Металлы. Реферат металл

Реферат Металлы

Реферат на тему:

План:

Введение
• 1 Нахождение в природе
• 2 Свойства металлов
  • 2.1 Характерные свойства металлов
  • 2.2 Физические свойства металлов
  • 2.3 Химические свойства металлов
  • 2.4 Легирование
• 3 Микроскопическое строение
  • 3.1 Некоторые металлы
• 4 Применение металлов
  • 4.1 Конструкционные материалы
  • 4.2 Электротехнические материалы
  • 4.3 Инструментальные материалы
Примечания

Введение

Металлы — один из самых распространённых материалов, используемых цивилизацией на протяжении практически всей её истории.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Из 118 [1] химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

6 элементов в группе щелочных металлов,

6 в группе щёлочноземельных металлов,

38 в группе переходных металлов,

11 в группе лёгких металлов,

7 в группе полуметаллов,

14 в группе лантаноиды + лантан,

14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний,

вне определённых групп бериллий и магний.

Таким образом, к металлам возможно относится 96 элементов из всех открытых.

1. Нахождение в природе

Бо́льшая часть металлов присутствует в природе в виде руд и соединений. Они образуют оксиды, сульфиды, карбонаты и другие химические соединения. Для получения чистых металлов и дальнейшего их применения необходимо выделить их из руд и провести очистку. При необходимости проводят легирование и другую обработку металлов. Изучением этого занимается наука металлургия. Металлургия различает руды чёрных металлов (на основе железа) и цветных (в их состав не входит железо, всего около 70 элементов). Золото, серебро и платина относятся также к драгоценным металлам. Кроме того, в малых количествах они присутствуют в морской воде, растениях, живых организмах (играя при этом важную роль).

Известно, что организм человека на 3 % состоит из металлов. Больше всего в наших клетках кальция и натрия, сконцентрированного в лимфатических системах. Магний накапливается в мышцах и нервной системе, медь — в печени, железо — в крови.

2. Свойства металлов

2.1. Характерные свойства металлов

• Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы иод и углерод в виде графита)
• Хорошая электропроводность
• Возможность лёгкой механической обработки (см.: пластичность; однако, некоторые металлы, например германий и висмут, непластичны)
• Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов)
• Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы)
• Большая теплопроводность
• В реакциях чаще всего являются восстановителями

2.2. Физические свойства металлов

Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако обладают различной твёрдостью. Ниже приводится твёрдость некоторых металлов по шкале Мооса.

Твёрдость некоторых металлов по шкале Мооса:

Температуры плавления металлов лежат в диапазоне от −39 °C (ртуть) до 3410 °C (вольфрам). Температура плавления большинства металлов (за исключением щелочных) высока, однако некоторые «нормальные» металлы, например олово и свинец, можно расплавить на обычной электрической или газовой плите.

В зависимости от плотности, металлы делят на лёгкие (плотность 0,53 ÷ 5 г/см³) и тяжёлые (5 ÷ 22,5 г/см³). Самым лёгким металлом является литий (плотность 0.53 г/см³). Самый тяжёлый металл в настоящее время назвать невозможно, так как плотности осмия и иридия — двух самых тяжёлых металлов — почти равны (около 22.6 г/см³ — ровно в два раза выше плотности свинца), а вычислить их точную плотность крайне сложно: для этого нужно полностью очистить металлы, ведь любые примеси снижают их плотность.

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.

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.

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; широко известно, например, применение натрия в клапанах автомобильных двигателей для улучшения их охлаждения.

Гладкая поверхность металлов отражает большой процент света — это явление называется металлическим блеском. Однако в порошкообразном состоянии большинство металлов теряют свой блеск; алюминий и магний, тем не менее, сохраняют свой блеск и в порошке. Наиболее хорошо отражают свет алюминий, серебро и палладий — из этих металлов изготовляют зеркала. Для изготовления зеркал иногда применяется и родий, несмотря на его исключительно высокую цену: благодаря значительно большей, чем у серебра или даже палладия, твёрдости и химической стойкости, родиевый слой может быть значительно тоньше, чем серебряный.

Цвет у большинства металлов примерно одинаковый — светло-серый с голубоватым оттенком. Золото, медь и цезий соответственно жёлтого, красного и светло-жёлтого цвета.

