідроксидом кальцію Са (ОН) 2 та содою Na 2 Co 3]. Спік, що утворюється при інших методах розкладання мінералів, витравлюють водою, при цьому при лужному методі в розчин переходить Li ОН, при сольовому - Li 2 SO 4, при 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 сполук літію.
Металевий літій отримують електролізом розплавленої суміші LiCl і хлориду калію КС l або хлориду барію Вас l 2 з подальшої очищенням від домішок.
Інтерес до літію величезний. Це пов'язано, насамперед, з тим, що він - джерело промислового отримання тритію (важкого водню нукліда), що є головною складовою частиною водневої бомби і основним пальним для термоядерних реакторів. Термоядерна реакція здійснюється між нуклідом 6 Li та 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 лише 0,1% літію, крім легкості володіють високою міцністю, пластичністю, підвищеною стійкістю до корозії, їх застосовують в авіації. Добавка 0,04% літію до свинцево-кальцієві підшипниковий 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 поливи і емалей.
Дрібні крихти літію викликають хімічні опіки вологої 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 I а 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) Na З l, їдкий луг (гідроксид натрію) Na ОН і сода (карбонат натрію) Na 2 СОз. Останнє речовина древні 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 Na ОН 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 в 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 (глауберової сіль) Na 2 SO 4 * 10 H 2 O, Тенардье 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, Усольє-Сибірське тощо), великі поклади мінералу трони в Сибіру.
Властивості. Натрій - сріблясто-білий метал легкоплавкий, т. пл. 97,86 ° С, т. кип. 883,15 ° С. Це один з найлегших металів - він легше води 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 вуличному пилу).
Натрій - один з найбільш активних елементів періодичної системи. Зовнішній електронний шар атома натрію містить один електрон (конфігурації 3 s 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 під шаром гасу натрій або мінерального масла. Енергійно реагує з водою, витісняючи водень:
2 Na + Н 2 0 = 2 Na ОН + 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 в 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:
2 Na + Н 2 = 2 Na Н
6Na + N 2 = 2Na 3 N або 2Na + 3Na 2 = 2NaN 3
2 Na + С1 2 = 2 Na З l
При 800-900 ° С натрій з'єднується з вуглецем, утворюючи карбід Na 2 C 2; при розтиранні з сіркою 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 мінеральної 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 кухонної солі додають інші солі: КС l, NaF, Сас l 2. Електроліз проводять в електролізерах з діафрагмою; аноди виготовлені з графіту, катоди - з міді або заліза.
Натрій можна отримати електролізом розплаву гідроксиду Na ОН, 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 світінням, 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 2 Na 2 O 2 +2 CO 2 = 2 Na 2 Co 3 + O 2). На цій властивості грунтується застосування Na 2 O 2 для регенерації повітря в закритих приміщеннях і дихальних приладах ізолюючого типу (підводних човнах, ізолюючих протигазах та ін.)
Гідроксид Na ОН; застаріла назва-їдкий натр, технічна назва - каустична сода (від лат. Caustic - їдкий, пекучий), одне з найсильніших підстав. Технічний продукт, крім N АВН, містить домішки (до 3% ка 2 СОз і до 1,5% NaCl). Велика кількість N АВН 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, протиотрута при отруєнні сполуками ртуті, миш'яку та ін, протизапальний засіб; хлорат NaClO 3 - окислювач в різних піротехнічних складах; трифосфат Na 5 P 3 O 10-добавка в синтетичні миючі засоби для пом'якшення води.
Натрій, N АВН 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 До O 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 До NO 3 і карбонат К 2 З O 3.
Гідроксид калію КОН (технічна назва - їдкий калій) - білі кристали, що розпливаються у вологому повітрі і поглинають вуглекислий газ (утворюються К 2 З O 3 та КНС O 3). Дуже добре розчиняється у воді з високим екзо-ефектом. Водний розчин - сильнощелочной.
Проводять гідроксид калію електроліз розчину КС l (аналогічно виробництву N АВН). Оригінальний хлорид калію КС l отримують з природної сировини (мінерали сильвін КС l і карналіт КМ g С1 3 • 6Н 2 0). Використовують КОН для синтезу різних солей калію, рідкого мила, барвників, як електроліт в акумуляторах.
Нітрат калію До NO 3 (мінерал калійна селітра) - білі кристали, дуже гіркі на смак, низкоплавкие {t пл = 339 ° С). Добре розчинний у воді (гідроліз відсутній). При нагріванні вище температури плавлення розкладається на нітрит калію До NO 2 і кисень O 2, виявляє сильні окислювальні властивості. Сірка і деревне вугілля спалахують при контакті з розплавом До NO 3, а суміш С + S вибухає (згоряння «чорного пороху»):
2 До NO 3 + ЗС (вугілля) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S
Нітрат калію використовується у виробництві скла і мінеральних добрив.
