). L.p.vanova, professora de química na escola secundária de Novinsk (região de Astrakhan) Como os metais estão organizados no sistema periódico

Introdução

Os metais são substâncias simples que em condições normais apresentam propriedades características: alta condutividade elétrica e térmica, capacidade de refletir bem a luz (o que causa seu brilho e opacidade), capacidade de assumir a forma desejada sob a influência de forças externas (plasticidade). Existe outra definição de metais - são elementos químicos caracterizados pela capacidade de doar elétrons externos (valência).

De todos conhecidos elementos químicos cerca de 90 são metais. A maioria dos compostos inorgânicos são compostos metálicos.

Existem vários tipos de classificação de metais. A mais clara é a classificação dos metais de acordo com a sua posição na sistema periódico elementos químicos – classificação química.

Se na versão "longa" da tabela periódica uma linha reta for traçada através dos elementos boro e astato, então os metais estarão localizados à esquerda desta linha e os não metais à direita dela.

Do ponto de vista da estrutura do átomo, os metais são divididos em intransitivos e transicionais. Os metais de não transição estão localizados nos principais subgrupos do sistema periódico e se caracterizam pelo fato de em seus átomos ocorrer um preenchimento sequencial dos níveis eletrônicos s e p. Os metais não de transição incluem 22 elementos dos subgrupos principais a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.

Os metais de transição estão localizados em subgrupos laterais e são caracterizados pelo preenchimento de níveis eletrônicos d ou f. Os elementos d incluem 37 metais dos subgrupos secundários b: 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.

Os elementos f incluem 14 lantanídeos (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) e 14 actinídeos (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Não, Lr).

Entre os metais de transição também se destacam metais de terras raras (Sc, Y, La e lantanídeos), metais de platina (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), metais transurânicos (Np e elementos com maior massa atômica).

Além da química, existe também uma classificação técnica de metais, embora não geralmente aceita, mas há muito estabelecida. Não é tão lógico quanto o químico - baseia-se em uma ou outra característica praticamente importante do metal. O ferro e as ligas nele baseadas são classificados como metais ferrosos, todos os outros metais são não ferrosos. Existem metais leves (Li, Be, Mg, Ti, etc.) e pesados ​​(Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb, etc.), bem como grupos de refratários ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), metais preciosos (Ag, Au, metais de platina) e radioativos (U, Th, Np, Pu, etc.). Na geoquímica, também se distinguem metais dispersos (Ga, Ge, Hf, Re, etc.) e raros (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re, etc.). Como você pode ver, não existem limites claros entre os grupos.

Referência histórica

Apesar de a vida da sociedade humana sem metais ser impossível, ninguém sabe exatamente quando e como uma pessoa começou a usá-los. Os escritos mais antigos que chegaram até nós falam de oficinas primitivas nas quais o metal era fundido e os produtos eram feitos a partir dele. Isso significa que o homem dominou os metais antes da escrita. Escavando assentamentos antigos, os arqueólogos encontram ferramentas de trabalho e de caça que as pessoas usavam naqueles tempos distantes - facas, machados, pontas de flechas, agulhas, anzóis e muito mais. Quanto mais antigos os assentamentos, mais rústicos e primitivos eram os produtos das mãos humanas. Os produtos metálicos mais antigos foram encontrados durante escavações em assentamentos que existiam há cerca de 8 mil anos. Eram principalmente joias feitas de ouro e prata e pontas de flechas e lanças feitas de cobre.

A palavra grega "metallon" originalmente significava minas, minas, daí veio o termo "metal". Antigamente, acreditava-se que existiam apenas 7 metais: ouro, prata, cobre, estanho, chumbo, ferro e mercúrio. Este número está correlacionado com o número de planetas então conhecidos - o Sol (ouro), a Lua (prata), Vênus (cobre), Júpiter (estanho), Saturno (chumbo), Marte (ferro), Mercúrio (mercúrio) (ver figura ). Segundo os conceitos alquímicos, os metais originaram-se nas entranhas da terra sob a influência dos raios dos planetas e melhoraram gradativamente, transformando-se em ouro.

O homem primeiro dominou os metais nativos - ouro, prata, mercúrio. O primeiro metal obtido artificialmente foi o cobre, depois foi possível dominar a produção de uma liga de cobre com salga - bronze, e só mais tarde - ferro. Em 1556, um livro do metalúrgico alemão G. Agricola "Sobre Mineração e Metalurgia" foi publicado na Alemanha - o primeiro guia detalhado para a obtenção de metais que chegou até nós. É verdade que naquela época o chumbo, o estanho e o bismuto ainda eram considerados variedades do mesmo metal. Em 1789, o químico francês A. Lavoisier, em seu manual de química, deu uma lista de substâncias simples, que incluía todos os metais então conhecidos - antimônio, prata, bismuto, cobalto, estanho, ferro, manganês, níquel, ouro, platina , chumbo, tungstênio e zinco. Com o desenvolvimento de métodos pesquisa química o número de metais conhecidos começou a aumentar rapidamente. No século 18 Foram descobertos 14 metais, no século XIX. - 38, no século XX. - 25 metais. Na primeira metade do século XIX satélites de platina foram descobertos, metais alcalinos e alcalino-terrosos foram obtidos por eletrólise. Em meados do século, o césio, o rubídio, o tálio e o índio foram descobertos por análise espectral. A existência de metais previstos por D. I. Mendeleev com base em sua lei periódica (são gálio, escândio e germânio) foi brilhantemente confirmada. A descoberta da radioatividade no final do século XIX. levou à busca por metais radioativos. Finalmente, pelo método das transformações nucleares em meados do século XX. foram obtidos metais radioativos inexistentes na natureza, em particular elementos transurânicos.

Físico e Propriedades quimicas metais.

Todos os metais são sólidos (exceto o mercúrio, que é líquido em condições normais), eles diferem dos não metais tipo especial ligações (ligação metálica). Os elétrons de valência estão fracamente ligados a um átomo específico e dentro de cada metal existe um chamado gás de elétrons. A maioria dos metais tem uma estrutura cristalina, e um metal pode ser considerado uma rede cristalina "rígida" de íons positivos (cátions). Esses elétrons podem se mover mais ou menos ao redor do metal. Eles compensam as forças repulsivas entre os cátions e assim os unem em um corpo compacto.

Todos os metais têm alta condutividade elétrica (ou seja, são condutores, ao contrário dos não-metais não dielétricos), especialmente cobre, prata, ouro, mercúrio e alumínio; a condutividade térmica dos metais também é alta. Uma propriedade distintiva de muitos metais é sua ductilidade (ductilidade), como resultado da qual podem ser enrolados em folhas finas (folha) e trefilados em arame (estanho, alumínio, etc.), no entanto, também existem metais bastante frágeis ( zinco, antimônio, bismuto).

Na indústria, muitas vezes não são usados ​​​​metais puros, mas suas misturas, chamadas ligas. Em uma liga, as propriedades de um componente geralmente complementam com sucesso as propriedades de outro. Assim, o cobre tem baixa dureza e pouca utilidade para a fabricação de peças de máquinas, enquanto as ligas de cobre-zinco, chamadas de latão, já são bastante duras e são amplamente utilizadas na engenharia mecânica. O alumínio tem boa ductilidade e leveza suficiente (baixa densidade), mas é muito macio. A partir dela é preparada uma liga de ayuralumínio (duralumínio), contendo cobre, magnésio e manganês. O duralumínio, sem perder as propriedades do alumínio, adquire alta dureza e por isso é utilizado na tecnologia aeronáutica. As ligas de ferro com carbono (e adições de outros metais) são ferro fundido e aço bem conhecidos.

