Металлы в периодической системе Д.И. Менделеева

Введение



Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами: высокими электропроводностью и теплопроводностью, способностью хорошо отражать свет (что обуславливает их блеск и непрозрачность), возможностью принимать нужную форму под воздействием внешних сил (пластичностью). Существует и другое определение металлов – это химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние (валентные) электроны. 

Из всех известных химических элементов около 90 являются металлами. Большинство неорганических соединений – это соединения металлов. 

Существует несколько типов классификации металлов. Наиболее четкой является классификация металлов в соответствии с их положением в периодической системе химических элементов – химическая классификация. 

Если в «длинном» варианте периодической таблицы провести прямую линию через элементы бор и астат, то слева от этой линии расположатся металлы, а справа от нее – неметаллы. 

С точки зрения строения атома металлы подразделяют на непереходные и переходные. Непереходные металлы располагаются в главных подгруппах периодической системы и характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение электронных уровней s и р. К непереходным металлам относят 22 элемента главных подгрупп а: Li, Na, K, Rb , Cs,Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po. 

Переходные металлы располагаются в побочных подгруппах и характеризуются заполнением d - или f-электронных уровней. К d-элементам относятся 37 металлов побочных подгрупп б: Cu , Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc , Y , La , Ac , Ti , Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt. 

К f-элементам относятся 14 лантаноидов (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Но, Ег, Тm, Уb, Lu) и 14 актиноидов (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).

Среди переходных металлов выделяют также редкоземельные металлы (Sc, Y, La и лантаноиды), платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Оs, Ir, Рt), трансурановые металлы (Nр и элементы с большей атомной массой).

Помимо химической существует также, хотя и не общепринятая, но издавна сложившаяся техническая классификация металлов. Она не так логична, как химическая, - в основе её лежит то один, то другой практически важный признак металла. Железо и сплавы на его основе относят к чёрным металлам, все прочие металлы - к цветным. Различают лёгкие (Li, Ве, Мg, Тi и др.) и тяжёлые металлы (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb и др.), а также группы тугоплавких (Тi, Zr, Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), драгоценных (Аg, Аu, платиновые металлы) и радиоактивных (U, Тh, Nр, Рu и др.) металлов. В геохимии выделяют также рассеянные (Ga, Ge, Hf, Re и др. ) и редкие (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re и др.) металлы. Как видно между группами четких границ не существует. 


Историческая справка



Несмотря на то, что жизнь человеческого общества без металлов невозможна, никто точно не знает, когда и как человек начал впервые ими пользоваться. Самые древние дошедшие до нас письмена повествуют о примитивных мастерских, в которых выплавили металл и изготавливали из него изделия. Значит, человек овладел металлами раньше, чем письменность. Раскапывая древние поселения, археологи находят орудия труда и охоты, которыми пользовался человек в те далёкие времена, - ножи, топоры, наконечники для стрел, иглы, рыболовные крючки и многое другое. Чем древнее поселения, тем грубее и примитивнее были изделия человеческих рук. Самые древние изделия из металлов были найдены при раскопках поселений, существовавших около 8 тысяч лет назад. Это были в основном украшения из золота и серебра и наконечники стрел и копий из меди.

Греческое слово «металлон» первоначально означало копи, рудники, отсюда и произошёл термин «металл». В древности считалось, что существует только 7 металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо и ртуть. Это число соотносилось с числом известных тогда планет -Солнцем (золото), Луной (серебро), Венерой (медь), Юпитером (олово), Сатурном (свинец), Марсом (железо), Меркурием (ртуть) (см. рисунок). По алхимическим представлениям, металлы зарождались в земных недрах под влиянием лучей планет и постепенно совершенствовались, превращаясь в золото.

Человек сначала овладел самородными металлами - золотом, серебром, ртутью. Первым искусственно полученным металлом была медь, затем удалось освоить получение сплава меди соловом - бронзы и только позднее - железа. В 1556 г. в Германии была издана книга немецкого металлурга Г. Агриколы «О горном деле и металлургии» - первое дошедшее до нас детальное руководство по получению металлов. Правда, в то время свинец, олово и висмут ещё считали разновидностями одного металла. В 1789 г. французский химик А. Лавуазье в своём руководстве по химии дал список простых веществ, в который включил все известные тогда металлы - сурьму, серебро, висмут, кобальт, олово, железо, марганец, никель, золото, платину, свинец, вольфрам и цинк. По мере развития методов химического исследования число известных металлов стало быстро возрастать. В 18 в. было открыто 14 металлов, в 19 в. - 38, в 20 в. - 25 металлов. В первой половине 19 в. были открыты спутники платины, получены путём электролиза щелочные и щёлочноземельные металлы. В середине века методом спектрального анализа были открыты цезий, рубидий, таллий и индий. Блестяще подтвердилось существование металлов, предсказанных Д. И. Менделеевым на основе его периодического закона (это галлий, скандий и германий). Открытие радиоактивности в конце 19 в. повлекло за собой поиски радиоактивных металлов. Наконец, методом ядерных превращений в середине 20 в. были получены не существующие в природе радиоактивные металлы, в частности трансурановые элементы.



Физические и химические свойства металлов.



Все металлы — твердые вещества (кроме ртути, которая при обычных условиях жидкая), они отличаются от неметаллов особым видом связи (металлическая связь). Валентные электроны слабо связаны с конкретным атомом, и внутри каждого металла существует так называемый электронный газ. Большинство металлов имеют кристаллическую структуру, и металл можно представить как «жесткую» кристаллическую решетку из положительных ионов ( катионов). Эти электроны могут более или менее передвигаться по металлу. Они компенсируют силы отталкивания между катионами и, тем самым, связывают их в компактное тело. 

