14.08.2019
Какви са общите свойства на химичните елементи метали. Метали като химически елементи
От ранна детска възраст се натъкваме на фразата, че такъв предмет е направен от метал. Какво е метал?
Металите са определена група химически елементи (както и техните сплави), които имат свойства, общи за цялата група, като повишена якост, добра топло и електрическа проводимост, пластичност, пластичност, метален блясък.
Почти 80% от всички известни химически елементи принадлежат на метали (96 от 118).
Физични свойства на металите
Всички метали, с изключение на живак, обикновено са твърди. По отношение на твърдостта, най-мекият метал е цезият (0,2 точки по 10-точкова скала на Моос). Най-трудното е волфрамът. Твърдостта му е 6 точки. Твърдостта на желязото е 4 точки.
Температурите на топене (преход към течно състояние) на металите варират: от - 39 ° за живак до 3 410 ° за волфрам. Всички алкални метали имат ниска точка на топене, а калайът и оловото са обичайните. Те могат да се разтопят дори у дома на газова горелка. Повечето метали се стопяват в специални пещи с високи температури.
Поради наличието на свободни подвижни електрони в кристалните решетки на металите, всички те провеждат електричество и топлина много добре. Най-добрите проводници на електричество от метали са сребро, мед и алуминий. Не случайно именно от последните два метала правят електрическо окабеляване.
С отличната топлопроводимост на металите често срещаме и в ежедневието. За да заври вода, я изсипваме в метална тава и я слагаме на печката. Тенг загрява метала и металът прехвърля почти цялата топлинна енергия на вода.
Химични свойства на металите
В хода на химичните реакции всички метали лесно даряват електроните си и действат като редуциращи агенти.
Почти всички метали се окисляват от кислород. Алкалните метали (литий, калций) реагират с кислород при нормални условия. Окисляването на други метали чрез кислород изисква повишена температура. Например, ако нагреете медна жица над огън, медта ще взаимодейства с кислорода от въздуха и ще се покрие с черен филм (меден оксид):
- 2Cu + O 2 → 2CuO
Златото и платината не реагират с кислорода.
От други окислители хлорът и сярата реагират с металите. Ако смесите железни пълнежи и серен прах и нагреете сместа, тогава пред очите ни получаваме железен сулфид:
- Fe + S → FeS
Редуциращата активност на различните метали е различна. В своята дейност металите се разпределят, както следва:
- Li - K - Ba - Sr - Ca - Na - Mg - Al - Mn - Zn - Cr - Fe - Ca - Co - Ni - Sn - Pb - (H2) - Cu - Hg - Ag - Pt - Au.
Колкото повече вляво металът е в този ред, толкова по-активен е той. Предишният елемент може да измести метала вдясно. Например, ако парче желязо се постави в епруветка с разтвор на меден сулфат, тогава той ще бъде покрит с кафяво покритие (филм от мед):
- Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
Метали отляво от водорода (H2) могат да го изместят от солна киселина. Ако парче цинк се понижи в солна киселина, водородът ще започне да се отделя:
- HCl + Zn → ZnCl2 + H2
Алкалните метали лесно реагират с вода. Ако поставите парче натрий в съд с вода, тогава водородът ще се освободи активно и ще се образува алкал:
- 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Нанасяне на метал
Поради полезните си свойства металите здраво навлязоха в човешкия живот. Човек използва силата на металите, правейки ги трупове на сгради (от малки павилиони до огромни небостъргачи), каросерии на автомобили (автомобили, вагони, кораби, металорежещи машини), както и работни части от различни инструменти.
дефиниция
Да си в природата
Свойства на метала
Характерни свойства от метали
Физични свойства от метали
Химични свойства на металите
Микроскопична структура
Алкални метали
Обща характеристика на алкални метали
Химични свойства на алкални метали
Производство на алкални метали
хидроксиди
карбонати
рубидий
Алкалоземни метали
калций
стронций
Преходни метали
Общи характеристики на преходните елементи
Нанасяне на метал
Строителни материали
Електрически материали
Материали за инструменти
Историята
добивната металургия
Металът е (името идва от лат. metallum - мина) - група елементи с характерни метални свойства, като висока топло- и електрическа проводимост, положителен температурен коефициент на устойчивост, висока пластичност и др. Приблизително 70% от всички химически елементи принадлежат на металите.
Металът е
Да си в природата
Повечето метали присъстват в природата под формата на руди и съединения. Те образуват оксиди, сулфиди, карбонати и други химически съединения. За получаване на чисти метали и по-нататъшното им приложение е необходимо да се изолират от руди и да се извърши почистване. При необходимост се извършва легиране и друга метална обработка. Науката изучава това. металургия, Металургията разграничава черните руди (на базата на жлеза) и цвят (не са включени) желязо, общо около 70 артикула). , а платината се прилага и за благородни метали. Освен това в малки количества присъстват в морската вода, растенията, живите организми (докато играят важна роля).
Известно е, че човешкото тяло е 3% съставено от метали. Най-вече в нашите клетки са калций и натрий, концентрирани в лимфните системи. Магнезият се натрупва в мускулите и нервната система, мед - в черния дроб, - в кръвта.
Свойства на метала
Металът е
Характерните свойства на металите
Метален блясък (с изключение на йод и въглерод под формата на графит. Въпреки металния си блясък, кристалният йод и графитът са неметали.)
Добра електрическа проводимост (с изключение на въглерода)
Възможност за лесна обработка.
Висока плътност (обикновено металите са по-тежки от неметалите.)
Висока точка на топене (изключения: живак, галий и алкални метали.)
Висока топлопроводимост
В реакциите те винаги са редуциращи агенти.
Физични свойства на металите
Всички метали (с изключение на живак и, условно) при твърди условия са в твърдо състояние, но имат различна твърдост. Така че, алкалните метали лесно се нарязват с кухненски нож, а метали като ванадий, волфрам и хром лесно надраскват най-твърдите и стъклото. По-долу е твърдостта на някои метали по скалата на Mohs.
Точките на топене варират от -39 ° C (живак) до 3410 ° C (волфрам). Точката на топене на повечето метали (с изключение на алкалните) е висока, но някои „нормални“ метали, например калай и оловоможе да се разтопи на конвенционална електрическа или газова печка.
В зависимост от плътността металите се разделят на леки (плътност 0,53 h 5 g / cm_) и тежки (5 h 22,5 g / cm_). Най-лекият метал е литий (плътност 0,53 g / cm_). Понастоящем е невъзможно да се назове най-тежкият метал, тъй като плътността на осмия и иридий - двата най-тежки метала - са почти равни (около 22,6 g / cm2 - точно два пъти по-висока от плътността олово), и е изключително трудно да се изчисли точната им плътност: за това е необходимо да почистите напълно металите, защото всякакви примеси намаляват плътността им.
Повечето метали са пластмасови, тоест металната тел може да бъде огъната и няма да се счупи. Това се дължи на изместването на слоевете метални атоми, без да се нарушава връзката между тях. Най-пластичните са злато, сребърен и мед, от злато възможно е да се направи фолио с дебелина 0,003 мм, което се използва за позлатени търговски артикули. Не всички метали обаче са пластични. Тел от цинк или калай хруска при огъване; при деформация манганът и бисмутът почти никога не се огъват, а веднага се счупват. Пластичността зависи и от чистотата на метала; По този начин, много чистият хром е много пластичен, но, замърсен дори с незначителни примеси, става крехък и по-твърд.
Всички метали провеждат добре електричеството; това се дължи на наличието в кристалните им решетки на подвижни електрони, движещи се под въздействието на електрическо поле. сребъренмед и алуминий имат най-голяма електрическа проводимост; поради тази причина последните два метала най-често се използват като материал за проводници. Натрият също има много висока електрическа проводимост, опитите за използване на натриеви проводници под формата на тънкостенни тръби от неръждаема стомана, напълнени с натрий, са известни в експерименталното оборудване. Поради ниската специфична гравитация на натрия, с еднакво съпротивление, натриевите "проводници" са много по-леки от медните и дори донякъде по-леки от алуминиевите.
Високата топлопроводимост на металите също зависи от мобилността на свободните електрони. Следователно, редица топлинни проводимости са подобни на поредица от електрически проводимости и най-добрият проводник на топлина, като електричеството, е. Натрият също намира приложение като добър проводник на топлина; широко известна е например използването на натрий в клапаните на автомобилните двигатели за подобряване на тяхното охлаждане.
Гладката повърхност на металите отразява много светлина - това явление се нарича метален блясък. Въпреки това, в състояние на прах, повечето метали губят блясъка си; алуминий и магнезият обаче запазват блясъка си на прах. Най-много отразяват светлина, сребро и огледала са направени от тези метали. Родият понякога се използва за производството на огледала, въпреки изключително високата му цена: поради много по-висока твърдост и химическа устойчивост от среброто или дори паладий, родиевият слой може да бъде много по-тънък от среброто.
Цветът на повечето метали е приблизително еднакъв - светлосив със синкав оттенък. , мед и цезий, съответно, жълто, червено и светло жълто.
Химични свойства на металите
Металът е
Повечето метали имат малко количество електрони на външния електронен слой (1-3), така че те действат като редуциращи агенти в повечето реакции (тоест, те „връщат“ електроните си)
1. Реакции с прости вещества
Всички метали реагират с кислород, с изключение на златото, платината. Реакцията със сребро протича при високи температури, но сребърен (II) оксид практически не се образува, тъй като е термично нестабилен. В зависимост от метала, изходът може да бъде оксиди, пероксиди, пероксиди:
4Li + O2 \u003d 2Li2O литиев оксид
2Na + O2 \u003d Na2O2 натриев пероксид
K + O2 \u003d KO2 калиев супероксид
За да се получи оксид от пероксид, пероксидът се редуцира с метал:
Na2O2 + 2Na \u003d 2Na2O
При метали със средна и ниска активност реакцията се получава при нагряване:
3Fe + 2O2 \u003d Fe3O4
Само най-активните метали реагират с азот, само литий взаимодейства при стайна температура, образувайки нитриди:
6Li + N2 \u003d 2Li3N
При нагряване:
3Ca + N2 \u003d Ca3N2
Всички метали реагират със сяра, с изключение на златото и платина:
Желязото взаимодейства с сив при нагряване, образувайки сулфид:
Само най-активните метали реагират с водород, тоест метали от групи IA и IIA, с изключение на Be. Реакциите се извършват чрез нагряване и се образуват хидриди. В реакции металът действа като редуциращ агент; окислителното състояние на водорода е -1:
Само най-активните метали реагират с въглерод. В този случай се образуват ацетилениди или метаниди. Ацетиленидите, когато реагират с вода, дават ацетилен, метаниди - метан.
2Na + 2C \u003d Na2C2
Na2C2 + 2H2O \u003d 2NaOH + C2H2
Допингът е въвеждането на допълнителни елементи в стопилката, които променят механичните, физичните и химичните свойства на основния материал.
Микроскопична структура
Характерните свойства на металите могат да бъдат разбрани въз основа на тяхната вътрешна структура. Всички те имат слаба връзка на електрони от нивото на външна енергия (с други думи валентни електрони) с ядрото. Поради това създадената разлика на потенциала в проводника води до лавинообразно движение на електрони (наречени проводими електрони) в кристалната решетка. Събирането на такива електрони често се нарича електронен газ. В допълнение към електроните, фононите (вибрациите на решетката) допринасят за топлопроводимостта. Пластичността се дължи на малката енергийна бариера за движението на дислокациите и изместването на кристалографските равнини. Твърдостта може да се обясни с голям брой структурни дефекти (интерстициални атоми и др.).
Поради лесното извличане на електрони е възможно окисляване на металите, което може да доведе до корозия и по-нататъшно влошаване на свойствата. Способността за окисляване може да бъде разпозната по стандартната поредица от активност на металите. Този факт потвърждава необходимостта от използване на метали в комбинация с други елементи (сплав, най-важният от които е стомана), тяхното легиране и нанасяне на различни покрития.
За по-правилно описание на електронните свойства на металите е необходимо да се използва квантова механика. Във всички твърди частици с достатъчна симетрия нивата на електронна енергия на отделни атоми се припокриват и образуват разрешени ленти, а лентата, образувана от валентни електрони, се нарича валентна лента. Слабата връзка на валентните електрони в металите води до факта, че валентната лента в металите е много широка и всички валентни електрони не са достатъчни, за да я запълнят напълно.
Основната характеристика на такава частично запълнена зона е, че дори и при минимално приложено напрежение, в пробата започва преструктурирането на валентни електрони, т.е. тече електрически ток.
Същата висока подвижност на електрон води до висока топлопроводимост, както и до способността за огледално електромагнитно излъчване (което придава на металите характерен блясък).
Алкални метали
Металът е
Алкални метали - елементи от основната подгрупа от I група на Периодичната система от химични елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев: литий Li, натриев Na, калиев К, рубидий Rb, цезиев Cs и France Fr. Тези метали се наричат \u200b\u200bалкални, тъй като повечето от техните съединения са разтворими във вода. На славянски „излуг“ означава „разтваряне“ и това определя името на тази група метали. Когато алкалните метали се разтварят във вода, се образуват разтворими хидроксиди, наречени алкали.
Обща характеристика на алкални метали
В Периодичната система те веднага следват инертни газове, следователно, особеност на структурата на атомите на алкални метали е, че те съдържат един електрон на ново енергийно ниво: тяхната електронна конфигурация е ns1. Очевидно е, че валентните електрони на алкалните метали могат лесно да бъдат отстранени, тъй като е енергийно изгодно даден атом да дари електрон и да придобие конфигурация на инертен газ. Следователно, всички алкални метали се характеризират с редуциращи свойства. Това се потвърждава от ниските стойности на техните йонизационни потенциали (йонизационният потенциал на цезиевия атом е един от най-ниските) и електроотрицателността (ЕО).