Os metais variam muito em densidade: para o lítio é quase metade da densidade da água (0,53 g/cm 3), e para o ósmio é mais de 20 vezes maior (22,61 g/cm 3). Os metais também diferem em dureza. Os mais macios são os metais alcalinos, são facilmente cortados com uma faca; o metal mais duro - o cromo - corta o vidro. Há uma grande diferença nos pontos de fusão dos metais: o mercúrio é um líquido em condições normais, o césio e o gálio derretem a uma temperatura corpo humano, e o metal mais refratário, o tungstênio, tem um ponto de fusão de 3380 ° C. Metais cujo ponto de fusão está acima de 1000 ° C são classificados como metais refratários, abaixo - como fusíveis. Em altas temperaturas, os metais são capazes de emitir elétrons, que são utilizados em geradores eletrônicos e termoelétricos para a conversão direta de energia térmica em energia elétrica. Ferro, cobalto, níquel e gadolínio, após serem colocados em um campo magnético, são capazes de manter permanentemente um estado de magnetização.

Os metais também possuem algumas propriedades químicas. Os átomos de metal liberam elétrons de valência com relativa facilidade e passam para íons carregados positivamente. Portanto, os metais são agentes redutores. Esta, na verdade, é a sua principal e mais comum propriedade química.

Obviamente, os metais, como agentes redutores, reagirão com vários agentes oxidantes, entre os quais podem existir substâncias simples, ácidos, sais de metais menos ativos e alguns outros compostos. Compostos de metais com halogênios são chamados de halogenetos, com enxofre - sulfetos, com nitrogênio - nitretos, com fósforo - fosfetos, com carbono - carbonetos, com silício - silicietos, com boro - boretos, com hidrogênio - hidretos, etc. encontraram aplicações importantes na nova tecnologia. Por exemplo, boretos metálicos são usados ​​em radioeletrônica, bem como em tecnologia nuclear como materiais para regulação e proteção contra radiação de nêutrons.

Sob a ação de ácidos oxidantes concentrados, um filme de óxido estável também se forma em alguns metais. Este fenômeno é chamado de passivação. Assim, no ácido sulfúrico concentrado, metais como Be, Bi, Co, Fe, Mg e Nb são passivados (e não reagem com ele), e no ácido nítrico concentrado - metais Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th e U.

Quanto mais à esquerda do metal nesta linha, maiores são as propriedades redutoras que ele possui, ou seja, é mais facilmente oxidado e entra em solução na forma de cátion, mas é mais difícil de recuperar do cátion para o Estado livre.

Um não metal, o hidrogênio, é colocado em uma série de tensões, pois permite determinar se esse metal reagirá com ácidos - agentes não oxidantes em solução aquosa (mais precisamente, será oxidado por cátions de hidrogênio H +). Por exemplo, o zinco reage com o ácido clorídrico, pois na série de tensões está à esquerda (antes) do hidrogênio. Pelo contrário, a prata não é transferida para a solução pelo ácido clorídrico, uma vez que está na série de tensões à direita (depois) do hidrogénio. Os metais se comportam de forma semelhante no ácido sulfúrico diluído. Os metais que estão na série de tensões após o hidrogênio são chamados de nobres (Ag, Pt, Au, etc.)

Uma propriedade química indesejável dos metais é a corrosão eletroquímica, ou seja, destruição ativa (oxidação) do metal ao entrar em contato com a água e sob a influência do oxigênio nela dissolvido (corrosão do oxigênio). Por exemplo, a corrosão de produtos de ferro em água é amplamente conhecida.

Particularmente corrosivo pode ser o local de contato de dois metais diferentes - corrosão de contato. Entre um metal, como o Fe, e outro metal, como o Sn ou o Cu, colocado na água, ocorre um par galvânico. O fluxo de elétrons vai do metal mais ativo, que está à esquerda na série de tensões (Fe), para o metal menos ativo (Sn, Cu), e o metal mais ativo é destruído (corroído).

É por isso que a superfície estanhada das latas (ferro estanhado) enferruja quando armazenada em ambiente úmido e manuseada de maneira descuidada (o ferro desmorona rapidamente mesmo após o aparecimento de um pequeno arranhão, permitindo o contato do ferro com a umidade). Pelo contrário, a superfície galvanizada de um balde de ferro não enferruja por muito tempo, porque mesmo que haja arranhões, não é o ferro que corrói, mas o zinco (um metal mais ativo que o ferro).

A resistência à corrosão de um determinado metal aumenta quando ele é revestido com um metal mais ativo ou quando são fundidos; por exemplo, revestir o ferro com cromo ou fazer ligas de ferro com cromo elimina a corrosão do ferro. Ferro cromado e aços contendo cromo ( aços inoxidáveis) têm alta resistência à corrosão.

Métodos gerais de obtenção de metais:

Eletrometalurgia, ou seja, obtenção de metais por eletrólise de fundidos (para os metais mais ativos) ou soluções de seus sais;

Pirometalurgia, ou seja, a recuperação de metais de seus minérios durante Temperatura alta(por exemplo, obtenção de ferro por processo de alto-forno);

Hidrometalurgia, ou seja, isolamento de metais de soluções de seus sais com metais mais ativos (por exemplo, produção de cobre a partir de uma solução de CuSO 4 por deslocamento de zinco, ferro

ou alumínio).

Na natureza, os metais são por vezes encontrados na forma livre, como o mercúrio nativo, a prata e o ouro, e mais frequentemente na forma de compostos (minérios metálicos). Os metais mais ativos estão, obviamente, presentes em crosta da terrra apenas na forma encadernada.

Lítio (do grego. Lithos - pedra), Li, elemento químico do subgrupo Ia do sistema periódico; número atômico 3, massa atômica 6,941; pertence aos metais alcalinos.

O conteúdo de lítio na crosta terrestre é de 6,5-10-3% em peso. Foi encontrado em mais de 150 minerais, dos quais cerca de 30 são na verdade lítio.Os principais minerais são espodumênio LiAl, lepidolita KLi 1,5 Al 1,5 (F.0H) 2 e petalita (LiNa). A composição desses minerais é complexa, muitos deles pertencem à classe dos aluminossilicatos, muito comuns na crosta terrestre. Fontes promissoras de matérias-primas para a produção de lítio são salmouras (salmoura) de depósitos salinos e As águas subterrâneas. Os maiores depósitos de compostos de lítio estão no Canadá, EUA, Chile, Zimbábue, Brasil, Namíbia e Rússia.

Curiosamente, o mineral espodumênio ocorre na natureza na forma de grandes cristais pesando várias toneladas. Na mina Etta, nos Estados Unidos, foi encontrado um cristal em forma de agulha com 16 m de comprimento e pesando 100 toneladas.

As primeiras informações sobre o lítio datam de 1817. O químico sueco A. Arfvedson, ao analisar o mineral petalita, descobriu nele um álcali desconhecido. O professor de Arfvedson, J. Berzelius, deu-lhe o nome de "lítio" (do grego liteos - pedra), porque, ao contrário dos hidróxidos de potássio e sódio, obtidos das cinzas das plantas, um novo álcali foi encontrado no mineral. Ele também chamou o metal que é a "base" desse álcali de lítio. Em 1818, o químico e físico inglês G. Davy obteve lítio por eletrólise do hidróxido de LiOH.

Propriedades. O lítio é um metal branco prateado; mp. 180,54 °C, p.e. 1340 "C; o mais leve de todos os metais, sua densidade é de 0,534 g / cm - é 5 vezes mais leve que o alumínio e quase duas vezes mais leve que a água. O lítio é macio e dúctil. Os compostos de lítio colorem a chama com uma bela cor vermelho carmim Este método muito sensível é utilizado numa análise qualitativa para a detecção de lítio.

A configuração da camada eletrônica externa do átomo de lítio é 2s 1 (elemento s). Em compostos, exibe um estado de oxidação de +1.

O lítio é o primeiro na série eletroquímica de tensões e desloca o hidrogênio não apenas dos ácidos, mas também da água. No entanto, muitas reações químicas do lítio são menos vigorosas do que as de outros metais alcalinos.