Карбонат калію К 2 З O 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 К 2 З O 3 засноване на реакціях:
До 2 SO 4 + Са (ОН) 2 + 2С O = 2К (НСОО) + Са SO 4
2К (НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2
Сульфат калію з природної сировини (мінерали каїніт КМ g (SO 4) З l • ЗН 2 0 і шеніту К 2 М g (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 (КС l, К 2 SO 4, К NO 3); високий вміст солей калію в золі рослин.
Калій - дев'ятий за хімічною поширеності елемент в земній корі. Міститься тільки в 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 переважного стабільному ізотопу 39 до) розпадається дуже повільно (період напіврозпаду 1 • 10 9 років), він, разом з ізотопами 238 U і 232 Т h, вносить великий внесок у геотермічний запас нашої планети (внутрішня теплота земних надр).
Мідь.
Від (лат. Cuprum), С u, хімічний елемент підгрупи 16 періодичних системи, атомний номер 29, атомна маса 63,546 відноситься до перехідним металів. Природна мідь являє 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, часом значних розмірів, покриті зеленим чи блакитним нальотом і надзвичайно важкі в порівнянні з каменем; найбільший самородок масою близько 420 т був знайдений в США в районі Великих Озер (малюнок). Переважна частина міді присутня в гірських породах у вигляді сполук. Відомо понад 250 мінералів, що містять мідь. Промислове значення мають: халькопірит (мідний колчедан) З uFeS 2, ковеллін (мідний індиго) З u 2 S, халькозін (мідний блиск) З u 2 S, Купрій З u 2 О, малахіт З u СОз * Сі (ОН) 2 та азурит 2СіСОз * Сі (ОН) 2. Майже всі мінерали міді яскраво і красиво забарвлені, 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 З u А1 6 (Р O 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 і Алтаї.
Мідні руди звичайно поліметалічні: крім міді вони містять Fe, Zn, Р b, Sn, Ni, Мо, А u, А g, S е, 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 в 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 здобуті і обтесані мідним інструментом.
Стародавні римляни вивозили мідну руду з острова Кіпр, звідси і походить латинська назва міді - «купрум». Російська назва «мідь», очевидно, пов'язано зі словом «РМЗС», що в давнину означало «метал».
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 "С, 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 3 d 10 квітня s 1 (D-елемент). Хоча мідь і лужні метали знаходяться в одній і тій же I групі, їх поведінку і властивості сильно розрізняються. 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, у сухому та чистому повітрі стабільна. У вологому повітрі, що містить СО 2, на її поверхні утворюється зеленувата плівка З u (ОН) 2 * З u СОз, 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 оксиду З u 2 О. При нормальній температурі оксиди міді на повітрі стійкі.
У ряді напруг мідь стоїть 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 в азотної кислоти або концентрованої сірчаної кислоти:
ЗС u + 8Н NO 3 = ЗС u (NO 3) 2 + 2 N О + 4Н 2 O
З u + 2 Н 2 S0 4 = Сі SO 4 + SO 2 + 2 Н 2 O
Фтор, хлор і бром реагують з міддю, утворюючи відповідні дігалогеніди, наприклад:
З u + З l 2 = З u З l 2
При взаємодії нагрітого порошку міді з йодом виходить йодид З u (I), або моноіодід міді:
2С u + I 2 = 2С uI
Мідь горить в парах сірки, утворюючи моносульфід Сі S. 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:
З u 2 O + Н 2 = 2С u + Н 2 O
З u 2 O + СО = 2С u + С O 2
Випари води і С O 2 викликають появу тріщин, що різко погіршує механічні властивості металу («воднева хвороба»). Солі одновалентной міді - хлорид З u З l, сульфіт З u 2 SO з, сульфід З u 2 S і інші - як правило, погано розчиняються у воді. Для двовалентної міді існують солі практично всіх відомих кислот; найбільш важливі з них - сульфат З uSO 4, хлорид З u З l 2, нітрат З u (N Оз) 2. Всі вони добре розчиняються у воді, а при виділенні з неї утворюють кристалогідрати , наприклад С u С l 2 * 2Н 2 O, Сі (NO з) 2 * 6Н 2 O, Сі80 4-5Н 2 0. Колір солей - від зеленого до синього, т. к. іон З u у воді гідратіруется і знаходиться у вигляді блакитного аква-іона [С u (Н 2 O) 6] 2 +, який і визначає колір розчинів солей двовалентної міді.