Всички метали от тази подгрупа имат сребристо-бял цвят (с изключение на сребристо-жълтия цезий), те са много меки, могат да бъдат нарязани със скалпел. Литият, натрият и калият са по-леки от водата и плуват по повърхността му, реагирайки с нея.
Алкалните метали се срещат в природата под формата на съединения, съдържащи еднократно заредени катиони. Много минерали съдържат метали от основната подгрупа от I група. Например, ортоклаза или фелдшпат се състои от калиев алуминусиликат К2, подобен минераленсъдържащ натрий - албит - има състав Na2. Морската вода съдържа натриев хлорид NaCl, а почвата съдържа калиеви соли - силвин KCl, силвинит NaCl. KCl, карналит KCl. MgCl2. 6H2O, полигалит K2SO4. MgSO 4. CaSO4. 2H2O.
Химични свойства на алкални метали
Металът е
Поради високата химическа активност на алкалните метали по отношение на водата, кислорода, азота, те се съхраняват под слой керосин. За да се проведе реакцията с алкален метал, парче с желания размер внимателно се нарязва със скалпел под слоя керосин, в атмосфера на аргон, металната повърхност се почиства старателно от продуктите на нейното взаимодействие с въздух и едва тогава пробата се поставя в реакционния съд.
1. Взаимодействие с вода. Важно свойство на алкалните метали е тяхната висока активност по отношение на водата. Литият реагира най-спокойно (без експлозия) с вода.
При подобна реакция натрият гори с жълт пламък и се получава малка експлозия. Калият е още по-активен: в този случай експлозията е много по-силна, а пламъкът е оцветен в лилаво.
2. Взаимодействие с кислород. Продуктите на горенето на алкални метали във въздуха имат различен състав в зависимост от активността на метала.
Само литий изгаря на въздух с образуването на стехиометричен оксид.
По време на изгарянето на натрий се образува главно Na2O2 пероксид с малка смес от NaO2 пероксид.
Продуктите от горенето на калий, рубидий и цезий съдържат основно супероксид.
За да се получат натриеви и калиеви оксиди, смеси от хидроксид, пероксид или супероксид се нагряват с излишък от метал при липса на кислород.
Следващата закономерност е характерна за кислородните съединения на алкални метали: с увеличаването на радиуса на катиона на алкалния метал, стабилността на кислородните съединения, съдържащи пероксиден йон O22 и суперпероксиден йон О2 - се увеличава.
За тежките алкални метали е характерно образуването на доста стабилни озониди от състав EO3. Всички кислородни съединения имат различен цвят, интензитетът на който се задълбочава в серия от Li до Cs.
Оксидите на алкалните метали притежават всички свойства, присъщи на основните оксиди: те реагират с вода, кисели оксиди и киселини.
Пероксидите и супероксидите проявяват свойствата на силните окислители.
Пероксидите и супероксидите интензивно взаимодействат с водата, образувайки хидроксиди.
3. Взаимодействие с други вещества. Алкалните метали реагират с много неметали. Когато се нагряват, те се комбинират с водород и образуват хидриди, с халогени, сив, азот, фосфор, въглерод и силиций, за да образуват съответно халиди, сулфиди, нитриди, фосфиди, карбиди и силициди.
При нагряване алкалните метали са в състояние да взаимодействат с други метали, образувайки интерметални съединения. Алкалните метали с киселини реагират активно (с експлозия).
Алкалните метали се разтварят в течен амоняк и неговите производни - амини и амиди.
Когато се разтваря в течен амоняк, алкален метал губи електрон, който се разтваря от амонячни молекули и придава на разтвора син цвят. Получените амиди лесно се разлагат с вода с образуването на алкал и амоняк.
Алкалните метали взаимодействат с органични вещества с алкохоли (с образуването на алкохолати) и карбоксилни киселини (с образуването на соли).
4. Качествено определяне на алкални метали. Тъй като йонизационните потенциали на алкалните метали са малки, когато металът или неговите съединения се нагряват в пламък, атомът йонизира, оцветявайки пламъка в определен цвят.
Производство на алкални метали
1. За производството на алкални метали, главно електролизата на стопилата на техните халиди, най-често хлоридите, образуващи естествени полезни изкопаеми:
катод: Li + + e → Li
анод: 2Cl- - 2e → Cl2
2. Понякога, за да се получат алкални метали, се извършва електролиза на техните разтвори на хидроксид:
катод: Na + + e → Na
анод: 4OH- - 4e → 2H2O + O2
Тъй като алкалните метали в електрохимичната поредица от напрежения са вляво от водорода, тяхното електролитично приготвяне от солни разтвори е невъзможно; в този случай се образуват съответните алкали и водород.
хидроксиди
За получаване на хидроксиди на алкални метали се използват главно електролитични методи. Най-мащабното е производството на натриев хидроксид чрез електролиза на концентриран воден разтвор на натриев хлорид.
Първо, алкалът се получава чрез обменна реакция.
Получената по този начин алкал е силно замърсена със сода Na2CO3.
Хидроксидите на алкалните метали са бели хигроскопични вещества, чиито водни разтвори са силни основи. Те участват във всички реакции, характерни за основите - те реагират с киселини, киселинни и амфотерни оксиди, амфотерни хидроксиди.
При нагряване хидроксидите на алкални метали се сублимират без разлагане, с изключение на литиев хидроксид, който подобно на метални хидроксиди от основната подгрупа от група II се разлага в оксид и вода при калциниране.
Натриевият хидроксид се използва за приготвяне на сапуни, синтетични детергенти, изкуствени влакна, органични съединения, като фенол.
карбонати
Важен продукт на алкален метал е содата Na2CO3. Основната част от сода в целия свят се произвежда по метода Solve, предложен още в началото на 20 век. Същността на метода е следната: воден разтвор на NaCl, към който се добавя амоняк, се насища с въглероден диоксид при температура 26 - 30 ° С. В този случай се образува умерено разтворим натриев бикарбонат, наречен сода за хляб.
Амонякът се добавя за неутрализиране на киселата среда, която възниква при преминаване на въглероден диоксид в разтвора и за получаване на HCO3-бикарбонатния йон, който е необходим за утаяване на натриев бикарбонат. След отделяне на питейна сода разтворът, съдържащ амониев хлорид, се загрява с вар и се отделя амоняк, който се връща в реакционната зона.
По този начин при амонячния метод за производство на сода единственият отпадък е калциевият хлорид, който остава в разтвор и има ограничена употреба.
Калцинирането или измиването на сода Na2CO3 и въглероден диоксид, използвани в процеса на получаване на натриев бикарбонат, се получават чрез калциниране на натриев бикарбонат.
Основният купувач на сода е стъклото.
За разлика от слабо разтворимата киселинна сол на NaHCO3, калиев хидроген карбонат KHCO3 е силно разтворим във вода, следователно калиев карбонат или поташ, K2CO3 се получава при действието на въглероден диоксид върху разтвор на калиев хидроксид.
Картофът се използва при производството на стъклен и течен сапун.
Литият е единственият алкален метал, за който не е получен хидрокарбонат. Причината за това явление е много малкият радиус на литиевия йон, който не му позволява да побере доста голям йон HCO3-.
литий
Металът е
Литий - елемент от основната подгрупа на първата група, вторият период на периодичната система от химически елементи D. I. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомно число 3. Означава се със символа Li (лат. литий). Простото вещество литий (CAS номер: 7439-93-2) е мек алкален метал със сребристо-бял цвят.
Литият е открит през 1817 г. от шведския химик и минералог А. Арфведсон, първо в минералния петалит (Li, Na), а след това в сподумена LiAl и в лепидолита KLi1.5Al1.5 (F, OH) 2. Хъмфри Дейви за първи път получава литиев метал през 1825 година.
Литият получи името си поради факта, че е намерен в "камъни" (на гръцки. Λίθος - камък). Първоначално наричан „литий“, съвременното име е предложено от Берцелий.
Литият е сребристо-бял метал, мек и пластичен, по-твърд от натрия, но по-мек от оловото. Може да се обработва чрез натискане и навиване.
При стайна температура литиевият метал има кубична решетка, ориентирана към тялото (координационен номер 8), която, когато работи студено, се трансформира в кубична решетка с плътно покритие, където всеки атом с двойна кубоктаедрална координация е заобиколен от 12 други. Под 78 K стабилна кристална форма е шестоъгълна структура с плътна опаковка, в която всеки литиев атом има 12 най-близки съседи, разположени в върховете на кубоктаедъра.
От всички алкални метали литият се характеризира с най-високите точки на топене и кипене (съответно 180,54 и 1340 ° С), има най-ниската плътност при стайна температура сред всички метали (0,533 g / cm2, почти половината от плътността на водата).
Малкият размер на литиевия атом води до появата на специални свойства на метала. Например, той се смесва с натрий само при температури под 380 ° С и не се смесва с разтопен калий, рубидий и цезий, докато други двойки алкални метали се смесват помежду си във всяко съотношение.
Алкален метал, нестабилен на въздух. Литият е най-малко активен алкален метал, практически не реагира със сух въздух (и дори със сух кислород) при стайна температура.
Във влажен въздух той бавно се окислява, превръщайки се в Li3N нитрид, LiOH хидроксид и Li2CO3 карбонат. При нагряване в кислород той гори, превръщайки се в Li2O оксид. Има интересна особеност, че в температурния диапазон от 100 ° С до 300 ° С литият е покрит с плътен оксиден филм и не се окислява в бъдеще.
През 1818 г. немският химик Леополд Гмелин установява, че литият и неговите соли оцветяват кармино-червения пламък, което е качествен знак за определянето на лития. Температурата на запалване е около 300 ° C. Продуктите от изгаряне дразнят лигавицата на назофаринкса.
Тихо, без експлозия и пожар, реагира с вода, образувайки LiOH и H2. Той също така реагира с етилов алкохол, образувайки алкохолат, с амоняк и с халогени (с йод - само при нагряване).
Литият се съхранява в петролен етер, парафин, бензин и / или минерално масло в херметически затворени калаени кутии. Литиевият метал причинява изгаряния по кожата, лигавиците и очите.
В черната и цветната металургия литият се използва за разкисляване и увеличаване на пластичността и здравината на сплавите. Понякога литият се използва за възстановяване на редки метали по металотермични методи.
Литиевият карбонат е най-важното спомагателно вещество (добавя се към електролита) при топенето на алуминий и консумацията му се увеличава всяка година пропорционално на обема на световното производство на алуминий (консумация на литиев карбонат 2,5-3,5 кг на тон разтопен алуминий).
Сплавите от литий със сребро и злато, както и Cuprum, са много ефективни припои. Сплавите от литий с магнезий, скандий, купрум, кадмий и алуминий са нови обещаващи материали в авиацията и космонавтиката. На базата на алуминат и литиев силикат се създава керамика, която се втвърдява при стайна температура и се използва във военната техника, металургията и в бъдеще в термоядрената енергия. Стъклото се основава на литиево-алуминиево-силикат, подсилен с влакна от силициев карбид. Литият много ефективно втвърдява оловни сплави и им придава пластичност и устойчивост на корозия.
Литиевите соли имат психотропен ефект и се използват в медицината за профилактика и лечение на редица психични заболявания. Най-разпространеният в това си качество е литиев карбонат. използван в психиатрията за стабилизиране на настроението на хората, страдащи от биполярно разстройство и чести промени в настроението. Той е ефективен за предотвратяване на мания за депресия и намалява самоубийствата Медиците многократно са наблюдавали, че определени литиеви съединения (в подходящи дози, разбира се) имат положителен ефект върху пациенти, страдащи от маниакална депресия. Този ефект се обяснява по два начина. От една страна, беше установено, че литият е в състояние да регулира активността на някои ензими, участващи в прехвърлянето на натриеви и калиеви йони от извънклетъчната течност в мозъчните клетки. От друга страна, беше наблюдавано, че литиевите йони влияят директно върху йонния баланс на клетката. А състоянието на пациента зависи до голяма степен от баланса на натрий и калий: излишъкът от натрий в клетките е характерен за депресирани пациенти, дефицит - за страдащите от мания. Изравняването на натриевия калиев баланс, литиевите соли имат положителен ефект върху тези и други.
натрий
Металът е
Натрий - елемент от основната подгрупа на първата група, третата период периодична система от химични елементи D. I. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 11. Означава се със символа Na (лат. Natrium). Простата субстанция е натрий (CAS номер: 7440-23-5) - мек алкален метал със сребристо-бял цвят.
Във вода натрият се държи по същия начин като литий: реакцията протича с бързото отделяне на водород и в разтвора се образува натриев хидроксид.
Натрият (или по-скоро неговите съединения) се използва от древни времена. Например, сода (натрон), открита естествено във водите на содовите езера в Египет. Древните египтяни са използвали естествена сода за балсамиране, избелване на платно, готвене на храна, правене на бои и глазури. Плиний Старейшина пише, че в делтата на Нил содата (имало достатъчна част от примесите в нея) е била изолирана от речна вода. Той се продаде под формата на големи парчета, поради примес на въглища, боядисани в сиво или дори черно.
Натрият е получен за първи път от английския химик Хъмфри Дейви през 1807 г. чрез електролиза на твърд NaOH.
Името "натрий" (натрий) идва от арабския натрон (на гръцки - нитрон) и първоначално се отнася до естествена сода. Самият елемент преди се е наричал натрий (лат. Натрий).
Натрият е сребристо-бял метал, на тънки слоеве с виолетов оттенък, пластичен е, дори мек (лесно се нарязва с нож), свеж резен натриев блясък. Електрическата проводимост и топлопроводимостта на натрия са доста високи, плътността е 0,96842 g / cm2 (при 19,7 ° C), температурата на топене е 97,86 ° C, а температурата на кипене е 883,15 ° C.