O lítio praticamente não reage com os componentes do ar na completa ausência de umidade em temperatura do quarto. Quando aquecido ao ar acima de 200 °C, o óxido de Li 2 O se forma como produto principal (apenas vestígios de peróxido de Li 2 O 2 estão presentes). No ar úmido, produz principalmente nitreto de Li 3 N, em umidade do ar superior a 80% - hidróxido de LiOH e carbonato de Li 2 CO 3. O nitreto de lítio também pode ser obtido aquecendo o metal em uma corrente de nitrogênio (o lítio é um dos poucos elementos que se combinam diretamente com o nitrogênio): 6Li + N 2 \u003d 2Li 3 N

O lítio liga-se facilmente a quase todos os metais e é altamente solúvel em mercúrio. Combina-se diretamente com halogênios (com iodo - quando aquecido). A 500°C reage com o hidrogênio, formando hidreto de LiH, ao interagir com água - hidróxido de LiOH, com ácidos diluídos - sais de lítio, com amônia - LiNH 2 amida, por exemplo:

2Li + H 2 \u003d 2LiH

2Li + 2H 2 O \u003d 2LiOH + H 2

2Li + 2HF = 2LiF + H 2

2Li + 2NH 3 \u003d 2LiNH 2 + H 2

Hidreto de LiH - cristais incolores; usado em vários campos da química como agente redutor. Ao interagir com a água, libera grande quantidade de hidrogênio (2.820 litros de H 2 são obtidos a partir de 1 kg de LiH):

LiH + H 2 O \u003d LiOH + H 2

Isso permite utilizar o LiH como fonte de hidrogênio para enchimento de balões e equipamentos de resgate (barcos infláveis, cintos, etc.), bem como uma espécie de “armazém” para armazenamento e transporte de hidrogênio inflamável (neste caso, é necessário para proteger o LiH dos menores vestígios de umidade).

Hidretos de lítio mistos são amplamente utilizados em síntese orgânica, por exemplo, hidreto de alumínio e lítio LiAlH 4 é um agente redutor seletivo. É obtido pela interação do LiH com cloreto de alumínio A1C13

O hidróxido de LiOH é uma base forte (álcali), suas soluções aquosas destroem vidro, porcelana; níquel, prata e ouro são resistentes a ele. O LiOH é usado como aditivo ao eletrólito de baterias alcalinas, o que aumenta sua vida útil em 2 a 3 vezes e a capacidade em 20%. À base de LiOH e ácidos orgânicos (especialmente ácidos esteárico e palmítico), são produzidas graxas resistentes ao gelo e ao calor (litóis) para proteger os metais da corrosão na faixa de temperatura de -40 a +130 "C.

O hidróxido de lítio também é usado como absorvedor de dióxido de carbono em máscaras de gás, submarinos, aeronaves e espaçonaves.

Recibo e aplicação. A matéria-prima para a produção do lítio são seus sais, extraídos de minerais. Dependendo da composição, os minerais são decompostos com ácido sulfúrico H 2 SO 4 (método ácido) ou por sinterização com óxido de cálcio CaO e seu carbonato de CaCO3 (método alcalino), com sulfato de potássio K 2 SO 4 (método salino), com cálcio carbonato e seu cloreto de CaCl (método do sal alcalino). Com o método ácido, obtém-se uma solução de sulfato Li 2 SO 4 [este último é liberado de impurezas por tratamento com hidróxido de cálcio Ca (OH) 2 e soda Na 2 Co 3]. A partícula formada por outros métodos de decomposição de minerais é lixiviada com água; ao mesmo tempo, com o método alcalino, o LiOH passa para a solução, com o método do sal - Li 2 SO 4, com o sal alcalino - LiCl. Todos esses métodos, exceto os alcalinos, envolvem a obtenção do produto acabado na forma de carbonato de Li 2 CO 3. que é utilizado diretamente ou como fonte para a síntese de outros compostos de lítio.

O metal de lítio é obtido por eletrólise de uma mistura fundida de LiCl e cloreto de potássio KCl ou cloreto de bário BaCl 2 com purificação adicional de impurezas.

O interesse pelo lítio é enorme. Isto se deve principalmente ao fato de ser fonte de produção industrial de trítio (um nuclídeo de hidrogênio pesado), que é o principal componente da bomba de hidrogênio e o principal combustível para a produção térmica. reatores nucleares. Uma reação termonuclear é realizada entre o nuclídeo 6 Li e os nêutrons (partículas neutras com número de massa 1); produtos de reação - trítio 3 H e hélio 4 He:

6 3 Li + 1 0 n= 3 1 H + 4 2 He

Uma grande quantidade de lítio é usada na metalurgia. Uma liga de magnésio com 10% de lítio é mais forte e mais leve que o próprio magnésio. Ligas de alumínio e lítio - scleron e aeron, contendo apenas 0,1% de lítio, além de leveza, apresentam alta resistência, ductilidade e maior resistência à corrosão; eles são usados ​​na aviação. A adição de 0,04% de lítio às ligas contendo chumbo-cálcio aumenta sua dureza e reduz o coeficiente de atrito.

Halogenetos e carbonatos de lítio são usados ​​​​na produção de vidros ópticos, resistentes a ácidos e outros vidros especiais, bem como porcelanas e cerâmicas resistentes ao calor, vários esmaltes e esmaltes.

Pequenas migalhas de lítio causam queimaduras químicas na pele e nos olhos molhados. Os sais de lítio irritam a pele. Ao trabalhar com hidróxido de lítio, devem ser tomados cuidados, como ao trabalhar com hidróxidos de sódio e potássio.

Sódio (do árabe, natrun, grego nitron - refrigerante natural, elemento químico do subgrupo Ia do sistema periódico; número atômico 11, massa atômica 22,98977; pertence aos metais alcalinos. Ocorre na natureza na forma de um nuclídeo estável 23 Na.

Mesmo nos tempos antigos, os compostos de sódio eram conhecidos - sal de cozinha (cloreto de sódio) NaCl, álcali cáustico (hidróxido de sódio) NaOH e soda (carbonato de sódio) Na 2 CO3. A última substância que os antigos gregos chamavam de "nitron"; daí o nome moderno do metal - "sódio". No entanto, no Reino Unido, EUA, Itália, França, a palavra sódio foi preservada (da palavra espanhola "soda", que tem o mesmo significado que em russo).

Pela primeira vez, a produção de sódio (e potássio) foi relatada pelo químico e físico inglês G. Davy em uma reunião da Royal Society em Londres em 1807. Ele conseguiu se decompor por ação corrente elétricaálcalis cáusticos KOH e NaOH e isolar metais até então desconhecidos com propriedades extraordinárias. Esses metais oxidaram muito rapidamente no ar e flutuaram na superfície da água, liberando hidrogênio dela.

distribuição na natureza. O sódio é um dos elementos mais abundantes na natureza. Seu conteúdo na crosta terrestre é de 2,64% em peso. Na hidrosfera, é encontrado na forma de sais solúveis em uma quantidade de cerca de 2,9% (com concentração total de sal em água do mar 3,5-3,7%). A presença de sódio foi estabelecida na atmosfera solar e no espaço interestelar. O sódio é encontrado naturalmente apenas na forma de sais. Os minerais mais importantes são halita (sal-gema) NaCl, mirabilita (sal de Glauber) Na 2 SO 4 * 10H 2 O, tenardita Na 2 SO 4, salitre Chelyan NaNO 3, silicatos naturais, como albita Na, nefelina Na

A Rússia é excepcionalmente rica em depósitos de sal-gema (por exemplo, Solikamsk, Usolye-Sibirskoye, etc.), grandes depósitos do mineral trona na Sibéria.

Propriedades. O sódio é um metal fusível branco prateado, p.f. 97,86 °C, p.e. 883,15ºC. Este é um dos metais mais leves - é mais leve que a água com densidade de 0,99 g/cm 3 a 19,7 ° C). O sódio e seus compostos colorem a chama do queimador de amarelo. Esta reação é tão sensível que revela a presença dos menores vestígios de sódio em todos os lugares (por exemplo, na poeira ambiente ou na rua).