2.3. Химические свойства металлов

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)

Реакции с простыми веществами

• С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды:

4Li + O2 = 2Li2O оксид лития2Na + O2 = Na2O2 пероксид натрияK + O2 = KO2 надпероксид калияЧтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:Na2O2 + 2Na = 2Na2OСо средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании:3Fe + 2O2 = Fe3O42Hg + O2 = 2HgO2Cu + O2 = 2CuO

• С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

6Li + N2 = 2Li3NПри нагревании:2Al + N2 = 2AlN3Ca + N2 = Ca3N2

• С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины:

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:Fe + S = FeS

• С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1:

2Na + h3 = 2NaHMg + h3 = Mgh3

• С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

2Na + 2C = Na2C2Na2C2 + 2h3O = 2NaOH + C2h32Na + h3 = 2NaH

2.4. Легирование

Легирование — это введение в расплав дополнительных элементов, модифицирующих механические, физические и химические свойства основного материала.

3. Микроскопическое строение

Характерные свойства металлов можно понять, исходя из их внутреннего строения. Все они имеют слабую связь электронов внешнего энергетического уровня (другими словами, валентных электронов) с ядром. Благодаря этому созданная разность потенциалов в проводнике приводит к лавинообразному движению электронов (называемых электронами проводимости) в кристаллической решётке. Совокупность таких электронов часто называют электронным газом. Вклад в теплопроводность, помимо электронов, дают фононы (колебания решётки). Пластичность обусловлена малым энергетическим барьером для движения дислокаций и сдвига кристаллографических плоскостей. Твёрдость можно объяснить большим числом структурных дефектов (междоузельные атомы, вакансии и др.).

Из-за лёгкой отдачи электронов возможно окисление металлов, что может приводить к коррозии и дальнейшей деградации свойств. Способность к окислению можно узнать по стандартному ряду активности металлов. Этот факт подтверждает необходимость использования металлов в комбинации с другими элементами (сплав, важнейшим из которых является сталь), их легирование и применение различных покрытий.

Для более корректного описания электронных свойств металлов необходимо использовать квантовую механику. Во всех твёрдых телах с достаточной симметрией уровни энергии электронов отдельных атомов перекрываются и образуют разрешённые зоны, причём зона, образованная валентными электронами, называется валентной зоной. Слабая связь валентных электронов в металлах приводит к тому, что валентная зона в металлах получается очень широкой, и всех валентных электронов не хватает для её полного заполнения.

Принципиальная особенность такой частично заполненной зоны состоит в том, что даже при минимальном приложенном напряжении в образце начинается перестройка валентных электронов, т. е. течёт электрический ток.

Та же высокая подвижность электронов приводит и к высокой теплопроводности, а также к способности зеркально отражать электромагнитное излучение (что и придаёт металлам характерный блеск).

3.1. Некоторые металлы

Осмий

Алюминий

Барий

1. Щелочные:
   • Литий
   • Натрий
   • Калий
   • Рубидий
   • Цезий
   • Франций
2. Щёлочноземельные:
   • Кальций
   • Стронций
   • Барий
   • Радий
3. Переходные:
   • Титан
   • Железо
   • Платина
   • Медь
   • Цинк
   • Золото
   • Серебро
   • Палладий
   • Ртуть
   • Никель
   • Кобальт
   • Вольфрам
4. Лёгкие:
   • Алюминий
   • Галлий
   • Свинец
   • Олово
5. Другие:
   • Бериллий
   • Магний

4. Применение металлов

4.1. 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.

4.2. 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.).

4.3. 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.

Примечания

1. Международный химический союз признал 112-й химический элемент - lenta.ru/news/2009/06/11/e112/

wreferat.baza-referat.ru

Доклад - Металлы - Химия

Металлы – этоэлементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степениокисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическаякристаллическая решетка — решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными междусобой свободными электронами./> У металловв узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы.Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительныхионов. Такая связь называется металлической.                               Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлическийблеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла иэлектричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в рядуметаллов:  Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg.

Многие металлы широкораспространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной кореследующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%;магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.