Алкалният метал във въздуха лесно се окислява. За да се предпази от кислород, метален натрий се съхранява под слой керосин, Натрият е по-малко активен от литий, следователно реагира с азот само при нагряване:
При голям излишък на кислород се образува натриев пероксид
2Na + O2 \u003d Na2O2
Натриевият метал се използва широко в подготвителната химия и промишленост като силно редуциращо средство, включително в металургията. Натрият се използва при производството на високо енергоемки натриево-серни батерии. Използва се и в изпускателните клапани за камиони като радиатор. Понякога металическият натрий се използва като материал за електрически проводници, предназначен за много високи токове.
В сплав с калий, както и с рубидий и цезий, той се използва като високоефективна топлоносител. По-специално, сплав със състав на натрий 12%, калий 47%, цезий 41% има рекордно ниска точка на топене от -78 ° С и е предложен като работна течност за йонни ракетни двигатели и охлаждаща течност за атомните електроцентрали.
Натрият се използва също в лампи с високо и ниско налягане (NLVD и NLND). NLVD лампи от типа DNaT (Arc Sodium Tubular) са много широко използвани в уличното осветление. Те дават ярка жълта светлина. Срокът на експлоатация на лампите DNaT е 12-24 хиляди часа. Затова разрядни лампи тип DNaT са незаменими за градско, архитектурно и промишлено осветление. Има и лампи DNaS, DNaMT (Arc Sodium Matte), DNaZ (Arc Sodium Mirror) и DNaTBR (Arc Sodium Tube Without Mercury).
Натриевият метал се използва при качествения анализ на органичните вещества. Сплавта на натрий и изпитваното вещество се неутрализира с етанол, добавят се няколко милилитра дестилирана вода и се разделят на 3 части, J. Lassenya (1843), насочени към определяне на азот, сяра и халогени ( тест Beilstein)
Натриевият хлорид (трапезна сол) е най-старото използвано ароматизиращо и консервиращо средство.
Натриевият азид (Na3N) се използва като азотиращо средство в металургията и в производството на оловен азид.
Натриевият цианид (NaCN) се използва в хидрометалургичния метод за извличане на злато от скали, както и в нитрокарбуризираща стомана и при галванопластика (сребро, позлатяване).
Натриевият хлорат (NaClO3) се използва за унищожаване на нежелана растителност по железопътните коловози.
калий
Калий - елемент от основната подгрупа на първата група, четвъртата период периодична система от химични елементи Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 19. Означава се със символа К (лат. Kalium). Простата субстанция е калий (CAS номер: 7440-09-7) - мек алкален метал със сребристобял цвят.
В природата калий се намира само в съединения с други елементи, например в морска вода, както и в много минерали. Окислява се много бързо във въздуха и много лесно реагира химически, особено с вода, образувайки алкал. В много отношения химичните свойства на калия са много близки до натрия, но от гледна точка на биологичната функция и използването им от клетки на живи организми, те все още са различни.
Калият (по-точно неговите съединения) се използва от древни времена. И така, производството на поташ (който се е използвал като почистващ препарат) съществувало още през 11 век. Пепелта, образувана по време на изгарянето на слама или дърво, се обработва с вода и полученият разтвор (течен разтвор) се изпарява след филтриране. Сухият остатък, в допълнение към калиев карбонат, съдържаше калиев сулфат K2SO4, сода и калиев хлорид KCl.
През 1807 г. английски химик Дейви изолира калия чрез електролиза на твърд каустичен калий (KOH) и го нарече „калий“ (латински калий; това име все още се използва на английски, френски, испански, португалски и полски). През 1809 г. Л. В. Гилбърт предложи името "калий" (лат. Kalium, от арабски ал-кали - поташ). Това име влезе в немския език и оттам в повечето езици на Северна и Източна Европа (включително руски) и „спечели“ при избора на символ за този елемент - K.
Калият е сребристо вещество с характерен блясък върху прясно оформена повърхност. Много лек и стопяем. Разтваря се сравнително добре в живак, образувайки амалгами. Въвеждайки се в пламъка на горелка, калий (както и неговите съединения) оцветява пламъка в характерен розово-виолетов цвят.
Калият, подобно на други алкални метали, има типични метални свойства и е много химически активен, лесно отделя електрони.
Той е силно редуциращо средство. Той се комбинира толкова активно с кислород, че образува не оксид, а калиев супероксид KO2 (или K2O4). При нагряване във водородна атмосфера се образува калиев хидрид KH. Той взаимодейства добре с всички неметали, образувайки халиди, сулфиди, нитриди, фосфиди и др., Както и със сложни вещества като вода (реакцията протича с експлозия), различни оксиди и соли. В този случай те намаляват други метали до свободно състояние.
Калият се съхранява под слой керосин.
Течност при стайна температура сплав на калий и натрий се използва като охлаждаща течност в затворени системи, например, в атомни електроцентрали с бърз неутрон. В допълнение, неговите течни сплави с рубидий и цезий се използват широко. Сплавният състав на натрия е 12%, калий 47%, цезий 41% има рекордно ниска точка на топене - 78 ° С.
Калиевите съединения са най-важното хранително вещество и затова се използват като торове.
Калиевите соли се използват широко при галванопластика, тъй като, въпреки сравнително високата цена, те често са по-разтворими от съответните натриеви соли и следователно осигуряват интензивна работа на електролити при висока плътност на тока.
Калият е важно хранително вещество, особено в растителния свят. При липса на калий в почвата растенията се развиват много слабо и намаляват, така че около 90% от извлечените калиеви соли се използват като торове.
Калият, заедно с азота и фосфора, са сред основните елементи на храненето на растенията. Функцията на калий в растенията, както и други необходими за тях елементи, е строго специфична. В растенията калият е в йонна форма. Калият се намира главно в цитоплазмата и вакуолите на клетките. Около 80% калий е в клетъчния сок.
Функциите на калия са много разнообразни. Установено е, че стимулира нормалния ход на фотосинтезата, засилва отлива на въглехидрати от листните лопатки към други органи, както и синтеза на захари.
Калият повишава натрупването на монозахариди в овощните и зеленчуковите култури, увеличава съдържанието на захар в кореноплодите, нишестето в картофите, сгъстява клетъчните стени на сламките на зърнените култури и повишава устойчивостта на хляба към подаване и подобрява качеството на фибрите в лен и коноп.
Допринасяйки за натрупването на въглехидрати в растителните клетки, калий повишава осмотичното налягане на клетъчния сок и по този начин повишава студоустойчивостта и устойчивостта на замръзване на растенията.
Калият се абсорбира от растенията под формата на катиони и очевидно остава в тази форма в клетките, активирайки най-важните биохимични процесите в растителните клетки калият повишава тяхната устойчивост на различни заболявания, както през вегетационния период, така и след прибиране на реколтата, значително подобрява качеството на запазване на плодовете и зеленчуците.
Дефицитът на калий причинява много метаболитни нарушения в растенията, активността на редица ензими е отслабена, нарушен е въглехидратният и протеиновият метаболизъм и разходи въглехидрати за дишане. В резултат на това производителността на растенията намалява, качеството на продукта намалява.
рубидий
Рубидиумът е елемент от основната подгрупа на първата група, петият период на периодичната система от химически елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 37. Той е обозначен със символа Rb (лат. Rubidium). Простата субстанция е рубидий (CAS номер: 7440-17-7) - мек алкален метал със сребристо-бял цвят.
През 1861 г. германските учени Робърт Вилхелм Бунсен и Густав Робърт Кирхоф, изучавайки естествените алумосиликати, използвайки спектрален анализ, откриват в тях нов елемент, наречен по-късно рубидий по цвета на най-силните линии на спектъра.
Рубидий образува сребристо-бели меки кристали, които имат свеж метален блясък. Твърдост на Brinell 0,2 Mn / mІ (0,02 kgf / mm2). Кристалната решетка на Rubidium е ориентирана към кубичен обем, а \u003d 5.71 Е (при стайна температура). Атомният радиус е 2,48 E, радиусът на йона е Rb + 1,49 E. Плътността е 1,525 g / cm2 (0 ° C), т.т. 38,9 ° C, т.т. 703 ° С. Специфичната топлина е 335,2 j / (kg · K), топлинният коефициент на линейно разширение е 9,0 · 10-5 deg-1 (0-38 ° С), модулът на еластичност е 2,4 GN / m² (240 kgf / mm²), електрическо съпротивление със специфичен обем 11,29 · 10-6 ома · cm (20 ° C); рубидий е парамагнетичен.
Алкален метал, изключително нестабилен във въздуха (реагира с въздух при наличие на следи от вода при запалване). Образува всички видове соли - предимно разтворими (хлорати и перхлорати са слабо разтворими). Рубидиевият хидроксид е много агресивно вещество към стъклото и другите структурни и контейнерни материали, а стопеният разрушава повечето метали (дори платината).
Използването на рубидий е многообразно и въпреки факта, че в редица области на приложение той е по-нисък от цезий в най-важните си физически характеристики, въпреки това този рядък алкален метал играе важна роля в съвременните технологии. Следните приложения на рубидий могат да се отбележат: катализа, електронни промишленост, специална оптика, атомна, медицина.
Рубидий се използва не само в чистата му форма, но и под формата на редица сплави и химически съединения. Важно е да се отбележи, че рубидийът има много добра и благоприятна суровинна база, но ситуацията с наличието на ресурси е много по-благоприятна, отколкото в случая с цезий и рубидий може да заеме още по-важна роля, например в катализата (където успешно се е доказала).
Изотопът рубидий-86 се използва широко при проверка на гама-лъчи, измервателна апаратура, както и при стерилизация на редица важни лекарства и хранителни продукти. Рубидий и неговите сплави с цезий са много обещаваща охлаждаща течност и работна среда за високотемпературни турбинни агрегати (в тази връзка рубидий и цезий станаха важни през последните години, а изключително високата цена на металите се отнема на заден план във връзка с възможностите за рязко повишаване на ефективността на турбинните агрегати, което означава и по-ниска разходи замърсяване с гориво и околната среда). Най-широко използваните рубидиеви системи като топлоносители са тройни сплави: натриев-калиев-рубидиев и натриев-рубидиево-цезиев.
При катализа рубидий се използва както в органичен, така и в неорганичен синтез. Каталитичната активност на рубидия се използва главно за рафиниране на редица важни продукти. Рубидиевият ацетат, например, се използва за синтезиране на метанол и редица по-високи алкохоли от воден газ, което от своя страна е изключително важно във връзка с подземната газификация на въглищата и производството на изкуствени течни горива за автомобили и реактивни горива. Редица сплави на рубидий с телур имат по-висока чувствителност в ултравиолетовия участък на спектъра в сравнение с цезиевите съединения и в тази връзка в този случай той е в състояние да се конкурира с цезий-133 като материал за фотоконвертори. Като част от специални смазочни състави (сплави), рубидият се използва като високоефективно смазочно средство във вакуум (ракетна и космическа технология).
Рубидиевият хидроксид се използва за получаване на електролит за нискотемпературен ChIT, както и като добавка към разтвор на калиев хидроксид за подобряване на неговата ефективност при ниски температури и повишаване на електролитната проводимост. В горивни клетки от хидрид се използва метален рубидий.
Рубидиев хлорид в сплав с Cuprum хлорид се използва за измерване на високи температури (до 400 ° C).
Рубидиевата плазма се използва за възбуждане на лазерно лъчение.
Рубидиевият хлорид се използва като електролит в горивните клетки, същото може да се каже и за рубидиев хидроксид, който е много ефективен като електролит в горивните клетки, използвайки директно окисляване на въглища.
цезий
Цезият е елемент от основната подгрупа на първата група, шестият период на периодичната система от химически елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 55. Определя се със символа Cs (лат. Цезий). Простата субстанция е цезий (CAS номер: 7440-46-2) - мек алкален метал със сребристо-жълт цвят. Цезият получи името си поради наличието на две ярко сини линии в емисионния спектър (от лат. Цезий - небесно синьо).
Цезият е открит през 1860 г. от немски учени Р. В. Бунсен и Г. Р. Кирхоф във водите на минералния извор Дюрхайм в Република Германия чрез оптична спектроскопия, като по този начин става първият елемент, открит чрез спектрален анализ. В чистата си форма цезият е изолиран за първи път през 1882 г. от шведския химик К. Сетерберг по време на електролизата на стопилка от смес от цезиев цианид (CsCN) и барий.
Основните цезиеви минерали са замърсит и много рядък авогадрит (K, Cs). Освен това, под формата на примеси, цезий е включен в редица алумосиликати: лепидолит, флогопит, биотит, амазонит, петалит, берил, цинвалдит, левцит, карналит. Полюцитът и лепидолитът се използват като промишлени суровини.
При промишленото производство на цезий под формата на съединения той се извлича от минералния замърсител. Това става чрез отваряне на хлорид или сулфат. Първият включва обработване на изходния минерал с нагрята солна киселина, добавяне на антимонов хлорид на SbCl3 за утаяване на съединението Cs3 и промиване с гореща вода или разтвор на амоняк за образуване на CsCl цезиев хлорид. Във втория случай се обработва с нагряна сярна киселина до образуване на CsAl (SO4) 2 · 12H2O алуминиев цезий.
В Руската федерация след разпадането на СССР индустриалното производство на полулуцит не се е осъществявало, въпреки че по съветско време в тундрата Вороной край Мурманск са открити колосални минерални запаси. По времето, когато руската промишленост успя да се изправи на крака, се оказа, че канадският лиценз е придобил лиценз за разработване на тази област. Понастоящем обработката и извличането на цезиеви соли от замърсит се извършва в Новосибирск в ЗАО "Редки метали".
Има няколко лабораторни метода за получаване на цезий. Може да се получи:
загряване във вакуум смес от хром или цезиев дихромат с цирконий;
разлагане на цезиев азид във вакуум;
загряване на смес от цезиев хлорид и специално приготвен калций.