O sódio é um dos elementos mais ativos da tabela periódica. A camada eletrônica externa do átomo de sódio contém um elétron (configuração 3s 1, o sódio é um elemento s). O sódio doa facilmente seu único elétron de valência e, portanto, sempre exibe um estado de oxidação de +1 em seus compostos.

No ar, o sódio é oxidado ativamente, formando, dependendo das condições, óxido de Na 2 O ou peróxido de Na 2 O 2. Portanto, o sódio é armazenado sob uma camada de querosene ou óleo mineral. Reage vigorosamente com a água, deslocando o hidrogênio:

2Na + H 2 0 \u003d 2NaOH + H 2

Tal reação ocorre mesmo com gelo a uma temperatura de -80 ° C, e com água morna ou na superfície de contato ocorre uma explosão (não é à toa que dizem: “Se você não quer virar uma aberração , não jogue sódio na água”).

O sódio reage diretamente com todos os não metais: a 200 °C começa a absorver hidrogênio, formando um hidreto de NaH muito higroscópico; com nitrogênio em uma descarga elétrica dá nitreto de Na 3 N ou azida de NaN 3; inflama em atmosfera de flúor; no cloro queima a uma certa temperatura; reage com o bromo apenas quando aquecido:

2Na + H 2 \u003d 2NaH

6Na + N 2 = 2Na 3 N ou 2Na + 3Na 2 = 2NaN 3

2Na + C1 2 \u003d 2NaCl

A 800-900°C, o sódio combina-se com o carbono, formando carboneto de Na 2 C 2; quando triturado com enxofre dá sulfeto de Na 2 S e uma mistura de polissulfetos (Na 2 S 3 e Na 2 S 4)

O sódio se dissolve facilmente em amônia líquida, a solução resultante de cor azul tem condutividade metálica, com amônia gasosa a 300-400 "C ou na presença de um catalisador quando resfriado a -30 C dá amida NaNH 2 .

O sódio forma compostos com outros metais (compostos intermetálicos), por exemplo, com prata, ouro, cádmio, chumbo, potássio e alguns outros. Com mercúrio dá amálgamas NaHg 2 , NaHg 4 etc. Valor mais alto possuem amálgamas líquidas, que são formadas pela introdução gradual de sódio no mercúrio, que fica sob uma camada de querosene ou óleo mineral.

O sódio forma sais com ácidos diluídos.

Recibo e aplicação. O principal método de obtenção de sódio é a eletrólise do sal comum fundido. Neste caso, o cloro é liberado no ânodo e o sódio no cátodo. Para reduzir o ponto de fusão do eletrólito, outros sais são adicionados ao sal comum: KCl, NaF, CaCl 2. A eletrólise é realizada em eletrolisadores com diafragma; os ânodos são feitos de grafite, os cátodos são feitos de cobre ou ferro.

O sódio pode ser obtido por eletrólise de um hidróxido de NaOH fundido, e pequenas quantidades podem ser obtidas pela decomposição da azida NaN 3.

O sódio metálico é usado para reduzir metais puros de seus compostos - potássio (de KOH), titânio (de TiCl 4), etc. Uma liga de sódio e potássio é um refrigerante para reatores nucleares, uma vez que os metais alcalinos absorvem mal os nêutrons e, portanto, não impedir a fissão dos núcleos de urânio. O vapor de sódio, que tem um brilho amarelo brilhante, é usado para encher lâmpadas de descarga de gás usadas para iluminar rodovias, marinas, estações de trem, etc. O sódio tem aplicação na medicina: um nuclídeo 24 Na obtido artificialmente é usado para tratamento radiológico de certas formas de leucemia e para fins de diagnóstico.

O uso de compostos de sódio é muito mais extenso.

Peróxido Na 2 O 2 - cristais incolores, produto técnico amarelo. Quando aquecido a 311-400 °C, começa a liberar oxigênio e, a 540 °C, decompõe-se rapidamente. Forte agente oxidante, pelo qual é utilizado para branquear tecidos e outros materiais. Absorve CO 2 do ar, liberando oxigênio e formando carbonato 2Na 2 O 2 + 2CO 2 \u003d 2Na 2 Co 3 + O 2). A utilização de Na 2 O 2 para regeneração do ar em espaços fechados e dispositivos respiratórios isolantes (submarinos, máscaras isolantes de gás, etc.) baseia-se nesta propriedade.

hidróxido de NaOH; o nome desatualizado é soda cáustica, o nome técnico é soda cáustica (do latim cáustico - cáustico, ardente); uma das bases mais fortes. O produto técnico, além do NaOH, contém impurezas (até 3% Ka 2 CO3 e até 1,5% NaCl). Uma grande quantidade de NaOH é utilizada na preparação de eletrólitos para baterias alcalinas, na produção de papel, sabão, tintas, celulose e na purificação de óleos e óleos.

Dos sais de sódio, utiliza-se o cromato Na 2 CrO 4 - na produção de corantes, como mordente no tingimento de tecidos e curtente na indústria do couro; o sulfito Na 2 SO 3 é um componente de fixadores e reveladores em fotografia; hidrossulfito NaHSO 3 - alvejante de tecidos, fibras naturais, utilizado para enlatamento de frutas, verduras e rações vegetais; tiossulfato Na 2 S 2 O 3 - para remover o cloro no branqueamento de tecidos, como fixador em fotografia, antídoto para envenenamento por compostos de mercúrio, arsênico, etc., agente antiinflamatório; clorato NaClO 3 - agente oxidante em diversas composições pirotécnicas; trifosfato Na 5 P 3 O 10 - aditivo em detergentes sintéticos para amaciamento de água.

O sódio, o NaOH e suas soluções causam queimaduras graves na pele e nas mucosas.

Na aparência e nas propriedades, o potássio é semelhante ao sódio, mas mais reativo. Reage vigorosamente com água e inflama o hidrogênio. Ele queima no ar, formando um superóxido laranja KO 2 . À temperatura ambiente, reage com halogênios, com aquecimento moderado - com hidrogênio, enxofre. No ar úmido, rapidamente fica coberto por uma camada de KOH. O potássio é armazenado sob uma camada de gasolina ou querosene.

O melhor uso pratico encontre compostos de potássio - hidróxido de KOH, nitrato de KNO 3 e carbonato de K 2 CO 3.

Hidróxido de potássio KOH (nome técnico - potassa cáustica) - cristais brancos que se espalham no ar úmido e absorvem dióxido de carbono(K 2 CO 3 e KHCO 3 são formados). Dissolve-se muito bem em água com alto efeito exo. A solução aquosa é fortemente alcalina.

O hidróxido de potássio é produzido pela eletrólise de uma solução de KCl (semelhante à produção de NaOH). O cloreto de potássio inicial KCl é obtido a partir de matérias-primas naturais (minerais silvina KCl e carnalita KMgC1 3 6H 2 0). KOH é usado para a síntese de vários sais de potássio, sabonetes líquidos, corantes, como eletrólito em baterias.

Nitrato de potássio KNO 3 (mineral nitrato de potássio) - cristais brancos, sabor muito amargo, baixo ponto de fusão (t pl = 339 ° C). Vamos dissolver bem na água (a hidrólise ausenta-se). Quando aquecido acima do ponto de fusão, decompõe-se em nitrito de potássio KNO 2 e oxigênio O 2 e exibe fortes propriedades oxidantes. Enxofre e carvão inflama ao entrar em contato com o fundido KNO 3, e a mistura C + S explode (combustão de "pólvora negra"):

2KNO 3 + ZS (carvão) + S = N 2 + 3CO 2 + K 2 S

O nitrato de potássio é utilizado na produção de fertilizantes vidreiros e minerais.

Carbonato de potássio K 2 CO 3 (nome técnico - potássio) é um pó higroscópico branco. É muito solúvel em água, altamente hidrolisado pelo ânion e cria um ambiente alcalino na solução. Utilizado na fabricação de vidro e sabão.

A obtenção de K 2 CO 3 é baseada nas reações:

K 2 SO 4 + Ca (OH) 2 + 2CO \u003d 2K (HCOO) + CaSO 4

2K (HCOO) + O 2 \u003d K 2 C0 3 + H 2 0 + C0 2

Sulfato de potássio de matérias-primas naturais (minerais cainita KMg (SO 4) Cl ZN 2 0 e schenita K 2 Mg (SO 4) 2 * 6H 2 0) é aquecido com cal apagada Ca (OH) 2 em uma atmosfera de CO (sob um pressão de 15 atm), obtém-se formato de potássio K(HCOO), que é calcinado em uma corrente de ar.

O potássio é um elemento vital para plantas e animais. Os fertilizantes à base de potássio são sais de potássio, tanto naturais quanto seus produtos processados ​​​​(KCl, K 2 SO 4, KNO 3); alto teor de sais de potássio nas cinzas das plantas.

O potássio é o nono elemento mais abundante na crosta terrestre. É encontrado apenas na forma ligada em minerais, água do mar (até 0,38 g de íons K + em 1 litro), plantas e organismos vivos (dentro das células). O corpo humano possui = 175 g de potássio, necessidade diária atinge ~4g. O isótopo radioativo 40 K (mistura com o isótopo estável predominante 39 K) decai muito lentamente (meia-vida 1 10 9 anos), ele, junto com os isótopos 238 U e 232 Th, dá uma grande contribuição para a reserva geotérmica do nosso planeta (calor interno do interior da Terra).

De (lat. Cuprum), Cu, elemento químico do subgrupo 16 do sistema periódico; número atômico 29, massa atômica 63,546 refere-se a metais de transição. O cobre natural é uma mistura de nuclídeos com números de massa 63 (69,1%) e 65 (30,9%).

distribuição na natureza. O conteúdo médio de cobre na crosta terrestre é de 4,7-10 ~ 3% em peso.

Na crosta terrestre, o cobre é encontrado tanto na forma de pepitas quanto na forma de vários minerais. As pepitas de cobre, às vezes de tamanho considerável, são cobertas por uma camada verde ou azul e são excepcionalmente pesadas em comparação com a pedra; a maior pepita pesando cerca de 420 toneladas foi encontrada nos Estados Unidos, na região dos Grandes Lagos (figura). A grande maioria do cobre está presente em pedras na forma de conexões. Mais de 250 minerais contendo cobre são conhecidos. De importância industrial são: calcopirita (piritas de cobre) CuFeS 2, covelina (índigo de cobre) Cu 2 S, calcosina (brilho de cobre) Cu 2 S, cuprita Cu 2 O, malaquita CuCO3 * Cu (OH) 2 e azurita 2CuCO3 * Cu ( Ah) 2. Quase todos os minerais de cobre são coloridos de forma brilhante e bonita, por exemplo, a calcopirita funde ouro, o brilho do cobre tem uma cor de aço azulado, a azurita é azul profundo com um brilho vítreo e pedaços de covelina são moldados em todas as cores do arco-íris. Muitos dos minerais de cobre são ornamentais e gemas- gemas; malaquita e turquesa СuА1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 * 5Н 2 O. Os maiores depósitos de minérios de cobre estão localizados na América do Norte e do Sul (amostra principal nos EUA, Canadá, Chile, Peru, México) , África (Zâmbia, África do Sul), Ásia (Irã, Filipinas, Japão). Na Rússia, existem depósitos de minérios de cobre nos Urais e em Altai.

Os minérios de cobre são geralmente polimetálicos: além do cobre, contêm Fe, Zn, Pb, Sn, Ni, Mo, Au, Ag, Se, metais platinados, etc.

Referência histórica. O cobre é conhecido desde tempos imemoriais e é um dos "sete magníficos" dos metais mais antigos utilizados pela humanidade - são ouro, prata, cobre, ferro, estanho, chumbo e mercúrio. Segundo dados arqueológicos, o cobre era conhecido pelas pessoas já há 6.000 anos. Foi o primeiro metal a substituir homem antigo pedra em ferramentas primitivas. Este foi o início do chamado. idade do cobre, que durou cerca de dois mil anos. Machados, facas, maças e utensílios domésticos foram forjados em cobre e depois fundidos. Segundo a lenda, o antigo deus ferreiro Hefesto forjou um escudo de cobre puro para o invencível Aquiles. As pedras da pirâmide de Quéops, de 147 metros, também foram extraídas e talhadas com uma ferramenta de cobre.

Os antigos romanos exportavam minério de cobre da ilha de Chipre, daí o nome latino para cobre - “cuprum”. Nome russo"cobre" parece estar relacionado com a palavra "smida", que antigamente significava "metal".

Nos minérios extraídos na Península do Sinai, os minérios às vezes encontravam uma mistura de estanho, o que levou à descoberta de uma liga de cobre e estanho - o bronze. O bronze revelou-se mais fusível e mais duro que o próprio cobre. A descoberta do bronze marcou o início de uma longa Idade do Bronze (4º-1º milênio aC).

Propriedades. O cobre é um metal vermelho. Então, por favor. 1083 "C, p.e. 2567 ° C, densidade 8,92 g / cm. Este é um metal dúctil e maleável, dele é possível enrolar folhas 5 vezes mais finas que o papel de seda. O cobre reflete bem a luz, conduz calor e eletricidade perfeitamente, perdendo apenas para para prata.

A configuração das camadas eletrônicas externas do átomo de cobre é 3d 10 4s 1 (elemento d). Embora o cobre e os metais alcalinos estejam no mesmo grupo I, o seu comportamento e propriedades são muito diferentes. Com os metais alcalinos, o cobre reúne apenas a capacidade de formar cátions monovalentes. Durante a formação dos compostos, o átomo de cobre pode perder não apenas o elétron s externo, mas um ou dois elétrons d da camada anterior, ao mesmo tempo que apresenta um maior grau de oxidação. Para o cobre, o estado de oxidação +2 é mais característico que +1.

O cobre metálico é inativo, em estado seco e ar puro estábulo. No ar úmido contendo CO 2, uma película esverdeada de Cu (OH) 2 * CuCO3, chamada pátina, se forma em sua superfície. A pátina confere aos produtos feitos de cobre e suas ligas uma bela aparência "antiga"; além disso, uma camada contínua de pátina protege o metal de futuras destruições. Quando o cobre é aquecido em oxigênio puro e seco, forma-se o óxido preto CuO; o aquecimento acima de 375°C leva ao óxido vermelho Cu 2 O. Em temperatura normal, os óxidos de cobre são estáveis ​​no ar.

Numa série de tensões, o cobre está à direita do hidrogénio e, portanto, não desloca o hidrogénio da água e não desloca o hidrogénio nos ácidos anóxicos. O cobre só pode se dissolver em ácidos quando é oxidado simultaneamente, por exemplo, em ácido nítrico ou ácido sulfúrico concentrado:

ZCu + 8HNO 3 \u003d ZCu (NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O

Cu + 2H 2 S0 4 \u003d CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

O flúor, o cloro e o bromo reagem com o cobre para formar os dihaletos correspondentes, por exemplo:

Cu + Cl 2 = CuCl 2

Quando o pó de cobre aquecido reage com o iodo, obtém-se iodeto de Cu (I) ou monoiodeto de cobre:

2Cu + I 2 \u003d 2CuI

O cobre queima em vapor de enxofre para formar monossulfeto de CuS. Não interage com o hidrogênio em condições normais. No entanto, se as amostras de cobre contiverem microimpurezas de óxido de Cu 2 O, então em uma atmosfera contendo hidrogênio, metano ou monóxido de carbono, o óxido de cobre é reduzido a metal:

Cu 2 O + H 2 \u003d 2Cu + H 2 O

Cu 2 O + CO \u003d 2Cu + CO 2

Os vapores de água e CO 2 liberados provocam o aparecimento de fissuras, o que piora drasticamente as propriedades mecânicas do metal (“doença do hidrogênio”). Sais de cobre monovalentes - cloreto de CuCl, sulfito de Cu 2 SO3, sulfeto de Cu 2 S e outros - via de regra, são pouco solúveis em água. Para o cobre bivalente, existem sais de quase todos os ácidos conhecidos; os mais importantes deles são sulfato de CuSO 4, cloreto de CuCl 2, nitrato de Cu (NOz) 2. Todos eles se dissolvem bem em água e, quando liberados dela, formam hidratos cristalinos, por exemplo, CuCl 2 * 2H 2 O, Cu ( NO3) 2 * 6H 2 O, Cu80 4 -5H 2 0. A cor dos sais vai do verde ao azul, pois o íon Cu na água é hidratado e está na forma de um íon água azul [Cu (H 2 O) 6] 2+, que determina a cor das soluções de sal de cobre divalente.

Um dos sais de cobre mais importantes - o sulfato - é obtido pela dissolução do metal em ácido sulfúrico diluído aquecido enquanto sopra ar:

2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O

O sulfato anidro é incolor; adicionando água, ele se transforma em vitríolo azulСuSO 4 -5Н 2 O - cristais transparentes azul celeste. Devido à propriedade do sulfato de cobre de mudar de cor quando umedecido, é utilizado para detectar vestígios de água em álcoois, éteres, gasolinas, etc.

Quando um sal de cobre divalente interage com um álcali, forma-se um precipitado volumétrico de cor azul - hidróxido Cu (OH) 2. É anfotérico: dissolve-se em álcali concentrado para formar um sal no qual o cobre está na forma de um ânion, por exemplo:

Сu (OH) 2 + 2KOH \u003d K 2 [Cu (OH) 4]

Ao contrário dos metais alcalinos, o cobre é caracterizado por uma tendência à formação de complexos - os íons Cu e Cu 2+ na água podem formar íons complexos com ânions (Cl -, CN -), moléculas neutras (NH 3) e alguns compostos orgânicos. Esses complexos, via de regra, são de cores vivas e facilmente solúveis em água.

Recibo e aplicação. De volta ao século 19 o cobre foi fundido a partir de minérios contendo pelo menos 15% do metal. Atualmente, os ricos minérios de cobre estão praticamente esgotados, então o cobre Ch. arr. obtido a partir de minérios de sulfeto contendo apenas 1-7% de cobre. A fundição de metal é um processo longo e de vários estágios.

Após o tratamento de flotação do minério original, o concentrado contendo sulfetos de ferro e cobre é colocado em fornos reverberatórios de fundição de cobre aquecidos a 1200°C. O concentrado derrete, formando o chamado. fosco contendo cobre fundido, ferro e enxofre, bem como escórias sólidas de silicato que flutuam na superfície. O fosco fundido na forma de CuS contém cerca de 30% de cobre, o restante é sulfeto de ferro e enxofre. A próxima etapa é a transformação do fosco no chamado. cobre blister, que é realizado em fornos conversores horizontais purgados com oxigênio. FeS é oxidado primeiro; para ligar o óxido de ferro resultante, adiciona-se quartzo ao conversor - neste caso, forma-se uma escória de silicato facilmente separada. Então o CuS é oxidado, transformando-se em cobre metálico, e o SO 2 é liberado:

CuS + O 2 \u003d Cu + SO 2

Após a remoção do SO 2 pelo ar, o cobre blister remanescente no conversor, contendo 97-99% de cobre, é despejado em moldes e depois submetido à limpeza eletrolítica. Para isso, lingotes de cobre blister, em forma de placas grossas, são suspensos em banhos de eletrólise contendo uma solução de sulfato de cobre com adição de H 2 SO 4 . Finas folhas de cobre puro são suspensas nos mesmos banhos. Eles servem como cátodos, enquanto as peças fundidas de cobre servem como ânodos. Durante a passagem da corrente no ânodo, o cobre é dissolvido e no cátodo - sua liberação:

Cu - 2e = Cu 2+

Cu 2+ + 2e = Cu

As impurezas, incluindo prata, ouro, platina, caem no fundo do banho na forma de uma massa semelhante a lodo (lodo). A separação dos metais nobres do lodo geralmente compensa todo esse processo que consome muita energia. Após esse refino, o metal resultante contém 98-99% de cobre.

O cobre é usado há muito tempo na construção: os antigos egípcios construíram canos de água de cobre; os telhados dos castelos e igrejas medievais eram cobertos com chapas de cobre, por exemplo, o famoso castelo real em Elsinore (Dinamarca) é coberto com coberturas de cobre. Moedas e joias eram feitas de cobre. Devido à sua baixa resistência elétrica, o cobre é o principal metal da engenharia elétrica: mais da metade de todo o cobre produzido é utilizado na produção de fios elétricos para transmissões de alta tensão e cabos de baixa corrente. Mesmo impurezas insignificantes no cobre levam a um aumento na sua resistência elétrica e grandes perdas de energia.

A alta condutividade térmica e a resistência à corrosão possibilitam a fabricação de peças de trocadores de calor, refrigeradores, aparelhos de vácuo, tubulações para bombeamento de óleos e combustíveis, etc.. O cobre também é amplamente utilizado na galvanoplastia na aplicação de revestimentos protetores em produtos siderúrgicos. Assim, por exemplo, ao niquelar ou cromar objetos de aço, o cobre é pré-depositado sobre eles; neste caso, a camada protetora dura mais e é mais eficaz. O cobre também é utilizado na eletroformação (ou seja, na replicação de produtos obtendo sua imagem espelhada), por exemplo, na fabricação de matrizes metálicas para impressão de notas, reproduzindo produtos escultóricos.

Uma quantidade significativa de cobre é consumida na fabricação de ligas que forma com muitos metais. As principais ligas de cobre são geralmente divididas em três grupos: bronzes (ligas com estanho e outros metais que não zinco e níquel), latões (ligas com zinco) e ligas de cuproníquel. Existem artigos separados sobre bronzes e latões na enciclopédia. As ligas de cobre-níquel mais famosas são cuproníquel, níquel prata, constante, manganina; todos eles contêm até 30-40% de níquel e vários aditivos de liga. Essas ligas são utilizadas na construção naval, na fabricação de peças que operam em temperaturas elevadas, em eletrodomésticos, bem como em produtos metálicos domésticos em vez de prata (talheres).

Os compostos de cobre foram e estão sendo usados ​​de diversas maneiras. O óxido e sulfato de cobre divalente são utilizados na fabricação de certos tipos de fibras artificiais e na preparação de outros compostos de cobre; CuO e Cu 2 O são utilizados para a produção de vidros e esmaltes; Сu(NOz) 2 - impressão de chita; СuСl 2 - componente de tintas minerais, catalisador. As tintas minerais contendo cobre são conhecidas desde a antiguidade; por exemplo, uma análise dos antigos afrescos de Pompéia e pinturas murais na Rússia mostrou que a composição das tintas incluía o acetato de cobre básico Cu (OH) 2 * (CH3COO) 2 Cu 2, foi ele quem serviu como um brilhante tinta verde, chamada na Rússia de verdete.

O cobre pertence ao chamado. bioelementos necessários ao desenvolvimento normal de plantas e animais. Na ausência ou deficiência de cobre nos tecidos vegetais, o teor de clorofila diminui, as folhas ficam amarelas, as plantas deixam de dar frutos e podem morrer. Portanto, muitos sais de cobre estão incluídos nos fertilizantes de cobre, por exemplo, sulfato de cobre, fertilizantes de cobre-potássio (sulfato de cobre misturado com KSD). Os sais de cobre também são usados ​​para combater doenças de plantas. Há mais de cem anos, o líquido bordalês tem sido utilizado para esse fim, contendo sulfato de cobre básico [Cu (OH) 2 ]3CuSO 4; obtenha pela reação:

4CuSO4 + 3Ca(OH)2 = CuSO4 * 3Cu(OH)2 + 3CaSO4

O sedimento gelatinoso desse sal cobre bem as folhas e permanece nelas por muito tempo, protegendo a planta. Cu 2 O, cloreto de cobre 3Cu (OH) 2 *CuCl 2, bem como fosfato de cobre, borato e arseniato de cobre têm propriedades semelhantes.

No corpo humano, o cobre faz parte de algumas enzimas e está envolvido nos processos de hematopoiese e oxidação enzimática; o teor médio de cobre no sangue humano é de cerca de 0,001 mg/l. Nos organismos dos animais inferiores há muito mais cobre, por exemplo, a hemocianina, o pigmento do sangue dos moluscos e crustáceos, contém até 0,26% de cobre. O conteúdo médio de cobre nos organismos vivos é de 2 a 10 a 4% em peso.

Para os humanos, os compostos de cobre são principalmente tóxicos. Apesar de o cobre fazer parte de algumas preparações farmacêuticas, levá-lo ao estômago com água ou comida em grandes quantidades pode causar intoxicações graves. Pessoas que trabalham por muito tempo na fundição de cobre e suas ligas muitas vezes adoecem com a "febre do cobre" - a temperatura sobe, há dores de estômago e a atividade vital dos pulmões diminui. Se os sais de cobre entrarem no estômago, antes da chegada do médico, é urgente enxaguá-lo e tomar um diurético.

Conclusão.

Os metais servem como o principal material estrutural na engenharia mecânica e na fabricação de instrumentos. Todos eles possuem propriedades ditas metálicas comuns, mas cada elemento as apresenta de acordo com sua posição no sistema periódico de D. I. Mendeleev, ou seja, de acordo com as características estruturais de seu átomo.

Os metais interagem ativamente com oxidantes elementares com alta eletronegatividade (halogênios, oxigênio, enxofre, etc.) e, portanto, ao considerar as propriedades gerais dos elementos metálicos, é necessário levar em consideração sua atividade química em relação aos não metais, seus tipos de compostos e formas de ligação química, pois determina não só os processos metalúrgicos durante sua produção, mas também o desempenho dos metais em condições de operação.

Hoje, quando a economia se desenvolve a um ritmo acelerado, há necessidade de edifícios pré-fabricados que não exijam investimentos significativos. Isto é necessário principalmente para a construção de pavilhões comerciais, centros de entretenimento, armazéns. Com a utilização de estruturas metálicas, tais edifícios podem agora não só ser erguidos de forma fácil e rápida, mas também desmontados com a mesma facilidade quando termina o período de arrendamento ou para mudança para outro local. Além disso, não é difícil trazer comunicações, aquecimento e luz para edifícios tão facilmente erguidos. Os edifícios em estruturas metálicas suportam as duras condições da natureza, não só em termos de condições de temperatura, mas também, o que não é menos importante em termos de atividade sismológica, onde construir estruturas de tijolo não é fácil e nem seguro.

A gama de estruturas metálicas oferecidas pela indústria hoje é facilmente transportável e pode ser levantada por qualquer guindaste. A ligação e instalação de tais estruturas podem ser realizadas tanto com auxílio de parafusos quanto por soldagem. O aparecimento de estruturas metálicas leves, fabricadas e fornecidas em complexo, desempenha um grande papel positivo na construção edifícios públicos em comparação com a construção de edifícios de concreto armado, e reduz significativamente o tempo de trabalho.

Bibliografia.

1. Khomchenko G.P. Um manual de química para estudantes universitários. - 3ª edição-M.: New Wave Publishing LLC, ONIKS Publishing House CJSC, 1999.-464 p.

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Reforça com sua aprovação a resposta incorreta ou pouco precisa do aluno. 1.2 Melhorando o experimento de química escolar na aprendizagem baseada em problemas 1.2.1 Princípios para o desenvolvimento de um sistema metodológico e o conteúdo de experimentos em química no sistema de aprendizagem baseada em problemas Uma característica da aprendizagem em desenvolvimento é o uso generalizado de um experimento baseado em problemas abordagem, que inclui a criação ...

relação objetivamente existente entre elementos químicos. Portanto, foi chamado por Mendeleev de sistema “natural” de elementos. A lei periódica não tem igual na história da ciência. Em vez de substâncias díspares e não relacionadas, a ciência enfrentou um sistema único e harmonioso que uniu todos os elementos químicos em um todo. Mendeleev apontou o caminho da busca dirigida em química...

1. Quais características da estrutura dos átomos metálicos determinam suas propriedades redutoras?

As propriedades redutoras dos metais são determinadas pela capacidade de doar elétrons da camada externa. Quanto mais facilmente um átomo doa elétrons para a camada externa, mais forte ele é o agente redutor.

2. Cite o elemento químico que forma uma substância simples - o metal mais ativo. Justifique sua escolha.

O metal mais ativo é o frâncio (Fr).

Francium doa mais facilmente um elétron para a camada externa. Possui o maior raio atômico, portanto a energia de interação do núcleo atômico com a camada eletrônica externa é pequena.

3. Como a afirmação de que os metais apresentam apenas propriedades redutoras e, portanto, oxidam ao mesmo tempo, concorda com o processo que pode ser refletido usando a equação: Nomeie este processo. Em que formas de existência do elemento químico aparece o cobre? Para que forma de existência dos elementos químicos a afirmação acima é verdadeira?

Os metais exibem propriedades redutoras no estado de oxidação zero, ou seja, o próprio metal só pode ser um agente redutor. O processo acima é um exemplo da oxidação de Cu2+ em Cu0. Neste exemplo, o cobre atua como um cátion.

Parte I

1. A posição dos metais (M) no sistema Periódico de D. I. Mendeleev.

Diagonal condicional de B a At através de elementos dos grupos A: IV → V → VI. Na diagonal e acima dela estão os não-metais e abaixo dela estão os metais.
Os grupos consistem apenas em M. No total, dos 110 elementos, 88 elementos são classificados como metais.
O Grupo IA são metais alcalinos.
O Grupo IIA são metais alcalino-terrosos.

2. Características estruturais dos átomos M:

1) o número e na camada externa do átomo 1-3;
2) Átomos R - tamanhos grandes.

3. Relatividade da divisão dos elementos em M e HM (dar exemplos):

1) estanho cinza - NM, estanho branco - M.
2) grafite - NM, mas eletricamente condutivo.
3) Cr, Zn, Al - M, mas anfotérico.

4. A ligação química do metal é comunicação em metais e ligas entre átomos-íons por meio de e.

O esquema geral para a formação de uma ligação metálica:

5. Preencha a tabela “Estrutura e propriedades dos metais”.

6. Anote os sinais pelos quais você pode distinguir as placas feitas:

a) de alumínio e cobre - cor, densidade, condutividade elétrica e térmica
b) de chumbo e alumínio - cor, densidade, ponto de fusão
c) de prata e grafite - cor, forma, condutividade elétrica.

7. Usando as figuras, preencha as lacunas para obter a sequência: nome do(s) metal(s), propriedades (o), área(s) de aplicação.

A) bateria de ferro fundido- ferro fundido, condutividade térmica, resistência, resistência ao desgaste. Na economia, na vida cotidiana, na metalurgia.
b) folha de alumínio - alumínio, fácil de enrolar, plasticidade, alta condutividade elétrica e térmica, resistência à corrosão. Na indústria alimentícia, produção de ligas.
c) botões de aço e clipes de papel - aço, aço "macio", elástico, fácil de dobrar, não enferruja, forte e duro. Em todos os setores da economia nacional.
d) suporte metálico - ferro (aço), durável, sólido, não exposto ao meio ambiente. Em todos os setores da economia nacional.
e) cúpulas - douradas, inertes, aparência. É utilizado na construção - laminação, em joalheria.
f) termômetro - mercúrio (metal líquido), expande quando aquecido, em termômetros médicos. Obtenção de ligas para mineração de ouro. Lâmpadas.

