Презентация на тему ” металлы”

Кислород: свойства и значение

Запрос Oxygen перенаправляется сюда; о других значениях см. Oxygene.


Кислоро́д (химический символ — O, от лат. ) — химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы шестой группы, VIA), второго периода периодической системы Д. И. Менделеева, с атомным номером 8.

Внешний вид простого вещества

Название, символ, номер: Кислоро́д / Oxygenium (Oxygen)(O), 8

Группа, период, блок: 16 (устар. 6), 2, p-элемент

Радиус атома: 60 (48) пм

Радиус иона: 132 (-2e) пм

Электроотрицательность: 3,44 (шкала Полинга)

Степени окисления: –2, −1, –½, –⅓, 0, +½, +1, +2

Энергия ионизации (первый электрон): 1313,1 (13,61) кДж/моль (эВ)

Термодинамические свойства простого вещества

Плотность (при н. у.): 0,00142897 г/см³

Температура плавления: 54,8 К (-218,35 °C)

Температура кипения: 90,19 К (-182,96 °C)

Мол. теплота плавления: 0,444 кДж/моль

Мол. теплота испарения: 3,4099 кДж/моль

Давление насыщенного пара (Па): 1101001000 при (К) 617390

Кристаллическая решётка простого вещества

Параметры решётки: a=5,403 b=3,429 c=5,086 β=135,53 Å

Наиболее долгоживущие изотопы

Основная статья: Изотопы кислорода

ИзотопРаспространённостьПериод полураспадаКанал распадаПродукт распада
16O99,76%стабилен
17O0,04%стабилен
18O0,20%стабилен

Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов.

Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон — при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3). Систематическое название: трикислород. Часто можно почувствовать запах озона после грозы. Озон образует озоновый слой в стратосфере, который образуется там за счёт ионизации кислорода ультрафиолетом.

Однако Пристли первоначально не понял, что открыл новое простое вещество, он считал, что выделил одну из составных частей воздуха (и назвал этот газ дефлогистированным воздухом). О своём открытии Пристли сообщил выдающемуся французскому химику Антуану Лавуазье. В 1775 году Лавуазье установил, что кислород является составной частью воздуха, кислот и содержится во многих веществах.

Несколькими годами ранее (в 1771 году) кислород получил шведский химик Карл Шееле. Он прокаливал селитру с серной кислотой и затем разлагал получившийся оксид азота. Шееле назвал этот газ огненным воздухом и описал своё открытие в изданной в 1777 году книге (именно потому, что книга опубликована позже, чем сообщил о своём открытии Пристли, последний и считается первооткрывателем кислорода). Шееле также сообщил о своём опыте Лавуазье.

Важным этапом, который способствовал открытию кислорода, были работы французского химика Пьера Байена, который опубликовал работы по окислению ртути и последующему разложению её оксида.

История открытия кислорода

Наконец, окончательно разобрался в природе полученного газа А. Лавуазье, воспользовавшийся информацией от Пристли и Шееле. Его работа имела очень большое значение, потому что благодаря ей была ниспровергнута господствовавшая в то время и тормозившая развитие химии флогистонная теория. Лавуазье провёл опыт по сжиганию различных веществ и опроверг теорию флогистона, опубликовав результаты по изменению веса сожжённых элементов. Вес золы превышал первоначальный вес элемента, что дало Лавуазье право утверждать, что при горении происходит химическая реакция (окисление) вещества, в связи с этим масса исходного вещества увеличивается, что опровергает теорию флогистона.

Таким образом, заслугу открытия кислорода фактически делят между собой Пристли, Шееле и Лавуазье.

Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё кислотвором) своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово кислота; таким образом слово кислород, в свою очередь, явилось калькой термина оксиген (фр. ), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. — кислый и — рождаю), который переводится как порождающий кислоту, что связано с первоначальным значением его — кислота, ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами.

Нахождение в природе

Накопление O2 в атмосфере Земли. Зелёный график — нижняя оценка уровня кислорода, красный — верхняя оценка.