С внешней стороны металлы, какизвестно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, которыйобусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блескнаблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошнуюкомпактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучипревращенными в порошок, но большинство металлов  в мелкораздробленном видеимеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокойтепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и токрасполагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники — серебро и медь,худшие — свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает,при понижении температуры, наоборот, увеличивается.

Оченьважным свойством металлов является их сравнительно легкая механическаядеформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются впроволоку, прокатываются в листы и т.п.

Характерныефизические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутреннейструктуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят изположительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся отсоответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в видепространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках междуионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят отодних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Таккак электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшойразности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е.возникает электрический ток.

Наличиемсвободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясьв непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами иобмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в даннойчасти металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, отних — следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; всямасса металла принимает одинаковую температуру.

Поплотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы,плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы — всеостальные.

Частицыметаллов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типомхимической связи — так называемой металлической связью. Она определяетсяодновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами икулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом,металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.

Методы получения металлов

пирометаллургические

гидрометаллургические

электрометаллургические

Восстановление металлов из соединений при высокой температуре

Восстановление металлов из водных растворов их соединений

Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока

Химическиесвойства металлов

     Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами: 

Na + Cl2 → 2NaCl

2. с кислородом:                

4Al + 3O2 → 2Al2O3

     В реакциях с галогенами и кислородомметаллы наиболее энергично проявляют восстановительные способности.

3. с серой:                

2Na + S→ Na2S

4. с азотом:         

3Mg + N2 →Mg3N2

5. с фосфором:            

3Ca + 2P→ Ca3P2

6. с водородом:            

Ca + h3 →Cah3

     Наиболее активные металлы главных подгруппявляются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степениокисления -1 и образуют гидриды.

     Взаимодействиесо сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al+3h3SO4 → Al2(SO4)3+ 3h3

2Al+ 6H + 3SO4 → 2Al + 3SO4 + 3h3

2Al + 6H→ 2Al + 3h3

     Металлы, которые в электрохимическом рядунапряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода изразбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливаютатом основного элемента, образующего данную кислоту.

2. с водными растворами солей:

Zn+ Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb

Zn+ Pb + 2NO3 = Zn + 2NO3 + Pb

Zn + Pb = Zn + Pb

     При взаимодействии с водными растворамисолей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее,восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлыс сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этихусловиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли.

3. с водой:     

     Самые активные металлы реагируют с водой при обычныхусловиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания ивыделяется водород.

2Na + 2HOH→ 2NaOH + h3

     Менее активные металлы реагируют с водой при повышеннойтемпературе с выделением водорода и образованием оксида соответствующегометалла.

Zn + h3O→ ZnO +h3

Характеристика металлов главной подгруппы Iгруппы.

     Главную подгруппу I группыпериодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

     Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнемэлектронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляястепень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильнымивосстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электронвнешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силыпритяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдачеэтого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом рядунапряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода. Все щелочныеметаллы в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки,быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги,чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения спреимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов – твердыегигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуютсягидроксиды – твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочныхметаллов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Всещелочные металлы — очень сильные восстановители, в соединениях проявляютединственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличиваетсяв ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs. Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер. Практически все соли растворимы в воде.

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2h3O→ 2NaOH + h3­ 2Li + 2h3O → 2LiOH + h3­

2.  Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl →2NaCl + h3

3.  Реакция с кислородом:

4Li + O2→ 2Li2O(оксид лития) 2Na + O2 → Na2O2(пероксид натрия) K + O2 → KO2(надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлымгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей(керосин и др.).

4.В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2→ 2LiCl(галогениды) 2Na + S → Na2S(сульфиды) 2Na + h3 → 2NaH(гидриды) 6Li + N2 → 2Li3N(нитриды) 2Li + 2C → 2Li2C2(карбиды)

  Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри«Органическую химию»)   5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени вследующие цвета:

Li+– карминово-красный Na+ – желтый K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

Характеристикаэлементов главной подгруппы IIгруппы.

Главнуюподгруппу II группы Периодической системы элементовсоставляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этихэлементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона:ns2. В хим. реакциях атомы элементовподгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуютсоединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Всеэлементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радийназываются щелочноземельными металлами.

В свободномсостоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболеераспространенных элементов относятся кальций и магний. Основнымикальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (егоразновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 ∙ 2h3O<sub/>,флюорит CaF2 ифторапатит Ca5(PO4)3F. Магнийвходит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 ∙ CaCo3,карналлита KCl ∙ MgCl2 ∙ 6h3O.Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства.Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета.Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотностиимеют кальций, магний, бериллий.

Радийявляется радиоактивным химическим элементом.

Бериллий,магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Ониявляются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менееактивен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металлазащитной оксидной пленки.

1.  Взаимодействиес простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуяоксиды и сульфаты:

2Be+ O2 = 2BeO

Ca+ S = CaS

Бериллий имагний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – приобычных условиях.

Все металлыэтой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl2 = MgCl2

Принагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другиминеметаллами:

Ca + h3 = Cah3 (гидридкальция)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитридмагния)

Ca + 2C = CaC2 (карбидкальция)

Карибиткальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащийразличные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбиткальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2h3 – важногопродукта хим. промышленности:

CaC2 + 2h3O = CaOH)2+ C2h3

Расплавленныеметаллы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллическиесоединения, например CaSn3, Ca2Sn.

2.  Взаимодействуютс водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствуетзащитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой принагревании:

Mg + 2h3O = Mg(OH)2 + h3

Остальныеметаллы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

Ca + 2h3O = Ca(OH)2 + h3

3.  Взаимодействиес кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной сернойкислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl = BeCl2 + h3

Разбавленнуюазотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитратааммония:

2Ca + 10HNO3(разб.)= 4Ca(NO3)2 + Nh5NO3 + 3h3O

Вконцентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллийпассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4.Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворамищелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:

Be + 2NaOH + 2h3O = Na2[Be(OH)4]+ h3

Магний ищелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5.Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлымогут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий,магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридовили термическим восстановлением их соединений:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Радийполучают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутнымкатодом.  

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, которыйобразует пероксид)

2)Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3 –t°→CaO + CO2­

2Mg(NO3)2 –t°→ 2MgO + 4NO2­ + O2­

Характеристикаэлементов главной подгруппы IIIгруппы. Алюминий.

     Алюминий находится в главной подгруппе III группыпериодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеютсясвободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. Ввозбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи илиполностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

     Алюминий является самым распространенным металлом на Земле:его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природногоалюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентамикоторых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий – легкий металл серебристо-белогоцвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легковытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. Поэлектропроводности алюминий устпает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простымивеществами:

     1. с галогенами:                          

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

     2. с кислородом:                            

4Al + 3O2 → 2Al2O3

     3. с серой:                                       

2Al+ 3S → Al2S3

     4. с азотом:                                         

2Al + N2 →AlN

     С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но егогидрид Alh4 полученкосвенным путем.

Взаимодействиесо сложными веществами:

     1. с кислотами:                   

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3h3

     2. со щелочами:              

                         2Al + 2NaOH + 6h3O → 2Na[Al(OH)4] + 3h3

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al+ 2NaOH + 6h3O → 2NaAlO2 + 3h3

     3. с водой:                       

2Al + 6h3O→2Al(OH)3 + 3h3

     Свойстваоксида и гидроксида алюминия:

Оксидалюминия, или глинозем, Al2O3 представляетсобой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл илипрокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)3→ Al2O3 + 3h3O

     Оксид алюминия практически не растворяется в воде.Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых внедостатке, на растворы солей алюминия:

AlCl3+ 3Nh4 ∙ h3O → Al(OH)3 ↓ + 3Nh5Cl

     Оксид и гидроксид этого металлаявляются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl→2AlCl3 + 3h3O

2Al(OH)3 + 3h3SO4 → Al2(SO4)3 + 6h3O

Кислотныесвойства:

Al2O3 + 6KOH +3h3O →2K3[Al(OH)6]

2Al(OH)3+ 6KOH → K3[Al(OH)6]

Al2O3  + 2NaOH→2NaAlO2 + h3O

     Алюминий получают электролитическим методом. Он не можетбыть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом.Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминияявляется электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Металлический алюминий широко используется впромышленности, по объему производства занимает второе место после железа.Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин – сплав алюминия, содержащий медь и небольшоеколичество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины – легкие прочные икоррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин – сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- имашиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому егоприменяют в судостроении. Силумин – сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергаетсялитью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении,производстве точных приборов. Алюминий – пластичный металл, поэтому из негоизготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехническихизделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «подсеребро». 

