Metālu reakciju piemēri ar skābekli. Metāli

Metāla atomu struktūra nosaka ne tikai raksturlielumus fizikālās īpašības vienkāršas vielas - metāli, bet arī to vispārējās ķīmiskās īpašības.

Ar lielu daudzveidību visas metālu ķīmiskās reakcijas ir redokss un var būt tikai divu veidu: kombinācija un aizstāšana. Metāli spēj ķīmiskās reakcijas ziedot elektronus, tas ir, būt reducējošiem līdzekļiem, iegūtajos savienojumos ir tikai pozitīvs oksidācijas stāvoklis.

IN vispārējs skats to var izteikt ar diagrammu:
Es 0 – nē → Es +n,
kur Me ir metāls - vienkārša viela, un Me 0+n ir metāls, savienojuma ķīmiskais elements.

Metāli spēj nodot savus valences elektronus nemetālu atomiem, ūdeņraža joniem un citu metālu joniem, tāpēc reaģēs ar nemetāliem – vienkāršām vielām, ūdeni, skābēm, sāļiem. Tomēr metālu reducējošās spējas atšķiras. Metālu reakcijas produktu sastāvs ar dažādas vielas ir atkarīgs no vielu oksidēšanas spējas un apstākļiem, kādos notiek reakcija.

Plkst augstas temperatūras Lielākā daļa metālu sadedzina skābeklī:

2Mg + O2 = 2MgO

Šādos apstākļos neoksidējas tikai zelts, sudrabs, platīns un daži citi metāli.

Daudzi metāli reaģē ar halogēniem bez karsēšanas. Piemēram, alumīnija pulveris, sajaucot ar bromu, aizdegas:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

Kad metāli mijiedarbojas ar ūdeni, dažos gadījumos veidojas hidroksīdi. Normālos apstākļos tie ļoti aktīvi reaģē ar ūdeni sārmu metāli, kā arī kalcijs, stroncijs, bārijs. Šīs reakcijas vispārējā shēma izskatās šādi:

Me + HOH → Me(OH) n + H 2

Citi metāli karsējot reaģē ar ūdeni: magnijs, kad tas vārās, dzelzs ūdens tvaikos, kad tas vārās sarkans. Šajos gadījumos tiek iegūti metālu oksīdi.

Ja metāls reaģē ar skābi, tas ir daļa no iegūtā sāls. Kad metāls mijiedarbojas ar skābes šķīdumiem, to var oksidēt ūdeņraža joni, kas atrodas šķīdumā. Saīsināto jonu vienādojumu vispārīgā formā var uzrakstīt šādi:

Me + nH + → Me n + + H 2

Skābekli saturošu skābju, piemēram, koncentrēta sērskābes un slāpekļa, anjoniem ir spēcīgākas oksidējošās īpašības nekā ūdeņraža joniem. Tāpēc tie metāli, kurus nespēj oksidēt ūdeņraža joni, piemēram, varš un sudrabs, reaģē ar šīm skābēm.

Metāliem mijiedarbojoties ar sāļiem, notiek aizvietošanas reakcija: elektroni no aizstājošā – aktīvāka metāla – atomiem pāriet uz aizvietotā – mazāk aktīvā metāla – joniem. Tad tīkls metālu aizstāj ar metālu sāļos. Šīs reakcijas nav atgriezeniskas: ja metāls A izspiež metālu B no sāls šķīduma, tad metāls B neizstums metālu A no sāls šķīduma.

Ķīmiskās aktivitātes dilstošā secībā, kas izpaužas metālu pārvietošanās reakcijās viens no otra no to sāļu ūdens šķīdumiem, metāli atrodas metālu elektroķīmiskajā spriegumu (aktivitāšu) virknē:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Metāli, kas atrodas pa kreisi šajā rindā, ir aktīvāki un spēj izspiest šādus metālus no sāls šķīdumiem.

Ūdeņradis ir iekļauts metālu elektroķīmiskā sprieguma sērijā kā vienīgais nemetāls, kas ir kopīgs ar metāliem vispārējs īpašums- veido pozitīvi lādētus jonus. Tāpēc ūdeņradis aizvieto dažus metālus to sāļos, un to pašu var aizstāt ar daudziem metāliem skābēs, piemēram:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Metāli, kas elektroķīmiskajā sprieguma virknē atrodas pirms ūdeņraža, to izspiež no daudzu skābju šķīdumiem (sālsskābe, sērskābe utt.), bet visi tam sekojošie, piemēram, varš, to neizspiež.

tīmekļa vietni, kopējot materiālu pilnībā vai daļēji, ir nepieciešama saite uz avotu.

Metālu vispārīgās īpašības.

Ar kodolu vāji saistītu valences elektronu klātbūtne nosaka metālu vispārējās ķīmiskās īpašības. Ķīmiskajās reakcijās tie vienmēr darbojas kā reducētājs; vienkāršas vielas, metāli, nekad neparādās oksidatīvās īpašības.

Metālu iegūšana:
- reducēšana no oksīdiem ar oglekli (C), oglekļa monoksīdu (CO), ūdeņradi (H2) vai aktīvāku metālu (Al, Ca, Mg);
- reducēšana no sāls šķīdumiem ar aktīvāku metālu;
- metālu savienojumu šķīdumu vai kausējumu elektrolīze - aktīvāko metālu (sārmu, sārmzemju metālu un alumīnija) reducēšana, izmantojot elektrisko strāvu.