  1. (3,85—2,45 млрд лет назад) — O2 не производился
  2. (2,45—1,85 млрд лет назад) — O2 производился, но поглощался океаном и породами морского дна
  3. (1,85—0,85 млрд лет назад) — O2 выходит из океана, но расходуется при окислении горных пород на суше и при образовании озонового слоя
  4. (0,85—0,54 млрд лет назад) — все горные породы на суше окислены, начинается накопление O2 в атмосфере
  5. (0,54 млрд лет назад — по настоящее время) — современный период, содержание O2 в атмосфере стабилизировалось

В мировом океане концентрация растворённого O2 больше в холодных водах, меньше — в тёплых.

При нормальных условиях кислород — это газ без цвета, вкуса и запаха.

Физические характеристики

  • Масса 1 л кислорода при нормальных условиях: 1.43 г, немного тяжелее воздуха.
  • Растворим в воде (4.9 мл/100 г при 0°C), спирте (2.78 мл/100 г при 0°C).
  • Хорошо растворяется в расплавленном серебре (22 объёма O2 в 1 объёме Ag).
  • Хорошо растворяется в перфторированных углеводородах.

Межатомное расстояние: 1.218 Å. Является парамагнетиком. В жидком виде притягивается магнитом.

При нагревании газообразного кислорода происходит его обратимая диссоциация на атомы, концентрация диссоциированных атомов в смеси при 373 K: 10%, при 777 K: 50%.

Фазовые характеристики

Твёрдый кислород (температура плавления 54.36 K) выглядит как синие кристаллы. Всего известно шесть кристаллических фаз кислорода. При нормальном давлении (1 атм) существуют следующие три фазы: α-О2, β-О2, γ-О2.

При высоких давлениях существуют ещё три фазы: δ-О2, ε-О2, ζ-О2.

Кислород: свойства, применение, способы получения

Кислород – это сильный окислитель, который образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона и фтора. Его наиболее распространенная степень окисления составляет -2. Реакция окисления сопровождается выделением тепла и ускоряется при повышении температуры.

Свойства кислорода

Кислород является активным элементом, который обладает рядом уникальных свойств:

  • Окисляет соединения, содержащие элементы с не максимальной степенью окисления.
  • Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения.
  • Может проводить мягкое окисление органических соединений.
  • Образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, равной -1.

Способы получения кислорода

Существует несколько способов получения кислорода:

Криогенная ректификация воздуха

Это основной промышленный способ получения кислорода из воздуха. Он заключается в разделении компонентов воздуха при криогенных температурах.

Мембранные установки

Промышленные установки, работающие на основе мембранной технологии, также успешно применяются для получения кислорода.

Извлечение из баллонов

В лабораториях кислород также поставляется в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Электролиз водных растворов

Кислород можно получить путем электролиза разбавленных водных растворов щелочей, кислот и некоторых солей.

Разложение веществ

Небольшие количества кислорода можно получать разложением перманганата калия, пероксида водорода или хлората калия.

Применение кислорода

Кислород широко используется в различных областях:

  • В медицине для поддержания дыхания.
  • В промышленности для проведения процессов горения и окисления.
  • В космической отрасли для обеспечения кислородом астронавтов на орбитальных станциях.

Широкое промышленное применение кислорода началось в середине XX века после изобретения турбодетандеров – устройств для сжижения и разделения жидкого воздуха.

Кислород является неотъемлемой частью нашей жизни, обладая уникальными свойствами и имея широкий спектр применения в различных отраслях.

Применение кислорода в различных сферах

В производстве стали

Конвертерный способ производства стали или переработки штейнов связан с применением кислорода. Во многих металлургических агрегатах для более эффективного сжигания топлива вместо воздуха в горелках используют кислородно-воздушную смесь.

Сварка и резка металлов

Кислород в баллонах голубого цвета широко используется для газопламенной резки и сварки металлов.

Компонент ракетного топлива

В качестве окислителя для ракетного топлива применяется жидкий кислород, пероксид водорода, азотная кислота и другие богатые кислородом соединения.