Переходные металлы.

Железо.

Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.

Порядковыйномер – 26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2.

Валентныеэлектроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2)и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдаватьэти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия).Наиболее важныеприродные соединения: Fe2O3 · 3h3O – бурый железняк;Fe2O3– красный железняк;Fe3O4(FeO · Fe2O3) –магнитный железняк;FeS2  — железный колчедан (пирит).Соединенияжелеза входят в состав живых организмов.

Железо – серебристо серый металл,обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами.Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления 1539°С.

В промышленности железо получаютвосстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

C + O2 = CO2,

CO2 + C = 2CO.

3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4+ CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании становится активным и реагирует с ними:

   2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3                  Хлорид железа (III)

   3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO· Fe2O3)         Оксид железа (II,III)

   Fe + S = FeS                         Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железореагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

        3Fe + C = Fe3C               Карбид железа (цементит)

       3Fe + Si = Fe3Si              Силицид железа

       3Fe + 2P = Fe3P2              Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6h3O= 4Fe(OH)3,

Железо находится в середине электрохимическогоряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности.Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельныхметаллов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железореагирует с водой:

3Fe + 4h3O = Fe3O4+ 4h3­

Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2+ h3­

Fe + h3SO4= FeSO4 + h3­

При обычной температуре железо невзаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.При нагревании концентрированная h3SO4 окисляет железо досульфита железа (III):

2Fe + 6h3SO4= Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6h3O.

Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO­ + 2h3O.

Концентрированная азотная кислотапассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняетметаллы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu,  Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество,нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксидажелеза(II,III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO =3FeO + CO2­.

Оксид железа (II) – основной оксид,легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2+ h3O,       FeO + 2H+ = Fe2+ + h3O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, нерастворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их сощелочами:

FeSO4 + 2NaOH =Fe(OH)2¯ + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- =Fe(OH)2¯.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl= FeCl2 + 2h3O,

Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ + 2h3O.

При нагревании гидроксид железа (II)разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + h3O.

Соединения со степенью окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородомвоздуха:

4Fe+2(OH)2+ O2 + 2h3O = 4Fe+3(OH)3.

Оксид железа (III) Fe2O3 – порошок бурого цвета, нерастворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа(III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3h3O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1+ 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердымищелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3+ 2NaOH = 2NaFeO2 + h3O,

Fe2O3+ 2OH- = 2FeO2- + h3O,

Fe2O3+ Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) привзаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH =Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3¯.

Гидроксид железа (III) является болееслабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (спреобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + h3O

2Fe(OH)3 + 3h3SO4« Fe2(SO4)3+ 6h3O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3h3O

Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.

Соединения со степенью окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

                             Fe+3 + 1e = Fe+2.     

Так, например, хлорид железа (III)окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe+3Cl3+ 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Хром.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодическойсистемы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d54s1.

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%.Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, илихромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено намагний, а хром – на алюминий.

Хром – серебристо серый металл. Чистый хромдостаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хромхимически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (изнеметаллов), образуя смесь фторидов. При высокихтемпературах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом,галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2  –t°→  2Cr2O3

2Cr + 3Cl2  –t°→  2CrCl3

2Cr + N2  –t°→ 2CrN

2Cr + 3S  –t°→ Cr2S3

В азотной и концентрированной серной кислотах онпассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной иразбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностьюосвобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекаетна воздухе – соли хрома (III):

Cr + 2HCl → CrCl2 + h3­

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2h3O + h3­

Оксидхрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2h3O

Соединенияхрома (II) — сильные восстановители;переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + h3­

4Cr(OH)2 + O2 + 2h3O → 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

Оксидхрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый вводе порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия иаммония:

2Cr(OH)3  –t°→  Cr2O3 + 3h3O

4K2Cr2O7  –t°→  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­

(Nh5)2Cr2O7 –t°→  Cr2O3 + N2­+ 4h3O­

Амфотерныйоксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаютсясоединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3+ 2NaOH → 2NaCrO2 + h3O

Cr2O3+ Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2­

Cr2O3+ 6KHSO4 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4+ 3h3O

Присплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степениокисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2h3O

Гидроксидхрома (III) Cr(OH)3 — нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3+ 6NaOH →2Cr(OH)3¯ + 3Na2SO4

Обладаетамфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3h3SO4→ Cr2(SO4)3 + 6h3O

Cr(OH)3 + KOH →K[Cr(OH)4]

Оксидхрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы,растворимые в воде.