Dabā metāli ir sastopami galvenokārt savienojumu veidā, tikai zemas aktivitātes metāli ir sastopami vienkāršu vielu (vietējo metālu) veidā.

Ķīmiskās īpašības metāli
1. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām, nemetāliem:
Lielāko daļu metālu var oksidēt nemetāli, piemēram, halogēni, skābeklis, sērs un slāpeklis. Bet vairumam šo reakciju ir nepieciešama iepriekšēja uzsildīšana, lai sāktu. Pēc tam reakcija var turpināties ar atbrīvošanu liels daudzums karstums, kas izraisa metāla aizdegšanos.
Istabas temperatūrā reakcijas iespējamas tikai starp aktīvākajiem metāliem (sārmu un sārmzemju) un visaktīvākajiem nemetāliem (halogēniem, skābeklim). Sārmu metāli (Na, K) reaģē ar skābekli, veidojot peroksīdus un superoksīdus (Na2O2, KO2).

a) metālu mijiedarbība ar ūdeni.
Istabas temperatūrā, sārmainā un sārmzemju metāli. Aizvietošanas reakcijas rezultātā veidojas sārms (šķīstošā bāze) un ūdeņradis: Metāls + H2O = Me(OH) + H2
Sildot, citi metāli, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža aktivitāšu sērijā, mijiedarbojas ar ūdeni. Magnijs reaģē ar verdošu ūdeni, alumīnijs – pēc speciālas virsmas apstrādes, kā rezultātā veidojas nešķīstošas ​​bāzes – magnija hidroksīds vai alumīnija hidroksīds – un izdalās ūdeņradis. Metāli aktivitāšu virknē no cinka (ieskaitot) līdz svinam (ieskaitot) mijiedarbojas ar ūdens tvaikiem (t.i. virs 100 C), un veidojas atbilstošo metālu un ūdeņraža oksīdi.
Metāli, kas atrodas aktivitāšu sērijā pa labi no ūdeņraža, nesadarbojas ar ūdeni.
b) mijiedarbība ar oksīdiem:
aktīvie metāli reaģē aizvietošanas reakcijā ar citu metālu vai nemetālu oksīdiem, reducējot tos līdz vienkāršām vielām.
c) mijiedarbība ar skābēm:
Metāli, kas atrodas aktivitāšu rindā pa kreisi no ūdeņraža, reaģē ar skābēm, atbrīvojot ūdeņradi un veidojot atbilstošo sāli. Metāli, kas atrodas aktivitāšu sērijā pa labi no ūdeņraža, nesadarbojas ar skābes šķīdumiem.
Īpašu vietu ieņem metālu reakcijas ar slāpekļskābi un koncentrētu sērskābi. Ar šīm oksidējošām skābēm var oksidēt visus metālus, izņemot cēlos (zeltu, platīnu). Šīs reakcijas vienmēr radīs atbilstošos sāļus, ūdeni un attiecīgi slāpekļa vai sēra reducēšanas produktu.
d) ar sārmiem
Metāli, kas veido amfotēriskus savienojumus (alumīnijs, berilijs, cinks), spēj reaģēt ar kausējumiem (šajā gadījumā veidojas vidēji sāļi alumināti, berilāti vai cinkāti) vai sārmu šķīdumiem (šajā gadījumā veidojas attiecīgie kompleksie sāļi). Visas reakcijas radīs ūdeņradi.
e) Atbilstoši metāla novietojumam aktivitāšu rindā ir iespējamas mazāk aktīvā metāla reducēšanas (pārvietošanas) reakcijas no tā sāls šķīduma ar citu aktīvāku metālu. Reakcijas rezultātā veidojas aktīvāka metāla sāls un vienkārša viela - mazāk aktīvā metāla.

Nemetālu vispārīgās īpašības.

Nemetālu ir daudz mazāk nekā metālu (22 elementi). Tomēr nemetālu ķīmija ir daudz sarežģītāka, jo to atomu ārējā enerģijas līmenis ir lielāks.
Nemetālu fizikālās īpašības ir daudzveidīgākas: starp tām ir gāzveida (fluors, hlors, skābeklis, slāpeklis, ūdeņradis), šķidras (broms) un cietas vielas, kas ļoti atšķiras viena no otras kušanas temperatūrā. Lielākā daļa nemetālu nevada elektrību, bet silīcijam, grafītam un germānijam ir pusvadītāju īpašības.
Gāzveida, šķidriem un dažiem cietiem nemetāliem (jodam) ir kristāliskā režģa molekulārā struktūra, citiem nemetāliem ir atomu kristāliskais režģis.
Fluors, hlors, broms, jods, skābeklis, slāpeklis un ūdeņradis normālos apstākļos pastāv diatomu molekulu veidā.
Daudzi nemetāliski elementi veido vairākas vienkāršu vielu alotropiskas modifikācijas. Tātad skābeklim ir divas allotropās modifikācijas - skābeklis O2 un ozons O3, sēram ir trīs allotropās modifikācijas - ortorombiskais, plastiskais un monoklīniskais sērs, fosforam ir trīs alotropās modifikācijas - sarkanais, baltais un melnais fosfors, ogleklim - sešas alotropās modifikācijas - sodrēji, grafīts, dimants. , karbīns, fullerēns, grafēns.