В пищевой промышленности

В химической промышленности кислород используют как реактив-окислитель в многочисленных синтезах, например, окисления углеводородов в кислородсодержащие соединения.

В сельском хозяйстве

В тепличном хозяйстве для изготовления кислородных коктейлей, для прибавки в весе у животных, для обогащения кислородом водной среды в рыбоводстве.

Биологическая роль кислорода

Кислород широко используется в медицине для улучшения обменных процессов и в лечении различных заболеваний. Радиоактивный изотоп кислорода 15O применяется для исследований скорости кровотока и лёгочной вентиляции.

Токсичные производные кислорода

Некоторые производные кислорода являются токсичными и реакционноспособными продуктами. Они образуются в процессе активирования или частичного восстановления кислорода и могут вызывать оксидативный стресс.

Кислород имеет три устойчивых изотопа: 16O, 17O и 18O, среднее содержание которых составляет соответственно 99,759%, 0,037% и 0,204% от общего числа атомов кислорода на Земле.

Также известны радиоактивные изотопы кислорода с массовыми числами от 12O до 28O. Все радиоактивные изотопы кислорода имеют малый период полураспада, наиболее долгоживущий из них — 15O с периодом полураспада ~120 секунд. Наиболее краткоживущий изотоп 12O имеет период полураспада 5,8⋅10−22 секунд.

Гадоли́ний (химический символ — Gd, от новолат. ) — химический элемент 3-й группы (по устаревшей классификации — побочной подгруппы третьей группы, IIIB) шестого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева с атомным номером 64.

64↓Периодическая система элементов

Название, символ, номер Гадолиний / Gadolinium (Gd), 64

Группа, период, блок 3 (устар. IIIB), 6, f-элемент

Радиус атома 179 пм

Радиус иона (+3e) 93,8 пм

Электроотрицательность 1,20 (шкала Полинга)

Степени окисления +1, +2, +3

Энергия ионизации (первый электрон) 594,2(6,16) кДж/моль (эВ)

Плотность (при н. у.) 7,900 г/см³

Температура плавления 1586 K

Температура кипения 3539 K

Мол. теплота плавления 10,0 кДж/моль

Мол. теплота испарения 398 кДж/моль

Параметры решётки a=3,636 c=5,783 Å

Основная статья: Изотопы гадолинияИзотопРаспростра-нённость Период полураспада Канал распада Продукт распада 148Gd синт. 75 лет α144Sm 150Gd синт. 1,8⋅106 лет α 146Sm 152Gd 0,20% 1,08⋅1014 лет α 148Sm 154Gd 2,18% стабилен – – 155Gd 14,80% стабилен – – 156Gd 20,47% стабилен – – 157Gd 15,65% стабилен – – 158Gd 24,84% стабилен – – 160Gd 21,86% стабилен – –

Относится к семейству «Лантаноиды».

Простое вещество гадолиний — это мягкий редкоземельный металл серебристо-белого цвета.

Гадолиний открыт в 1880 году Жаном де Мариньяком, который спектроскопически доказал присутствие нового элемента в смеси оксидов редкоземельных элементов. Элемент был назван по имени финского химика Юхана Гадолина.

Кларк гадолиния в земной коре (по Тейлору) — 8, содержание в воде океанов — .

Гадолиний входит в состав руд семейства «Лантаноиды».

Полная электронная конфигурация атома гадолиния: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f75d1.

Гадолиний — это мягкий, вязкий редкоземельный металл серебристо-белого цвета. Не радиоактивен. Является ферромагнетиком.

В природе в основном встречается в солевой форме.

Природный гадолиний состоит из шести стабильных изотопов (154Gd, 155Gd, 156Gd, 157Gd, 158Gd и 160Gd) и одного нестабильного 152Gd.

Химические свойства гадолиния схожи с другими лантаноидами. Активно реагирует с соляной кислотой .

Устойчив к щелочам. С галогенами реагирует. С серой реакция идет при нагреве. На воздухе покрывается защитной пленкой из оксида, что предохраняет его от дальнейшего окисления

Гадолиний получают восстановлением фторида или хлорида гадолиния (GdF3, GdCl3) кальцием. Соединения гадолиния получают разделением оксидов редкоземельных металлов на фракции.