Получаютиз хромата (или дихромата) калия и h3SO4(конц.).

K2CrO4+ h3SO4 → CrO3 + K2SO4+ h3O

K2Cr2O7+ h3SO4 → 2CrO3 + K2SO4+ h3O

CrO3 — кислотный оксид, сощелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + h3O

Вкислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + h3SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + h3O

В щелочной среде эта реакцияпротекает в обратном направлении:

K2Cr2O7+ 2KOH → 2K2CrO4+ h3O

Всесоединения хрома (VI)- сильные окислители.

4CrO3 + 3S → 3SO2­+ 2Cr2O3

Медь.

Медьнаходится в побочной подгруппе I группы Периодическойсистемы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппывыражается формулой (n-1)d10ns1.  Навнешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако вобразовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровняпредпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2,+3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь –мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокойэлектрической проводимостью.

Медь –химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:

2Cu + O2 = 2CuO

Нереагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной сернойкислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO3 (разб.) =3Cu(NO3)2 + 2NO + 4h3O

Cu + 2h3SO4 (конц.)=CuSO4 + SO2 +2h3O

Во влажнойатмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрываетсязеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O2 + CO2 +h3O= Cu(OH)2 ∙ CuCO3

Оксид меди(II) CuO – черное вещество, можетбыть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO + h3O

Гидроксидмеди (II) представляет собой малорастворимое в водесоединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании вконцентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерногогидроксида:

Cu(OH)2 + h3SO4 =CuSO4 + 2h3O

Cu(OH)2  + 2KOH = K2[Cu(OH)4]

Основнаямасса производимой меди используется в электротехнической промышленности. Вбольших количествах медь идет на производство сплавов.

Цинк.

Цинкнаходится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементовэтой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2p6d10ns2. Проявляютв соединениях степень окисления +2.

Цинк –серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. Навоздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, котораяослабляет его металлический блеск.

Цинк –химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами(серой, хлором, кислородом):

2Zn + O2 = 2ZnO

Растворяетсяв разбавленных и концентрированных кислотах HCl, h3SO4, HNO3 и в водныхрастворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + h3

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2+ Nh5NO3 + 3h3O

Zn + 2NaOH + 2h3O = Na2[Zn(OH)4]+ h3

Оксид цинка– белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинкаявляются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:

ZnO +2HCl = ZnCl2 + h3O

ZnO + 2KOH + h3O = K2[Zn(OH)4]

Гидроксидцинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)2 + 6Nh4 = [Zn(Nh4)6](OH)2

Приполучение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnCO3 = ZnO + CO2

Далее оксидцинка восстанавливают углем:

ZnO + C = Zn + CO

Дляполучения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте ивыделяют электролизом.

Цинкиспользуют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунныеизделия для защиты их от коррозии.

Понятие о сплавах.

 Характернойособенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или снеметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергаютплавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяетсяприродой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости оттемпературы. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, неприбегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы — это продуктыхимического взаимодействия металлов.

Кристаллическаяструктура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуядруг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а)химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в)механическую смесь кристаллов компонентов.

Тот илииной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействияразнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергийвзаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.

Современнаятехника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаевони состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов.Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойствиндивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50%висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственнотемпературы плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловяннойбронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициентлинейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистыхкомпонентов.

Однаконекоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, чточугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которыехарактерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы ифосфора, увеличивающие ее хрупкость.