8. Preencha a tabela “Classificação dos metais”.

9. Liga éé um material metálico homogêneo constituído por uma mistura de dois ou mais elementos químicos com predominância de componentes metálicos.

10. Ligas ferrosas:

11. Preencha a tabela “Ligas e seus componentes”.

12. Assine os nomes das ligas com as quais podem ser feitos os objetos mostrados nas figuras.

a) aço
b) cuproníquel
c) duralumínio
e) bronze
e) bronze
e) ferro fundido

parte II

1. Átomos metálicos que possuem na camada externa:

a) 5e - Sb (antimônio), Bi (bismuto)
b) 6f - Po (polônio)

Por que?
Eles estão localizados em 5 e 6 grupos, respectivamente.

2. Um átomo de metal com 3e na camada externa, - boro.
Por que?
Está localizado no grupo 3.

3. Preencha a tabela “Estrutura do átomo e ligação química”.

4. Elimine o “elemento extra”.
4) Si

5. Qual dos seguintes grupos de elementos contém apenas metais?
Não há resposta correta

6. O que propriedade física não é comum a todos os metais?
3) sólido estado de agregação sob condições padrão

7. Qual afirmação é verdadeira?
4) átomos metálicos e metais - substâncias simples apresentam apenas propriedades redutoras.

8. Todos os elementos dos subgrupos principais são metais se estiverem localizados na Tabela Periódica abaixo da diagonal:
3) boro - astato

9. O número de elétrons no nível eletrônico externo de um átomo metálico localizado no subgrupo principal da Tabela Periódica não pode ser igual a:

Os metais constituem a maioria dos elementos químicos. Cada período do sistema periódico (exceto o 1º) dos elementos químicos começa com metais e, com o aumento do número do período, há cada vez mais deles. Se no 2º período existem apenas 2 metais (lítio e berílio), no 3º - 3 (sódio, magnésio, alumínio), então já no 4º - 13, e no 7º - 29.

Os átomos de metal têm semelhanças na estrutura da camada externa de elétrons, que é formada por um pequeno número de elétrons (principalmente não mais que três).

Esta afirmação pode ser ilustrada pelos exemplos de Na, alumínio Al e zinco Zn. Ao traçar diagramas da estrutura dos átomos, se desejar, você pode traçar fórmulas eletrônicas e dar exemplos da estrutura de elementos de grandes períodos, como o zinco.

Devido ao fato dos elétrons da camada externa dos átomos metálicos estarem fracamente ligados ao núcleo, eles podem ser “doados” para outras partículas, o que acontece durante as reações químicas:

A propriedade dos átomos metálicos de doar elétrons é sua propriedade química característica e indica que os metais exibem propriedades redutoras.

Ao caracterizar as propriedades físicas dos metais, devem ser observadas suas propriedades gerais: condutividade elétrica, condutividade térmica, brilho metálico, plasticidade, que se devem a um único tipo de ligação química - uma rede metálica e cristalina metálica. Sua característica é a presença de elétrons socializados em movimento livre entre átomos de íons localizados nos nós da rede cristalina.

Ao caracterizar as propriedades químicas, é importante confirmar a conclusão de que em todas as reações os metais apresentam propriedades de agentes redutores, e ilustrar isso escrevendo as equações de reação. Atenção especial deve-se prestar atenção à interação dos metais com ácidos e soluções salinas, embora seja necessário referir-se a uma série de tensões metálicas (uma série de potenciais de eletrodo padrão).

Exemplos de interação de metais com substâncias simples (não metais):

Com sais (Zn está à esquerda de Cu na série de tensões): Zn + CuC12 = ZnCl2 + Cu!

Assim, apesar da grande variedade de metais, todos possuem propriedades físicas e químicas comuns, o que se explica pela semelhança na estrutura dos átomos e na estrutura das substâncias simples.

1. A posição dos metais na tabela de elementos

Os metais estão localizados principalmente na parte esquerda e inferior do PSCE. Esses incluem:

2. A estrutura dos átomos metálicos

Os átomos de metal geralmente têm 1-3 elétrons no nível de energia externo. Seus átomos têm um raio grande e doam facilmente elétrons de valência, ou seja, apresentam propriedades restauradoras.

3. Propriedades físicas dos metais

conexão metálica - esta é a ligação que os elétrons livres realizam entre os cátions em uma rede cristalina metálica.

4. Obtenção de metais

1. Recuperação de metais a partir de óxidos com carvão ou monóxido de carbono

Me x O y + C \u003d CO 2 + Me ou Me x O y + CO \u003d CO 2 + Me

2. Torrefação com sulfeto seguida de redução

1 etapa - Me x S y + O 2 \u003d Me x O y + SO 2

Estágio 2 -Me x O y + C \u003d CO 2 + Me ou Me x O y + CO \u003d CO 2 + Me

3 Aluminotermia (recuperação com um metal mais ativo)

Eu x O y + Al \u003d Al 2 O 3 + Eu

4. Hidrotermia - para obter metais de alta pureza

Eu x O y + H 2 = H 2 O + Eu

5. Recuperação de metais por corrente elétrica (eletrólise)

1) Metais alcalinos e alcalino-terrosos obtido na indústria por eletrólise sal derrete (cloretos):

2NaCl - derreter, elétrico. atual. → 2Na + Cl2

CaCl 2 - fundido, elétrico. atual.→ Ca + Cl2

hidróxido derrete:

4NaOH - derreter, elétrico. atual.→ 4Na + O 2 + 2 H 2 O

2) Alumínio produzido industrialmente por eletrólise fusão de óxido de alumínio EU em criolita Na 3 AlF 6 (da bauxita):

2Al 2 O 3 - derreter em criolita, eletr. atual.→ 4 Al + 3 O 2

3) Eletrólise de soluções aquosas de sais usar para obter metais de atividade média e inativos:

2CuSO 4 + 2H 2 O - solução, eletr. atual.→ 2 Cu + O 2 + 2 H 2 SO 4

5. Encontrando metais na natureza

O metal mais comum na crosta terrestre é o alumínio. Os metais são encontrados tanto em compostos quanto na forma livre.

1. Ativo - na forma de sais (sulfatos, nitratos, cloretos, carbonatos)

2. Atividade média – na forma de óxidos, sulfetos ( Fe 3 O 4 , FeS 2 )

PROPRIEDADES QUÍMICAS DOS METAIS

As propriedades químicas gerais dos metais são apresentadas na tabela:

TAREFAS DE REFORÇO

Nº 1. Concluir equações praticável reações nomear os produtos da reação

Li + H 2 O \u003d

Cu + H 2 O \u003d

Al + H 2 O \u003d

Ba + H 2 O =

Mg + H 2 O \u003d

Ca+HCl=

Na + H 2 SO 4 (K) \u003d

Al + H 2 S \u003d

Ca + H 3 PO 4 \u003d

HCl + Zn =

H 2 SO 4 (para) + Cu \u003d

H2S + Mg =

HCl + Cu =

HNO 3 (K) + C você =

H 2 S + Pt =

H 3 PO 4 + Fe =

HNO 3 (p)+ Na=

Nº 2. Finalize a UHR, organize os coeficientes pelo método da balança eletrônica, indique o agente oxidante (agente redutor):

Al + O 2 \u003d

Li + H2O =

Na + HNO 3 (k) =

Mg + Pb (NÃO 3) 2 \u003d

Ni + HCl =

N ° 3. Insira caracteres ausentes em vez de pontos (<, >ou =)

Nº 4. Finalize a UHR, organize os coeficientes pelo método da balança eletrônica, indique o agente oxidante (agente redutor):

K + O 2 \u003d

Mg + H 2 O \u003d

Pb + HNO 3 (p) =

Fe + CuCl 2 \u003d

Zn + H 2 SO 4 (p) \u003d

Zn + H 2 SO 4 (k) \u003d

Número 5. Resolver tarefas de teste