Всички методи отнемат много време. Вторият ви позволява да получите метал с висока чистота, но той е взривоопасен и изисква изпълнение за няколко дни.
Цезият намери приложение едва в началото на 20 век, когато бяха открити неговите минерали и беше разработена технологията за производството му в чист вид. В момента цезият и неговите съединения се използват в електрониката, радиото, електро, рентгеновата, химическата промишленост, оптиката, медицината, ядрената енергия. Използва се предимно стабилен естествен цезий-133 и в ограничена степен неговият радиоактивен изотоп цезий-137, извлечен от сумата от делящи се фрагменти на уран, плутоний, торий в реакторите на атомните електроцентрали.
Алкалоземни метали
Алкалоземните метали са химични елементи: калций Ca, стронций Sr, барий Ba, радий Ra (понякога берилият Be и магнезий Mg също погрешно се наричат \u200b\u200bалкалоземни метали). Те са наречени така, защото техните оксиди - "земни" (в терминологията на алхимиците) - придават алкална реакция на водата. Солите на алкалоземните метали, с изключение на радия, са широко разпространени в природата под формата на минерали.
калций
Калцият е елемент от основната подгрупа на втората група, четвъртият период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомно число 20. Той е обозначен със символа Ca (лат. Калций). Простата калциева субстанция (CAS номер: 7440-70-2) е мек, химически активен алкалоземен метал със сребристо-бял цвят.
Калциевият метал съществува в две алотропни модификации. До 443 ° C, α-Ca е стабилен с кубична лицева центрирана решетка (параметър a \u003d 0.558 nm), β-Ca е стабилен с кубична решетка, ориентирана към тялото от тип α-Fe (параметър a \u003d 0.448 nm). Стандартната енталпия ΔH0 на α → β прехода е 0,93 kJ / mol.
Калцият е типичен алкалозем. Реактивността на калция е висока, но по-ниска от всички други алкалоземни метали. Лесно взаимодейства с кислород, въглероден диоксид и влага на въздуха, поради което повърхността на калциевия метал обикновено е тъмно сива, затова калцият обикновено се съхранява в лаборатория, подобно на други алкалоземни метали, в плътно затворен буркан под слой керосин или течен парафин.
Сред стандартните потенциали калцият е разположен вляво от водорода. Стандартният електроден потенциал на двойка Ca2 + / Ca0 е 2,84 V, така че калцият активно реагира с вода, но без запалване:
Ca + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + H2 + Q.
С активни неметали (кислород, хлор, бром) калцият реагира при нормални условия:
2Ca + O2 \u003d 2CaO, Ca + Br2 \u003d CaBr2.
При нагряване на въздух или кислород, калция се запалва. С по-малко активни неметали (водород, бор, въглерод, силиций, азот, фосфор и други) калцият взаимодейства при нагряване, например:
Ca + H2 \u003d CaH2, Ca + 6B \u003d CaB6,
3Ca + N2 \u003d Ca3N2, Ca + 2C \u003d CaC2,
3Ca + 2P \u003d Ca3P2 (калциев фосфид); калциевите фосфиди от съставите CaP и CaP5 също са известни;
2Ca + Si \u003d Ca2Si (калциев силицид); калциеви силициди от съставите CaSi, Ca3Si4 и CaSi2 също са известни.
Ходът на горните реакции обикновено се придружава от отделяне на голямо количество топлина (тоест тези реакции са екзотермични). Във всички съединения с неметали, окислителното състояние на калция е +2. Повечето от калциевите съединения с неметалите лесно се разлагат с вода, например:
CaH2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + 2H2,
Ca3N2 + 3H20 \u003d 3Ca (OH) 2 + 2NH3.
Саонът на Са2 + е безцветен. Когато в пламъка се въведат разтворими калциеви соли, пламъкът става тухленочервен.
Калциевите соли като CaCl2 хлорид, CaBr2 бромид, CaI2 йодид и Ca (NO3) 2 нитрат са лесно разтворими във вода. Водоразтворим CaF2 флуорид, CaCO3 карбонат, CaSO4 сулфат, Ca3 (PO4) 2 ортофосфат, CaC2O4 оксалат и някои други.
Важен е фактът, че за разлика от калциев карбонат CaCO3, киселият калциев карбонат (бикарбонат) Са (HCO3) 2 е разтворим във вода. В природата това води до следните процеси. Когато студен дъжд или речна вода, наситена с въглероден диоксид, прониква под земята и навлиза във варовици, тяхното разтваряне се наблюдава:
CaCO3 + CO2 + H2O \u003d Ca (HCO3) 2.
На същите места, където водата, наситена с калциев бикарбонат, идва на земната повърхност и се нагрява от слънцето, протича обратната реакция:
Ca (HCO3) 2 \u003d CaCO3 + CO2 + H2O.
Така че в природата има прехвърляне на големи маси от вещества. В резултат на това огромни пропуски могат да се образуват под земята, а в пещерите се образуват красиви каменни "илци" - сталактити и сталагмити.
Наличието на разтворен калциев бикарбонат във вода до голяма степен определя временната твърдост на водата. Нарича се временно, защото когато водата заври, хидрокарбонатът се разлага и CaCO3 се утаява. Това явление например води до образуване на мащаб в чайника с течение на времето.
стронций
Стронций - елемент от основната подгрупа на втората група, петият период на периодичната система от химически елементи D. I. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 38. Определя се със символа Sr (лат. Strontium). Простото вещество стронций (CAS номер: 7440-24-6) е мек, ковък и пластичен алкалоземен метал със сребристо-бял цвят. Има висока химическа активност, бързо реагира с влага и кислород във въздуха, като се покрива с жълт оксиден филм.
Нов елемент е намерен в минералния стронцианит, открит през 1764 г. в оловна мина близо до шотландското село Строншян, което по-късно даде името на новия елемент. Наличието на нов метален оксид в този минерал е установено почти 30 години по-късно от Уилям Кройкшенк и Адер Крофорд. Разпределен в чист вид от сър Хъмфри Дейви през 1808г.
Стронций - мек сребристо-бял метал, има пластичност и пластичност, лесно се нарязва с нож.
Полиморфен - известни са три негови модификации. До 215 ° C, кубичната лицева центрирана модификация (α-Sr) е стабилна, между 215 и 605 ° C - шестоъгълна (β-Sr), над 605 ° C - кубична обемно-центрирана модификация (γ-Sr).
Точка на топене - 768 ° C, точка на кипене - 1390 ° C.
Стронций винаги показва +2 валентност в своите съединения. По свойствата си стронцийът е близък до калция и бария, като заема междинно положение между тях.
В електрохимичната серия от напрежения стронцийът е сред най-активните метали (нормалният му електроден потенциал е -2,89 V. Енергично реагира с вода, образувайки хидроксид:
Sr + 2H2O \u003d Sr (OH) 2 + H2
Той взаимодейства с киселини, измества тежки метали от техните соли. С концентрирани киселини (H2SO4, HNO3) реагира слабо.
Металният стронций бързо се окислява във въздуха, образувайки жълтеникав филм, в който освен SrO оксид, винаги присъстват SrO2 пероксид и Sr3N2 нитрид. Когато се нагрява на въздух, той се запалва; прахообразният стронций във въздуха е предразположен към самозапалване.
Енергично реагира с неметали - сяра, фосфор, халогени. Той взаимодейства с водород (над 200 ° С), азот (над 400 ° С). Практически не реагира с основи.
При високи температури реагира с CO2 и образува карбид:
5Sr + 2CO2 \u003d SrC2 + 4SrO
Слабо разтворими соли на стронций с аниони Cl-, I-, NO3-. Соли с аниони F-, SO42-, CO32-, PO43- са слабо разтворими.
Стронций се използва за легиране на купрум и някои от неговите сплави, за въвеждане в оловни сплави на акумулатора, за десулфуризация на чугун, мед и др. стомани.
барий
Барият е елемент от основната подгрупа на втората група, шестият период на периодичната система от химически елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 56. Той е обозначен със символа Ba (лат. Барий). Простата субстанция е барий (CAS номер: 7440-39-3) - мек, ковък алкалоземен метал със сребристо-бял цвят. Има висока химическа активност.
Барий е открит като BaO оксид през 1774 г. от Карл Шееле. През 1808 г. английският химик Хъмфри Дейви, получен чрез електролиза на мокър бариев хидроксид с живачен катод амалгама бариев; След изпаряване на живак той изолира метален барий при нагряване.
Барият е сребристо-бял ковък метал. Когато рязък удар се счупи. Има две алотропни модификации на барий: до 375 ° С, α-Ba е стабилен с кубична решетка, ориентирана към тялото (параметър a \u003d 0.501 nm); по-висок, β-Ba е стабилен.
Твърдост в минералогична скала 1,25; по скалата на Моос 2.
Металният барий се съхранява в керосин или под слой парафин.
Барият е алкалноземен метал. Интензивно се окислява във въздуха, образувайки бариев оксид BaO и бариев нитрид Ba3N2 и се запалва при леко нагряване. Енергично реагира с вода и образува бариев хидроксид Ba (OH) 2:
Ba + 2H2O \u003d Ba (OH) 2 + H2
Активно взаимодейства с разредени киселини. Много бариеви соли са неразтворими или слабо разтворими във вода: бариев сулфат BaSO4, бариев сулфит BaSO3, бариев карбонат BaCO3, бариев фосфат Ba3 (PO4) 2. Бариев сулфид BaS, за разлика от калциевия сулфид CaS, е силно разтворим във вода.
Лесно реагира с халогени, образувайки халиди.
При нагряване с водород, той образува бариев хидрид BaH2, който от своя страна с литиевия хидрид LiH дава Li комплекс.
Реагира при нагряване с амоняк:
6Ba + 2NH3 \u003d 3BaH2 + Ba3N2
Бариев нитрид Ba3N2, когато се нагрява, взаимодейства с СО, образувайки цианид:
Ba3N2 + 2CO \u003d Ba (CN) 2 + 2BaO
С течен амоняк той дава тъмносин разтвор, от който може да се изолира амоняк, който има златист блясък и лесно се разлага с отстраняването на NH3. В присъствието на платинен катализатор, амонякът се разлага и образува бариев амид:
Ba (NH2) 2 + 4NH3 + H2
Бариев карбид BaC2 може да се получи чрез нагряване в пещ за въглища BaO.
Образува фосфор Ba3P2 с фосфор.
Барият намалява оксидите, халидите и сулфидите на много метали до съответния метал.
Бариевият метал, често в сплав с алуминий, се използва като гетер (гетер) в електронни устройства с висок вакуум и също се добавя заедно с цирконий към течни метални охлаждащи течности (натрий, калий, рубидий, литий, цезиеви сплави) за намаляване на агресивността към тръбопроводи и в металургия.
Преходни метали
Преходните метали (преходни елементи) са елементи на странични подгрупи на Периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, в атомите на които електрони се появяват на d- и f-орбитали. Най-общо, електронната структура на преходните елементи може да бъде представена, както следва:. Ns орбитали съдържат един или два електрона, останалите валентни електрони са разположени на орбиталите. Тъй като броят на валентните електрони е забележимо по-малък от броя на орбиталите, простите вещества, образувани от преходните елементи, са метали.
Общи характеристики на преходните елементи
Всички преходни елементи имат следните общи свойства:
Малки стойности на електроотрицателност.
Променливи окислителни състояния. За почти всички d-елементи, в атомите на които има 2 валентни електрона на външния ns-подравнина, е известно окислителното състояние +2.
Изхождайки от d-елементите от III група на Периодичната таблица на химичните елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, елементите в състояние на по-ниско окисляване образуват съединения, които проявяват основни свойства, в най-високо - киселинните, в междинните - амфотерни
желязо
Желязото е елемент от странична подгрупа на осма група от четвъртия период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, атомно число 26. Означава се със символа Fe (лат. Ferrum). Един от най-разпространените метали в земната кора (второ място след алуминия).
Простото вещество желязо (CAS номер: 7439-89-6) е сребробял ковък метал с висока химическа реактивност: желязото корозира бързо при високи температури или при висока влажност на въздуха. В чист кислород желязото гори и в ситно диспергирано състояние спонтанно се запалва във въздуха.
Всъщност желязото обикновено се нарича негови сплави с ниско съдържание на примеси (до 0,8%), които запазват мекотата и пластичността на чистия метал. Но на практика по-често се използват сплави от желязо с въглерод: (до 2% въглерод) и (повече от 2% въглерод), както и неръждаема (легирана) стомана с легиращи метални добавки (хром, манган, Ni и др.). Комбинацията от специфични свойства на желязото и неговите сплави го прави „метал №1“ от значение за хората.
В природата желязото рядко се среща в чистата му форма, най-често се среща в желязо-никелови метеорити. Преобладаването на желязото в земната кора е 4,65% (4-то място след O, Si, Al). Смята се също, че желязото представлява голяма част от земното ядро.
Желязото е типичен метал, в свободното си състояние е сребристобял със сивкав оттенък. Чистият метал е пластмасов, различни примеси (в частност въглерод) повишават неговата твърдост и чупливост. Има изразени магнитни свойства. Често излъчват така наречената „триада от желязо“ - група от три метала (желязо Fe, кобалт Co, т.е. Ni Ni), които имат сходни физични свойства, атомни радиуси и стойности на електроотрицателност.