Atšķirībā no metāliem, kuriem piemīt tikai reducējošas īpašības, nemetāli reakcijās ar vienkāršām un sarežģītām vielām var darboties gan kā reducētājs, gan kā oksidētājs. Atbilstoši savai aktivitātei nemetāli ieņem noteiktu vietu elektronegativitātes rindā. Fluors tiek uzskatīts par visaktīvāko nemetālu. Tam ir tikai oksidējošas īpašības. Otrajā vietā aktivitātē ir skābeklis, trešajā ir slāpeklis, tad halogēni un citi nemetāli. Ūdeņradim ir viszemākā elektronegativitāte starp nemetāliem.

Nemetālu ķīmiskās īpašības.

1. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām:
Nemetāli mijiedarbojas ar metāliem. Šādās reakcijās metāli darbojas kā reducētājs, bet nemetāli - kā oksidētājs. Savienojuma reakcijas rezultātā veidojas bināri savienojumi - oksīdi, peroksīdi, nitrīdi, hidrīdi, bezskābekļa skābju sāļi.
Nemetālu savstarpējās reakcijās, jo elektronnegatīvāks nemetāls uzrāda oksidētāja īpašības, un mazāk elektronegatīvs - reducētāja īpašības. Savienojuma reakcija rada binārus savienojumus. Jāatceras, ka nemetāliem savos savienojumos var būt dažādi oksidācijas stāvokļi.
2. Mijiedarbība ar sarežģītām vielām:
a) ar ūdeni:
Normālos apstākļos tikai halogēni mijiedarbojas ar ūdeni.
b) ar metālu un nemetālu oksīdiem:
Daudzi nemetāli augstās temperatūrās var reaģēt ar citu nemetālu oksīdiem, reducējot tos līdz vienkāršām vielām. Nemetāli, kas atrodas pa kreisi no sēra elektronegativitātes sērijā, var arī mijiedarboties ar metālu oksīdiem, reducējot metālus līdz vienkāršām vielām.
c) ar skābēm:
Dažus nemetālus var oksidēt ar koncentrētu sērskābi vai slāpekļskābi.
d) ar sārmiem:
Sārmu ietekmē daži nemetāli var izmainīties, jo tie ir gan oksidētājs, gan reducētājs.
Piemēram, halogēnu reakcijā ar sārmu šķīdumiem bez karsēšanas: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O vai karsējot: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) ar sāļiem:
Mijiedarbojoties, tie ir spēcīgi oksidētāji un tiem piemīt reducējošas īpašības.
Halogēni (izņemot fluoru) nonāk aizvietošanas reakcijās ar halogenūdeņražskābju sāļu šķīdumiem: aktīvāks halogēns no sāls šķīduma izspiež mazāk aktīvo halogēnu.

Metālu mijiedarbība ar vienkāršiem oksidētājiem. Metālu attiecība pret ūdeni, skābju, sārmu un sāļu ūdens šķīdumi. Oksīda plēves un oksidācijas produktu loma. Metālu mijiedarbība ar slāpekļskābi un koncentrētu sērskābi.

Metāli ietver visus s-, d-, f-elementus, kā arī p-elementus, kas atrodas apakšējā daļā periodiskā tabula no diagonāles, kas novilkta no bora uz astatīnu. Šo elementu vienkāršās vielās tiek realizēta metāliska saite. Metāla atomu ārējā elektronu apvalkā ir maz elektronu 1, 2 vai 3 daudzumā. Metāliem ir elektropozitīvas īpašības un tiem ir zema elektronegativitāte, mazāka par diviem.

Metāli ir raksturīgi raksturīgās iezīmes. Tās ir cietas vielas, smagākas par ūdeni un ar metālisku spīdumu. Metāliem ir augsta siltuma un elektriskā vadītspēja. Tiem ir raksturīga elektronu emisija dažādu ārējo ietekmju ietekmē: apstarošana ar gaismu, karsēšana, plīsums (eksoelektroniskā emisija).

Metālu galvenā īpašība ir to spēja nodot elektronus citu vielu atomiem un joniem. Lielākajā daļā gadījumu metāli ir reducētāji. Un tā ir viņu raksturīgā ķīmiskā īpašība. Apskatīsim metālu attiecību pret tipiskiem oksidētājiem, kas ietver vienkāršas vielas - nemetālus, ūdeni, skābes. 1. tabulā sniegta informācija par metālu attiecību pret vienkāršiem oksidētājiem.

1. tabula

Metālu attiecība pret vienkāršiem oksidētājiem

Visi metāli reaģē ar fluoru. Izņēmumi ir alumīnijs, dzelzs, niķelis, varš, cinks, ja nav mitruma. Šie elementi, sākotnēji reaģējot ar fluoru, veido fluora plēves, kas aizsargā metālus no turpmākas reakcijas.

Tādos pašos apstākļos un iemeslu dēļ dzelzs tiek pasivēts reakcijā ar hloru. Saistībā ar skābekli ne visi, bet tikai vairāki metāli veido blīvas oksīdu aizsargplēves. Pārejot no fluora uz slāpekli (1. tabula), oksidatīvā aktivitāte samazinās, un tāpēc arvien vairāk metālu netiek oksidēti. Piemēram, tikai litijs un sārmzemju metāli reaģē ar slāpekli.

Metālu attiecība pret ūdeni un oksidētāju ūdens šķīdumiem.

IN ūdens šķīdumi Metāla reducēšanas aktivitāti raksturo tā standarta redokspotenciāla vērtība. No visas standarta redokspotenciālu sērijas izšķir metāla spriegumu sēriju, kas norādīta 2. tabulā.

2. tabula

Sprieguma metālu diapazons

Šī spriegumu sērija parāda arī ūdeņraža elektroda elektrodu potenciālu vērtības skābā (pH=0), neitrālā (pH=7), sārmainā (pH=14) vidē. Konkrēta metāla pozīcija sprieguma sērijā raksturo tā spēju veikt redoksu mijiedarbību ūdens šķīdumos standarta apstākļos. Metālu joni ir oksidētāji, un metāli ir reducētāji. Jo tālāk metāls atrodas sprieguma virknē, jo spēcīgāki tā joni ir kā oksidētājs ūdens šķīdumā. Jo tuvāk metāls ir sērijas sākumam, jo ​​spēcīgāks ir reducētājs.

Metāli spēj izspiest viens otru no sāls šķīdumiem. Reakcijas virzienu nosaka to relatīvais novietojums spriegumu virknē. Jāpatur prātā, ka aktīvie metāli izspiež ūdeņradi ne tikai no ūdens, bet arī no jebkura ūdens šķīduma. Tāpēc metālu savstarpēja pārvietošanās no to sāļu šķīdumiem notiek tikai metāliem, kas atrodas spriegumu rindā pēc magnija.

Visi metāli ir sadalīti trīs nosacītās grupās, kā parādīts nākamajā tabulā.

3. tabula

Tradicionālā metālu dalīšana

Mijiedarbība ar ūdeni. Oksidētājs ūdenī ir ūdeņraža jons. Tāpēc ar ūdeni var oksidēt tikai tos metālus, kuru standarta elektrodu potenciāls ir zemāks par ūdeņraža jonu potenciālu ūdenī. Tas ir atkarīgs no vides pH un ir vienāds ar

φ = -0,059 рН.

Neitrālā vidē (pH=7) φ = -0,41 V. Metālu mijiedarbības raksturs ar ūdeni parādīts 4. tabulā.

Metāli no sērijas sākuma, kuru potenciāls ir ievērojami negatīvāks par -0,41 V, izspiež ūdeņradi no ūdens. Bet magnijs jau izspiež ūdeņradi tikai no karsts ūdens. Parasti metāli, kas atrodas starp magniju un svinu, neizspiež ūdeņradi no ūdens. Uz šo metālu virsmas veidojas oksīda plēves, kurām ir aizsargājoša iedarbība.

4. tabula

Metālu mijiedarbība ar ūdeni neitrālā vidē

Metālu mijiedarbība ar sālsskābi.

Oksidētājs iekšā sālsskābe e ir ūdeņraža jons. Ūdeņraža jonu standarta elektroda potenciāls ir nulle. Tāpēc visiem aktīvajiem un vidēji aktīvajiem metāliem jāreaģē ar skābi. Pasivācija notiek tikai svinam.

5. tabula

Metālu mijiedarbība ar sālsskābi

Varš var izšķīdināt ļoti koncentrētā sālsskābē, neskatoties uz to, ka tas ir zemas aktivitātes metāls.

Metālu mijiedarbība ar sērskābi notiek dažādi un ir atkarīga no tā koncentrācijas.

Metālu mijiedarbība ar atšķaidītu sērskābi. Mijiedarbība ar atšķaidītu sērskābi tiek veikta tāpat kā ar sālsskābi.

6. tabula

Metālu reakcija ar atšķaidītu sērskābi

Atšķaidīts sērskābe oksidējas ar savu ūdeņraža jonu. Tas mijiedarbojas ar tiem metāliem, kuru elektrodu potenciāls ir zemāks par ūdeņraža potenciālu. Svins nešķīst sērskābē koncentrācijā, kas zemāka par 80%, jo PbSO 4 sāls, kas veidojas svina mijiedarbības laikā ar sērskābi, ir nešķīstošs un rada aizsargplēvi uz metāla virsmas.

Metālu mijiedarbība ar koncentrētu sērskābi.

Koncentrētā sērskābē sērs oksidācijas stāvoklī +6 darbojas kā oksidētājs. Tā ir daļa no sulfāta jona SO 4 2-. Tāpēc koncentrēta skābe oksidē visus metālus, kuru standarta elektrodu potenciāls ir mazāks nekā oksidētāja potenciāls. Augstākā elektrodu potenciāla vērtība elektrodu procesos, kuros kā oksidētājs ir iesaistīts sulfātjons, ir 0,36 V. Rezultātā daži zemas aktivitātes metāli reaģē arī ar koncentrētu sērskābi.

Vidējas aktivitātes metāliem (Al, Fe) pasivācija notiek blīvu oksīda plēvju veidošanās dēļ. Alva tiek oksidēta līdz četrvērtīgam stāvoklim, veidojot alvas (IV) sulfātu:

Sn + 4 H 2 SO 4 (konc.) = Sn(SO 4) 2 + 2SO 2 + 2H 2 O.

7. tabula

Metālu reakcija ar koncentrētu sērskābi

Svins tiek oksidēts divvērtīgā stāvoklī, veidojot šķīstošu svina hidrogēnsulfātu. Dzīvsudrabs izšķīst karstā koncentrētā sērskābē, veidojot dzīvsudraba (I) un dzīvsudraba (II) sulfātus. Pat sudrabs izšķīst verdošā koncentrētā sērskābē.

Jāpatur prātā, ka jo aktīvāks ir metāls, jo dziļāka ir sērskābes reducēšanas pakāpe. Ar aktīvajiem metāliem skābe tiek reducēta galvenokārt par sērūdeņradi, lai gan ir arī citi produkti. Piemēram

Zn + 2H 2SO 4 = ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O;

3Zn + 4H2SO4 = 3ZnSO4 + S↓ +4H2O;

4Zn +5H2SO4 = 4ZnSO4 = 4ZnSO4 +H2S +4H2O.

Metālu mijiedarbība ar atšķaidītu slāpekļskābi.

Slāpekļskābē slāpeklis darbojas kā oksidētājs oksidācijas stāvoklī +5. Maksimālā elektroda potenciāla vērtība atšķaidītas skābes nitrātjonam kā oksidētājam ir 0,96 V. Šīs lielās vērtības dēļ slāpekļskābe ir spēcīgāks oksidētājs nekā sērskābe. To var redzēt no fakta, ka slāpekļskābe oksidē sudrabu. Jo aktīvāks ir metāls un jo atšķaidītāka skābe, jo dziļāk skābe tiek reducēta.

8. tabula

Metālu reakcija ar atšķaidītu slāpekļskābi

Metālu mijiedarbība ar koncentrētu slāpekļskābi.

Koncentrēta slāpekļskābe parasti tiek reducēta līdz slāpekļa dioksīdam. Mijiedarbība koncentrēta slāpekļskābe ar metāliem ir parādīti 9. tabulā.

Lietojot skābi ar deficītu un bez maisīšanas, aktīvie metāli to reducē līdz slāpeklim, bet metāli ar vidēju aktivitāti līdz oglekļa monoksīdam.

9. tabula

Koncentrētas slāpekļskābes reakcija ar metāliem

Metālu mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem.

Metālus nevar oksidēt ar sārmiem. Tas ir saistīts ar faktu, ka sārmu metāli ir spēcīgi reducētāji. Tāpēc to joni ir vājākie oksidētāji, un ūdens šķīdumos tiem nav oksidējošu īpašību. Tomēr sārmu klātbūtnē ūdens oksidējošā iedarbība izpaužas lielākā mērā nekā tad, ja to nav. Sakarā ar to sārmainos šķīdumos metālus oksidē ūdens, veidojot hidroksīdus un ūdeņradi. Ja oksīds un hidroksīds ir amfotēriski savienojumi, tie izšķīst sārmainā šķīdumā. Tā rezultātā metāli, kas ir pasīvi tīrā ūdenī, enerģiski mijiedarbojas ar sārmu šķīdumiem.

10. tabula

Metālu mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem

Šķīdināšanas process ir attēlots divos posmos: metāla oksidēšana ar ūdeni un hidroksīda šķīdināšana:

Zn + 2HOH = Zn(OH) 2 ↓ + H 2 ;

Zn(OH)2↓ + 2NaOH = Na 2.

Metāli ir elementu grupa vienkāršu vielu veidā, kam ir raksturīgas metāliskas īpašības, piemēram, augsta siltuma un elektriskā vadītspēja, pozitīvs temperatūras pretestības koeficients, augsta elastība, kaļamība un metālisks spīdums. Šajā rakstā visas metālu īpašības tiks parādītas atsevišķu tabulu veidā.

Saturs

Metālu īpašības iedala fizikālajās, ķīmiskajās, mehāniskajās un tehnoloģiskajās.

Metālu fizikālās īpašības

Pie fizikālajām īpašībām pieder: krāsa, īpatnējais svars, kausējamība, elektrovadītspēja, magnētiskās īpašības, siltumvadītspēja, siltumietilpība, izplešanās karsējot.

Metāla īpatnējais svars ir viendabīga metāla ķermeņa svara attiecība pret metāla tilpumu, t.i. tas ir blīvums kg/m3 vai g/cm3.

Metāla kausējamība ir metāla spēja izkausēt noteiktā temperatūrā, ko sauc par kušanas temperatūru.

Metālu elektrovadītspēja- tā ir metālu spēja vadīt elektrisko strāvu, tā ir ķermeņa vai vides īpašība, kas nosaka elektriskās strāvas rašanos tajos elektriskā lauka ietekmē. Elektriskā vadītspēja nozīmē spēju vadīt galvenokārt līdzstrāvu (reibumā pastāvīgs lauks), atšķirībā no dielektriķu spējas reaģēt uz mainīgu elektrisko lauku ar saistīto lādiņu svārstībām (maiņstrāvu polarizāciju), radot maiņstrāvu.

Metālu magnētiskās īpašības ko raksturo: paliekošā indukcija, piespiedu spēks un magnētiskā caurlaidība.

Metālu siltumvadītspēja ir to spēja pārnest siltumu no vairāk uzkarsētām daļiņām uz mazāk uzkarsētām. Metāla siltumvadītspēju nosaka siltuma daudzums, kas 1 sekundi iet caur metāla stieni ar šķērsgriezumu 1 cm 2 un garumu 1 cm. pie temperatūras starpības 1°C.

Metālu siltumietilpība- tas ir siltuma daudzums, ko absorbē ķermenis, kad tas tiek uzkarsēts par 1 grādu. Siltuma daudzuma, ko absorbē ķermenis ar bezgalīgi mazām tā temperatūras izmaiņām, attiecību pret šīs vielas masas vienības (g, kg) izmaiņām sauc par īpatnējo siltumietilpību, 1 mols vielas ir molārs (molārs).

Metālu izplešanās karsējot.Visi metāli karsējot izplešas un atdziestot saraujas. Metāla sākotnējā izmēra palielināšanās vai samazināšanās pakāpi ar temperatūras izmaiņām par vienu grādu raksturo lineārās izplešanās koeficients.

Metālu ķīmiskās īpašības

Ķīmiskā - oksidācijas, šķīdības un korozijas izturība.

Metāla oksidēšana ir metāla reakcija, kas savienojas ar skābekli, ko pavada oksīdu (oksīdu) veidošanās. Ja par oksidēšanos raugāmies plašāk, tad tās ir reakcijas, kurās atomi zaudē elektronus un veidojas dažādi savienojumi, piemēram, hlorīdi, sulfīdi. Dabā metāli sastopami galvenokārt oksidētā stāvoklī, rūdu veidā, tāpēc to ražošana balstās uz dažādu savienojumu reducēšanas procesiem.

Metāla šķīdība- tā ir viņu spēja veidot viendabīgas sistēmas ar citām vielām - šķīdumiem, kuros metāls atrodas atsevišķu atomu, jonu, molekulu vai daļiņu veidā. Metāli izšķīst šķīdinātājos, kas ir stipras skābes un kodīgi sārmi. Rūpniecībā visbiežāk tiek izmantotas: sērskābe, slāpekļskābe un sālsskābe, slāpekļskābes un sālsskābes maisījums (aqua regia), kā arī sārmi - kaustiskā soda un kaustiskais kālijs.

Metālu izturība pret koroziju ir to spēja izturēt koroziju.

Metālu mehāniskās īpašības

Mehāniskā - izturība, cietība, elastība, viskozitāte, plastiskums.

Metāla stiprums sauc par tās spēju pretoties ārējo spēku darbībai, nesabrūkot.

Metālu cietība ir ķermeņa spēja pretoties cita, cietāka ķermeņa iekļūšanai tajā.

Metālu elastība- metāla īpašība atjaunot formu pēc ārējo spēku darbības pārtraukšanas, kas izraisīja formas izmaiņas (deformāciju).

Metālu viskozitāte- tā ir metāla spēja pretoties strauji pieaugošiem (trieciena) ārējiem spēkiem. Viskozitāte ir pretēja trausluma īpašība.

Metālu plastiskums- tā ir metāla īpašība ārējo spēku ietekmē deformēties bez iznīcināšanas un saglabāt jaunu formu pēc spēku pārtraukšanas. Plastiskums ir elastības apgrieztā īpašība.

Metālu tehnoloģiskās īpašības

Tehnoloģiskās ietver rūdāmību, plūstamību, kaļamību, metināmību, apstrādājamību.

Metālu sacietēšana– tā ir viņu spēja iegūt noteikta dziļuma sacietējušu slāni.

Metālu plūstamība- tā ir metāla īpašība šķidrā stāvoklī, lai piepildītu liešanas veidni un atveidotu tā kontūru lējuma veidā.

Metālu kaļamība ir tehnoloģiska īpašība, kas raksturo to spēju deformēties, piemēram, kalšana, velmēšana, štancēšana bez iznīcināšanas.

Metālu metināmība- tā ir viņu īpašība veidot pastāvīgu savienojumu metināšanas procesā, kas atbilst prasībām, ko nosaka ražojuma konstrukcija un darbība.

Metālu apstrādājamība griežot- tā ir to spēja mainīt ģeometrisko formu, izmērus un virsmas kvalitāti, pateicoties sagataves materiāla mehāniskai griešanai ar griezējinstrumentu. Metālu apstrādājamība ir atkarīga no to mehāniskajām īpašībām, galvenokārt no stiprības un cietības.

Mūsdienu metālu testēšanas metodes ir mehāniskās pārbaudes, ķīmiskā analīze, spektrālā analīze, metalogrāfiskā un radiogrāfiskā analīze, tehnoloģiskās pārbaudes, defektu noteikšana. Šie testi sniedz iespēju gūt ieskatu metālu būtībā, to struktūrā, sastāvā un īpašībām, kā arī noteikt gatavās produkcijas kvalitāti.

Metāla īpašību tabulas

Tabula “Metālu īpašības: čuguns, čuguns, tērauds”

1. Maksimālā stiepes izturība
2. ražas stiprums (vai Rp 0,2);
3. Relatīvais parauga pagarinājums lūzuma brīdī;
4. Liekšanas spēks;
5. Lieces tērauda paraugam ir dota lieces izturība;
6. Visu veidu čuguna noguruma robeža ir atkarīga no parauga masas un šķērsgriezuma;
7. Elastības modulis;
8. Pelēkajam čugunam elastības modulis samazinās, palielinoties stiepes spriegumam, un paliek gandrīz nemainīgs, palielinoties spiedes spriegumam.

Tabula "Atsperu tērauda īpašības"

1. Maksimālā stiepes izturība,
2. Relatīvais parauga šķērsgriezuma samazinājums plīsuma laikā,
3. Liekšanas spēks;
4. Maksimālā izturība pie mainīgas cikliskas slodzes pie N ⩾ 10 7,
5. Maksimālais spriegums 30°C temperatūrā un relatīvais pagarinājums 1 2% 10 stundas; augstāku temperatūru skatiet sadaļā “Daļu savienošanas metodes”,
6. skatīt sadaļu “Daļu savienošanas metodes”;
7. 480 N/mm 2 auksti apstrādātām atsperēm;
8. Aptuveni 40% vairāk auksti apstrādātām atsperēm

Tabula “Korpusa lokšņu metālu īpašības”

Tabula "Krāsaino metālu īpašības"

1. Elastības modulis, atsauces dati;
2. Liekšanas spēks;
3. Lielākā vērtība;
4. Par atsevišķiem paraugiem

Tabula "Vieglo sakausējumu īpašības"

1. Maksimālā stiepes izturība;
2. Teces izturība, kas atbilst plastiskai deformācijai 0,2%;
3. Liekšanas spēks;
4. Lielākā vērtība;
5. Paraugiem un lējumiem ir doti stiprības rādītāji;
6. Maksimālās lieces stiprības rādītāji ir doti plaknes slodzes gadījumā

Tabula "Metālkeramikas materiāli (PM) 1) slīdgultņiem"

1. Attiecībā pret gultni 10/16 g 10;
2. Ogleklis galvenokārt ir brīva grafīta veidā;
3. Ogleklis ir tikai brīva grafīta veidā

Tabula “Metālkeramikas materiālu (PM) 1 īpašības konstrukcijas daļām”

1. Saskaņā ar DIN 30 910, 1990. gada izdevums;

Magnētiskie materiāli

Tabula “Mīksto magnētisko materiālu īpašības”

1. Dati attiecas tikai uz magnētiskajiem gredzeniem.

Mīkstie magnētiskie metāli

Tabula “Magnētiskā lokšņu un lentes tērauda īpašības”

Materiāli pārveidotājiem un elektriskajiem reaktoriem

Materiāli līdzstrāvas relejiem

Tabula "Materiāla īpašības līdzstrāvas relejiem"

1. Standartizētas vērtības

Metālkeramikas materiāli mīkstajiem magnētiskajiem komponentiem

Tabula “Mīksto magnētisko komponentu metālkeramikas materiālu īpašības”

Metāli (no latīņu metallum - raktuves, raktuves) ir elementu grupa vienkāršu vielu veidā ar raksturīgām metāliskām īpašībām, piemēram, augstu siltumvadītspēju un elektrovadītspēju, pozitīvu temperatūras pretestības koeficientu, augstu elastību un metālisku spīdumu.

No 118 līdz šim atklātajiem ķīmiskajiem elementiem (ne visi ir oficiāli atzīti) metāli ietver:

• 6 elementi sārmu metālu grupā,
• 6 sārmzemju metālu grupā,
• 38 pārejas metālu grupā,
• 11 vieglo metālu grupā,
• 7 pusmetālu grupā,
• 14 grupā lantanīdi + lantāns,
• 14 grupā aktinīdi (ne visu elementu fizikālās īpašības ir pētītas) + aktīnijs,
• ārpus noteiktām berilija un magnija grupām.

Tādējādi 96 no visiem atklātajiem elementiem var būt metāli.

Astrofizikā terminam "metāls" var būt cita nozīme un tas var nozīmēt visu ķīmiskie elementi smagāks par hēliju

Metālu raksturīgās īpašības

1. Metālisks spīdums (raksturīgs ne tikai metāliem: tāds ir arī nemetāliem jodam un ogleklim grafīta veidā)
2. Laba elektrovadītspēja
3. Vienkāršas apstrādes iespēja
4. Augsts blīvums (parasti metāli ir smagāki par nemetāliem)
5. Augsta kušanas temperatūra (izņēmumi: dzīvsudrabs, gallijs un sārmu metāli)
6. Lieliska siltumvadītspēja
7. Visbiežāk tie ir reducējoši aģenti reakcijās.

Metālu fizikālās īpašības

Visi metāli (izņemot dzīvsudrabu un, nosacīti, franciju) normālos apstākļos ir cietā stāvoklī, taču tiem ir atšķirīga cietība. Zemāk ir dažu metālu cietība pēc Mosa skalas.

Kušanas punkti tīrie metāli svārstās no –39 °C (dzīvsudrabs) līdz 3410 °C (volframam). Lielākajai daļai metālu (izņemot sārmus) ir augsta kušanas temperatūra, bet dažus "parastos" metālus, piemēram, alvu un svinu, var izkausēt uz parastās elektriskās vai gāzes plīts.

Atkarībā no blīvums, metālus iedala vieglajos (blīvums 0,53 ÷ 5 g/cm³) un smagajos (5 ÷ 22,5 g/cm³). Vieglākais metāls ir litijs (blīvums 0,53 g/cm³). Pašlaik nav iespējams nosaukt smagāko metālu, jo osmija un irīdija - divu smagāko metālu - blīvumi ir gandrīz vienādi (apmēram 22,6 g/cm³ - tieši divreiz lielāks nekā svina blīvums), un to precīzu blīvumu ir ārkārtīgi grūti aprēķināt: Lai to izdarītu, jums ir pilnībā jāiztīra metāli, jo visi piemaisījumi samazina to blīvumu.

Lielākā daļa metālu plastmasas, tas ir, metāla stiepli var saliekt, nesalaužot. Tas notiek metāla atomu slāņu pārvietošanās dēļ, nepārtraucot saikni starp tiem. Kaļamākie ir zelts, sudrabs un varš. No zelta var izgatavot 0,003 mm biezu foliju, ko izmanto izstrādājumu zeltīšanai. Tomēr ne visi metāli ir kaļami. Stieples, kas izgatavotas no cinka vai alvas, saliektas krakšķ; Deformējoties, mangāns un bismuts gandrīz nemaz neliecas, bet uzreiz saplīst. Plastiskums ir atkarīgs arī no metāla tīrības; Tādējādi ļoti tīrs hroms ir ļoti elastīgs, bet, piesārņots ar pat nelieliem piemaisījumiem, tas kļūst trausls un cietāks. Daži metāli, piemēram, zelts, sudrabs, svins, alumīnijs, osmijs, var augt kopā, taču tas var ilgt gadu desmitus.

Visi metāli ir labi vadīt elektrisko strāvu; tas ir saistīts ar mobilo elektronu klātbūtni to kristālrežģos, kas pārvietojas elektriskā lauka ietekmē. Sudrabam, vara un alumīnija ir visaugstākā elektrovadītspēja; šī iemesla dēļ pēdējie divi metāli visbiežāk tiek izmantoti kā stiepļu materiāli. Nātrijam ir arī ļoti augsta elektrovadītspēja; eksperimentālajās iekārtās ir zināmi mēģinājumi izmantot nātrija vadītājus plānsienu cauruļu veidā, kas izgatavotas no no nerūsējošā tērauda pildīts ar nātriju. Nātrija zemā īpatnējā svara dēļ ar vienādu pretestību nātrija “vadi” ir daudz vieglāki par varu un pat nedaudz vieglāki par alumīniju.

Metālu augstā siltumvadītspēja ir atkarīga arī no brīvo elektronu mobilitātes. Tāpēc siltumvadītspējas virkne ir līdzīga elektrovadītspējas virknei, un labākais siltuma, kā arī elektrības vadītājs ir sudrabs. Nātrijs tiek izmantots arī kā labs siltuma vadītājs; Plaši zināms, piemēram, ka nātriju izmanto automobiļu dzinēju vārstos, lai uzlabotu to dzesēšanu.

Krāsa Lielākā daļa metālu ir aptuveni vienādi - gaiši pelēki ar zilganu nokrāsu. Zelts, varš un cēzijs ir attiecīgi dzelteni, sarkani un gaiši dzelteni.

Metālu ķīmiskās īpašības

Ārējā elektroniskā līmenī lielākajai daļai metālu ir mazs elektronu skaits (1-3), tāpēc lielākajā daļā reakciju tie darbojas kā reducētāji (tas ir, tie “ziedo” savus elektronus).

Reakcijas ar vienkāršām vielām

• Visi metāli, izņemot zeltu un platīnu, reaģē ar skābekli. Reakcija ar sudrabu notiek augstā temperatūrā, bet sudraba (II) oksīds praktiski neveidojas, jo tas ir termiski nestabils. Atkarībā no metāla izvade var ietvert oksīdus, peroksīdus un superoksīdus:

litija oksīds

nātrija peroksīds

kālija superoksīds

Lai no peroksīda iegūtu oksīdu, peroksīdu reducē ar metālu:

Ar vidēji un zemi aktīviem metāliem reakcija notiek karsējot:

• Ar slāpekli reaģē tikai aktīvākie metāli; istabas temperatūrā reaģē tikai litijs, veidojot nitrīdus:

Sildot:

• Visi metāli, izņemot zeltu un platīnu, reaģē ar sēru:

Karsējot dzelzs reaģē ar sēru, veidojot sulfīdu:

• Tikai aktīvākie metāli, tas ir, IA un IIA grupu metāli, izņemot Be, reaģē ar ūdeņradi. Sildot, notiek reakcijas un veidojas hidrīdi. Reakcijās metāls darbojas kā reducētājs, ūdeņraža oksidācijas pakāpe ir –1:

• Tikai aktīvākie metāli reaģē ar oglekli. Šajā gadījumā veidojas acetilēni vai metanīdi. Reaģējot ar ūdeni, acetilenīdi dod acetilēnu, metanīdi dod metānu.