Гадолиний постоянно открывает все новые и новые области своего применения, и в немалой степени это обусловлено не только особыми ядерно-физическими и магнитными свойствами, но и технологичностью. Основными областями применения гадолиния являются электроника и ядерная энергетика, а также широко применяется как парамагнитное контрастное вещество в медицине.

Магнитные носители информации

Гадолиний-153 используется в качестве источника излучения в медицине для диагностики остеопороза. Хлорид гадолиния применяется для блокады клеток Купфера при лечении печени.

Контрастирование при МРТ

Гадолиний применяется для выращивания методом Чохральского (вытягивание из расплава) монокристаллов гадолиний-галлиевого граната (ГГГ) и особенно гадолиний-галлий-скандиевого граната (ГГСГ), и др. Особые свойства ГГСГ позволяют на его основе изготавливать лазерные системы с предельно высоким КПД и сверхвысокими параметрами лазерного излучения. В принципе, ГГСГ на сегодняшний день является первым в достаточной степени изученным и имеющим отработанную технологию производства лазерным материалом — обладающим высоким КПД преобразования и пригодным для создания лазерных систем для инерциального термоядерного синтеза.

Ванадат гадолиния с ионами неодима и тулия применяется для производства твердотельных лазеров, применяемых для лучевой обработки металлов и камня, а также и в медицине.

Использование ионов гадолиния для возбуждения лазерного излучения позволяет создать лазер, работающий в ближнем ультрафиолетовом диапазоне с длиной волны 310.

В ядерных технологиях ряд изотопов гадолиния нашли применение как поглотитель нейтронов теплового спектра. Сечение захвата нейтрона у природной смеси изотопов достигает 49 000. Наивысшей способностью к захвату нейтронов обладает гадолиний-157 (сечение захвата — 254 000). В современных ядерных реакторах гадолиний применяется как экранирующий выгорающий поглотитель, призванный продлить топливную кампанию реактора.

Растворимые соединения гадолиния интересны в установках переработки отработанного ядерного топлива для предотвращения образования в технологических установках зон с критическими массами делящегося вещества. На основе окиси гадолиния изготавливаются эмали, керамика и краски, используемые в ядерной отрасли. Сплав гадолиния и никеля применяется для изготовления контейнеров для захоронения радиоактивных отходов.

Теллурид гадолиния может работать как очень хороший термоэлектрический материал (термо-э.д.с. 220—250).

В качестве одного из базовых компонентов входит в состав сверхпроводящей керамики с общей формулой RE-123, где RE обозначает редкоземельные металлы. Полная формула высокотемпературной сверхпроводящей керамики на основе гадолиния — GdBa2Cu3O7-δ, сокращенно — GdBCO. Температура сверхпроводящего перехода — около 94 К. Является одним из наиболее передовых ВТСП-материалов.

Гексаборид гадолиния применяется для изготовления катодов мощных электронных пушек и рентгеновских установок, ввиду самой маленькой работы выхода из всех боридов редких земель — его работа в 2,05 сравнима с работой выхода щелочных металлов (калий, рубидий, цезий).

Металлогидриды для хранения водорода

Сплав гадолиний-железо применяется как очень ёмкий аккумулятор водорода, и может быть применен для водородного автомобиля.

Получение сверхнизких температур

Некоторое количество гадолиния постоянно расходуется для производства специальных титановых сплавов (повышает предел прочности и текучести при легировании уже около 5 % гадолинием).

Гадолиний является ингибитором механочувствительных ионных каналов, обратимо блокирует их в микромолярных концентрациях. Также он может блокировать и некоторые другие ионные каналы.

СРЕДНЯЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ ШКОЛА №2 МУНИЦИПАЛЬНОЕ БЮДЖЕТНОЕ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ ПРЕЗЕНТАЦИЯ НА ТЕМУ: «МЕТАЛЛЫ» Выполнила: у ченица 9а класса Чомаева Зарема Руководитель: Мишечкина С. А.