Желязото се характеризира с полиморфизъм, има четири кристални модификации:
до 769 ° C, α-Fe (ферит) съществува с центрирана в тялото кубична решетка и свойствата на феромагнетик (769 ° C ≈ 1043 К - точка Кюри за желязо)
в температурния диапазон 769–917 ° C съществува β-Fe, който се различава от α-Fe само по параметрите на центрираната в тялото кубична решетка и магнитните свойства на парамагнита
в температурния диапазон 917–1394 ° C съществува γ-Fe (аустенит) с кубична решетка, насочена към лицето
над 1394 ° С, δ-Fe е стабилен с обемно-центрирана кубична решетка
Металургията не изолира β-Fe като отделна фаза и го разглежда като вид α-Fe. Когато желязото или стоманата се нагряват над точката на Кюри (769 ° С ≈ 1043 К), топлинното движение на йони нарушава ориентацията на магнитните моменти на въртене на електрон, феромагнетикът става парамагнетик - възниква фазов преход от втори ред, но фазов преход от първи ред не се случва с промяна на основните физични параметри на кристалите.
За чистото желязо при нормално налягане от гледна точка на металургията съществуват следните стабилни модификации:
От абсолютна нула до 910 ° C, α-модификацията с кубична (bcc) кристална решетка, ориентирана към тялото, е стабилна. Твърдият разтвор на въглерод в α-желязо се нарича ферит.
От 910 до 1400 ° C модификацията на γ с кубична (fcc) кристална решетка, насочена към лицето, е стабилна. Твърдият разтвор на въглерод в γ-желязо се нарича аустенит.
От 910 до 1539 ° С, δ-модификацията с кубична (bcc) кристална решетка, ориентирана към тялото, е стабилна. Твърд разтвор на въглерод в 8-желязо (както и в α-желязо) се нарича ферит. Високотемпературният δ-феритен и нискотемпературен α-феритен (или просто феритен) понякога се разграничават, въпреки че атомните им структури са еднакви.
Наличието на въглерод и легиращи елементи в стоманата значително променя температурата на фазовите преходи.
В областта на високо налягане (над 104 MPa, 100 хиляди атмосфери) възниква модификация на ε-желязо с шестоъгълна решетка с плътно запечатана (HCP).
Явлението полиморфизъм е изключително важно за стоманената металургия. Благодарение на α-γ преходите на кристалната решетка стоманата е термично обработена. Без това явление желязото като основа на стоманата не би получило толкова широко приложение.
Желязото е огнеупорно, се отнася до метали със средна активност. Точката на топене на желязото е 1539 ° C, точката на кипене е около 3200 ° C.
Желязото е един от най-използваните метали, той представлява до 95% от световната металургична продукция.
Желязото е основният компонент на стоманите и отлитите ютии - най-важните конструктивни материали.
Желязото може да бъде част от сплави на базата на други метали - например никел.
Магнитният железен оксид (магнетит) е важен материал в производството на устройства за дълготрайна компютърна памет: твърди дискове, дискети и др.
Ултрафиният магнетитен прах се използва като тонер в черно-бели лазерни принтери.
Уникалните феромагнитни свойства на редица сплави на желязо допринасят за широкото им използване в електротехниката за магнитни ядра на трансформатори и електродвигатели.
Железният (III) хлорид (железен хлорид) се използва в любителската радио практика за мариноване на печатни платки.
Черен сулфат (железен сулфат), смесен с меден сулфат, се използва за контрол на вредните гъбички в градинарството и строителството.
Желязото се използва като анод в желязо-никелови батерии, батерии с желязо-въздух.
мед
Медта е елемент от странична подгрупа от първата група, четвъртият период от периодичната система от химични елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 29. Определя се със символа Cu (лат. Cuprum). Простата медна субстанция (CAS номер: 7440-50-8) е пластмасов преходен метал със златисто розов цвят (розов цвят при липса на оксиден филм). C отдавна е широко използван от човека.
Медта е златисто-розов пластичен метал, бързо покрит с оксиден филм във въздуха, което му придава характерен интензивен жълтеникаво-червен оттенък. Медта има висока топло- и електрическа проводимост (заема второ място по електропроводимост след сребро). Той има два стабилни изотопа - 63Cu и 65Cu, и няколко радиоактивни изотопа. Най-дълготрайният от тях, 64Cu, има период на полуразпад 12,7 часа и два варианта на разлагане с различни продукти.
Плътност - 8.94 * 10і kg / mі
Специфична топлина при 20 ° C - 390 J / kg * K
Електрическо съпротивление при 20-100 ° С - 1,78 · 10−8 Ohm · m
Точка на топене - 1083 ° C
Точка на кипене - 2600 ° C
Съществуват редица сплави на Cuprum: месинг - сплав на Cuprum с цинк, - сплав на Cuprum с калай, Cupronickel - сплав на Cuprum и никел и някои други.
цинк
Цинкът е елемент от странична подгрупа от втората група, четвъртият период от периодичната система от химически елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомно число 30. Определя се със символа Zn (лат. Цинкум). Просто вещество (CAS номер: 7440-66-6) при нормални условия е крехък преходен метал със синкаво-бял цвят (избледнява на въздух, покрива се с тънък слой цинков оксид).
В чистата си форма доста пластичен сребристо-бял метал. Той има шестоъгълна решетка с параметри a \u003d 0.26649 nm, c \u003d 0.49468 nm. Тя е крехка при стайна температура, когато плочата е огъната, се чува напукване от триене на кристалити (обикновено по-силно от „калаения плач“). При 100-150 ° C цинкът е пластмасов. Примесите, дори незначителни, рязко увеличават крехкостта на цинка.
Типичен амфотеричен метал. Стандартният електроден потенциал е -0,76 V, разположен в серия от стандартни потенциали до желязо.
Във въздуха цинкът е покрит с тънък филм ZnO оксид. При силно нагряване той гори с образуването на амфотерния бял ZnO оксид:
2Zn + O2 \u003d 2ZnO.
Цинковият оксид реагира и с двата киселинни разтвора:
ZnO + 2HNO3 \u003d Zn (NO3) 2 + H2O
и основи:
ZnO + 2NaOH \u003d Na2ZnO2 + H2O,
Цинкът с нормална чистота активно реагира с киселинни разтвори:
Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2,
Zn + H2SO4 (разлагане) \u003d ZnSO4 + H2
и алкални разтвори:
Zn + 2NaOH + 2H2O \u003d Na2 + H2,
образуващи хидроксизинкати. Много чистият цинк не реагира с разтвори на киселини и основи. Взаимодействието започва с добавянето на няколко капки разтвор на Cuprum сулфат CuSO4.
При нагряване цинкът реагира с халогени и образува ZnHal2 халиди. С фосфор цинкът образува фосфиди Zn3P2 и ZnP2. Със сяра и нейните аналози - селен и телур - различни халкогениди, ZnS, ZnSe, ZnSe2 и ZnTe.
Цинкът не реагира директно с водород, азот, въглерод, силиций и бор. Zn3N2 нитрид се получава при реакцията на цинк с амоняк при 550-600 ° С.
Във водни разтвори цинковите йони Zn2 + образуват аквакомплекси 2+ и 2+.
Чистият метален цинк се използва за възстановяване на благородните метали, добивани чрез подземно излугване (злато, сребро). В допълнение, цинкът се използва за извличане на сребро, злато (и други метали) от сурово олово под формата на цинкови интерметални съединения със сребро и злато (така наречената "сребърна пяна"), които след това се обработват по конвенционални методи на рафиниране.
Използва се за защита на стоманата от корозия (поцинковане на повърхности, които не са подложени на механично натоварване, или метализация - за мостове, резервоари, метални конструкции). Използва се и като материал за отрицателния електрод в химически източници на ток, тоест в батерии и акумулатори, например: манганово-цинков елемент, сребърно-цинкова батерия (EMF 1,85 V, 150 W · h / kg, 650 W · h / h dmі, ниско съпротивление и колосални токове, живачно-цинков елемент (ЕМП 1,35 V, 135 W · h / kg, 550-650 W · h / dmі), диоксисулфат-живачен елемент, йодно-цинков елемент, меден оксид галванична клетка (EMF 0.7-1.6 Volt, 84-127 W · h / kg, 410-570 W · h / dm_), хром-цинков елемент, елемент цинк-сребро-сребро nt, никел-цинкова батерия (EMF 1,82 волта, 95-118 W · h / kg, 230-295 W · h / dmi), оловно-цинков елемент, цинк-хлорна батерия, цинково-бромна батерия и др.). Ролята на цинка в батериите с цинков въздух е много важна. През последните години цинковият въздух - батерии за компютри (лаптопи) се развива интензивно на базата на цинково-въздушната система и в тази област е постигнат значителен успех (по-голям от литиевите батерии, капацитетът и ресурсът са по-малко от 3 пъти по-висока от цената), също така тази система е много обещаваща за стартиращи двигатели (оловен акумулатор - 55 W · h / kg, цинков въздух - 220-300 W · h / kg) и за електрически превозни средства (пробег до 900 км). Включва се в много продавачи, за да намали точката на топене. Цинкът е важен компонент от месинга. Цинковият оксид се използва широко в медицината като антисептично и противовъзпалително средство. Цинковият оксид също се използва за производство на боя - цинков оксид.
Цинковият хлорид е важен флюс за запояване на метали и компонент в производството на фибри.
Телурид, селенид, фосфид, цинков сулфид са широко използвани полупроводници.
Цинк селенидът се използва за направата на оптични стъкла с много нисък коефициент на абсорбция в средния инфрачервен диапазон, например в лазерите с въглероден диоксид.
живак
Меркурий е елемент от странична подгрупа от втората група, шестият период на периодичната система от химически елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 80. Той е обозначен със символа Hg (лат. Hydrargyrum). Простият веществен живак (CAS номер: 7439-97-6) е преходен метал, при стайна температура е тежка сребристобяла, забележимо летлива течност, изпаренията на която са изключително токсични. Живакът е един от двата химични елемента (и единственият метал), простите вещества от които при нормални условия са в течно състояние на агрегация (вторият елемент е бром). Той се намира в природата както в местна форма, така и образува редица минерали. Най-често живакът се получава чрез редукция от най-разпространения му минерал - кинобар. Използва се за производството на измервателни уреди, вакуумни помпи, източници на светлина и в други области на науката и техниката.
Живакът е единствената метална течност при стайна температура. Той има свойствата на диамагнетик. Образува течни сплави с много метали - амалгами, Само желязо, манган и Ni.
Живакът е метал с ниска активност.
При нагряване до 300 ° C живакът реагира с кислород: образува се 2Hg + O2 → 2HgO Червен оксид на живак (II). Тази реакция е обратима: при нагряване над 340 ° С оксидът се разлага до прости вещества. Реакцията на разлагане на живачен оксид исторически е била един от първите методи за производство на кислород.
Когато живакът се нагрява със сяра, се образува живачен (II) сулфид.
Живакът не се разтваря в разтвори на киселини, които нямат окислителни свойства, но се разтваря в акварегия и азотна киселина, образувайки соли на двувалентен живак. Когато излишният живак се разтвори в студена азотна киселина, се образува Hg2 (NO3) 2 нитрат.
От елементите от група IIB на живачната група е възможно да се унищожи много стабилна 6d10 - електронна обвивка, което води до възможността за живачни съединения (+4). Така че, освен слабо разтворим Hg2F2 и разграждащ водата HgF2, има и HgF4, получен чрез взаимодействието на живачни атоми и смес от неон и флуор при температура 4 К.
Живакът се използва при производството на термометри, живачно-кварцови и флуоресцентни лампи се пълнят с живачни пари. Контактите с живак служат като датчици за положение. В допълнение, металическият живак се използва за производството на редица критични сплави.
Преди това различни метални амалгами, особено златни и сребърни амальгами, са били широко използвани в бижутата, при производството на огледала и зъбни пломби. В технологията живакът се използва широко за барометри и манометри. Живачните съединения са били използвани като антисептик (живачен хлорид), слабително (каломел), при производството на шапки и др., Но поради високата си токсичност, в края на 20 век те са практически изтласкани от тези области (заместване на обединението чрез пръскане и електроосаждане на метали, полимер пломби в стоматологията).
Талиевата живачна сплав се използва за термометри с ниска температура.
Металният живак служи като катод за електролитичното производство на редица активни метали, хлор и основи, в някои химически източници на ток (например, живак-цинк тип RC), в източници на референтно напрежение (клетка Weston). Живачно-цинковият елемент (ем. 1,35 волта) има много висока енергия в обем и тегло (130 W / h / kg, 550 W / h / dm).
Живакът се използва за рециклиране на вторичен добив на алуминий и злато (виж амалгама).
Живакът понякога се използва и като работна течност в силно натоварени хидродинамични лагери.
Живакът е част от някои биоцидни бои, за да се предотврати замърсяването на корабните корпуси в морската вода.
Меркурий-203 (T1 / 2 \u003d 53 сек) се използва в радиофармакологията.
Използват се и живачни соли:
Живак йодид се използва като полупроводников детектор на радиация.
Меркурий фулминат ("експлозивен живак") отдавна се използва като иницииращ експлозив (детонатори).
Живакният бромид се използва при термохимичното разлагане на водата във водород и кислород (атомна водородна енергия).
Някои живачни съединения се използват като лекарства (например мертиолат за консервиране на ваксини), но главно поради токсичност живакът е заменен от медицината (живачен хлорид, живачен оксицианид - антисептици, каломел - слабително и др.) В средата на края на 20 век.
алуминий
Алуминият е елемент от основната подгрупа на третата група от Третия период на периодичната система от химически елементи на Д. И. Менделеев Дмитрий Иванович, атомен номер 13. Той е обозначен със символа Al (лат. Алуминий). Принадлежи към групата на леките метали. Най-разпространеният метален и третият най-често срещан (след кислород и силиций) химичен елемент в земната кора.
Проста субстанция Алуминий (CAS номер: 7429-90-5) - лек немагнетичен сребристобял метал, който може лесно да се формова, отлива, обработва. Алуминият има висока топло- и електрическа проводимост, устойчивост на корозия поради бързото образуване на силни оксидни филми, които предпазват повърхността от по-нататъшно взаимодействие.
Според някои биологични проучвания приемът на алуминий в човешкото тяло се счита за фактор за развитието на болестта на Алцхаймер, но тези изследвания по-късно са критикувани и заключението за връзката на едното с другото е опровергано.
Сребристо-бял метал, лек, плътност 2,7 g / cm2, точка на топене за технически 658 ° C, алуминий с висока чистота 660 ° C, точка на кипене 2500 ° C, временна устойчивост на отливка 10-12 kg / mm2, деформируема 18 -25 kg / mm2, сплави 38-42 kg / mm2.
Твърдостта на Brinell е 24-32 kgf / mm2, висока пластичност: технически 35%, чисти 50%, навити в тънък лист и дори фолио.
Алуминият има висока електрическа проводимост и топлопроводимост, 65% от електрическата проводимост на Cuprum, има висока отразяваща способност.
Алуминият образува сплави с почти всички метали.
При нормални условия, алуминият е покрит с тънък и силен оксиден филм и следователно не реагира с класически окислители: с H2O (t °); O2, HNO3 (без нагряване). Поради това алуминият практически не е податлив на корозия и затова е широко търсен от съвременната промишленост. Въпреки това, по време на разрушаването на оксидния филм (например при контакт с разтвори на амониеви соли NH4 +, горещи основи или в резултат на обединяване), алуминият действа като активен редуциращ агент на метала.
Лесно реагира с прости вещества:
с кислород:
4Al + 302 \u003d 2Al2O3
с халогени:
2Al + 3Br2 \u003d 2AlBr3
реагира с други неметали при нагряване:
със сяра, образувайки Алуминиев сулфид:
2Al + 3S \u003d Al2S3
с азот за образуване на алуминиев нитрид:
с въглерод, образувайки алуминиев карбид:
4Al + 3C \u003d Al4C3
Алуминиевият сулфид и карбидът са напълно хидролизирани:
Al2S3 + 6H2O \u003d 2Al (OH) 3 + 3H2S
Al4C3 + 12H20 \u003d 4Al (OH) 3+ 3CH4
Със сложни вещества:
с вода (след отстраняване на защитния оксиден филм, например, обединяване или разтвори от гореща алкал):
2Al + 6H20 \u003d 2Al (OH) 3 + 3H2
с основи (с образуването на тетрахидроксоалуминати и други алуминати):
2Al + 2NaOH + 6H2O \u003d 2Na + 3H2
2 (NaOH.H20) + 2Al \u003d 2NaAlO2 + 3H2
Лесно разтворим в солна и разредена сярна киселина:
2Al + 6HCl \u003d 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4 (dec) \u003d Al2 (SO4) 3 + 3H2
При нагряване се разтваря в киселини - окислители, които образуват разтворими соли на Алуминия:
2Al + 6H2SO4 (конц) \u003d Al2 (SO4) 3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3 (конц) \u003d Al (NO3) 3 + 3NO2 + 3H2O
възстановява металите от техните оксиди (алуминотермия):
8Al + 3Fe3O4 \u003d 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 \u003d Al2O3 + 2Cr
Широко използван като конструктивен материал. Основните предимства на Алуминия в това качество са лекота, гъвкавост на щамповане, устойчивост на корозия (във въздуха, Алуминият моментално е покрит с устойчив филм Al2O3, което предотвратява по-нататъшното му окисляване), висока топлопроводимост, нетоксичност на неговите съединения. По-специално тези свойства направиха Алуминия изключително популярен при производството на съдове за готвене, алуминиево фолио в хранително-вкусовата промишленост и за опаковане.
Основният недостатък на Алуминия като конструктивен материал е неговата ниска якост, поради което той обикновено се слепва с малко количество Cuprum и магнезий (сплавта се нарича duralumin).
Електрическата проводимост на алуминия е само 1,7 пъти по-малка от тази на Cuprum, докато алуминият е приблизително 2 пъти по-евтин. Следователно, той се използва широко в електротехниката за производството на проводници, тяхното екраниране и дори в микроелектрониката при производството на проводници в чипове. По-ниската електрическа проводимост на алуминия (37 1 / ом) в сравнение с Cuprum (63 1 / ом) се компенсира с увеличаване на напречното сечение на алуминиевите проводници. Недостатък на Алуминия като електротехнически материал е силен оксиден филм, който заварява трудно.
Поради своя комплекс от свойства той е широко разпространен в термичното оборудване.
Алуминият и неговите сплави запазват силата си при изключително ниски температури. Поради това той се използва широко в криогенната технология.
Високата отразяваща способност в комбинация с ниска цена и лекота на пръскане прави Алуминия идеален материал за производството на огледала.
При производството на строителни материали като газогенериращ агент.
Устойчивост на корозия и мащаб се придават на стомана и други сплави, например, бутални клапани на двигателя с вътрешно горене, лопатки на турбината, кули за рекуперация на маслото, оборудване за топлообмен, а също така се заменя поцинковане.
Алуминиевият сулфид се използва за производството на сероводород.
В момента се провеждат изследвания за разработване на пенест алуминий като особено силен и лек материал.
Когато алуминият беше много скъп, от него се правеха различни бижута. Модата за тях веднага премина, когато се появиха нови технологии (разработки) на нейното производство, които намаляха многократно. В наши дни алуминият понякога се използва при производството на бижута.
Други метали
олово
Оловото е елемент от основната подгрупа на четвърта група, шести Период на периодичната система от химични елементи на Д. И. Дмитрий Иванович Менделеев, с атомен номер 82. Той се обозначава със символа Pb (лат. Plumbum). Просто вещество олово (CAS номер: 7439-92-1) е ковък, сравнително слаботопящ се сив метал.
Оловото има доста ниска топлопроводимост, то е 35,1 W / (m · K), при температура 0 ° C. Металът е мек, лесен за рязане с нож. На повърхността той обикновено е покрит с повече или по-малко дебел филм от оксиди, при нарязване се отваря лъскава повърхност, която с времето избледнява.
Точка на топене: 327.4 ° C
Точка на кипене: 1740 ° C
Оловен нитрат се използва за производството на мощни смесени взривни вещества. Оловен азид се използва като най-широко използваният детонатор (иницииращ експлозия). Оловен перхлорат се използва за приготвяне на тежки течности (плътност 2,6 g / cm2), използвани при флотационна обработка на руди, понякога се използва в мощни смесени експлозиви като окислител. Само оловен флуорид, както и заедно с бисмутов флуорид, Kuprum, Silver, се използва като катоден материал в химически източници на ток. Оловен бисмутат, PbS Оловен сулфид, оловен йодид се използват като катоден материал в литиеви батерии. Оловен хлорид PbCl2 като катоден материал в източници на ток в режим на готовност. Оловният телурид PbTe се използва широко като термоелектрически материал (термоелектрическа мощност с 350 µV / K), най-широко използваният материал в производството на термоелектрически генератори и термоелектрически хладилници. Оловен диоксид PbO2 се използва широко не само в оловен акумулатор, но и на негова основа се произвеждат много резервни химически източници на ток, например олово-хлорен елемент, оловно-флуорен елемент и др.
Оловно бяло, основният карбонат Pb (OH) 2.PbCO3, плътен бял прах, се получава от олово във въздуха под въздействието на въглероден диоксид и оцетна киселина. Използването на оловно бяло като оцветяващ пигмент сега не е толкова често, както преди, поради разпадането им под действието на H2S сероводород. Оловната варовик се използва и за производството на замазка, в технологията на циментова и оловно-карбонатна хартия.
Оловен арсенат и арсенит се използват в инсектицидната технология за унищожаване на насекоми - селскостопански вредители (несдвоена копринена буба и памучен джоб). Оловен борат Pb (BO2) 2 · H2O, неразтворим бял прах, се използва за изсушаване на картини и лакове, както и заедно с други метали - като покрития от стъкло и порцелан. Оловен хлорид PbCl2, бял кристален прах, е разтворим в гореща вода, разтвори на други хлориди и особено амониев хлорид NH4Cl. Използва се за приготвяне на мехлеми при лечение на тумори.
Оловен хромат PbCrO4 е известен като хром жълто багрило, той е важен пигмент за приготвяне на бои, за оцветяване на порцелан и тъкани. В индустрията хроматът се използва главно в производството на жълти пигменти. Оловен нитрат Pb (NO3) 2 е бяло кристално вещество, лесно разтворимо във вода. Той е стипчив за ограничена употреба. В промишлеността се използва в производството на кибрит, боядисване и печат на текстил, боядисване на рога и гравиране. Оловен сулфат Pb (SO4) 2, неразтворим във вода бял прах, се използва като пигмент в батерии, литография и в печатни тъкани.
Оловен сулфид PbS, черен неразтворим във вода прах, се използва за изпичане на керамика и за откриване на оловни йони.
Тъй като оловото абсорбира добре γ радиацията, той се използва за радиационна защита в рентгенови инсталации и в ядрени реактори. В допълнение, оловото се счита за охлаждаща течност в проектите на обещаващи реактори за бързи неутрони.
Оловните сплави намират значително приложение. Путер (сплав от калаено олово), съдържащ 85-90% калаен метал и 15-10% Pb, е формован, евтин и се използва при производството на домакински съдове. Припой, съдържащ 67% Pb и 33% калаен метал, се използва в електротехниката. Свинцовите и антимоновите сплави се използват при производството на куршуми и типография, а олово, антимон и калаени сплави се използват за леене на фигури и лагери. Антимон оловни сплави обикновено се използват за кабелни обвивки и електрически батерии. Оловни съединения се използват при производството на багрила, бои, инсектициди, стъкло Търговски артикули и като добавки към бензин под формата на тетраетил олово (C2H5) 4Pb (умерено летлива течност, чифт разрези в ниски концентрации имат сладък плодов мирис, в големи има неприятна миризма; т.т. \u003d 130 ° C, т.т. \u003d 80 ° C / 13 mm RT .st.; плътности 1650 g / cm; nD2v \u003d 1,5198; неразтворим във вода, смесва се с органични разтворители; силно токсичен, лесно прониква през кожата; MPC \u003d 0,005 mg / m; LD50 \u003d 12,7 mg / kg (плъх, орален)) за увеличаване на октановата оценка.
калай
Калайът е елемент от основната подгрупа от четвърта група, пети Период на периодичната система от химически елементи Д. Д. Менделеев Дмитрий Иванович, с атомен номер 50. Определя се със символа Tin metal (лат. Stannum). При нормални условия обикновено вещество е пластичен, ковък и леещ се лъскав метал със сребристо-бял цвят. Калайът образува няколко алотропни модификации: под 13.2 ° C стабилен α-калай (сив калай) с кубична решетка от диамантен тип, над 13.2 ° C стабилен β-калай (бял калай) с тетрагонална кристална решетка.
Калай се използва главно като безопасно, нетоксично, устойчиво на корозия покритие в чистата му форма или в сплави с други метали. Основните индустриални приложения на калай са в ламарина (калайдисано желязо) за производство на контейнери с хранителни продукти, в припои за електроника, в тръбопроводи за дома, в носещи сплави и в покрития от калай и неговите сплави. Най-важната сплав от калай е бронз (с Cuprum). Друга добре известна сплав - компютър - се използва за приготвяне на чинии. Напоследък интересът към използването на метал се възражда, тъй като той е най-„екологично чистият“ сред тежките цветни метали. Използва се за създаване на свръхпроводящи проводници на базата на интерметално съединение Nb3Sn.
цени върху метален калай през 2006 г. възлиза на средно 12-18 $ / kg, калаен диоксид с висока чистота около 25 $ / kg, монокристален калай с висока чистота около 210 $ / kg.
Калаените и циркониеви интерметални съединения имат висока точка на топене (до 2000 ° С) и устойчивост на окисляване при нагряване на въздух и имат редица приложения.
Калайът е най-важният легиращ компонент при производството на структурни титанови сплави.
Калаеният диоксид е много ефективен абразивен материал, използван за "довършване" на повърхността на оптично стъкло.
Смес от калаени соли - "жълтият състав" - преди това се използва като багрило за вълна.
Калайът се използва и в химически източници на ток като аноден материал, например: манганово-калаен елемент, оксидно-живачно-калаен елемент. Обещаващо е използването на калай в оловно-калаена батерия; Така например, при еднакво напрежение с оловна батерия, оловно-калаената батерия има 2,5 пъти по-голям капацитет и 5 пъти по-висока плътност на енергия на единица обем, вътрешното й съпротивление е много по-ниско.
Металният калай е нетоксичен, което позволява използването му в хранителната промишленост. Вредните примеси, съдържащи се в калай при нормални условия на съхранение и употреба, включително в стопилката при температури до 600 ° C, не се изпускат във въздуха на работната зона в обеми, превишаващи максимално допустимата концентрация в съответствие с GOST. Дългосрочното (15-20 години) излагане на калаен прах има фиброгенен ефект върху белите дробове и може да причини заболяването на работещите с пневмокониоза.
Нанасяне на метал
Строителни материали
Металите и техните сплави са един от основните структурни материали на съвременната цивилизация. Това се определя преди всичко от тяхната висока якост, еднородност и непроницаемост за течности и газове. Освен това, променяйки състава на сплавите, е възможно да се променят техните свойства в много широк диапазон.
Електрически материали
Металите се използват като добри проводници Електрическа мощност (Мед, алуминий) и като материали с високо съпротивление за резистори и електрически нагревателни елементи (нихром и др.).
Материали за инструменти
Металите и техните сплави се използват широко за производството на инструменти (техните работни части). Това са главно инструментални стомани и карбиди. Като материали за инструменти се използват също диамант, бор нитрид и керамика.
металургия
Металургията или металургията е поле на материалознанието, което изучава физическото и химичното поведение на металите, интерметалните съединения и сплавите. Металургията включва и практическото приложение на съществуващите знания за металите - от добива на суровини до паричната емисия на готова продукция.
Проучване на структурата и физико-химичните свойства на металните и оксидни стопи и твърди разтвори, разработване на теорията за кондензираното състояние на материята;
Изследването на термодинамиката, кинетиката и механизма на металургичните реакции;
Разработване на научни и технически и икономически основи за интегрирано използване на полиметални минерални суровини и промишлени отпадъци с решаването на екологични проблеми;
Разработване на теорията за основите на пирометалургичната, електротермичната, хидрометалургичната и газовата фаза процеси производство на метали, сплави, метални прахове и композитни материали и покрития.
Черните метали включват желязо, манган, хром, ванадий. Всички останали са оцветени. Според физичните си свойства и предназначение цветните метали условно се делят на тежки (мед, олово, цинк, калай, Ni) и леки (алуминий, магнезий).
Според основния технологичен процес се разделя на пирометалургия (топене) и хидрометалургия (извличане на метали в химически разтвори). Разнообразие от пирометалургия е плазмената металургия.
Плазмена металургия - извличане от руди, топене и обработка на метали и сплави под въздействието на плазма.
Преработката на руди (оксиди и др.) Се извършва чрез термичното им разлагане в плазмата. За предотвратяване на обратни реакции се използва редуциращ агент (въглерод, водород, метан и др.) Или рязко охлаждане на плазмения поток, което нарушава термодинамичното равновесие.
Плазмената металургия позволява директно намаляване на метала от руда, значително ускоряване на металургичните процеси, получаване на чисти материали, намаляване на разхода на гориво (редуциращ агент). Недостатъкът на плазмената металургия е голямото потребление на електроенергия, използвана за генериране на плазма.
Историята
Първите доказателства, че човек се е занимавал с металургия, са от 5-6 хилядолетия пр.н.е. д. и са открити в Майданпек, Плочник и други места в Сърбия (включително медната брадва 5500 г. пр. н. е., свързани с културата на Винка), България (5000 г. пр. н. е.), Палмеле (), Испания, Стоунхендж (). Въпреки това, както често се случва с такива дългогодишни явления, възрастта не винаги може да бъде точно определена.
В културата на ранните времена има сребро, мед, калай и метеоритно желязо, което позволява ограничена металообработка. По този начин „небесните кинжали“ бяха високо ценени - египетските оръжия, създадени от метеоритно желязо 3000 години пр.н.е. д. Но след като се научих да добивам мед и калай от рок и получават сплав, наречена бронз, хората през 3500 г. пр.н.е. д. навлезе в бронзовата епоха.
Получаването на желязо от руда и топенето на метал беше много по-трудно. Смята се, че технологията е изобретена от хетите около 1200 г. пр.н.е. е. това е началото на желязната епоха. Тайната на добиването и производството на желязо се превърна в ключов фактор в управлението на филистимците.
Следи от развитието на черната металургия могат да бъдат проследени в много минали култури и цивилизации. Това включва древните и средновековните царства и империи на Близкия и Средния Изток, Древен Египет и Анатолия (), Картаген, гърци и римляни от древни и средновековни На Европа, Китай и пр. Трябва да се отбележи, че много методи, устройства и технологии на металургията са измислени първоначално в древен Китай, а след това европейците овладяват този занаят (изобретявайки доменни пещи, т.е. Чугун, Стомана, хидравлични чукове и др.). Скорошните изследвания обаче показват, че римската технология е била много по-напреднала, отколкото се смяташе досега, особено в областите на добив и коване.
Екстрактивна металургия
Минна металургия се състои в добив на ценни метали от руда и топене на извлечени суровини в чист метал. За да се превърне метален оксид или сулфид в чист метал, рудата трябва да бъде отделена чрез физични, химични или електролитични методи.
Металургите работят с три основни компонента: суровини, концентрат (ценен оксид или сулфид на метала) и отпадъци. След добивът големи парчета руда се смачкват до точката, в която всяка частица е или ценен концентрат или отпадък.
планина работа незадължително, ако рудата и околната среда позволяват излугване. По този начин човек може да се разтвори и да получи разтвор, обогатен с Минерал.
Рудата често съдържа няколко ценни метала. В този случай отпадъците от един процес могат да бъдат използвани като суровина за друг процес.
сплав
Сплавът е макроскопски хомогенна смес от два или повече химични елемента с преобладаване на метални компоненти. Основната или единствена фаза на сплавта, като правило, е твърд разтвор на легиращи елементи в метала, който е основата на сплавта.
Сплавите имат метални свойства, например: метален блясък, висока електрическа проводимост и топлопроводимост. Понякога компонентите на сплав могат да бъдат не само химически елементи, но и химически съединения с метални свойства. Например, основните компоненти на карбидите са волфрам или титанови карбиди. Макроскопските свойства на сплавите винаги се различават от свойствата на техните компоненти, а макроскопската хомогенност на многофазните (хетерогенни) сплави се постига поради равномерното разпределение на примесните фази в металната матрица.
Сплавите обикновено се получават чрез смесване на компонентите в разтопено състояние, последвано от охлаждане. При високи температури на топене на компонентите, сплавите се получават чрез смесване на прахове от метали с последващо синтероване (така се получават например много волфрамови сплави).
Сплавите са един от основните конструктивни материали. Сред тях най-важните са сплавите на базата на желязо и алуминий. В състава на много сплави могат да бъдат въведени неметали като въглерод, силиций, бор и др. В техниката се използват повече от 5 хиляди сплави.
източници
http://ru.wikipedia.org/
Енциклопедия на инвеститора. 2013 .
Синоними:- - МЕТАЛ, съпруг метал, лат. krushets; и в малка форма, при топенето: korolek. В ежедневието ценни, скъпи метали: злато, платина, сребро; прости: желязо, мед, цинк, калай, олово; химията откри такива принципи на почти всички минерали, състоящи се от ... ... Обяснителният речник на Дал
По-голямата част (93 от 117) от известните в момента химически елементи са метали.
Атомите на различни метали имат много общо по структура, а образуваните от тях прости и сложни вещества имат сходни свойства (физични и химични).
Позиция в периодичната система и структурата на металните атоми.
В периодичната система металите са разположени вляво и под условно прекъснатата линия, преминаваща от бор в астатин (виж таблицата по-долу). Почти всички s-елементи (с изключение на H, He) принадлежат на метали, около половината r-елементи, всички г- и е-елементи ( лантаниди и актинидите).
Повечето метални атоми на ниво външна енергия съдържат малък брой (до 3) електрони, само някои атоми на p-елементи (Sn, Pb, Bi, Po) имат повече (четири до шест). Валентните електрони на металните атоми са слабо (в сравнение с неметалните атоми) свързани към ядрото. Следователно металните атоми сравнително лесно дават тези електрони на други атоми, действайки в химически реакции само като редуциращи агенти и превръщащи се в положително заредени катиони:
Аз - не - \u003d Me n +.
За разлика от неметалите, металните атоми се характеризират само с положителни окислителни състояния от +1 до +8.
Лекотата, с която металните атоми даряват валентните си електрони на други атоми, характеризира редукционната активност на този метал. Колкото по-лесно металният атом дава своите електрони, толкова по-мощен е редуциращият агент. Ако металите са подредени подред в реда на намаляване на тяхната редукционна способност във водни разтвори, получаваме серия за изместване на метали, която се нарича още електрохимична серия от напрежения (или близка дейност) метали (виж таблицата по-долу).
Разпространение mметали в природата.
Първите три най-разпространени метала в земната кора (това е повърхностният слой на нашата планета с дебелина около 16 км) включват алуминий, желязо и калций. По-рядко са натрий, калий и магнезий. Таблицата по-долу показва масовите фракции на някои метали в земната кора.
желязо и калций. По-рядко са натрий, калий и магнезий. Таблицата по-долу показва масовите фракции на някои метали в земната кора.
Преобладаване на металите в земната кора
| метал | метал | Масова част в земната кора,% | |
|---|---|---|---|
| Al | 8,8 | Cr | 8,3 ∙ 10 -3 |
| Fe | 4,65 | Zn | 8,3 ∙ 10 -3 |
| Ca | 3,38 | Ni | 8 ∙ 10 -3 |
| Na | 2,65 | Cu | 4,7 ∙ 10 -3 |
| K | 2,41 | Pb | 1,6 ∙ 10 -3 |
| Mg | 2,35 | Ag | 7 ∙ 10 -6 |
| Ti | 0,57 | Hg | 1,35 ∙ 10 -6 |
| Mn | 0,10 | Au | 5 ∙ 10 -8 |
Наричат \u200b\u200bсе елементи, чиято масова част в земната кора е по-малка от 0,01% рядък, Редките метали включват, например, всички лантаниди. Ако един елемент не е в състояние да се концентрира в земната кора, т.е. не образува собствени руди, а се проявява като примес с други елементи, тогава той се отнася до разсеян елементи. Следните метали са разпръснати, например: Sc, Ga, In, Tl, Hf.
През 40-те години на XX век. Германските учени Валтер и Айда Нола предложиха това. че във всеки калдъръм на тротоара има всички химически елементи на периодичната система. В началото тези думи бяха посрещнати от колегите им с далеч от единодушно одобрение. Въпреки това, тъй като се появяват все по-точни методи за анализ, учените са все по-убедени във валидността на тези думи.
Тъй като всички живи организми са в тесен контакт с околната среда, всеки от тях трябва да съдържа, ако не всички, то повечето химически елементи на периодичната система. Например в тялото на възрастен, масовата част на неорганичните вещества е 6%. От металите в тези съединения присъстват Mg, Ca, Na, K. Много от ензимите и други биологично активни органични съединения в нашето тяло съдържат V, Mn, Fe, Cu, Zn, Co, Ni, Mo, Cr и някои други метали.
Тялото на възрастен човек съдържа средно около 140 g калиеви йони и около 100 g натриеви йони. С храната консумираме ежедневно от 1,5 g до 7 g калиеви йони и от 2 g до 15 g натриеви йони. Нуждата от натриеви йони е толкова голяма, че те трябва да се добавят специално към храната. Значителна загуба на натриеви йони (под формата на NaCl с урина и пот) се отразява неблагоприятно на човешкото здраве. Затова при горещо време лекарите препоръчват да се пие минерална вода. Излишното съдържание на сол в храната обаче се отразява негативно върху работата на нашите вътрешни органи (предимно сърцето и бъбреците).
Трябва да имате активиран JavaScript, за да гласувате.И други химически съединения. За получаване на чисти метали и по-нататъшното им приложение е необходимо да се изолират от руди и да се извърши почистване. Ако е необходимо легиране и друга обработка на метали. Науката изучава това. металургия , Металургията разграничава черните руди (на базата на жлеза) и цветни (не включват желязо, само около 70 елемента). Злато, сребро и платина важи и за скъпоценни (благородни) метали , Освен това в малки количества присъстват в морската вода, растенията, живите организми (докато играят важна роля).
Известно е, че човешкото тяло се състои от 3% от метали , Най-вече в нашата клетки калций и натрий концентрирани в лимфни системи. магнезиев се натрупва в мускулите и нервна система , мед - в черен дроб , желязо - в кръв.
екстракция
Металите често се извличат от земята чрез добив, резултатът - добити руди - служи като сравнително богат източник на необходими елементи. За да се установи местоположението на рудите, се използват специални методи за търсене, включително проучване на руда и проучване на находища. Депозитите обикновено се разделят на кариера (повърхностни руди), при които добивът се извършва чрез извличане на почвата с помощта на тежко оборудване, както и под земята мина.
Металите се извличат от добива на руда, обикновено чрез химическа или електролитна редукция. Най- пиро високите температури се използват за превръщане на рудата в метални суровини, в хидрометалургия кандидатствайте със същата цел водна химия. Използваните методи зависят от вида на метала и вида на замърсяването.
Когато металната руда е йонно съединение на метал и неметал, обикновено се топи - нагрява се с редуциращ агент - за възстановяване на чистия метал. Много често срещани метали като желязо стопява се като редуциращо средство въглероден (получени от изгаряне на въглища). Някои метали, като напр алуминий и натрий нямат икономически изгодни редуктори и се възстановяват с помощта електролиза.
Твърдост на някои метали:
| твърдост | метал |
|---|---|
| 0.2 | цезий |
| 0.3 | рубидий |
| 0.4 | калий |
| 0.5 | натрий |
| 0.6 | литий |
| 1.2 | индий |
| 1.2 | талий |
| 1.25 | барий |
| 1.5 | стронций |
| 1.5 | галий |
| 1.5 | калай |
| 1.5 | олово |
| 1.5 | |
| 1.75 | калций |
| 2.0 | кадмий |
| 2.25 | бисмут |
| 2.5 | магнезиев |
| 2.5 | цинк |
| 2.5 | лантан |
| 2.5 | сребърен |
| 2.5 | злато |
| 2.59 | итрий |
| 2.75 | алуминий |
| 3.0 | мед |
| 3.0 | антимон |
| 3.0 | торий |
| 3.17 | скандий |
| 3.5 | платина |
| 3.75 | кобалт |
| 3.75 | паладий |
| 3.75 | цирконий |
| 4.0 | желязо |
| 4.0 | никел |
| 4.0 | хафний |
| 4.0 | манган |
| 4.5 | ванадий |
| 4.5 | молибден |
| 4.5 | родий |
| 4.5 | Титан |
| 4.75 | ниобий |
| 5.0 | иридий |
| 5.0 | рутений |
| 5.0 | тантал |
| 5.0 | технеций |
| 5.0 | хром |
| 5.5 | берилий |
| 5.5 | осмий |
| 5.5 | рений |
| 6.0 | волфрам |
| 6.0 | β-уран |
Поради лесното извличане на електрони е възможно окисляване на металите, което може да доведе до корозия и по-нататъшно влошаване на свойствата. Способността за окисляване може да бъде разпозната по стандартната серия от активност на металите. Този факт потвърждава необходимостта от използване на метали в комбинация с други елементи ( сплав най-важният от които е стомана), тяхното легиране и нанасяне на различни покрития.
За по-правилно описание на електронните свойства на металите е необходимо да се използва квантова механика , Във всички твърди частици с достатъчно симетрия енергийните нива на електроните на отделните атоми се припокриват и образуват разрешени зони, а зоната, образувана от валентни електрони, се нарича валентна лента , Слабата връзка на валентните електрони в металите води до факта, че валентната лента в металите е много широка и всички валентни електрони не са достатъчни, за да я запълнят напълно.
Основната характеристика на такава частично запълнена зона е, че дори при минимално приложено напрежение в пробата, започва преструктурирането на валентни електрони, т.е. тече електрически ток.
Същата висока подвижност на електрон води до висока топлопроводимост, както и до способността за огледално електромагнитно излъчване (което придава на металите характерен блясък).
Някои метали
- светлина:
- други:
Нанасяне на метал
Строителни материали
Материали за инструменти
Историята на развитието на идеите за металите
Запознаването на човека с металите започна злато , сребърен и мед , тоест от метали, открити в свободно състояние на земната повърхност; впоследствие те се съединяват с метали, които са значително разпространени в природата и лесно се отличават от техните съединения: калай , олово , желязо и. Тези седем метала бяха познати на човечеството в древни времена. Сред древните египетски артефакти има изделия от злато и мед, които според някои източници датират от далечната епоха 3000-4000 г. пр. Н. Е. д.
До седем известни метала, само в средновековие бяха добавени цинк , бисмут , антимон и в началото на XVIII век арсен , От средата на 18 век броят на откритите метали нараства бързо и достига 65 до началото на 20 век, а 96 - до началото на 21 век.
Нито една от химическите индустрии не допринесе толкова за развитието на химическите познания, колкото процесите, свързани с производството и обработката на метали; тяхната история е свързана с най-важните моменти в историята на химията. Свойствата на металите са толкова характерни, че още в най-ранна епоха златото, среброто, медта, оловото, калайът, желязото и живакът представляват една естествена група от хомогенни вещества, а понятието „метал“ се отнася до най-старите химични понятия. Възгледите за тяхната природа в повече или по-малко специфична форма се появяват едва през Средновековието алхимици , Истински идеи Аристотел за природата: образуването на всичко, което съществува от четири елемента (огън, земя, вода и въздух), вече показваше сложността на металите; но тези идеи бяха твърде неясни и абстрактни. Алхимиците имат концепцията за сложността на металите и в резултат на това вярата в способността да се превръщат едни метали в други, да се създават изкуствено, е основната концепция на техния мироглед. Това понятие е естествено заключение от масата от факти, свързани с химическите трансформации на металите, натрупани дотогава. Всъщност превръщането на метал в оксид, напълно различен от тях чрез простото калциниране във въздуха и обратната подготовка на метал от оксид, утаяването на някои метали от други, образуването на сплави с други свойства, различни от първоначално взетите метали и т.н. - всичко това изглежда беше посочват сложността на тяхната същност.
Що се отнася до действителното превръщане на металите в злато, вярата във възможността за това се основаваше на много видими факти. Отначало образуването на сплави в цвят, подобен на златото, например от мед и цинк, в очите на алхимиците вече ги превръщаше в злато. Струваше им се, че е необходимо само да се промени цвета, а свойствата на метала също ще станат различни. По-специално, лошо установените експерименти допринесоха за това вярване, когато вещества, съдържащи примеси от това злато, бяха взети за превръщане на основен метал в злато. Например, още в края на 18 век фармацевт в Копенхаген твърди, че химически чистото сребро частично се превръща в злато, когато се слее с арсен. Този факт беше потвърден от известен химик. Guiton de Morvo и вдигна много шум. Скоро след това беше показано, че арсенът, използван за експеримента, съдържа следи от сребро и злато.
Тъй като от седемте известни тогава метала някои от тях бяха по-лесни за химически трансформации, други по-трудни, алхимиците ги разделиха на благородни - перфектни и невъзможни - несъвършени. Първата принадлежала на злато и сребро, втората на мед, калай, олово, желязо и живак. Последните, притежаващи свойствата на благородните метали, но същевременно рязко различаващи се от всички метали по течно състояние и летливост, изключително заети учени от онова време, а някои го отличават в специална група; вниманието, което я привличаше, беше толкова голямо, че започнаха да разглеждат живак сред елементите, от които са се образували самите метали, и именно в нея виждаха носител на метални свойства. Приемайки съществуването в природата на прехода на едни метали към други, несъвършен към съвършен, алхимиците приеха, че при обикновени условия тази трансформация е изключително бавна, от векове и може би не без мистериозното участие на небесни тела, които по това време бяха кредитирани с толкова голяма роля и в съдбата на човека. Случайно е имало седем известни метала, както и известни тогава планети и това допълнително показва мистериозна връзка между тях. За алхимиците металите често се наричат \u200b\u200bпланети; златото се нарича Слънцето сребро - Луната мед - Венера , калай - Юпитер олово - Сатурн желязо - Марс и живак - Меркурий , Когато бяха открити цинк, бисмут, антимон и арсен, телата, които във всички отношения са подобни на металите, но които имат едно от най-характерните свойства на метала, ковкостта, са слабо развити, те бяха обособени в специална група - полуметали, Разделянето на металите на металите и правилните полуметали е съществувало още в средата на 18 век.
Определянето на състава на метала първоначално беше чисто спекулативно. Отначало алхимиците приеха, че са формирани от два елемента - и сяра , Произходът на този възглед е неизвестен, той съществува още през VIII век. за Geberit доказателство за наличието на живак в металите е, че той ги разтваря, а в тези разтвори тяхната индивидуалност изчезва, поглъща се от живак, което не би се случило, ако те нямаха едно общо нещо с живак. Освен това живакът с олово даваше нещо подобно на калай. Що се отнася до сярата, може би е взета, тъй като са били известни серни съединения, които са подобни на външен вид на металите. В бъдеще тези прости идеи, вероятно поради неуспешни опити за изкуствено получаване на метали, стават изключително сложни и объркани. В концепциите на алхимиците, например от X-XIII век, живакът и сярата, от които се образуват метали, не са живакът и сярата, които алхимиците са имали в ръцете си. Беше само нещо подобно на тях, притежаващи специални свойства; нещо, което наистина съществуваше в обикновената сяра и живак, се изразяваше в тях в по-голяма степен, отколкото в други тела. Под живак, който е част от металите, те представляват нещо, което обуславя тяхната неизменност, метален блясък, пластичност, с една дума, опора от метален тип; Под сяра се разбира носителят на променяемостта, разградимостта и горимостта на металите. Тези два елемента бяха в метали в различни пропорции и както казаха тогава по различни начини; в допълнение, те могат да бъдат с различна степен на чистота. Според Geber, например, златото се състои от голямо количество живак и малко количество сяра в най-висока степен на чистота и най-фиксирана; в калай, напротив, те приемаха много сяра и малко живак, които не бяха чисти, лошо фиксирани и т.н. Всичко това, разбира се, искаха да изразят различно отношение на металите към единственото по това време химическо средство - огънят. С по-нататъшното развитие на тези възгледи два елемента - живак и сяра - изглеждаха недостатъчни, за да могат алхимиците да обяснят състава на металите; към тях се добавя сол и малко арсен. Те искаха да посочат чрез това, че при всички трансформации на металите нещо остава нестабилно, постоянно. Ако в природата „превръщането на базовите метали в благородни метали отнема векове“, алхимиците се стремят да създадат условия, при които този процес на съвършенство, съзряването ще бъде бързо и лесно. Поради тясната връзка на химията с тогавашната медицина, а след това и с биологията, идеята за трансформиране на металите естествено се идентифицира с идеята за растежа и развитието на организираните органи: преходът, например, на олово в злато, образуването на растение от зърно, хвърлено в земята и, както би се разложило, ферментация и др. изцелението на болен орган в човек - всичко това бяха особени явления на един общ загадъчен жизнен процес, подобрение и бяха предизвикани само от стимули. От това разбира се, че мистериозният принцип, който дава възможност за получаване на злато, е бил да се лекува болести, да се превърне старото човешко тяло в младо и т.н. Така че имаше концепция за прекрасен философски камък.
Относно ролята философски камък при превръщането на основни метали в благородни има най-вече индикации относно превръщането им в злато; малко се говори за получаването на сребро. Според някои автори един и същ философски камък превръща металите в сребро и злато; според други съществуват два вида това вещество: единият е перфектен, другият е по-малко съвършен и последният служи за получаване на сребро. По отношение на количеството философски камък, необходимо за трансформация, посоките също са различни. В една, 1 част от него е в състояние да превърне 10 000 000 части от метал в злато, в други - 100 части и дори само 2 части. За да се получи злато, се разтопил някакъв основен метал или бил взет живак и там бил хвърлен философски камък; някои увериха, че трансформацията се осъществява моментално, докато други - малко по малко. Тези възгледи за природата на металите и за способността им да трансформират задържат като цяло в продължение на много векове до XVII век, когато те започват рязко да отричат \u200b\u200bвсичко това, още повече, тъй като тези възгледи предизвикаха появата на много шарлатани, които използваха надеждата на лековерните да получат злато. По-специално той се бори с идеите на алхимиците Бойл „Бих искал да знам - казва той на едно място - как златото може да се разложи на живак, сяра и сол; Готов съм да платя разходите по този опит; за мен никога не бих могъл да го постигна. "
След векове безплодни опити за изкуствено производство на метали и с натрупания до 17 век факти, например за ролята на въздуха при изгарянето, увеличаването на теглото на метала при окисляване, което, между другото, все още знаех Геверовият през осми век въпросът за елементарния състав на метала изглеждаше съвсем близо до края; но в химията се появи нов ток, резултатът от който беше теория на флогистона и решението на този въпрос все още се забави за дълго време.
Учените от онова време били много заинтересовани от явленията на горенето. Изхождайки от основната идея на философията от онова време, че приликите в свойствата на телата трябва да произхождат от едни и същи принципи, елементите, които ги съставят, беше прието, че горимите тела обхващат общ елемент. Актът на изгаряне се счита за акт на разлагане, разпад на елементи; докато елементът на горимост изпъкваше под формата на пламък, а други останаха. Признавайки възгледа на алхимиците върху образуването на метали от трите елемента, живак, сяра и сол и приемайки тяхното реално съществуване в метала, сярата трябва да бъде призната като принцип на горимост. Тогава другият компонент на метала, очевидно, трябваше да разпознае остатъка от калцинирането на метала - „земя“, както се казва тогава; следователно, няма нищо общо с живак. Сярата, от друга страна, изгаря вътре сярна киселина , които мнозина по силата на казаното се смятаха за по-просто тяло от сярата и са включени в броя на елементарните тела. Имаше объркване и противоречие. Вехера За да съгласува старите понятия с новите, той прие съществуването на три степени в земния метал: всъщност „земя“, „горима земя“ и „живачна земя“. В тези условия Stahl предложи своята теория. Според него началото на запалимостта не е сяра или друго известно вещество, а нещо неизвестно, наречено от него флогистон , Уж металите се образуват от флогистон и пръст; калцинирането на метал във въздуха се придружава от отделяне на флогистон; обратното получаване на метали от земята му с помощта на въглища - вещество, богато на флогистон - е актът на комбиниране на флогистон със земята. Въпреки че имаше няколко метала и всеки от тях, когато беше калциниран, даде своя собствена земя, последният като елемент беше един, така че този компонент на метала имаше същия хипотетичен характер като флогистон; въпреки това последователите на Стал понякога вземали толкова „стихийна земя“, колкото имало метали. когато вид тъмен тютюн за дъвчене при разтваряне на метали в приети киселини водород и проучил свойствата му (неспособност да поддържа горенето, експлозивността му в смес с въздух и др.), той разпознал Stahl phlogiston в него; металите според неговите концепции се състоят от водород и "земя". Това мнение е прието от много последователи на теорията на флогистона.
Въпреки очевидната хармония на теорията на флогистона, имаше основни факти, които не можеха да бъдат свързани с нея. Хебър също знаеше, че металите при изгаряне увеличават теглото си; Междувременно, според Стал, те трябва да загубят флогистон: когато флогистонът се свърже отново със "земята", теглото на получения метал е по-малко от теглото на "земята". Така се оказа, че флогистонът трябва да има някакво специално свойство - отрицателна гравитация. Въпреки всички остроумни хипотези, изразени в обяснение на това явление, то беше неразбираемо и озадачаващо.
когато Лавоазие установява ролята на въздуха при изгарянето и показва, че печалбата в теглото на металите при изгаряне идва от добавянето на кислород от въздуха към металите и така установява, че актът на изгарянето на металите не се разлага на елементи, а, напротив, актът на съединяване, въпросът за сложността на металите беше решено отрицателно. Метали са присвоени на прости химически елементи, по силата на основната идея на Лавоазие, че прости тела са тези, от които не е възможно да се изолират други тела. Със създаването периодична система от химически елементи Менделеев металните елементи заеха своето законно място в него.
Вижте също
бележки
препратки
- С. П. Вуколов: // Енциклопедичен речник на Брокхаус и Ефрон : В 86 тома (82 тома и 4 допълнителни). - SPb. , 1890-1907. (историческа част)
| Периодична таблица | |
|---|---|
| Дмитрий Иванович Менделеев · Периодичен закон · Групи от артикули | |
| формати | кратко · По блокове · разширено · Уголемен · Електронни конфигурации · електроотрицателност · алтернатива · Изотопи на елементи |
| Списъци с артикули за | име ·
етимология (в чест на местата, в чест на откривателите) · Време за отваряне Окислително състояние · разпространение на (в човека) · Стабилност на изотопите · |