Все металлы обладают высокой электрической проводимостью (т. е. они проводники в отличие от неметаллов-диэлектриков), особенно медь, серебро, золото, ртуть и алюминий; высока и теплопроводность металлов. Отличительным свойством многих металлов является их пластичность (ковкость), вследствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы (фольгу) и вытянуты в проволоку (олово, алюминий и др.), однако встречаются и достаточно хрупкие металлы (цинк, сурьма, висмут).

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси, называемые сплавами. В сплаве свойства одного компонента обычно удачно дополняют свойства другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком, называемые латунью, являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает хорошей пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав аюралюмин (дюраль), содержащий медь, магний и марганец. Дюралюмин, не теряя свойств своего алюминия, приобретает высокую твердость и поэтому используется в авиационной технике. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это известные чугун и сталь.

Металлы очень сильно различаются по плотности: у лития она почти вдвое меньше, чем у воды (0,53 г/см ), а у осмия - более чем в 20 раз выше (22,61 г/см3). Отличаются металлы и по твёрдости. Самые мягкие - щелочные металлы они легко режутся ножом; самый твердый металл - хром - режет стекло. Велика разница температур плавления металлов: ртуть - жидкость при обычных условиях, цезий и галлий плавятся при температуре человеческого тела, а самый тугоплавкий металл - вольфрам имеет температуру плавления 3380 °С. Металлы, температура плавления которых выше 1000 °С, относят к тугоплавким металлам, ниже - к легкоплавким. При высоких температурах металлы способны испускать электроны, что используется в электронике и термоэлектрических генераторах для прямого преобразования тепловой энергии в электрическую. Железо, кобальт, никель и гадолиний после помещения их в магнитное поле способны постоянно сохранять состояние намагниченности.

Металлам присуще некоторые и химические свойства. Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтомц металлы являются восстановителями. В этом, собственно, и состоит их главное и наиболее общее химическое свойство.

Очевидно, металлы как восстановители будут вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые вещества, кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Соединения металлов с галогенами называются галогенидами, с серой — сульфидами, с азотом — нитридами, с фосфором — фосфидами, с углеродом — карбидами, с кремнием - силицидами, с бором — боридами, с водородом — гидридами и т. д. Многие из этих соединений нашли важное применение в новой технике. Например, бориды металлов используются в радиоэлектронике, а также в ядерной технике в качестве материалов для регулирования нейтронного излучения и защиты от него.

Под действием концентрированных кислот-окислителей на некоторых металлах также образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и не реагируют с ней) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Mg, и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh и U. 

Чем левее расположен металл в этом ряду, тем большими восстановительными свойствами он обладает, т. е. легче окисляется и переходит в виде катиона в раствор, но зато труднее восстанавливается из катиона в свободное состояние.

В ряд напряжений помещен один неметалл — водород, поскольку это позволяет определить, будет ли данный металл реагировать с кислотами - неокислителями в водном растворе (точнее — окисляться катионами водорода Н+). Например, цинк реагирует с хлороводородной кислотой, так как в ряду напряжений он стоит левее (до) водорода. Напротив, серебро не переводится в раствор хлороводородной кислотой, поскольку оно стоит в ряду напряжений правее (после) водорода. Аналогично ведут себя металлы в разбавленной серной кислоте. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, называют благородными (Ag, Pt, Au и др.)

Нежелательным химическим свойством металлов является их электрохимическая коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) металла при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде.

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов — контактная коррозия. Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Cu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Fе), к менее активному металлу (Sn, Cu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла возрастает при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплавов железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и стали, содержащие хром (нержавеющие стали), имеют высокую коррозионную стойкость.

Общие способы получения металлов:

— электрометаллургия, т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов их солей;

— пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из их руд при высокой температуре (например, получение железа с помощью доменного процесса);

— гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO4 вытеснением цинком, железом

или алюминием).

В природе металлы встречаются иногда в свободном виде, например самородные ртуть, серебро и золото, а чаще — в виде соединений (металлических руд). Самые активные металлы, конечно, присутствуют в земной коре только в связанном виде.



Литий.



Литий (от греч. Литос- камень), Li, химический элемент подгруппы Iа периодической системы; атомный номер 3, атомная масса 6, 941; относится к щелочным металлам. 

Содержание лития в земной коре 6,5-10-3% по массе. Обнаружен он более чем в 150 минералах, из них собственно литиевых - около 30. Основные минералы: сподумен LiAl[Si2O6], лепидолит KLi1,5 Al1,5[Si3 AlO10 ](F,0Н)2 и петалит (LiNa)[Si 4AlO10 ]. Состав этих минералов сложен, многие из них относятся к очень распространённому в земной коре классу алюмосиликатов. Перспективные источники сырья для производства лития - рассолы (рапа) соленосных отложений и подземные воды. Крупнейшие месторождения соединений лития находятся в Канаде, США, Чили, Зимбабве, Бразилии, Намибии и России.

Интересно, что минерал сподумен встречается в природе в виде больших кристаллов массой в несколько тонн. На руднике Этта в США нашли кристалл в форме иглы длиной 16 м и массой 100 т.

Первые сведения о литии относятся к 1817 г. Шведский химик А. Арфведсон, проводя анализ минерала петалита, открыл в нём неизвестную щёлочь. Учитель Арфведсона Й. Берцелиус дал ей название «литион» (от греч. литеос -каменный), т. к. в отличие от гидроксидов калия и натрия, которые были получены из золы растений, новая щёлочь была обнаружена в минерале. Он же назвал металл, являющийся «основой» этой щёлочи, литием. В 1818 г. английский химик и физик Г. Дэви получил литий электролизом гидроксида LiОН.

Свойства. Литий - серебристо-белый металл; т. пл. 180,54 °С, т. кип. 1340 "С; самый лёгкий из всех металлов, его плотность 0,534 г/см -он в 5 раз легче алюминия и почти вдвое легче воды. Литий мягок и пластичен. Соединения лития окрашивают пламя в красивый карминово-красный цвет. Этим весьма чувствительным методом пользуются в качественном анализе для обнаружения лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя атома лития 2s1 (s-элемент). В соединениях он проявляет степень окисления +1.

Литий стоит первым в электрохимическом ряду напряжений и вытесняет водород не только из кислот, но и из воды. Однако многие химические реакции лития протекают менее энергично, чем у других щелочных металлов.

Литий практически не реагирует с компонентами воздуха при полном отсутствии влаги при комнатной температуре. При нагревании на воздухе выше 200 °С в качестве основного продукта образует оксид Li2 O (присутствуют только следы пероксида Li2O2). Во влажном воздухе даёт преимущественно нитрид Li3N, при влажности воздуха более 80% - гидроксид LiОН и карбонат Li2СО3. Нитрид лития может быть получен также при нагревании металла в токе азота (литий - один из немногих элементов, непосредственно соединяющихся с азотом): 6Li + N2 =2Li3N

Литий легко сплавляется почти со всеми металлами и хорошо растворим в ртути. Непосредственно соединяется с галогенами (с иодом -при нагревании). При 500 °С реагирует с водородом, образуя гидрид LiН, при взаимодействии с водой - гидроксид LiОН, с разбавленными кислотами - соли лития, с аммиаком - амид LiNН2, например:

2Li + Н2 = 2LiН

2Li + 2Н2O = 2LiОН + Н2

2Li + 2НF = 2LiF + Н2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + Н2

Гидрид LiН - бесцветные кристаллы; применяется в различных областях химии как восстановитель. При взаимодействии с водой выделяет большое количество водорода (из 1 кг LiН получают 2820 л Н2):

LiН + Н2O = LiОН + Н2

Это позволяет использовать LiН как источник водорода для наполнения аэростатов и спасательного снаряжения (надувных лодок, поясов и др.), а также как своеобразный «склад» для хранения и транспортировки огнеопасного водорода (при этом необходимо предохранять LiН от малейших следов влаги).

Широко применяют в органическом синтезе смешанные гидриды лития, например литий-алюмогидрид LiAlH4 - селективный восстановитель. Его получают взаимодействием LiН с хлоридом алюминия А1С1з

Гидроксид LiОН - сильное основание (щёлочь), его водные растворы разрушают стекло, фарфор; устойчивы к нему никель, серебро и золото. LiОН применяют в качестве добавки к электролиту щелочных аккумуляторов, что повышает срок их службы в 2-3 раза и ёмкость на 20%. На основе LiОН и органических кислот (особенно стеариновой и пальмитиновой) производят морозо- и термостойкие пластичные смазки (литолы) для защиты металлов от коррозии в интервале температур от -40 до +130 "С.

Гидроксид лития используют также как поглотитель углекислого газа в противогазах, подводных лодках, самолётах и космических кораблях.

Получение и применение. Сырьём для получения лития служат его соли, которые извлекают из минералов. В зависимости от состава минералы разлагают серной кислотой Н2SО4 (кислотный метод) либо спеканием с оксидом кальция СаО и его карбонатом СаСОз (щелочной способ), с сульфатом калия К2SО4 (солевой способ), с карбонатом кальция и его хлоридом СаСl (щёлочно-солевой способ). При кислотном методе получают раствор сульфата Li2SО4 [последний освобождают от примесей обработкой гидроксидом кальция Са(ОН)2 и содой Na2Co3]. Спек, образующийся при других методах разложения минералов, выщелачивают водой; при этом при щелочном методе в раствор переходит LiОН, при солевом – Li 2SO4, при щёлочно-солевом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готового продукта в виде карбоната Li2СО3. который используют непосредственно или в качестве источника для синтеза других соединений лития.

Металлический литий получают электролизом расплавленной смеси LiCl и хлорида калия КСl или хлорида бария ВаСl2 с дальнейшей очисткой от примесей.

Интерес к литию огромен. Это связано, прежде всего, с тем, что он - источник промышленного получения трития (тяжёлого нуклида водорода), являющегося главной составной частью водородной бомбы и основным горючим для термоядерных реакторов. Термоядерная реакция осуществляется между нуклидом 6Li и нейтронами (нейтральными частицами с массовым числом 1); продукты реакции - тритий 3Н и гелий 4Не:

63Li + 10n= 31 H +42He

Большое количество лития используется в металлургии. Сплав магния с 10% лития прочнее и легче самого магния. Сплавы алюминия и лития - склерон и аэрон, содержащие всего 0,1% лития, помимо лёгкости обладают высокой прочностью, пластичностью, повышенной стойкостью к коррозии; их применяют в авиации. Добавка 0,04% лития к свинцово-кальциевым подшипниковым сплавам повышает их твёрдость и уменьшает коэффициент трения.

Галогениды и карбонат лития применяют в производстве оптических, кислотоупорных и других специальных стёкол, а также термостойкого фарфора и керамики, различных глазурей и эмалей.

Мелкие крошки лития вызывают химические ожоги влажной кожи и глаз. Соли лития раздражают кожу. При работе с гидроксидом лития необходимо соблюдать меры предосторожности, как при работе с гидроксидами натрия и калия.



Натрий.



Натрий (от араб, натрун, греч. нитрон -природная сода, химический элемент подгруппы Iа периодической системы; атомный номер 11, атомная масса 22,98977; относится к щелочным металлам. В природе встречается в виде одного стабильного нуклида 23 Na . 

Ещё в глубокой древности были известны соединения натрия - поваренная соль (хлорид натрия) NaСl, едкая щёлочь (гидроксид натрия) NaОН и сода (карбонат натрия) Na2СОз. Последнее вещество древние греки называли «нитрон»; отсюда и происходит современное название металла - «натрий». Однако в Великобритании, США, Италии, Франции сохраняется слово sodium (от испанского слова «сода», имеющего то же значение, что и по-русски).

Впервые о получении натрия (и калия) сообщил английский химик и физик Г. Дэви на собрании Королевского общества в Лондоне в 1807 г. Ему удалось разложить действием электрического тока едкие щёлочи КОН и NaОН и выделить неизвестные ранее металлы обладающие необычайными свойствами. Эти металлы очень быстро окислялись на воздухе, а на поверхности воды плавали, выделяя из неё водород.

Распространённость в природе. Натрии - один из самых распространённых в природе элементов. Содержание его в земной коре 2,64% по массе. В гидросфере он содержится в вида растворимых солей в количестве около 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%). Наличие натрия установлено в атмосфере Солнца и межзвёздном пространстве. природе натрий находится только в виде солей. Важнейшие минералы - галит (каменная соль) NaCl, мирабилит (глауберова соль) Na2SO4 *10H2O, тенардит Na2SO4, челийская селитра NaNO3, природные силикаты, например альбит Na[AlSi3O8], нефелин Na[AlSiO4]

Россия исключительно богата залежами каменной соли (например, Соликамск, Усолье-Сибирское и др.), большие залежи минерала троны в Сибири.

Свойства. Натрий - серебристо-белый легкоплавкий металл, т. пл. 97,86 °С, т. кип. 883,15 °С. Это один из самых лёгких металлов - он легче воды плотность 0,99 г/см3 при 19,7 °С). Натрий и его соединения окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет. Эта реакция так чувствительна, что открывает присутствие малейших следов натрия повсюду (например, в комнатной или уличной пыли). 

Натрий - один из самых активных элементов периодической системы. Внешний электронный слой атома натрия содержит один электрон (конфигурация 3s1 , натрий – s-элемент). Свой единственный валентный электрон натрий легко отдает и поэтому в своих соединениях всегда проявляет степень окисления +1.

На воздухе натрий активно окисляется, образуя в зависимости от условий оксид Na2O или пероксид Na2O2. Поэтому хранят натрий под слоем керосина или минерального масла. Энергично реагирует с водой, вытесняя водород:

2Na + Н20 = 2NaОН + Н2

Такая реакция происходит даже со льдом при температуре -80 °С, а с тёплой водой или при поверхности контакта идёт со взрывом ( недаром говорят: «Не хотите стать уродом –не бросайте натрий в воду»).

Натрий непосредственно реагирует со всеми неметаллами: при 200 °С начинает поглощать водород, образуя весьма гигроскопичный гидрид NaH; с азотом в электрическом разряде дает нитрид Na3N или азид NaN3; в атмосфере фтора воспламеняется; в хлоре горит при температуре; с бромом реагирует лишь при нагревании:

2Na + Н2 = 2NaН

6Na + N2=2Na3N или 2Na+ 3Na2=2NaN3

2Na+ С12 = 2NaСl



При 800-900 °С натрий соединяется с углеродом, образуя карбид Na2C2; при растирании с серой дает сульфид Na2S и смесь полисульфидов (Na2S3 и Na2S4)

Натрий легко растворяется в жидком аммиаке, получающийся раствор синего цвета обладает металлической проводимостью, с газообразным аммиаком при 300-400 "С или в присутствии катализатора при охлаждении до -30 С дает амид NaNH2. 

Натрий образует соединения с другими металлами (интерметаллиды), например с серебром, золотом, кадмием, свинцом, калием и некоторыми другими. Со ртутью даёт амальгамы NaHg2 , NaHg4 и др. Наибольшее значение имеют жидкие амальгамы, которые образуются при постепенном введении натрия в ртуть, находящуюся под слоем керосина или минерального масла. 

С разбавленными кислотами натрий образует соли. 

Получение и применение. Основной метод получения натрия - электролиз расплавленной поваренной соли. При этом на аноде выделяется хлор, а на катоде - натрий. Для уменьшения температуры плавления электролита к поваренной соли добавляют другие соли: КСl, NaF, СаСl2. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой; аноды изготовлены из графита, катоды - из меди или железа.

Натрий можно получить электролизом расплава гидроксида NaОН, а небольшие количества - разложением азида NaN3. 

Металлический натрий используют для восстановления чистых металлов из их соединений - калия (из КОН), титана (из TiCl4) и др. Сплав натрия с калием - теплоноситель для ядерных реакторов, поскольку щелочные металлы плохо поглощают нейтроны и поэтому не препятствуют делению ядер урана. Пары натрия, обладающие ярко-жёлтым свечением, используют для наполнения газоразрядных ламп, служащих для освещения автострад, пристаней, вокзалов и пр. Натрий находит применение в медицине: искусственно полученный нуклид 24Na используется для радиологического лечения некоторых форм лейкемии и в диагностических целях.

Значительно более обширно применение соединений натрия.

Пероксид Na2O2 - бесцветные кристаллы, технический продукт жёлтого цвета. При нагревании до 311-400 °С начинает выделять кислород, а при 540 °С бурно разлагается. Сильный окислитель, благодаря чему применяется для отбеливания тканей и других материалов. На воздухе поглощает СО2», выделяя кислород и образуя карбонат 2Na2O2+2CO2=2Na2Co3+O2). На этом свойстве основано применение Na2O2 для регенерации воздуха в закрытых помещениях и дыхательных приборах изолирующего типа (подводных лодках, изолирующих противогазах и пр.).

Гидроксид NaОН; устаревшее название -едкий натр, техническое название - каустическая сода (от лат. caustic- едкий, жгучий); одно из самых сильных оснований. Технический продукт, кроме NаОН, содержит примеси (до 3% Ка2СОз и до 1,5% NaCl). Большое количество NаОН идёт на приготовление электролитов для щелочных аккумуляторов, производство бумаги, мыла, красок, целлюлозы, используется для очистки нефти и масел.

Из солей натрия применение находят хромат Na2CrO4 - в производстве красителей, как протрава при крашении тканей и дубитель в кожевенной промышленности; сульфит Na2SO3 -компонент фиксажей и проявителей в фотографии; гидросульфит NaHSO3 - отбеливатель тканей, природных волокон, применяется для консервирования плодов, овощей и растительных кормов; тиосульфат Na2S2O3 - для удаления хлора при отбеливании тканей, как закрепитель в фотографии, противоядие при отравлении соединениями ртути, мышьяка и др., противовоспалительное средство; хлорат NaClO3- окислитель в различных пиротехнических составах; трифосфат Na5P3O10 -добавка в синтетические моющие средства для умягчения воды.

Натрий, NаОН и его растворы вызывают тяжёлые ожоги кожи и слизистых оболочек. 



Калий.



По внешнему виду и свойствам калий похож на натрий, но более реакционноспособный. Энергично реагирует с водой и вызывает возгорание водорода. На воздухе сгорает, образуя оранжевый надпероксид КO2. При комнатной температуре реагирует с галогенами, при умеренном нагревании — с водородом, серой. Во влажном воздухе быстро покрывается слоем КОН. Хранят калий под слоем бензина или керосина.

Наибольшее практическое применение находят соединения калия — гидроксид КОН, нитрат КNO3 и карбонат К2СO3.

Гидроксид калия КОН (техническое название — едкое кали) — белые кристаллы, расплывающиеся во влажном воздухе и поглощающие углекислый газ (образуются К2СO3 и КНСO3). Очень хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом. Водный раствор — сильнощелочной.

Производят гидроксид калия электролизом раствора КСl (аналогично производству NаОН). Исходный хлорид калия КСl получают из природного сырья (минералы сильвин КСlи карналлит КМgС13 • 6Н20). Используют КОН для синтеза различных солей калия, жидкого мыла, красителей, как электролит в аккумуляторах.

Нитрат калия КNO3 (минерал калийная селитра) — белые кристаллы, очень горькие на вкус, низкоплавкие {tпл = 339 °С). Хорошо растворим в воде (гидролиз отсутствует). При нагревании выше температуры плавления разлагается на нитрит калия КNO2 и кислород O2, проявляет сильные окислительные свойства. Сера и древесный уголь загораются при контакте с расплавом КNO3, а смесь С + S взрывается (сгорание «черного пороха»):

2КNO3 + ЗС(уголь) + S=N2 + 3CO2 + K2S

Нитрат калия используется в производстве стекла и минеральных удобрений.

Карбонат калия К2СO3 (техническое название — поташ) — белый гигроскопичный порошок. Очень хорошо растворяется в воде, сильно гидролизуется по аниону и создает щелочную среду в растворе. Используется в изготовлении стекла и мыла.

Получение К2СO3 основано на реакциях:

К2SO4 + Са(ОН)2 + 2СO = 2К(НСОО) + СаSO4

 2К(НСОО) + O2 = К2С03 + Н20 + С02

Сульфат калия из природного сырья (минералы каинит КМg(SO4)Сl • ЗН20 и шёнит К2Мg(SO4)2 * 6Н20) нагревают с гашёной известью Са(ОН)2 в атмосфере СО (под давлением 15 атм), получают формиат калия К(НСОО), который прокаливают в токе воздуха.

Калий жизненно важный элемент для растений и животных. Калийные удобрения — это соли калия, как природные, так и продукты их переработки (КСl, К2SO4, КNO3); высоко содержание солей калия в золе растений.

Калий — девятый по химической распространенности элемент в земной коре. Содержится только в связанном виде в минералах, морской воде (до 0,38 г ионов К+ в 1 л), растениях и живых организмах (внутри клеток). В организме человека имеется = 175 г калия, суточная потребность достигает ~4г. Радиоактивный изотоп 40К (примесь к преобладающему стабильному изотопу 39К) распадается очень медленно (период полураспада 1 • 109лет), он, наряду с изотопами 238U и 232Тh, вносит большой вклад в геотермический запас нашей планеты (внутренняя теплота земных недр).



Медь.



От (лат. Cuprum), Сu, химический элемент подгруппы 16 периодической системы; атомный номер 29, атомная масса 63,546 относится к переходным металлам. Природная медь представляет собой смесь нуклидов с массовыми числами 63 (69,1%) и 65 (30,9%).

Распространённость в природе. Среднее содержание меди в земной коре 4,7-10~3% по массе.

В земной коре медь встречается как в виде самородков, так и в виде различных минералов. Самородки меди, порой значительных размеров, покрыты зелёным или голубым налётом и необычайно тяжелы по сравнению с камнем; самый большой самородок массой около 420 т был найден в США в районе Великих Озёр (рисунок). Подавляющая часть меди присутствует в горных породах в виде соединений. Известно более 250 минералов, содержащих медь. Промышленное значение имеют: халькопирит (медный колчедан) СuFeS2, ковеллин (медный индиго) Сu2S, халькозин (медный блеск) Сu2S, куприт Сu2О, малахит СuСОз*Си(ОН)2 и азурит 2СиСОз*Си(ОН)2. Почти все минералы меди ярко и красиво окрашены, например халькопирит отливает золотом, медный блеск имеет синевато- стальной цвет, азурит - густо синий со стеклянным блеском, а кусочки ковеллина отливают всеми цветами радуги. Многие из медных минералов - поделочные и драгоценные камни -самоцветы; очень высоко ценятся малахит и бирюза СuА16(РO4)4(ОН)8*5Н2O. Наиболее крупные месторождения медных руд находятся в Северной и Южной Америке (гл. обр. в США, Канаде, Чили, Перу, Мексике), Африке (Замбия, ЮАР), Азии (Иран, Филиппины, Япония). В России залежи медных руд имеются на Урале и Алтае.

Медные руды обычно полиметаллические: помимо меди они содержат Fe, Zn, Рb, Sn, Ni, Мо, Аu, Аg, Sе, платиновые металлы и др.

Историческая справка. Медь известна с незапамятных времён и входит в «великолепную семёрку» древнейших металлов, используемых человечеством, - это золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть. По археологическим данным, медь была известна людям уже 6000 лет назад. Она оказалась первым металлом, заменившим древнему человеку камень в первобытных орудиях труда. Это было начало т.наз. медного века, который длился около двух тысячелетий. Из меди выковывали, а потом и выплавляли топоры, ножи, булавы, предметы домашнего обихода. По преданию, античный бог-кузнец Гефест выковал для непобедимого Ахилла щит из чистой меди. Камни для 147-метровой пирамиды Хеопса также были добыты и отёсаны медным инструментом.

Древние римляне вывозили медную руду с острова Кипр, отсюда и произошло латинское название меди - «купрум». Русское название «медь», по-видимому, связано со словом «смида», что в древности означало «металл».

В рудах, добываемых на Синайском полуострове, иногда попадались руды с примесью олова, что привело к открытию сплава меди с оловом -бронзы. Бронза оказалась более легкоплавкой и твёрдой, чем сама медь. Открытие бронзы положило начало длительному бронзовому веку (4-1-е тысячелетия до н. э.).

Свойства. Медь - металл красного цвета. Т.пл. 1083 "С, т. кип. 2567 °С, плотность 8,92 г/см . Это пластичный ковкий металл, из него можно прокатать листочки в 5 раз тоньше папиросной бумаги. Медь хорошо отражает свет, прекрасно проводит тепло и электричество, уступая только серебру.

Конфигурация внешних электронных слоев атома меди 3d104s1 (d-элемент). Хотя медь и щелочные металлы находятся в одной и той же I группе, их поведение и свойства сильно различаются. С щелочными металлами медь сближает только способность образовывать одновалентные катионы. При образовании соединений атом меди может терять не только внешний s-электрон, но один или два d-электрона предшествующего слоя, проявляя при этом более высокую степень окисления. Для меди степень окисления +2 более характерна, чем +1.

Металлическая медь малоактивна, в сухом и чистом воздухе стабильна. Во влажном воздухе, содержащем СО2, на её поверхности образуется зеленоватая плёнка Сu(ОН)2*СuСОз, называемая патиной. Патина придаёт изделиям из меди и ее сплавов красивый «старинный» вид; сплошной налёт патины, кроме того, защищает металл от дальнейшего разрушения. При нагревании меди в чистом и сухом кислороде происходит образование чёрного оксида СиО; нагревание выше 375°С приводит к красному оксиду Сu2О. При нормальной температуре оксиды меди на воздухе устойчивы.

В ряду напряжений медь стоит правее водорода, и поэтому она не вытесняет водород из воды и в бескислородных кислотах не. Растворяться в кислотах медь может только при её одновременном окислении, например в азотной кислоте или концентрированной серной кислоте:

ЗСu + 8НNO3 = ЗСu(NO3)2 + 2NО + 4Н2O

Сu + 2Н2S04 = СиSO4 + SO2 + 2Н2O

Фтор, хлор и бром реагируют с медью, образуя соответствующие дигалогениды, например:

Сu + Сl2 = СuСl2

При взаимодействии нагретого порошка меди с йодом получается иодид Сu(I), или моноиодид меди:

2Сu +I2 = 2СuI

Медь горит в парах серы, образуя моносульфид СиS. С водородом при нормальных условиях не взаимодействует. Однако, если образцы меди содержат микропримеси оксида Си2O, то в атмосфере, содержащей водород, метан или оксид углерода, происходит восстановление оксида меди до металла:

Сu2O+ Н2 = 2Сu + Н2O

Сu2O+ СО = 2Сu + СO2

Выделяющиеся пары воды и СO2 вызывают появление трещин, что резко ухудшает механические свойства металла («водородная болезнь»). Соли одновалентной меди - хлорид СuСl, сульфит Сu2SOз, сульфид Сu2S и другие - как правило, плохо растворяются в воде. Для двухвалентной меди существуют соли практически всех известных кислот; наиболее важные из них - сульфат СuSO4, хлорид СuСl2, нитрат Сu(NОз)2.Все они хорошо растворяются в воде, а при выделении из неё образуют кристаллогидраты, например СuСl2*2Н2O, Си(NOз)2*6Н2O, Си804-5Н20. Цвет солей - от зелёного до синего, т. к. ион Сu в воде гидратируется и находится в виде голубого аква-иона [Сu(Н2O)6]2+, который и определяет цвет растворов солей двухвалентной меди.

Одну из важнейших солей меди - сульфат- получают растворением металла в нагретой разбавленной серной кислоте при продувании воздуха:

2Сu + 2Н2SO4 + O2 = 2СuSO4 + 2Н2O

Безводный сульфат бесцветен; присоединяя воду, он превращается в медный купорос СuSO4-5Н2O - лазурно-синие прозрачные кристаллы. Благодаря свойству сульфата меди изменять окраску при увлажнении его используют для обнаружения следов воды в спиртах, эфирах, бензинах и др.

При взаимодействии соли двухвалентной меди с щёлочью образуется объёмный осадок голубого цвета - гидроксид Сu(ОН)2. Он амфотерный: в концентрированной щёлочи растворяется с образованием соли, в которой медь находится в виде аниона, например:

Сu(ОН)2 + 2КОН = К2[Сu(ОН)4]

В отличие от щелочных металлов, для меди характерна склонность к комплексообразованию - ионы Сu и Сu2+ в воде могут образовывать комплексные ионы с анионами (Сl-, СN-), нейтральными молекулами (NH3) и некоторыми органическими соединениями. Эти комплексы, как правило, ярко окрашены и хорошо растворяются в воде.

Получение и применение. Ещё в 19 в. медь выплавляли из руд, содержащих не менее 15% металла. В настоящее время богатые медные руды практически исчерпаны, поэтому медь гл. обр. получают из сульфидных руд, содержащих лишь 1-7% меди. Выплавка металла - длительный и многоступенчатый процесс.

После флотационной обработки исходной руды концентрат, содержащий сульфиды железа и меди, помещают в медеплавильные отражательные печи, нагреваемые до 1200 °С. Концентрат плавится, образуя т. наз. штейн, содержащий расплавленные медь, железо и серу, а также твёрдые силикатные шлаки, всплывающие на поверхность. В выплавленном штейне в виде СuS содержится около 30% меди, остальное - сульфид железа и сера. Следующая стадия - превращение штейна в т. наз. черновую медь, которое осуществляют в горизонтальных конвертерных печах, продуваемых кислородом. Сначала окисляется FeS; для связывания получающегося оксида железа в конвертер добавляют кварц - при этом образуется легко отделяемый силикатный шлак. Затем окисляется СuS, превращаясь в металлическую медь, и выделяется SO2:

СuS + O2 = Сu + SO2

После удаления воздухом SO2 оставшуюся в конвертере черновую медь, содержащую 97- 99% меди, разливают в формы и затем подвергают электролитической очистке. Для этого слитки черновой меди, имеющие форму толстых досок, подвешивают в электролизных ваннах, содержащих раствор медного купороса с добавлением Н2SO4. В тех же ваннах подвешены и тонкие листы чистой меди. Они служат катодами, а отливки из черновой меди - анодами. Во время прохождения тока на аноде происходи растворение меди, а на катоде - её выделение:

Сu - 2е = Сu2+

Сu2+ + 2е = Сu

Примеси, в том числе серебро, золото, платина, выпадают на дно ванны в виде илообразной массы (шлама). Выделение из шлама благородных металлов обычно окупает весь этот энергоёмкий процесс. После такого рафинирования полученный металл содержит 98-99% меди.

Медь издавна применялась в строительстве: древние египтяне строили медные водопроводы; крыши средневековых замков и церквей покрывали листовой медью, например знаменитый королевский замок в Эльсиноре (Дания) покрыт кровельной медью. Из меди изготовляли монеты и украшения. Благодаря малому электрическому сопротивлению медь является главным металлом электротехники: больше половины всей получаемой меди идёт на производство электрических проводов для высоковольтных передач и слаботочных кабелей. Даже ничтожные примеси в меди приводят к повышению её электрического сопротивления и большим потерям электроэнергии.

Высокая теплопроводность и сопротивление коррозии позволяют изготовлять из меди детали теплообменников, холодильников, вакуумных аппаратов, трубопроводов для перекачки масел и топлив и пр. Широко используют медь и в гальванотехнике при нанесении защитных покрытий на стальные изделия. Так, например, при никелировании или хромировании стальных предметов на них предварительно осаждают медь; в этом случае защитное покрытие служит дольше и эффективней. Медь используют также в гальванопластике (т.е. при тиражировании изделий методом получения их зеркального отображения), например при изготовлении металлических матриц для печатания денежных купюр, воспроизведения скульптурных изделий.

Значительное количество меди расходуется на изготовление сплавов, которые она образует со многими металлами. Основные сплавы меди, как правило, делятся на три группы: бронзы (сплавы с оловом и другими металлами, кроме цинка и никеля), латуни (сплавы с цинком) и медно-никелевые сплавы. О бронзах и латунях в энциклопедии есть отдельные статьи. Наиболее известные медно-никелевые сплавы - мельхиор, нейзильбер, константан, манганин; все они содержат до 30-40% никеля и разные легирующие добавки. Применяют эти сплавы в кораблестроении, для изготовления деталей, работающих при повышенной температуре, в электротехнических приборах, а также для бытовых металлических изделий вместо серебра (столовые приборы).

Разнообразное применение находили и находят соединения меди. Оксид и сульфат двухвалентной меди применяют для изготовления некоторых видов искусственного волокна и для получения других соединений меди; СuО и Сu2О используют для производства стекла и эмалей; Сu(NОз)2 - ситцепечатании; СuСl2 - компонент минеральных красок, катализатор. Минеральные краски, содержащие медь, известны издревле; так, анализ древних фресок Помпеи и настенной живописи на Руси показал, что в состав красок входил основный ацетат меди Сu(OН)2*(СНзСОО)2Сu2, он-то и служил ярко-зелёной краской, называемой на Руси ярь-медянкой.

Медь принадлежит к числу т. наз. биоэлементов, необходимых для нормального развития растений и животных. При отсутствии или недостатке меди в растительных тканях уменьшается содержание хлорофилла, листья желтеют, растения перестают плодоносить и могут погибнуть. Поэтому многие соли меди входят в состав медных удобрений, например медный купорос, медно-калийные удобрения (медный купорос в смеси с КСд). Соли меди, кроме того, применяют и для борьбы с болезнями растений. Более ста лет для этого используется бордоская жидкость, содержащая основный сульфат меди [Сu(OН)2]зСuSО4; получают его по реакции:

4СuSO4 + ЗСа(ОН)2 = СuSO4 *ЗСu(ОН)2 + ЗСаSО4

Студенистый осадок этой соли хорошо покрывает листья и долго удерживается на них, защищая растение. Аналогичным свойством обладают Сu2О, хлороксид меди ЗСu(ОН)2*СuСl2, а также фосфат, борат и арсенат меди.

В организме человека медь входит в состав некоторых ферментов и участвует в процессах кроветворения и ферментативного окисления; среднее содержание меди в крови человека -около 0,001 мг/л. В организмах низших животных меди намного больше, например гемоцианин - пигмент крови моллюсков и ракообразных - содержит до 0,26% меди. Среднее содержание меди в живых организмах - 2-10-4% по массе.

Для человека соединения меди в большинстве своём токсичны. Несмотря на то, что медь входит в состав некоторых фармацевтических препаратов, попадание её в желудок с водой или пищей в больших количествах может вызвать тяжёлые отравления. Люди, долго работающие на выплавке меди и её сплавов, часто заболевают «медной лихорадкой» - повышается температура, возникают боли в области желудка, снижается жизненная активность лёгких. Если соли меди попали в желудок, до прихода врача необходимо срочно его промыть и принять мочегонное средство.

	
Заключение.



Металлы служат основным конструкционным материалом в машиностроении и приборостроении. Все они обладают общими так называемыми металлическими свойствами, но каждый элемент проявляет их в соответствии с его положением в периодической системе Д. И. Менделеева, т. е. в соответствии с особенностями строения его атома.

Металлы активно вступают во взаимодействие с элементарными окислителями с большой электроотрицательностью (галогены, кислород, сера и др.) и поэтому при рассмотрении общих свойств металлических элементов необходимо учитывать их химическую активность по отношению к неметаллам, типы их соединений и формы химической связи, так как это определяет не только металлургические процессы при их получении, но и работоспособность металлов в условиях эксплуатации.

Сегодня, когда развитие экономики идет большими темпами появилась потребность быстровозводимых строениях, при этом не требующих значительных капиталовложений. В основном это нужно для строительства торговых павильонов, развлекательных центров, складов. С применением металлоконструкций такие строения теперь можно не только легко и быстро возводить, но и с той же легкостью разбирать когда заканчивается арендный срок или для переезда на другое место. Более того в такие легко возводимые здания не трудно подвести коммуникации, отопление, свет. Здания из металлоконструкций выдерживают суровые условия природы не только по температурным режимам, но и что не мало важно по сейсмологической активности, там, где возводить кирпичные строения не легко и не безопасно.

Тот ассортимент металлоконструкций, который предлагается сегодня промышленностью легко транспортабелен, может подниматься любыми кранами. Соединение и монтаж таких конструкций может производиться как при помощи болтов, так и с помощью сварки. Появление легких металлоконструкций, которые изготавливаются и поставляются комплексно играют большую положительную роль при строительстве общественных зданий в сравнении со строительством зданий из железобетона, и значительно уменьшает сроки выполнения работ.

		
Список используемой литературы.

		

		Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. – 3-е издание-М.: ООО «Издательство Новая Волна», ЗАО «Издательский Дом ОНИКС», 1999.-464 с.

		А.С.Егорова. Химия. Пособие для поступающих в Вузы- 2-е издание – Ростов н/Д: изд-во «Феникс», 1999. – 768 с. 

		Фролов В.В. Химия: Учебное пособие для машиностроительных специальных вузов. – 3-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 1986.-543 с. 

		Лидин Р.А. Химия. Для школьников старших классов и поступающих в вузы: Теоретические основы. Вопросы. Задачи. Тесты: Учеб. Пособие/2-е изд., стереотип. – М.: Дрофа, 2002. – 576 с. 

		Ю.А.Золотов. Химия. Школьная энциклопедия.М.:- Дрофа, «Большая Российская энциклопедия»., 2003. – 872 с.