Одну з найважливіших солей міді - сульфат-отримують розчиненням металу в нагрітій розведеної сірчаної кислоти при продуванні повітря:
2С u + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2С uSO 4 + 2Н 2 O
Безводний сульфат безбарвний; приєднуючи воду, він перетворюється в мідний купорос З uSO 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 двовалентної міді з лугом утворюється об'ємний осад блакитного кольору - гідроксид З u (ОН) 2. Він амфотерний: в концентрованої лугу розчиняється з утворенням солі, в якій мідь знаходиться у вигляді аніона, наприклад:
З u (ОН) 2 + 2КОН = К 2 [З u (ОН) 4]
На відміну від лужних металів, для міді характерна схильність до комплексоутворення - іони З u і С u 2 + у воді можуть утворювати комплексні іони з аніонами (С l -, С N -), нейтральними молекулами (N H 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 з 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 мідеплавильні відбивні печі, що нагріваються до 1200 ° С. Концентрат плавиться, утворюючи т. зв. штейн, що містить розплавлені мідь, залізо і сірку, а також тверді силікатні шлаки, спливають на поверхню. У виплавленої штейн у вигляді С uS міститься близько 30% міді, решта - сульфід заліза і сірка. Наступна стадія - перетворення Штейна 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 З uS, перетворюючись на металеву мідь, і виділяється SO 2:
З uS + O 2 = С u + 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 листи чистої міді. Вони служать катодами, а виливки з чорнової міді - анодами. Під час проходження струму на аноді происходи розчинення міді, а на катоді - її виділення:
З u - 2е = С u 2 +
З u 2 + + 2е = С u
Домішки, в тому числі срібло, золото, платина, випадають на дно ванни у вигляді ілообразной маси (шламу). Виділення з шламу благородних металів зазвичай окупає весь цей енергоємний процес. Після такого рафінування отриманий метал містить 98-99% міді.
Мідь здавна застосовувалася в будівництві: древні єгиптяни будували мідні водопроводи; даху середньовічних замків і церков покривали листовою міддю, наприклад знаменитий королівський замок в Ельсінорі (Данія) покритий покрівельною міддю. З міді виготовляли монети і прикраси. Завдяки малому електричному опору мідь є головним металом електротехніки: більше половини всієї отримуваної 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 гальванотехнике при нанесенні захисних покриттів на сталеві вироби. Так, наприклад, при нікелювання або хромування 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 у суднобудуванні, 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 двовалентної міді застосовують для виготовлення деяких видів штучного волокна і для отримання інших сполук міді; З u О і С u 2 Про використовують для виробництва скла та емалей; З u (N Оз) 2 - ситцедрукуванні; З u З l 2 - компонент мінеральних фарб, каталізатор. Мінеральні фарби, що містять мідь, відомі з давніх-давен; так, аналіз древніх фресок Помпеї і настінного живопису на Русі показав, що до складу фарб входив основний ацетат міді З u (O Н) 2 * (СНзСОО) 2 З u 2, він-то й служив яскраво-зеленою фарбою, званої на Русі ярь-мідянкою.
Мідь належить до числа т. зв. біоелементів, необхідних для нормального розвитку рослин і тварин. При відсутності або недоліку 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 [С u (O Н) 2] ЗС uS О 4; отримують його за реакцією:
4С uSO 4 + ЗСА (ОН) 2 = С uSO 4 * ЗС u (ОН) 2 + ЗСА S О 4
Драглистий осад цієї солі добре покриває листя і довго утримується на них, захищаючи рослину. Аналогічним властивістю володіють З u 2 О, хлороксид міді ЗС u (ОН) 2 * З u З l 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 працюють на виплавці міді і її сплавів, часто хворіють «мідної лихоманкою» - підвищується температура, виникають болі в області шлунку, 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 в машинобудуванні та приладобудуванні. Всі вони володіють загальними так званими металевими властивостями, але кожен елемент проявляє їх відповідно до його положенням у періодичній системі Д. І. Менделєєва, тобто у відповідності з особливостями будови його атома.
Метали активно вступають у взаємодію з елементарними окислювачами з великою електронегативність (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, тому що 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 будівлях, при цьому не вимагають значних капіталовкладень. В основному це потрібно для будівництва торгових павільйонів, розважальних центрів, складів. Із застосуванням металоконструкцій такі будови тепер можна не тільки легко і 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 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.
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.
А. С. Єгорова. Хімія. Посібник для вступників до ВНЗ-2-е видання - Ростов н / Д: вид-во «Фенікс», 1999. - 768 с.
Фролов В.В. Хімія: Навчальний посібник для машинобудівних спеціальних вузів. - 3-е изд., Перераб. і доп. - М.: Вища школа, 1986.-543 с.
Лідин 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.
Ю. А. Золотов. Хімія. Шкільна енціклопедія.М.: - Дрофа, «Велика Російська енциклопедія»., 2003. - 872 с.