Средисвойств сплавов наиболее важными для практического применения являютсяжаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиациибольшое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, дляметаллообрабатывающей промышленности — специальные сплавы, содержащие вольфрам,кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентомкоторых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продуктывзаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, асверхпроводящие при низких температурах сплавы — на основе интерметаллидов,образуемых ниобием с оловом и др.

www.ronl.ru

Реферат Металл

Реферат на тему:

План:

Введение
• 1 Нахождение в природе
• 2 Свойства металлов
  • 2.1 Характерные свойства металлов
  • 2.2 Физические свойства металлов
  • 2.3 Химические свойства металлов
  • 2.4 Легирование
• 3 Микроскопическое строение
  • 3.1 Некоторые металлы
• 4 Применение металлов
  • 4.1 Конструкционные материалы
  • 4.2 Электротехнические материалы
  • 4.3 Инструментальные материалы
Примечания

Введение

Металлы — один из самых распространённых материалов, используемых цивилизацией на протяжении практически всей её истории.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокая тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Из 118 [1] химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

6 элементов в группе щелочных металлов,

6 в группе щёлочноземельных металлов,

38 в группе переходных металлов,

11 в группе лёгких металлов,

7 в группе полуметаллов,

14 в группе лантаноиды + лантан,

14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний,

вне определённых групп бериллий и магний.

Таким образом, к металлам возможно относится 96 элементов из всех открытых.

1. Нахождение в природе

Бо́льшая часть металлов присутствует в природе в виде руд и соединений. Они образуют оксиды, сульфиды, карбонаты и другие химические соединения. Для получения чистых металлов и дальнейшего их применения необходимо выделить их из руд и провести очистку. При необходимости проводят легирование и другую обработку металлов. Изучением этого занимается наука металлургия. Металлургия различает руды чёрных металлов (на основе железа) и цветных (в их состав не входит железо, всего около 70 элементов). Золото, серебро и платина относятся также к драгоценным металлам. Кроме того, в малых количествах они присутствуют в морской воде, растениях, живых организмах (играя при этом важную роль).

Известно, что организм человека на 3 % состоит из металлов. Больше всего в наших клетках кальция и натрия, сконцентрированного в лимфатических системах. Магний накапливается в мышцах и нервной системе, медь — в печени, железо — в крови.

2. Свойства металлов

2.1. Характерные свойства металлов

• Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы иод и углерод в виде графита)
• Хорошая электропроводность
• Возможность лёгкой механической обработки (см.: пластичность; однако, некоторые металлы, например германий и висмут, непластичны)
• Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов)
• Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы)
• Большая теплопроводность
• В реакциях чаще всего являются восстановителями

2.2. Физические свойства металлов

Все металлы (кроме ртути и, условно, франция) при нормальных условиях находятся в твёрдом состоянии, однако обладают различной твёрдостью. Ниже приводится твёрдость некоторых металлов по шкале Мооса.

Твёрдость некоторых металлов по шкале Мооса:

Температуры плавления металлов лежат в диапазоне от −39 °C (ртуть) до 3410 °C (вольфрам). Температура плавления большинства металлов (за исключением щелочных) высока, однако некоторые «нормальные» металлы, например олово и свинец, можно расплавить на обычной электрической или газовой плите.

В зависимости от плотности, металлы делят на лёгкие (плотность 0,53 ÷ 5 г/см³) и тяжёлые (5 ÷ 22,5 г/см³). Самым лёгким металлом является литий (плотность 0.53 г/см³). Самый тяжёлый металл в настоящее время назвать невозможно, так как плотности осмия и иридия — двух самых тяжёлых металлов — почти равны (около 22.6 г/см³ — ровно в два раза выше плотности свинца), а вычислить их точную плотность крайне сложно: для этого нужно полностью очистить металлы, ведь любые примеси снижают их плотность.

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.

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.

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; широко известно, например, применение натрия в клапанах автомобильных двигателей для улучшения их охлаждения.

Гладкая поверхность металлов отражает большой процент света — это явление называется металлическим блеском. Однако в порошкообразном состоянии большинство металлов теряют свой блеск; алюминий и магний, тем не менее, сохраняют свой блеск и в порошке. Наиболее хорошо отражают свет алюминий, серебро и палладий — из этих металлов изготовляют зеркала. Для изготовления зеркал иногда применяется и родий, несмотря на его исключительно высокую цену: благодаря значительно большей, чем у серебра или даже палладия, твёрдости и химической стойкости, родиевый слой может быть значительно тоньше, чем серебряный.

Цвет у большинства металлов примерно одинаковый — светло-серый с голубоватым оттенком. Золото, медь и цезий соответственно жёлтого, красного и светло-жёлтого цвета.