Содержание Понятие о металлах Металлы в периодической системе химических элементов Строение металлов Металлическая связь. Зонная теория электронного строения Физические свойства металлов Х имические свойства металлов Металлы в природе П олучения металлов Применение металлов

Понятие о металлах Металл ( от лат. metallum – шахта )- группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электроводность , высокая пластичность и др. Металлы- это химические элементы, атомы которых способны только отдавать электроны, имеют низкие значения электроотрицательности (от 0,7 до 2.0), им соответствуют простые вещества, металлы. К металлам относятся примерно 80% всех химических элементов .

Металлы в периодической системе химических элементов В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева металлы располагаются ниже диагонали бериллий – астат. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Металлы располагаются в начале периодов, к ним относятся s-элементы 1 и 2 групп, р-элементы 3 группы, все, кроме бора, 4 группы: германий, олово, свинец, 5 группы: сурьма, висмут, а также все d- и f- элементы .

Строение металлов Как известно, все вещества, в том числе и металлы, состоят из атомов. Каждый металл (химический элемент) может находиться в газообразном, жидком или твердом агрегатных состояниях. Каждое агрегатное состояние будет иметь свои особенности, отличные от других. В газообразном металле расстояние между атомами велико, силы взаимодействия малы, и атомы хаотично перемещаются в пространстве; газ стремится к расширению в сторону большего объема. При понижении температуры и давления вещество переходит в жидкое состояние. Свойства жидкого вещества резко отличаются от свойств газообразного. В жидком металле атомы сохраняют лишь так называемый ближний порядок атомов, т.е. в объеме расположено наибольшее количество атомов, а не атомы всего объема. При понижении температуры жидкий металл переходит в твердое состояние, которое имеет строгую закономерность расположения атомов. Стремление атомов (ионов) металла расположиться возможно ближе друг к другу, плотнее (поэтому металлы и обладают более высокой плотностью, чем неметаллы) приводит к тому, что число встречающихся комбинаций взаимного расположения атомов металла в кристаллах невелико. При описании правильной внутренней структуры кристаллов обычно пользуются понятием «кристаллическая решетка». Кристаллическая решетка представляет собой пространственную сетку, в узлах которой располагаются частицы (атомы, ионы или молекулы), образующие кристалл. Если условно провести вертикальные и горизонтальные линии связей через центры атомов, можно увидеть, что у металлов в твердом состоянии атомы расположены в строго определенном порядке и представляют собой множество раз повторяющихся элементарных геометрических фигур — параллелепипедов (рис. 1.2).

Наименьшую геометрическую фигуру называют элементарной ячейкой. Размещение элементарных ячеек по горизонтальным и вертикальным кристаллографическим плоскостям (рис. 1.3) образует пространственную кристаллическую решетку. Элементарные кристаллические решетки характеризуются следующими основными параметрами: расстоянием между атомами по осям координат (по линиям связи), углами между линиями связи, координационным числом — числом атомов, находящихся на наиболее близком и равном расстоянии от любого атома в решетке. Форму элементарной ячейки рассматривают по кристаллографическим плоскостям в трех измерениях. Типы кристаллических ячеек у разных металлов различны, поэтому неодинаков и порядок расположения атомов в решетке. Рис. 1.2. Схема расположения элементарных геометрических ячеек в атомных решетках металлов и сплавов Рис. 1.3. Расположение кристаллографических плоскостей:

1 и 2 — соответственно горизонтальная и вертикальная кристаллографические плоскости Большинство металлов образуют кристаллические решетки, элементарными ячейками которых являются: объемно-центрированная кубическая (ОЦК), гранецентрированная кубическая (ГЦК) и гексагональная плотноупакованная (ГПУ). Простая кубическая ячейка (рис. 1.4, а) характерна для неметаллов, которые обладают наибольшими плотностью и удельным весом, и имеет восемь атомов, которые расположены в каждой вершине куба. Объемно-центрированная кубическая ячейка (рис. 1.4, б) состоит из восьми атомов, расположеных по одному в каждой вершине куба, и еще одного — находящегося в центре куба на равных расстояниях от его граней. Эту форму атомной кристаллической ячейки имеют железо модификации Бе -а, ванадий, вольфрам, молибден, тантал и хром, т.е. в основном черные металлы. Гранецентрированная кубическая ячейка (рис. 1.4, в) имеет 14 атомов — по одному атому в каждой вершине куба (восемь атомов) и по одному атому в центре каждой грани (шесть атомов). Гранецент-рированную кубическую ячейку имеют алюминий, железо модификации Бе -у, золото, кобальт, медь, никель, платина и серебро, в основном это цветные металлы и часть черных металлов. Гексагональная плотноупакованная ячейка (рис. 1.4, г) состоит из 17 атомов. Формой геометрического тела, которую образуют эти атомы, является шестигранная призма. При этом по шесть атомов расположены в каждой вершине верхнего и нижнего оснований, по одному атому в центре этих оснований и три атома в центре одной их трех граней (через грань). Гексагональную плотноупакованную ячейку имеют бериллий, кадмий, магний, ванадий, тантал.

Простая гексагональная ячейка (рис. 1.4, д) состоит из 12 атомов, которые расположены в вершинах верхнего и нижнего оснований шестигранной призмы. Такую кристаллическую ячейку имеют ртуть и цинк. Связь между атомами в кристаллической решетке и между решетками осуществляется за счет так называемой металлической связи. От прочности этой связи зависят прочность и твердость металлов. Чем выше эта связь, тем большую прочность и твердость имеют металлы. Механизм связи между атомами в решетке и между решетками имеет сложную физико-химическую природу. В практике идеальное расположение кристаллических решеток обычно не наблюдается. Кристаллы, образуемые кристаллическими решетками, имеют искаженную геометрическую форму и различную величину.

Металлическая связь. Зонная теория электронного строения Металлическая связь – связь между положительными ионами металлов и общими электронами, которые свободно движутся по всему объёму. Металлическая связь существует в простых веществах металлах (в твёрдом или расплавленном состоянии), сплавах металлов. Металлическая связь может существовать только в веществах, но не между отдельными атомами. Рассмотрим механизм образования металлической связи . Атомы металлов легко отдают внешние электроны в общее пользование, в результате чего образуются катионы металлов и обобществлённые электроны, которые легко перемещаются по всему объёму. Между ионами и свободными электронами возникают электростатические взаимодействия, которые и являются причиной возникновения металлической связи. Свободно перемещающиеся электроны обусловливают электрическую проводимость металлов. Рис. 1. Схема металлической связи

Следует отметить, что в действительности атомы в металлах ионизованы частично, электронные облака, которые они отдают в общее пользование, принадлежат и данному атому. Металлическая связь имеет сходство как с ионной, так и с ковалентной связью. Сходство с ионной связью заключается в том, ионная связь образуется за счёт взаимодействия между заряженными частицами: электронами и ионами. Как и в случае ковалентной связи, при образовании металлической связи происходит обобществление электронов. Однако в отличие от ковалентной связи, где электроны локализованы около определенных атомов, электроны в металлах обобществляются между всеми атомами кристалла, т. е. металлическая связь делокализована . Металлическая связь, в отличие от ковалентной связи, ненасыщаема , так как она объединяет большое число атомов, и ненаправлена , что обусловлено сферической формой -электронных орбиталей , перекрывание которых зависит только от расстояний между ними и не зависит от направлений, по которым они сближаются.