2.3. Химические свойства металлов

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны)

Реакции с простыми веществами

• С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на выходе могут оказаться оксиды, пероксиды, надпероксиды:

4Li + O2 = 2Li2O оксид лития2Na + O2 = Na2O2 пероксид натрияK + O2 = KO2 надпероксид калияЧтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:Na2O2 + 2Na = 2Na2OСо средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании:3Fe + 2O2 = Fe3O42Hg + O2 = 2HgO2Cu + O2 = 2CuO

• С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

6Li + N2 = 2Li3NПри нагревании:2Al + N2 = 2AlN3Ca + N2 = Ca3N2

• С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины:

Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:Fe + S = FeS

• С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода −1:

2Na + h3 = 2NaHMg + h3 = Mgh3

• С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются ацетилениды или метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

2Na + 2C = Na2C2Na2C2 + 2h3O = 2NaOH + C2h32Na + h3 = 2NaH

2.4. Легирование

Легирование — это введение в расплав дополнительных элементов, модифицирующих механические, физические и химические свойства основного материала.

3. Микроскопическое строение

Характерные свойства металлов можно понять, исходя из их внутреннего строения. Все они имеют слабую связь электронов внешнего энергетического уровня (другими словами, валентных электронов) с ядром. Благодаря этому созданная разность потенциалов в проводнике приводит к лавинообразному движению электронов (называемых электронами проводимости) в кристаллической решётке. Совокупность таких электронов часто называют электронным газом. Вклад в теплопроводность, помимо электронов, дают фононы (колебания решётки). Пластичность обусловлена малым энергетическим барьером для движения дислокаций и сдвига кристаллографических плоскостей. Твёрдость можно объяснить большим числом структурных дефектов (междоузельные атомы, вакансии и др.).

Из-за лёгкой отдачи электронов возможно окисление металлов, что может приводить к коррозии и дальнейшей деградации свойств. Способность к окислению можно узнать по стандартному ряду активности металлов. Этот факт подтверждает необходимость использования металлов в комбинации с другими элементами (сплав, важнейшим из которых является сталь), их легирование и применение различных покрытий.

Для более корректного описания электронных свойств металлов необходимо использовать квантовую механику. Во всех твёрдых телах с достаточной симметрией уровни энергии электронов отдельных атомов перекрываются и образуют разрешённые зоны, причём зона, образованная валентными электронами, называется валентной зоной. Слабая связь валентных электронов в металлах приводит к тому, что валентная зона в металлах получается очень широкой, и всех валентных электронов не хватает для её полного заполнения.

Принципиальная особенность такой частично заполненной зоны состоит в том, что даже при минимальном приложенном напряжении в образце начинается перестройка валентных электронов, т. е. течёт электрический ток.

Та же высокая подвижность электронов приводит и к высокой теплопроводности, а также к способности зеркально отражать электромагнитное излучение (что и придаёт металлам характерный блеск).

3.1. Некоторые металлы

Осмий

Алюминий

Барий

1. Щелочные:
   • Литий
   • Натрий
   • Калий
   • Рубидий
   • Цезий
   • Франций
2. Щёлочноземельные:
   • Кальций
   • Стронций
   • Барий
   • Радий
3. Переходные:
   • Титан
   • Железо
   • Платина
   • Медь
   • Цинк
   • Золото
   • Серебро
   • Палладий
   • Ртуть
   • Никель
   • Кобальт
   • Вольфрам
4. Лёгкие:
   • Алюминий
   • Галлий
   • Свинец
   • Олово
5. Другие:
   • Бериллий
   • Магний

4. Применение металлов

4.1. 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.

4.2. 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.).

4.3. 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.

Примечания

1. Международный химический союз признал 112-й химический элемент - lenta.ru/news/2009/06/11/e112/

wreferat.baza-referat.ru

Смотрите также

• 
  Реферат начало
• 
  Нормы реферат
• 
  Предприятия реферат
• 
  Реферат человек
• 
  Promotion реферат
• 
  Қиыршықтас реферат
• 
  Уытқұмарлық реферат
• 
  Цитрусові реферат
• 
  Бенкендорф реферат
• 
  Winzip реферат
• 
  Реферат winzip