Пластичность Большинство металлов пластичны, то есть металлическую проволоку можно согнуть, и она не сломается. Это происходит из-за смещения слоёв атомов металлов без разрыва связи между ними. Самыми пластичными являются золото, серебро и медь. Из золота можно изготовить фольгу толщиной 0,003 мм, которую используют для золочения изделий. Однако не все металлы пластичны. Проволока из цинка или олова хрустит при сгибании; марганец и висмут при деформации вообще почти не сгибаются, а сразу ломаются. Пластичность зависит и от чистоты металла; так, очень чистый хром весьма пластичен, но, загрязнённый даже незначительными примесями, становится хрупким и более твёрдым. Некоторые металлы, такие, как золото, серебро, свинец, алюминий, осмий, могут срастаться между собой, но на это могут уйти десятки лет. Электропроводность Все металлы хорошо проводят электрический ток; это обусловлено наличием в их кристаллических решётках подвижных электронов, перемещающихся под действием электрического поля. Серебро, медь и алюминий имеют наибольшую электропроводность; по этой причине последние два металла чаще всего используют в качестве материала для проводов. Очень высокую электропроводность имеет также натрий, в экспериментальной аппаратуре известны попытки применения натриевых токопроводов в форме тонкостенных труб из нержавеющей стали, заполненных натрием. Благодаря малому удельному весу натрия, при равном сопротивлении натриевые «провода» получаются значительно легче медных и даже несколько легче алюминиевых. Теплопроводность Высокая теплопроводность металлов также зависит от подвижности свободных электронов. Поэтому ряд теплопроводностей похож на ряд электропроводностей, и лучшим проводником тепла, как и электричества, является серебро. Натрий также находит применение как хороший проводник тепла.

Химические свойства металлов Взаимодействие с неметаллами Щелочные металлы сравнительно легко реагируют с кислородом, но каждый металл проявляет свою индивидуальность : оксид образует только литий 4Li + O2 = 2Li2O натрий образует пероксид 2Na + O2 = Na2O2 калий , рубидий и цезий — надпероксид K + O2 = KO2 Остальные металлы с кислородом образуют оксиды : 2Mg + O2 = 2MgO 2Al + O2 = Al2O3 2Zn + O2 = 2ZnO (при нагревании ) 4Cr + 3O2 = 2Cr2O3 Металлы , которые в ряду активности расположены левее водорода, при контакте с кислородом воздуха образуют ржавчину. Например, так делает железо : 4Fe + 3O2 (воздух) + 6H2O(влага) = 4Fe(OH)3 С галогенами металлы образуют галогениды: 2Na + Cl2 = 2NaCl

Mg + Cl2 = MgCl2 2Al + 3Br2 = 2AlBr3 Zn + Cl2 = ZnCl2 2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3 Медный порошок реагирует с хлором и бромом (в эфире ): Cu + Cl2 = CuCl2 Cu + Br2 = CuBr2 При взаимодействии с водородом образуются гидриды : 2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 + СaH2 Zn + H2 = ZnH2 Взаимодействие с серой приводит к образованию сульфидов (реакции протекают при нагревании ): 2K + S = K2S Сa + S = CaS 2Al + 3S = Al2S3 2Cr + 3S = Cr2S3 Cu +S = CuS Реакции с фосфором протекают до образования фосфидов (при нагревании ): 3K + P = K3P 3Zn + 2P = Zn3P2 3Mg + 2P = Mg3P2 Основной продукт взаимодействия металла с углеродом — карбид (реакции протекают при нагревании ). Из щелочноземельных металлов с углеродом карбиды образуют литий и натрий : 2Li + 2C = Li2C2 Калий , рубидий и цезий карбиды не образуют, могут образовывать соединения включения с графитом : Ca + 2C = CaC2

С азотом из металлов IA группы легко реагирует только литий. Реакция протекает при комнатной температуре с образованием нитрида лития: 6Li + N2 = 2Li3N 3Mg + N2 = Mg3N2 2Al + N2 = 2AlN 2Cr + N2 = 2CrN Взаимодействие с водой Все металлы I A и IIA группы реагируют с водой, в результате образуются растворимые основания и выделяется H2. Литий реагирует спокойно, держась на поверхности воды, натрий часто воспламеняется, а калий, рубидий и цезий реагируют со взрывом: 2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 Ca + 2H2O = Ca (OH)2 + H2 Металлы средней активности реагируют с водой только при условии, что металл нагрет до высоких температур. Результат данной реакции — образование оксида. Cr + H2O = Cr2O3 + H2 Zn + H2O = ZnO + H2 Неактивные металлы с водой не взаимодействуют. Взаимодействие с кислотами Если металл расположен в ряду активности левее водорода, то происходит вытеснение водорода из разбавленных кислот. Данное правило работает в том случае, если в реакции с кислотой образуется растворимая соль. 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2 При взаимодействии с кислотами-окислителями, например, азотной, образуется продукт восстановления кислоты, хотя протекание реакции также неоднозначно. Металлы IА группы: 2K + H2SO4 (раствор) = K2SO4 + H2

8K + 5H2SO4 ( конц ) = 4K2SO4 + H2S + 4H2O 8Na + 10HNO3 (раствор) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O 3Na + 4HNO3 ( конц ) = 3NaNO3 + NO + 2H2О Металлы IIА группы Mg + H2SO4 (раствор) = MgSO4 + H2 4Mg + 5H2SO4 ( конц ) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O Mg + 4HNO3 ( конц ) = Mg (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 4Mg + 10HNO3 (раствор) = 4Mg(NO3)2 + 2N2O + 5H2O Такие металлы, как железо, хром, никель, кобальт на холоде не взаимодействуют с серной кислотой, но при нагревании реакция возможна. Взаимодействие с солями Металлы способны вытеснять из растворов солей другие металлы, стоящие в ряду напряжений правее, и могут быть вытеснены металлами, расположенными левее: Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu На металлы IА и IIА группы это правило не распространяется, так как они реагируют с водой. Реакция между металлом и солью менее активного металла возможна в том случае, если соли — как вступающие в реакцию, так и образующиеся в результате — растворимы в воде. Взаимодействие с аммиаком Щелочные металлы реагируют с аммиаком с образованием амида натрия: 2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2 Взаимодействие с органическими веществами Металлы IА группы реагируют со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства: 2Na + 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2 2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2

Также они могут вступать в реакции с галогеналканами , галогенпроизводными аренов и другими органическими веществами. Взаимодействие металлов с оксидами Для металлов при высокой температуре характерно восстановление неметаллов или менее активных металлов из их оксидов. 8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe (алюмотермия) 3Са + Cr2O3 = 3СаО + 2Cr ( кальциетермия )

Металлы в природе Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2% железа — 4,1% кальция — 4,1% натрия — 2,3% магния — 2,3% калия – 2,1 % титана — 0,56% Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%. В природе металлы встречаются в различном виде: — в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть — в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др. — в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2 • 2Н2О, алунит ( Na,K )2O • АlО3 • 2SiO2 и др. — различных солей: сульфидов: галенит PbS , киноварь НgS , хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl , сильвинит КСl • NаСl , карналлит КСl • МgСl2 • 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3. Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные. Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.

Получения металлов. Применение металлов Получения металлов Основные способы получения металлов: пирометаллургия, гидрометаллургия, электрометаллургия. Пирометаллургия — восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов — алюминия, магния. Например, медь восстанавливают из куприта Cu 2 O прокаливанием с углем (коксом): SnО 2 + 2С = Sn + 2СО↑; Cu 2 O + С = 2Cu+ СО ↑ . Применение металлов Конструкционные материалы Металлы и их сплавы — одни из главных конструкционных материалов современной цивилизации. Это определяется, прежде всего, их высокой прочностью, однородностью и непроницаемостью для жидкостей и газов. Кроме того, меняя рецептуру сплавов, можно менять их свойства в очень широких пределах. Электротехнические материалы Металлы используются как в качестве хороших проводников электричества (медь, алюминий), так и в качестве материалов с повышенным сопротивлением для резисторов и электронагревательных элементов (нихром и т. п.). Инструментальные материалы Металлы и их сплавы широко применяются для изготовления инструментов (их рабочей части). В основном, это инструментальные стали и твёрдые сплавы. В качестве инструментальных материалов применяются также алмаз, нитрид бора, керамика.

Л итература https://studfile.net/preview/6327913/#2 https://studref.com/436218/tehnika/stroenie_metallov https://infourok.ru/prezentaciya-metally-obshaya-harakteristika-9-klass-6494594.html https://ru.wikipedia.org/wiki/ Металлы https://foxford.ru/wiki/himiya/metallicheskaya-svyaz-i-ee-harakteristiki

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *