Cíle lekce:
Vzdělávací - zvážit postavení kovů v soustavě prvků D.I. Mendělejev, seznámit studenty se základními vlastnostmi kovů, zjistit, co je způsobuje, seznámit s pojmem koroze kovů
Vývojový – umět vyhledat kovy v tabulce PSHE, umět porovnat kovy a nekovy, vysvětlit důvody chemických a fyzikálních vlastností kovů, rozvíjet teoretické myšlení žáků a jejich schopnost předvídat vlastnosti kovů na základě jejich struktura.
Vzdělávání - podporovat rozvoj kognitivního zájmu studentů o studium chemie
Typ lekce: lekce učení nového materiálu.
Metody výuky : verbální a vizuální
Během lekcí:
Načasování lekce.
Organizační moment (1 min.)
Aktualizace znalostí (3 min)
Učení nového materiálu
1.1. Pozice v periodické tabulce. (10 min)
1.2. Vlastnosti elektronové struktury atomů (10 min)
1.3. Redukční vlastnosti kovů. (10 min)
2.1. Kovové spojení. (5 minut)
4. Emoční úleva 2 min
2.2. Fyzikální vlastnosti. (10 min)
3. Chemické vlastnosti. (17 min)
4. Koroze kovů (5 min)
Konsolidace (15 min)
Domácí úkol (3 minuty)
Shrnutí lekce (1 min)
Organizace času
(Vzájemné pozdravy, nahrávání přítomných).
Aktualizace znalostí. Na začátku hodiny učitel zaměří pozornost studentů na význam nového tématu, který je dán rolí kovů v přírodě a ve všech oblastech lidské činnosti.. Průmysl
Učitel čte hádanku:
Jsem tvrdý, tvárný a plastový,
Brilantní, potřebný pro každého, praktický.
Už jsem ti naznačil,
Tak kdo jsem...? a nabízí zapsání odpovědi do sešitu jako téma lekce?
Učení nového materiálu
Plán přednášek.
1. Charakteristika kovového prvku.
1.2. Vlastnosti elektronové struktury atomů.
1.3. Redukční vlastnosti kovů.
2. Charakteristika jednoduché látky.
2.1. Kovové spojení.
2.2. Fyzikální vlastnosti.
3. Chemické vlastnosti.
4. Koroze kovů.
1.1. Pozice v periodické tabulce.
Konvenční hranice mezi kovovými prvky a nekovovými prvky probíhá podél úhlopříčky B (bór) - (křemík) - Si (arsen) - Te (telur) - As (astat) (sledujte to v tabulce D. I. Mendělejeva).
Počáteční prvky se tvoříhlavní podskupina skupiny I a nazývají se alkalické kovy . Svůj název dostaly podle názvu jim odpovídajících hydroxidů, vysoce rozpustných ve vodě – alkálií.
Z prvků hlavních podskupin následujících skupin patří mezi kovy: ve skupině IV germanium, cín, olovo (32,50,82) (první dva prvky jsou uhlík a křemík - nekovy), ve skupině V antimon a bismut (51,83) (první tři prvky jsou nekovy), ve skupině VI pouze poslední prvek - polonium (84) - je jasně definovaný kov. V hlavních podskupinách skupin VII a VIII jsou všechny prvky typické nekovy.
Pokud jde o prvky sekundárních podskupin, jsou to všechny kovy.
atomy alkalických kovů obsahují pouze jeden elektron na vnější energetické úrovni, kterého se snadno vzdávají při chemických interakcích, proto jsou nejsilnějšími redukčními činidly. Je zřejmé, že v souladu se zvětšováním atomového poloměru se zvyšují redukční vlastnosti alkalických kovů z lithia na francium.
Prvky po alkalických kovech, které tvoříhlavní podskupina skupiny II, Jsou to také typické kovy se silnou redukční schopností (jejich atomy obsahují ve vnější úrovni dva elektrony).Z těchto kovů se vápník, stroncium, baryum a radium nazývají kovy alkalických zemin . Tyto kovy dostaly toto jméno, protože jejich oxidy, které alchymisté nazývali „země“, tvoří při rozpuštění ve vodě alkálie.
Mezi kovy patří také prvkyhlavní podskupina skupiny III, kromě boru.
Skupina 3 zahrnuje kovy nazývané podskupina hliníku.
1.2 Vlastnosti elektronové struktury kovů.
Studenti na základě získaných znalostí formulují svou vlastní definici „kovu“.
Kovy jsou chemické prvky, jejichž atomy předávají elektrony z vnější (a někdy i před vnější) elektronové vrstvy a mění se na kladné ionty. Kovy jsou redukční činidla. To je způsobeno malým počtem elektronů ve vnější vrstvě a velkým poloměrem atomů, v důsledku čehož jsou tyto elektrony slabě zadržovány jádrem.Atomy kovů mají relativně velké velikosti(poloměry), proto jsou jejich vnější elektrony výrazně odstraněny z jádra a slabě s ním asociovány. A druhá vlastnost, která je vlastní atomům nejaktivnějších kovů, jepřítomnost 1-3 elektronů ve vnější energetické hladině.
Atomy kovů jsou podobné ve struktuře vnější elektronové vrstvy, která je tvořena malým počtem elektronů (obvykle ne více než třemi).
Toto tvrzení lze ilustrovat na příkladech Na, hliníku A1 a zinku Zn. Při sestavování diagramů struktury atomů můžete volitelně vytvářet elektronické vzorce a uvádět příklady struktury prvků dlouhých period, například zinku.
Vzhledem k tomu, že elektrony vnější vrstvy atomů kovu jsou slabě vázány k jádru, mohou být „předány“ jiným částicím, což se stane, když chemické reakce:
Vlastnost atomů kovů předávat elektrony je jejich charakteristická chemická vlastnost a ukazuje, že kovy vykazují redukční vlastnosti.
1.3 Redukční vlastnosti kovů.
Jak se mění oxidační kapacita prvků?IIIdoba?
(Oxidační vlastnosti v periodách zesilují a redukční vlastnosti slábnou. Důvodem změny těchto vlastností je nárůst počtu elektronů v posledním orbitalu.)
Jak se mění oxidační vlastnosti prvků 4. skupiny hlavní podskupiny?(zdola nahoru se zvyšují oxidační vlastnosti. Důvodem změny těchto vlastností je zmenšení poloměru atomu (je jednodušší přijmout než dát pryč)
Jaký závěr lze vyvodit na základě pozice kovů v periodické tabulce o redoxních vlastnostech kovových prvků?
(Kovy jsou redukční činidla v chemických reakcích, protože se vzdávají svých valenčních elektronů)
Studenti odpovídají, že síla vazby mezi valenčními elektrony a jádrem závisí na dvou faktorech:velikost jaderného náboje a poloměr atomu. .
(zápis závěru do sešitů studentů) v obdobích s rostoucím jaderným nábojem se snižují redukční vlastnosti.
Prvky - kovy sekundárních podskupin - mají mírně odlišné vlastnosti.
Učitel navrhuje porovnat aktivitu prvků sekundární podskupiny.Cu, Ag, Au – aktivitab prvky - kovy - pády. Tento vzor je také pozorován u prvků druhé sekundární podskupinyZn, CD, Hg.Zvýšení elektronů na vnější úrovni, takže redukční vlastnosti slábnou
U prvků postranních podskupin - to jsou prvky 4-7 period 31-36, 49-54 - s nárůstem prvku řádu se poloměr atomů mění jen málo a hodnota jaderného náboje se výrazně zvyšuje, proto síla vazby valenčních elektronů s jádrem roste, redukční vlastnosti slábnou.
2.1. Kovové spojení.
Ke kovové vazbě dochází vzájemnou přitažlivostí atomových iontů a relativně volných elektronů.
Obrázek 1.
Struktura krystalové mřížky kovů
V kovech jsou valenční elektrony drženy extrémně slabě atomy a jsou schopné migrace. Atomy ponechané bez vnějších elektronů získávají kladný náboj. Tvoří kovovou krystalovou mřížku.
Sada socializovaných valenčních elektronů (elektronový plyn), nabitých záporně, drží kladné kovové ionty v určitých bodech prostoru - uzly krystalové mřížky, například kovové stříbro.
Vnější elektrony se mohou volně a chaoticky pohybovat, proto se kovy vyznačují vysokou elektrickou vodivostí (zejména zlato, stříbro, měď, hliník).
Chemická vazba předpokládá určitý typ krystalové mřížky. Kovová chemická vazba podporuje tvorbu krystalů s kovovou krystalovou mřížkou. V uzlech krystalové mřížky jsou atomové ionty kovů a mezi nimi volně se pohybující elektrony. Kovová vazba se liší od iontové, protože neexistují žádné anionty, i když existují kationty. Liší se také od kovalentního, protože sdílené elektronové páry se netvoří.
Emocionální úleva
Absenci kterého kovu popsal akademik A.E. Fersman?
Na ulicích by byla hrůza z destrukce: nebyly by koleje, vagóny, lokomotivy, auta, dokonce i kameny na chodníku by se proměnily v hliněný prach a rostliny by bez tohoto kovu začaly vadnout a umírat. Zničení hurikánem by nastalo po celé Zemi a smrt lidstva by se stala nevyhnutelnou. Tohoto okamžiku by se však člověk nedožil, protože kdyby ztratil tři gramy tohoto kovu v těle a krvi, přestal by existovat dříve, než se odehrají zobrazené události (Odpověď: Všichni lidé by zemřeli, zbaveni železa v krvi)
Vyjmenuj padělatele kovů
Název kovu dali španělští conquistadoři, kteří v polovině 16. stol. poprvé se setkal v Jižní Amerika(na území moderní Kolumbie) s novým kovem, který vypadal jako stříbro. Název kovu doslova znamená „malé stříbro“, „malé stříbro“.
Tento hanlivý název se vysvětluje mimořádnou žáruvzdorností kovu, který se nedal roztavit, dlouho nenašel uplatnění a byl ceněn o polovinu méně než stříbro. Tento kov používali k výrobě padělaných mincí.
Dnes je tento kov, používaný jako katalyzátor a ve šperkařství, jedním z nejdražších.
Ve své čisté formě v přírodě neexistuje. Nativní platina je obvykle přírodní slitina s dalšími ušlechtilými (palladium, iridium, rhodium, ruthenium, osmium) a základními (železo, měď, nikl, olovo, křemík) kovy. K jeho získání se nugety zahřívají v kotlích s „aqua regia“ (směs kyseliny dusičné a chlorovodíkové) a poté se „dokončují“ četnými chemickými reakcemi, zahříváním a tavením.
Krystalová mřížka tedy závisí a je určena typem chemická vazba, ale zároveň je důvodem fyzikálních vlastností.
2.2. Fyzikální vlastnosti.
Učitel to zdůrazňuje fyzikální vlastnosti kovy jsou přesně určeny jejich strukturou.
A)tvrdost – všechny kovy kromě rtuti jsou za normálních podmínek pevné látky. Nejměkčí jsou sodík a draslík. Mohou být řezány nožem; Nejtvrdší chrom poškrábe sklo
b)hustota. Kovy se dělí na měkké (5g/cm³) a těžké (méně než 5g/cm³).
PROTI)tavitelnost. Kovy se dělí na tavitelné a žáruvzdorné.
G)elektrická vodivost, tepelná vodivost kovů je určena jejich strukturou. Chaoticky se pohybující elektrony pod vlivem elektrického napětí získávají směrový pohyb, jehož výsledkem je elektrický proud.
Se stoupající teplotou se prudce zvyšuje amplituda pohybu atomů a iontů umístěných v uzlech krystalové mřížky, což narušuje pohyb elektronů a snižuje se elektrická vodivost kovů.
Je třeba poznamenat, že u některých nekovů se elektrická vodivost zvyšuje s rostoucí teplotou, například u grafitu, zatímco s rostoucí teplotou se některé z nich ničí. kovalentní vazby a počet volně se pohybujících elektronů se zvyšuje.
E)kovový lesk – elektrony vyplňující meziatomový prostor odrážejí světelné paprsky a nepropouštějí je jako sklo. Dopadají na uzly krystalové mřížky. Proto všechny kovy v krystalickém stavu mají kovový lesk. U většiny kovů jsou všechny paprsky viditelné části spektra rozptýleny stejně, takže mají stříbřitě bílou barvu. Pouze zlato a měď do značné míry absorbují krátké vlnové délky a odrážejí dlouhé vlnové délky světelného spektra, a proto mají žlutou barvu. Nejzářivější kovy jsou rtuť, stříbro, palladium. Všechny kovy jsou v prášku kroměAlAMg, ztrácejí lesk a mají černou nebo tmavě šedou barvu.
E)plastický
Mechanický dopad na krystal s kovová mřížka způsobuje pouze přemístění vrstev atomů a není doprovázeno prasknutím vazby, a proto se kov vyznačuje vysokou tažností.
3. Chemické vlastnosti.
Všechny kovy jsou podle svých chemických vlastností redukčními činidly, všechny se poměrně snadno vzdávají valenčních elektronů, přeměňují se na kladně nabité ionty, tedy oxidují . Redukční aktivita kovu v chemických reakcích probíhajících ve vodných roztocích se odráží v jeho poloze v elektrochemické řadě napětí kovu (objevil a sestavil Beketov)
Čím více vlevo je kov v elektrochemické řadě napětí kovu, tím silnější je redukční činidlo, nejsilnější redukční činidlo je kovové lithium, zlato je nejslabší a naopak iont zlata (III) je nejsilnější oxidační činidlo; lithium (I) je nejslabší.
Každý kov je schopen redukovat ze solí v roztoku ty kovy, které jsou po něm v řadě napětí, například železo může vytlačit měď z roztoků svých solí. Pamatujte však, že alkalické kovy a kovy alkalických zemin budou reagovat přímo s vodou.
Kovy stojící v napěťové řadě nalevo od vodíku jsou schopny jej vytěsnit z roztoků zředěných kyselin a rozpustit se v nich.
Redukční aktivita kovu nemusí vždy odpovídat jeho pozici v periodické tabulce, protože při určování místa kovu v sérii se bere v úvahu nejen jeho schopnost darovat elektrony, ale také energie vynaložená na zničení krystalovou mřížku kovu, stejně jako energii vynaloženou na hydrataci iontů.
Interakce s jednoduchými látkami
Skyslík Většina kovů tvoří oxidy - amfoterní a zásadité:
4Li+O 2 = 2 Li 2 Ó,
4Al + 3O 2 = 2Al 2 Ó 3 .
Alkalické kovy, s výjimkou lithia, tvoří peroxidy:
2Na+O 2 = Na 2 Ó 2 .
Shalogeny kovy tvoří soli halogenovodíkových kyselin, např.
Cu+Cl 2 = CuCl 2 .
Svodík nejaktivnější kovy tvoří iontové hydridy – soli podobné látky, ve kterých má vodík oxidační stav -1.
2Na+H 2 = 2NaH.
Sšedá kovy tvoří sulfidy - soli kyseliny sirovodíkové:
Zn + S = ZnS.
Sdusík Některé kovy tvoří nitridy téměř vždy při zahřátí:
3Mg+N 2 = Mg 3 N 2 .
Suhlík karbidy se tvoří:
4Al + 3C = AI 3 C 4 .
Sfosfor - fosfidy:
3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .
Kovy se mohou vzájemně ovlivňovat, tvořitintermetalické sloučeniny :
2Na + Sb = Na 2 Sb,
3Cu + Au = Cu 3 Au.
Kovy se mohou při vysokých teplotách vzájemně rozpouštět, aniž by reagovaly a tvořily slitiny.
Vztah kovů ke kyselinám.
V chemické praxi se nejčastěji používají: silné kyseliny jako sírový H 2 TAK 4 HCl a dusík HNO 3 .
SHCl
V tomto procesu vznikly vodíkové ionty H + působí jako oxidační činidlo, oxidkovy umístěné v řadě aktivit nalevo od vodíku . Interakce probíhá podle následujícího schématu:
Mě + HCl - sůl + H 2
2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2
2│Al 0 – 3 E - → Al 3+ - oxidace
3│2H + + 2 E - → H 2 - zotavení
„Královská vodka“ (dříve se kyseliny nazývaly vodky) je směs jednoho objemu kyseliny dusičné a tří až čtyř objemů koncentrované kyseliny chlorovodíkové, která má velmi vysokou oxidační aktivitu. Taková směs je schopna rozpustit některé málo aktivní kovy, které nereagují s kyselinou dusičnou. Mezi nimi je „král kovů“ - zlato. Tento účinek „regia vodky“ je vysvětlen skutečností, že kyselina dusičná oxiduje kyselinu chlorovodíkovou, uvolňuje volný chlor a tvoří chlorid dusnatý (III) neboli nitrosylchlorid - NOCl:
Oxidační reakce zlata probíhají podle následujících rovnic:
Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H2O
Pokud mohou kyseliny interagovat se zásadami a zásaditými oxidy a klíčovým prvkem v jejich složení je kov, pak je možné, aby kovy interagovaly s kyselinami? Pojďme si to ověřit experimentálně.
Hořčík za normálních podmínek reaguje s kyselinou, zinek - při zahřátí měď - neinteraguje.
V praxi se používá řada napětí pro srovnávací hodnocení chemické aktivity kovů při reakcích s vodnými roztoky solí a kyselin a pro hodnocení katodických a anodických procesů při elektrolýze:
Kovy nalevo jsou silnější redukční činidla. než kovy umístěné vpravo:vytlačují poslední solné roztoky . Kovy v řadě nalevo od vodíku vytlačují vodík při interakci s vodnými roztoky neoxidačních kyselin; nejaktivnější kovy (až po hliník včetně) - a při interakci s vodou.
Kovy v řadě napravo od vodíku za normálních podmínek nereagují s vodnými roztoky neoxidačních kyselin.
Během elektrolýzy se na katodě uvolňují kovy napravo od vodíku; redukce středně aktivních kovů je doprovázena uvolňováním vodíku; Nejaktivnější kovy (až hliník) nelze za normálních podmínek izolovat z vodných roztoků solí.
4. Koroze kovů – fyzikálně-chemická nebo chemická interakce mezi kovem (slitinou) a prostředím vedoucí ke zhoršení funkčních vlastností kovu (slitiny), prostředí nebo technického systému, který je obsahuje.
Slovo koroze pochází z latinského „corrodo“ - „hlodat“ (pozdní latinské „corrosio“ znamená „koroze“).
Koroze je způsobena chemickou reakcí mezi kovem a látkami životní prostředí proudí na rozhraní mezi kovem a médiem. Nejčastěji se jedná o oxidaci kovu např. vzdušným kyslíkem nebo kyselinami obsaženými v roztocích, se kterými je kov v kontaktu. K tomu jsou zvláště náchylné kovy nacházející se v napěťové řadě (řada aktivity) vlevo od vodíku, včetně železa.
V důsledku koroze železo rezaví. Tento proces je velmi složitý a zahrnuje několik fází. Dá se to popsat souhrnnou rovnicí:
4Fe + 6H 2 O (vlhkost) + 3O 2 (vzduch) = 4Fe(OH) 3
Hydroxid železitý je velmi nestabilní, rychle ztrácí vodu a mění se na oxid železitý. Tato sloučenina nechrání povrch železa před další oxidací. V důsledku toho může být železný předmět zcela zničen.
Pro zpomalení koroze se na kovový povrch nanášejí laky a barvy, minerální oleje a maziva. Podzemní konstrukce jsou pokryty silnou vrstvou bitumenu nebo polyethylenu. Vnitřní povrchy ocelových trubek a nádrží jsou chráněny levnými cementovými nátěry.
Pro ocelové výrobky, takzvané konvertory rzi obsahující kyselinu ortofosforečnou (H 3 RO 4 ) a jeho soli. Rozpouštějí zbytkové oxidy a vytvářejí hustý a odolný film z fosfátů, který může po určitou dobu chránit povrch produktu. Poté je kov potažen základní vrstvou, která by měla dobře sedět na povrchu a mít ochranné vlastnosti(obvykle se používá chromát olovnatý nebo zinečnatý). Teprve poté lze nanášet lak nebo barvu.
Konsolidace (15 min)
Učitel:
A teď pro konsolidaci udělejme test.
Řešení testovacích problémů
1.Vyberte skupinu prvků, která obsahuje pouze kovy:
A) AI, As, P;B) Mg, Ca, Si;V) K, Ca, Pb
2. Vyberte skupinu, která obsahuje pouze jednoduché látky - nekovy:
A) K 2 O SO 2 SiO 2 ; B) H 2 , Cl 2 , já 2 ; V)Ca, Ba, HC1;
3. Uveďte společné znaky ve struktuře atomů K a Li:
A) 2 elektrony v poslední elektronové vrstvě;
B) 1 elektron v poslední elektronové vrstvě;
C) stejný počet elektronických vrstev.
4. Kovový vápník vykazuje následující vlastnosti:
A) oxidační činidlo;
B) redukční činidlo;
C) oxidační činidlo nebo redukční činidlo, v závislosti na podmínkách.
5. Kovové vlastnosti sodíku jsou slabší než vlastnosti -
A) hořčík; B) draslík; B) lithium.
6. Mezi neaktivní kovy patří:
A) hliník, měď, zinek; B) rtuť, stříbro, měď;
C) vápník, berylium, stříbro.
7. Která fyzikální vlastnost není společná pro všechny kovy:
A) elektrická vodivost, B) tepelná vodivost,
B) pevný stav agregace za normálních podmínek,
D) kovový lesk
8. Při interakci s nekovy vykazují kovy následující vlastnosti:
a) oxidační;
b) obnovující;
c) jak oxidační, tak redukční;
d) neúčastnit se redoxních reakcí.
9. V periodické tabulce se nacházejí typické kovy
a) vrchol
b) spodní část
v pravém horním rohu
d) levý dolní roh
Část B. Odpovědí na úkoly v této části je sada písmen, která by se měla zapsat
Zápas.
S nárůstem sériové číslo prvek v hlavní podskupině skupiny II periodické soustavy se vlastnosti prvků a látek, které tvoří, mění takto:
1) počet elektronů ve vnější hladině
A) zvyšuje
3) elektronegativita
4) regenerační vlastnosti
B) klesá
B) se nemění
(Odpovědi: 1 –G, 2 –A, 3 –B, 4-B, 5-G)
ZADÁVACÍ ÚKOLY
№1. Doplňte rovnice prakticky proveditelných reakcí, pojmenujte reakční produkty
Li+H 2 O=
Cu+H 2 O=Cu( ACH) 2 +H 2
Ba+H 2 O=
Mg+H 2 O=
Ca+HCl=
2 Na+2 H 2 TAK 4 ( NA)= Na 2 TAK 4 + SO 2 + 2H 2 Ó
HCl + Zn =
H 2 TAK 4 ( Na)+ Cu=CuSO 4 + SO 2 +H 2 Ó
H 2 S+Mg=MgS+H 2
HCl + Cu =
Domácí práce: zápisy do sešitů, zprávy o použití kovů.
Učitel navrhuje vytvořit na toto téma syncwine.
Řádek 1: Podstatné jméno (jedno na téma) (kovy)
2. řádek: dvě přídavná jména
3. řádek: tři slovesa
Řádek 4: čtyři slova spojená do věty
5. řádek: slovo vyjadřující podstatu tohoto tématu.
Shrnutí lekce
Učitel : A tak jsme zkoumali strukturu a fyzikální vlastnosti kovů, jejich postavení v periodické tabulce chemických prvků D.I. Mendělejev.
Úvod
Kovy jsou jednoduché látky, které mají za normálních podmínek charakteristické vlastnosti: vysokou elektrickou a tepelnou vodivost, schopnost dobře odrážet světlo (což způsobuje jejich lesk a neprůhlednost) a schopnost zaujmout požadovaný tvar vlivem vnějších sil ( plasticita). Existuje ještě další definice kovů – jedná se o chemické prvky vyznačující se schopností darovat vnější (valenční) elektrony.
Ze všech známých chemických prvků je asi 90 kovů. Většina anorganických sloučenin jsou sloučeniny kovů.
Existuje několik typů klasifikace kovů. Nejpřehlednější klasifikace kovů je v souladu s jejich postavením v periodické tabulce chemických prvků - chemická klasifikace.
Pokud v „dlouhé“ verzi periodické tabulky nakreslíme přímku přes prvky bór a astat, budou kovy umístěny nalevo od této čáry a nekovy napravo od ní.
Z hlediska atomové struktury se kovy dělí na intranziční a přechodové. Nepřechodné kovy se nacházejí v hlavních podskupinách periodické tabulky a vyznačují se tím, že v jejich atomech jsou postupně zaplňovány elektronové hladiny s a p. Nepřechodné kovy zahrnují 22 prvků hlavních podskupin a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.
Přechodné kovy se nacházejí v sekundárních podskupinách a jsou charakterizovány plněním hladin d- nebo f-elektronů. Mezi d-prvky patří 37 kovů sekundárních podskupin 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.
Mezi f-prvky patří 14 lanthanoidů (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Du, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) a 14 aktinidů (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Ne, Lr).
Z přechodných kovů se dále rozlišují kovy vzácných zemin (Sc, Y, La a lanthanoidy), platinové kovy (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), transuranové kovy (Np a prvky s vyšší atomovou hmotností).
Kromě toho chemického existuje také, i když ne obecně uznávaný, ale dlouhodobě zavedený technické zařazení kovy Není tak logická jako ta chemická – vychází z té či oné prakticky důležité vlastnosti kovu. Železo a slitiny na jeho bázi jsou klasifikovány jako železné kovy, všechny ostatní kovy jsou klasifikovány jako neželezné. Existují lehké (Li, Be, Mg, Ti atd.) a těžké kovy (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb atd.), jakož i skupiny žáruvzdorných kovů. (Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), drahé (Ag, Au, platinové kovy) a radioaktivní (U, Th, Np, Pu atd.) kovy. V geochemii se dále rozlišují stopové (Ga, Ge, Hf, Re aj.) a vzácné (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re aj.) kovy. Jak vidíte, mezi skupinami nejsou jasné hranice.
I když život lidská společnost je nemožné bez kovů, nikdo přesně neví, kdy a jak je lidé poprvé začali používat. Nejstarší spisy, které se k nám dostaly, vyprávějí o primitivních dílnách, ve kterých se tavil kov a vyráběly se z něj výrobky. To znamená, že člověk ovládal kovy před psaním. Při vykopávkách starověkých sídel nalézají archeologové pracovní a lovecké nástroje, které lidé v těch dávných dobách používali - nože, sekery, hroty šípů, jehly, rybářské háčky a mnohem víc. Jak starověké osady, tím hrubší a primitivnější byly produkty lidských rukou. Nejstarší kovové výrobky byly nalezeny při vykopávkách osad, které existovaly asi před 8 tisíci lety. Jednalo se především o šperky ze zlata a stříbra a hroty šípů a kopí z mědi.
Řecké slovo „metallon“ původně znamenalo doly, odtud tedy výraz „kov“. Ve starověku se věřilo, že existuje pouze 7 kovů: zlato, stříbro, měď, cín, olovo, železo a rtuť. Toto číslo korelovalo s počtem tehdy známých planet - Slunce (zlato), Měsíc (stříbro), Venuše (měď), Jupiter (cín), Saturn (olovo), Mars (železo), Merkur (rtuť) ( viz obrázek). Podle alchymistických představ kovy vznikaly v útrobách země vlivem paprsků planet a postupně se zdokonalovaly, až se změnily ve zlato.
Člověk nejprve ovládl nativní kovy – zlato, stříbro, rtuť. Prvním uměle vyrobeným kovem byla měď, poté bylo možné zvládnout výrobu slitiny mědi broušením - bronzu a teprve později - železa. V roce 1556 vyšla v Německu kniha německého metalurga G. Agricoly „O hornictví a metalurgii“ – první podrobný průvodce získáváním kovů, který se k nám dostal. Pravda, v té době byly olovo, cín a vizmut stále považovány za odrůdy stejného kovu. V roce 1789 francouzský chemik A. Lavoisier ve své příručce o chemii uvedl seznam jednoduché látky, kam patřily všechny tehdy známé kovy – antimon, stříbro, vizmut, kobalt, cín, železo, mangan, nikl, zlato, platina, olovo, wolfram a zinek. S rozvojem chemických výzkumných metod se počet známých kovů začal rychle zvyšovat. V 18. stol V 19. století bylo objeveno 14 kovů. - 38, ve 20. století. - 25 kovů. V první polovině 19. stol. Byly objeveny satelity platiny a alkalické kovy a kovy alkalických zemin byly získány elektrolýzou. V polovině století bylo spektrální analýzou objeveno cesium, rubidium, thalium a indium. Existence kovů předpovězená D.I. Mendělejevem na základě jeho periodického zákona (jedná se o gallium, skandium a germanium) byla brilantně potvrzena. Objev radioaktivity na konci 19. století. vedly k hledání radioaktivních kovů. Konečně metodou jaderných přeměn v polovině 20. století. byly získány radioaktivní kovy, které se v přírodě nevyskytují, zejména transuranové prvky.
Fyzické a Chemické vlastnosti kovy
Všechny kovy jsou pevné látky (kromě rtuti, která je za normálních podmínek kapalná, liší se od nekovů zvláštním typem vazby (kovová vazba); Valenční elektrony jsou slabě vázány na konkrétní atom a uvnitř každého kovu je tzv. elektronový plyn. Většina kovů má krystalickou strukturu a kov lze považovat za „tuhou“ krystalovou mřížku kladných iontů (kationtů). Tyto elektrony se mohou více či méně pohybovat kolem kovu. Kompenzují odpudivé síly mezi kationty a tím je vážou do kompaktního tělesa.
Všechny kovy jsou vysoce elektricky vodivé (tj. jsou to vodiče na rozdíl od nekovů, které jsou dielektriky), zejména měď, stříbro, zlato, rtuť a hliník; Tepelná vodivost kovů je také vysoká. Charakteristickou vlastností mnoha kovů je jejich tažnost (kujnost), díky čemuž se dají válcovat do tenkých plechů (fólie) a táhnout na drát (cín, hliník atd.), existují však i kovy dosti křehké ( zinek, antimon, vizmut).
V průmyslu často nepoužívají čisté kovy, ale jejich směsi zvané slitiny. Ve slitině se vlastnosti jedné složky obvykle úspěšně doplňují s vlastnostmi druhé. Měď má tedy nízkou tvrdost a je nevhodná pro výrobu strojních součástí, zatímco slitiny mědi a zinku, zvané mosaz, jsou již dost tvrdé a ve strojírenství se hojně používají. Hliník má dobrou tažnost a dostatečnou lehkost (nízká hustota), ale je příliš měkký. Na jejím základě se připravuje slitina ayuralum (duralu) obsahující měď, hořčík a mangan. Duralumin, aniž by ztratil vlastnosti svého hliníku, získává vysokou tvrdost a proto se používá v letecké technice. Slitiny železa s uhlíkem (a přísadami jiných kovů) jsou známá litina a ocel.
Kovy se velmi liší v hustotě: u lithia je téměř poloviční než u vody (0,53 g/cm3) au osmia je více než 20krát vyšší (22,61 g/cm3). Kovy se také liší tvrdostí. Nejměkčí jsou alkalické kovy, které lze snadno řezat nožem; většina tvrdý kov- chrom - řeže sklo. Velký rozdíl je v bodech tání kovů: rtuť je za normálních podmínek kapalina, cesium a galium se taví při teplotě lidského těla a nejžáruvzdornější kov, wolfram, má bod tání 3380 °C. Kovy, jejichž bod tání je vyšší než 1000 °C, jsou klasifikovány jako žáruvzdorné kovy a níže uvedené kovy jsou označovány jako tavitelné kovy. Na vysoké teploty kovy jsou schopny emitovat elektrony, které se používají v elektronice a termoelektrických generátorech k přímé přeměně tepelné energie na elektrickou energii. Železo, kobalt, nikl a gadolinium jsou po umístění do magnetického pole schopny trvale udržovat stav magnetizace.
Kovy mají také některé chemické vlastnosti. Atomy kovů se poměrně snadno vzdávají valenčních elektronů a stávají se kladně nabitými ionty. Proto jsou kovy redukčními činidly. To je ve skutečnosti jejich hlavní a nejobecnější chemická vlastnost.
Je zřejmé, že kovy jako redukční činidla budou reagovat s různými oxidačními činidly, která mohou zahrnovat jednoduché látky, kyseliny, soli méně aktivních kovů a některé další sloučeniny. Sloučeniny kovů s halogeny se nazývají halogenidy, se sírou - sulfidy, s dusíkem - nitridy, s fosforem - fosfidy, s uhlíkem - karbidy, s křemíkem - silicidy, s borem - boridy, s vodíkem - hydridy atd. Mnohé z těchto sloučenin našli důležité aplikace v nových technologiích. Například boridy kovů se používají v radioelektronice a také v jaderném inženýrství jako materiály pro regulaci a ochranu proti neutronovému záření.
Vlivem koncentrovaných oxidačních kyselin se také na některých kovech vytváří stabilní oxidový film. Tento jev se nazývá pasivace. V koncentrované kyselině sírové se tedy pasivují kovy jako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb (a nereagují s ní) a v koncentrované kyselině dusičné kovy Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th a U.
Čím více vlevo je kov v této řadě umístěn, tím větší obnovující vlastnosti má, tj. snáze se oxiduje a přechází do roztoku ve formě kationtu, ale je obtížnější ho obnovit z kationtu do volného stavu.
Jeden nekov, vodík, je umístěn v napěťové řadě, protože to umožňuje určit, zda tento kov bude reagovat s kyselinami - neoxidačními činidly ve vodném roztoku (přesněji být oxidován vodíkovými kationty H +). Například zinek reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, protože v sérii napětí je vlevo (před) vodík. Naopak stříbro není převedeno do roztoku kyselinou chlorovodíkovou, protože je v napěťové řadě vpravo (za) vodíkem. Podobně se chovají kovy ve zředěné kyselině sírové. Kovy v napěťové řadě po vodíku se nazývají ušlechtilé (Ag, Pt, Au atd.)
Nežádoucí chemickou vlastností kovů je jejich elektrochemická koroze, tedy aktivní destrukce (oxidace) kovu při styku s vodou a pod vlivem kyslíku v ní rozpuštěného (kyslíková koroze). Například koroze železných produktů ve vodě je široce známá.
Zvláště korozně-nebezpečné může být místo kontaktu dvou rozdílných kovů - kontaktní koroze. Galvanický pár se vyskytuje mezi jedním kovem, jako je Fe, a dalším kovem, jako je Sn nebo Cu, umístěným ve vodě. Tok elektronů jde od aktivnějšího kovu, který je v napěťové řadě vlevo (Fe), k méně aktivnímu kovu (Sn, Cu) a aktivnější kov je zničen (korodován).
Právě kvůli tomu pocínovaný povrch plechovek (železo potažené cínem) při skladování ve vlhkém prostředí a neopatrné manipulaci reziví (žehlička se po objevení i malého škrábnutí rychle zbortí a žehlička se tak dostane do kontaktu s vlhkostí). Naopak pozinkovaný povrch železného kbelíku dlouho nerezaví, protože i když dojde k poškrábání, nekoroduje železo, ale zinek (aktivnější kov než železo).
Korozní odolnost daného kovu se zvyšuje, když je potažen aktivnějším kovem nebo když jsou taveny; Potahování železa chromem nebo vytváření slitin železa a chrómu tedy eliminuje korozi železa. Pochromované železo a oceli obsahující chrom (nerezové oceli) mají vysokou odolnost proti korozi.
Obecné metody získávání kovů:
Elektrometalurgie, t. j. výroba kovů elektrolýzou tavenin (u nejaktivnějších kovů) nebo roztoků jejich solí;
Pyrometalurgie, tj. redukce kovů z jejich rud při vysokých teplotách (například výroba železa pomocí vysokopecního procesu);
hydrometalurgie, tj. oddělování kovů z roztoků jejich solí aktivnějšími kovy (například výroba mědi z roztoku CuSO 4 nahrazením zinku, železa
nebo hliník).
V přírodě se kovy někdy vyskytují ve volné formě, například nativní rtuť, stříbro a zlato, a častěji ve formě sloučenin (kovové rudy). Nejaktivnější kovy jsou samozřejmě přítomny v zemské kůře pouze ve vázané formě.
Lithium (z řeckého Lithos - kámen), Li, chemický prvek podskupiny Ia periodického systému; atomové číslo 3, atomová hmotnost 6, 941; se týká alkalických kovů.
Obsah lithia v zemské kůře je 6,5-10 -3 % hmotnosti. Nachází se ve více než 150 minerálech, z toho asi 30 jsou lithiové minerály. Hlavními minerály jsou spodumen LiAl, lepidolit KLi 1,5 Al 1,5 (F.0H) 2 a petalit (LiNa). Složení těchto minerálů je složité; mnohé z nich patří do třídy hlinitokřemičitanů, které jsou velmi běžné v zemské kůře. Perspektivními zdroji surovin pro výrobu lithia jsou solanky (solanky) solnonosných ložisek a Podzemní voda. Největší ložiska sloučenin lithia se nacházejí v Kanadě, USA, Chile, Zimbabwe, Brazílii, Namibii a Rusku.
Zajímavé je, že minerál spodumen se v přírodě vyskytuje ve formě velkých krystalů o hmotnosti několika tun. V dole Etta v USA byl nalezen jehličkovitý krystal dlouhý 16 m a vážící 100 tun.
První informace o lithiu pocházejí z roku 1817. Švédský chemik A. Arfvedson v něm při rozboru minerálu petalit objevil neznámou alkálii. Arfvedsonův učitel J. Berzelius mu dal jméno „lithion“ (z řeckého litheos – kámen), protože na rozdíl od hydroxidů draselných a sodných, které se získávaly z rostlinného popela, byla v minerálu objevena nová alkálie. Kov, který je „základem“ této alkálie, také pojmenoval lithium. V roce 1818 anglický chemik a fyzik G. Davy získal lithium elektrolýzou hydroxidu LiOH.
Vlastnosti. Lithium je stříbřitě bílý kov; t.t. 180,54 °C, t.v. 1340 "C; nejlehčí ze všech kovů, jeho hustota je 0,534 g/cm - je 5x lehčí než hliník a téměř o polovinu lehčí než voda. Lithium je měkké a tvárné. Sloučeniny lithia barví plamen do krásné karmínově červené barvy. Tato velmi citlivá metoda se používá v kvalitativní analýze pro detekci lithia.
Konfigurace vnější elektronové vrstvy atomu lithia 2s 1 (s-prvek). Ve sloučeninách vykazuje oxidační stav +1.
Lithium je první v elektrochemické řadě napětí a vytěsňuje vodík nejen z kyselin, ale také z vody. Mnohé chemické reakce lithia jsou však méně intenzivní než reakce jiných alkalických kovů.
Lithium prakticky nereaguje se složkami vzduchu při úplné nepřítomnosti vlhkosti při pokojové teplotě. Při zahřátí na vzduchu nad 200 °C vzniká jako hlavní produkt oxid Li 2 O (jsou přítomny pouze stopy peroxidu Li 2 O 2). Ve vlhkém vzduchu vzniká převážně nitrid Li 3 N při vlhkosti vzduchu nad 80 % hydroxid LiOH a uhličitan Li 2 CO 3 . Nitrid lithia lze také získat zahřátím kovu v proudu dusíku (lithium je jedním z mála prvků, které se přímo slučují s dusíkem): 6Li + N 2 = 2Li 3 N
Lithium se snadno leguje téměř se všemi kovy a je vysoce rozpustné ve rtuti. Přímo se slučuje s halogeny (při zahřívání s jódem). Při 500 °C reaguje s vodíkem za vzniku hydridu LiH, při interakci s vodou - hydroxidem LiOH, se zředěnými kyselinami - lithnými solemi, s amoniakem - LiNH2 amid, například:
2Li + H2 = 2LiH
2Li + 2H20 = 2LiOH + H2
2Li + 2НF = 2LiF + Н 2
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
LiH hydrid - bezbarvé krystaly; používá se v různých oblastech chemie jako redukční činidlo. Při interakci s vodou uvolňuje velké množství vodíku (z 1 kg LiH se získá 2820 l H2):
LiH + H20 = LiOH + H2
To umožňuje využít LiH jako zdroj vodíku pro plnění balónů a záchranného vybavení (nafukovací čluny, pásy apod.), ale i jako jakýsi „sklad“ pro skladování a přepravu hořlavého vodíku (je nutné chránit LiH od sebemenších stop vlhkosti).
Směsné hydridy lithné jsou široce používány v organické syntéze, například lithiumaluminiumhydrid LiAlH 4 - selektivní redukční činidlo. Získává se reakcí LiH s chloridem hlinitým AlCl3
Hydroxid LiOH je silná zásada (alkálie), jeho vodné roztoky ničí sklo a porcelán; Nikl, stříbro a zlato jsou vůči němu odolné. LiOH se používá jako přísada do elektrolytu alkalických baterií, což zvyšuje jejich životnost 2-3x a kapacitu o 20%. Na bázi LiOH a organických kyselin (zejména stearová a palmitová) jsou vyráběna mrazuvzdorná a žáruvzdorná maziva (litholy) pro ochranu kovů před korozí v rozsahu teplot od -40 do +130 "C.
Hydroxid lithný se také používá jako absorbent oxidu uhličitého v plynových maskách, ponorkách, letadlech a kosmických lodích.
Příjem a přihláška. Surovinou pro výrobu lithia jsou jeho soli, které se extrahují z minerálů. Minerály se podle složení rozkládají kyselinou sírovou H 2 SO 4 (kyselá metoda) nebo slinováním oxidem vápenatým CaO a jeho uhličitanem CaCO3 (alkalická metoda), síranem draselným K 2 SO 4 (solná metoda), uhličitanem vápenatým a jeho chlorid CaCl (metoda alkalické soli). Pomocí kyselé metody se získá roztok síranu Li 2SO 4 [ten se zbaví nečistot zpracováním hydroxidem vápenatým Ca(OH) 2 a sodou Na2Co 3]. Skvrna vzniklá jinými metodami rozkladu minerálů se vyluhuje vodou; v tomto případě u alkalické metody jde do roztoku LiOH, u solné - Li 2 SO 4, u alkalicko-solné - LiCl. Všechny tyto metody, kromě alkalických, zahrnují získání dokončený produkt ve formě uhličitanu Li2C03. který se používá přímo nebo jako zdroj pro syntézu dalších sloučenin lithia.
Lithium se vyrábí elektrolýzou roztavené směsi LiCl a chloridu draselného KCl nebo chloridu barnatého BaCl 2 s dalším čištěním od nečistot.
Zájem o lithium je obrovský. Je to dáno především tím, že je zdrojem průmyslové výroby tritia (nuklid těžkého vodíku), které je hlavní součástí vodíkové bomby a hlavním palivem pro termonukleární reaktory. Termonukleární reakce provádí se mezi nuklidem 6 Li a neutrony (neutrální částice s hmotnostním číslem 1); reakční produkty - tritium 3 H a helium 4 He:
6 3 Li + 1 0 n= 3 1 H + 4 2 He
Velký počet lithium se používá v metalurgii. Slitina hořčíku s 10 % lithia je pevnější a lehčí než samotný hořčík. Slitiny hliníku a lithia - skleron a aeron, obsahující pouze 0,1% lithia, kromě lehkosti, mají vysokou pevnost, tažnost a zvýšenou odolnost proti korozi; používají se v letectví. Přídavek 0,04 % lithia k ložiskovým slitinám olova a vápníku zvyšuje jejich tvrdost a snižuje koeficient tření.
Halogenidy a uhličitan lithia se používají při výrobě optických, kyselinovzdorných a jiných speciálních skel, dále žáruvzdorného porcelánu a keramiky, různých glazur a smaltů.
Jemné částice lithia způsobují chemické popáleniny mokré pokožky a očí. Lithiové soli dráždí pokožku. Při práci s hydroxidem lithným je třeba dodržovat opatření jako při práci s hydroxidy sodnými a draselnými.
Sodík (z arab. natrun, řec. nitron - přírodní soda, chemický prvek podskupiny Ia periodické soustavy; atomové číslo 11, atomová hmotnost 22,98977; patří mezi alkalické kovy. V přírodě se vyskytuje ve formě jedné stáje nuklid 23 Na.
Již ve starověku byly známy sloučeniny sodíku - kuchyňská sůl (chlorid sodný) NaCl, žíravá zásada (hydroxid sodný) NaOH a soda (uhličitan sodný) Na 2 CO3. Poslední látku nazývali staří Řekové „nitron“; odtud to pochází moderní jméno kov - „sodík“. Ve Velké Británii, USA, Itálii a Francii je však slovo sodík (ze španělského slova „soda“, které má stejný význam jako v ruštině) zachováno.
O produkci sodíku (a draslíku) poprvé referoval anglický chemik a fyzik G. Davy na zasedání Královské společnosti v Londýně v roce 1807. Podařilo se mu pomocí elektrického proudu rozložit žíravé alkálie KOH a NaOH a izolovat dosud neznámé kovy. s mimořádnými vlastnostmi. Tyto kovy na vzduchu velmi rychle oxidovaly a plavaly na hladině vody a uvolňovaly z ní vodík.
Prevalence v přírodě. Sodík je jedním z nejběžnějších prvků v přírodě. Jeho obsah v zemské kůře je 2,64 % hmotnosti. V hydrosféře je obsažen ve formě rozpustných solí v množství asi 2,9 % (s celkovou koncentrací solí mořskou vodou 3,5-3,7 %). Přítomnost sodíku byla prokázána ve sluneční atmosféře a mezihvězdném prostoru. V přírodě se sodík vyskytuje pouze ve formě solí. Nejvýznamnějšími minerály jsou halit (kamenná sůl) NaCl, mirabilit (Glauberova sůl) Na 2 SO 4 *10H 2 O, thenardit Na 2 SO 4, Chelyan nitrát NaNO 3, přírodní silikáty, například albit Na, nefelin Na
Rusko je mimořádně bohaté na naleziště kamenná sůl(například Solikamsk, Usolye-Sibirskoye atd.), velká ložiska nerostu trona na Sibiři.
Vlastnosti. Sodík je stříbrno-bílý, tavitelný kov, t.t. 97,86 °C, t.v. 883,15 °C. Jedná se o jeden z nejlehčích kovů - je lehčí než voda, hustota 0,99 g/cm 3 při 19,7 °C). Sodík a jeho sloučeniny barví plamen hořáku žlutě. Tato reakce je tak citlivá, že odhalí přítomnost sebemenších stop sodíku všude (například ve vnitřním nebo venkovním prachu).
Sodík je jedním z nejaktivnějších prvků periodické tabulky. Vnější elektronová vrstva atomu sodíku obsahuje jeden elektron (konfigurace 3s 1, sodík je prvek s). Sodík se snadno vzdává svého jediného valenčního elektronu, a proto ve svých sloučeninách vždy vykazuje oxidační stav +1.
Na vzduchu se sodík aktivně oxiduje a tvoří oxid Na 2 O nebo peroxid Na 2 O 2 v závislosti na podmínkách. Proto je sodík uložen pod vrstvou petroleje nebo minerálního oleje. Intenzivně reaguje s vodou a vytlačuje vodík:
2Na + H20 = 2NaOH + H2
K této reakci dochází i u ledu při teplotě -80 °C a u teplé vody nebo na kontaktní ploše k výbuchu (ne nadarmo se říká: „Pokud se nechceš stát podivínem, neházejte sodík do vody“).
Sodík reaguje přímo se všemi nekovy: při 200 °C začíná absorbovat vodík a vytváří velmi hygroskopický hydrid NaH; s dusíkem v elektrickém výboji vzniká nitrid Na3N nebo azid NaN3; v atmosféře fluoru se vznítí; při hoření chlórem při teplotě; reaguje s bromem pouze při zahřátí:
2Na + H2 = 2NaH
6Na + N2 = 2Na3N nebo 2Na + 3Na2 = 2NaN3
2Na+ С1 2 = 2NaСl
Při 800-900 °C se sodík slučuje s uhlíkem a tvoří karbid Na 2 C 2; při trituraci se sírou poskytuje sulfid Na2S a směs polysulfidů (Na2S3 a Na2S4)
Sodík se snadno rozpouští v kapalném čpavku, výsledném roztoku modré barvy má kovovou vodivost, s plynným amoniakem při 300-400 °C nebo v přítomnosti katalyzátoru při ochlazení na -30 °C poskytuje amid NaNH2.
Sodík tvoří sloučeniny s jinými kovy (intermetalické sloučeniny), jako je stříbro, zlato, kadmium, olovo, draslík a některé další. Se rtutí produkuje amalgámy NaHg 2, NaHg 4 atd. Nejvyšší hodnota mají kapalné amalgámy, které vznikají postupným zaváděním sodíku do rtuti umístěné pod vrstvou petroleje nebo minerálního oleje.
Sodík tvoří soli se zředěnými kyselinami.
Příjem a přihláška. Hlavní metodou výroby sodíku je elektrolýza taveniny stolní sůl. V tomto případě se chlór uvolňuje na anodě a sodík se uvolňuje na katodě. Pro snížení bodu tání elektrolytu se do kuchyňské soli přidávají další soli: KCl, NaF, CaCl 2. Elektrolýza se provádí v elektrolyzérech s membránou; anody jsou vyrobeny z grafitu, katody jsou vyrobeny z mědi nebo železa.
Sodík lze získat elektrolýzou taveniny hydroxidu NaOH a malá množství rozkladem azidu NaN3.
Kovový sodík se používá k obnově čistých kovů z jejich sloučenin - draslíku (z KOH), titanu (z TiCl 4) atd. Slitina sodíku s draslíkem je chladivo pro jaderné reaktory, jelikož alkalické kovy špatně pohlcují neutrony a proto nebrání štěpení jader uranu. Sodíkové páry, které mají jasně žlutou záři, se používají k plnění plynových výbojek používaných k osvětlení dálnic, přístavů, vlakových nádraží atd. Sodík se používá v lékařství: uměle získaný nuklid 24 Na se používá k radiologické léčbě některých forem leukémie a pro diagnostické účely.
Použití sloučenin sodíku je mnohem rozsáhlejší.
Peroxid Na 2 O 2 - bezbarvé krystaly, technický výrobek žlutá barva. Při zahřátí na 311-400 °C začne uvolňovat kyslík a při 540 °C se rychle rozkládá. Silné oxidační činidlo, díky kterému se používá k bělení tkanin a jiných materiálů. Na vzduchu absorbuje CO 2, uvolňuje kyslík a tvoří uhličitan 2Na 2 O 2 +2CO 2 = 2Na 2 Co 3 +O 2). Na této vlastnosti je založeno použití Na 2 O 2 pro regeneraci vzduchu v uzavřených prostorách a izolačních dýchacích přístrojích (ponorky, izolační plynové masky atd.).
hydroxid NaOH; zastaralý název je kaustická soda, odborný název je kaustická soda (z lat. kaustic - žíravina, hoření); jeden z nejpevnějších základů. Technický produkt kromě NaOH obsahuje nečistoty (do 3 % Na 2 CO3 a do 1,5 % NaCl). Velké množství NaOH se používá pro přípravu elektrolytů pro alkalické baterie, výrobu papíru, mýdla, barev, celulózy a používá se k čištění ropy a olejů.
Ze sodných solí se používá chroman Na 2 CrO 4 - při výrobě barviv, jako mořidlo pro barvení látek a jako tříslovina v kožedělném průmyslu; Na 2 SO 3 siřičitan je součástí ustalovačů a vývojek ve fotografii; hydrosulfit NaHSO 3 - bělí tkaniny, přírodní vlákna, používá se ke konzervování ovoce, zeleniny a rostlinných krmiv; Na 2 S 2 O 3 thiosíran - k odstranění chlóru při bělení tkanin, jako fixátor ve fotografii, protijed při otravách sloučeninami rtuti, arsenu apod., protizánětlivý prostředek; chlorečnan NaClO 3 - oxidační činidlo v různých pyrotechnických složeních; Trifosfát Na 5 P 3 O 10 je přísada do syntetických detergentů pro změkčování vody.
Sodík, NaOH a jeho roztoky způsobují těžké poleptání kůže a sliznic.
Vzhledem a vlastnostmi je draslík podobný sodíku, ale je reaktivnější. Prudce reaguje s vodou a způsobuje vznícení vodíku. Na vzduchu hoří za vzniku oranžového superoxidu CO2. Při pokojové teplotě reaguje s halogeny a při mírném zahřívání - s vodíkem a sírou. Ve vlhkém vzduchu se rychle pokryje vrstvou KOH. Draslík skladujte pod vrstvou benzínu nebo petroleje.
Největší praktické využití mají sloučeniny draslíku - hydroxid KOH, dusičnan KNO 3 a uhličitan K 2 CO 3 .
Hydroxid draselný KOH (odborný název - žíravý draslík) - bílé krystaly, které se šíří ve vlhkém vzduchu a pohlcují oxid uhličitý (vznikají K 2 CO 3 a KHCO 3). Velmi dobře rozpustný ve vodě s vysokým exo-efektem. Vodný roztok je vysoce alkalický.
Hydroxid draselný se vyrábí elektrolýzou roztoku KCl (podobně jako při výrobě NaOH). Výchozí chlorid draselný KCl se získává z přírodních surovin (minerály sylvit KCl a karnallit KMgCl 3 6H 2 0). KOH se používá pro syntézu různých draselných solí, tekutého mýdla, barviv, jako elektrolyt v bateriích.
Dusičnan draselný KNO 3 (minerální dusičnan draselný) - bílé krystaly, velmi hořké chuti, nízký bod tání (t pl = 339 °C). Vysoce rozpustný ve vodě (bez hydrolýzy). Při zahřátí nad bod tání se rozkládá na dusitan draselný KNO 2 a kyslík O 2 a vykazuje silné oxidační vlastnosti. Síra a dřevěné uhlí se při kontaktu s roztaveným KNO 3 vznítí a směs C + S exploduje (spalování „černého prášku“):
2KNO 3 + ЗС (uhlí) + S=N 2 + 3CO 2 + K 2 S
Dusičnan draselný se používá při výrobě skla a minerálních hnojiv.
Uhličitan draselný K 2 CO 3 (odborný název - potaš) je bílý hygroskopický prášek. Je velmi dobře rozpustný ve vodě, silně hydrolyzuje na aniontu a vytváří v roztoku alkalické prostředí. Používá se při výrobě skla a mýdla.
Výroba K 2 CO 3 je založena na reakcích:
K2S04 + Ca(OH)2 + 2CO = 2K(HCOO) + CaS04
2К(НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2
Síran draselný z přírodních surovin (minerály kainit KMg(SO 4)Cl ZN 2 0 a schoenit K 2 Mg(SO 4) 2 * 6H 2 0) se zahřívá s hašeným vápnem Ca(OH) 2 v atmosféře CO (pod tlak 15 atm) se získá mravenčan draselný K(HCOO), který se kalcinuje v proudu vzduchu.
Draslík je životně důležitý prvek pro rostliny a zvířata. Draselná hnojiva jsou draselné soli, přírodní i jejich zpracované produkty (KCl, K 2 SO 4, KNO 3); vysoký obsah draselných solí v rostlinném popelu.
Draslík je devátým nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře. Obsaženo pouze ve vázané formě v minerálech, mořské vodě (až 0,38 g K + iontů v 1 l), rostlinách a živých organismech (uvnitř buněk). Lidské tělo obsahuje = 175 g draslíku, denní potřeba dosahuje ~4 g. Radioaktivní izotop 40 K (příměs k převládajícímu stabilnímu izotopu 39 K) se rozkládá velmi pomalu (poločas rozpadu 1 10 9 let), spolu s izotopy 238 U a 232 Th významně přispívá ke geotermální zásobě naše planeta (vnitřní teplo zemského nitra) .
Z (lat. Cuprum), Cu, chemický prvek 16. podskupiny periodického systému; atomové číslo 29, atomová hmotnost 63,546 patří mezi přechodné kovy. Přírodní měď je směs nuklidů s hmotnostními čísly 63 (69,1 %) a 65 (30,9 %).
Prevalence v přírodě. Průměrný obsah mědi v zemské kůře je 4,7-10~ 3 % hmotnosti.
V zemské kůře se měď nachází jak ve formě nugetů, tak ve formě různých minerálů. Měděné nugety, někdy značné velikosti, jsou pokryty zeleným nebo modrým povlakem a jsou neobvykle těžké ve srovnání s kamenem; největší nuget o váze asi 420 tun byl nalezen v USA v oblasti Velkých jezer ( obrázek ). Naprostá většina mědi je v horninách přítomna ve formě sloučenin. Je známo více než 250 minerálů obsahujících měď. Průmyslově významné jsou: chalkopyrit (pyrit měďnatý) CuFeS 2, covellit (indigo mědi) Cu 2 S, chalkocit (lesk mědi) Cu 2 S, kuprit Cu 2 O, malachit CuCO3*Cu(OH) 2 a azurit 2CuCO3*Cu( OH) 2. Téměř všechny minerály mědi jsou jasně a krásně zbarvené, například chalkopyrit má zlatý lesk, měděný lesk má ocelově modrou barvu, azurit má tmavě modrou se skelným leskem a kousky covelitu mají všechny barvy duhy. Mnohé z minerálů mědi jsou okrasné a drahokamy-drahokamy; Malachit a tyrkys CuA1 6 (PO 4) 4 (OH) 8 *5H 2 O jsou velmi ceněné Největší ložiska měděných rud se nacházejí v Severní a Jižní Americe (hlavně v USA, Kanadě, Chile, Peru, Mexiku). , Afrika (Zambie, Jižní Afrika), Asie (Írán, Filipíny, Japonsko). V Rusku jsou ložiska měděné rudy na Uralu a Altaji.
Měděné rudy jsou většinou polymetalické: kromě mědi obsahují Fe, Zn, Pb, Sn, Ni, Mo, Au, Ag, Se, platinové kovy atd.
Historický odkaz. Měď je známá odnepaměti a je jedním ze „sedm nádherných“ nejstarších kovů používaných lidstvem – zlato, stříbro, měď, železo, cín, olovo a rtuť. Podle archeologických údajů byla měď známa lidem již před 6000 lety. Ukázalo se, že je to první kov, který u starověkého člověka nahradil kámen v primitivních nástrojích. To byl začátek tzv. doba měděná, která trvala asi dva tisíce let. Sekery, nože, palcáty a předměty pro domácnost byly vykovány z mědi a poté taveny. Podle legendy starověký kovářský bůh Héfaistos ukoval neporazitelnému Achilleovi štít z čisté mědi. Kameny pro 147metrovou Cheopsovu pyramidu byly také těženy a tesány měděnými nástroji.
Staří Římané vyváželi měděnou rudu z ostrova Kypr, odtud latinský název mědi – „cuprum“. ruské jméno„měď“ zřejmě souvisí se slovem „smida“, které ve starověku znamenalo „kov“.
V rudách těžených na Sinajském poloostrově rudy někdy obsahovaly i příměs cínu, což vedlo k objevu slitiny mědi a cínu – bronzu. Bronz se ukázal být tavitelnější a tvrdší než samotná měď. Nálezem bronzu začala dlouhá doba bronzová (4.-1. tisíciletí př. n. l.).
Vlastnosti. Měď je červený kov. T.pl. 1083 "C, bod varu 2567 °C, hustota 8,92 g/cm. Jedná se o tažný, kujný kov; listy jsou 5x tenčí, než z něj lze srolovat hedvábný papír. Měď dobře odráží světlo, dobře vede teplo a elektřinu, sekunda pouze na stříbro
Konfigurace vnějších elektronových vrstev atomu mědi je 3d 10 4s 1 (d-prvek). Ačkoli jsou měď a alkalické kovy ve stejné skupině I, jejich chování a vlastnosti jsou velmi odlišné. Měď je podobná alkalickým kovům pouze ve schopnosti tvořit jednomocné kationty. Při tvorbě sloučenin může atom mědi ztratit nejen svůj vnější s-elektron, ale jeden nebo dva d-elektrony z předchozí vrstvy, které vykazují vyšší oxidační stav. Pro měď je oxidační stav +2 typičtější než +1.
Kovová měď je neaktivní, v suchém a čistý vzduch stabilní. Ve vlhkém vzduchu obsahujícím CO 2 se na jeho povrchu tvoří nazelenalý film Cu(OH) 2* CuCO3, zvaný patina. Patina dodává výrobkům z mědi a jejích slitin krásný „starožitný“ vzhled; souvislý povlak patiny navíc chrání kov před dalším zničením. Při zahřívání mědi v čistém a suchém kyslíku dochází k tvorbě černého oxidu CuO; zahřátí nad 375°C vede k červenému oxidu Cu 2 O. Když normální teplota Oxidy mědi jsou na vzduchu stabilní.
V řadě napětí je měď napravo od vodíku, a proto nevytěsňuje vodík z vody a nevylučuje se v kyselinách bez kyslíku. Měď se může rozpouštět v kyselinách pouze tehdy, když je současně oxidována, například v kyselině dusičné nebo koncentrované kyselině sírové:
3Сu + 8НNO 3 = 3Сu(NO 3) 2 + 2NO + 4Н 2 O
Cu + 2H2S04 = CuS04 + SO2 + 2H20
Fluor, chlor a brom reagují s mědí za vzniku odpovídajících dihalogenidů, například:
Cu + Cl2 = CuCl2
Když zahřátý měděný prášek reaguje s jódem, získá se jodid měďný nebo monojodid měďný:
2Сu +I 2 = 2СuI
Měď hoří v sirných parách a vytváří monosulfid CuS. Za normálních podmínek neinteraguje s vodíkem. Pokud však vzorky mědi obsahují mikronečistoty oxidu Cu2O, pak v atmosféře obsahující vodík, metan nebo oxid uhelnatý se oxid mědi redukuje na kov:
Сu 2 O+ Н 2 = 2 Сu + Н 2 O
Cu20+ CO = 2Cu + CO2
Uvolňovaná vodní pára a CO 2 způsobují vznik trhlin, které prudce zhoršují mechanické vlastnosti kovu („nemoc vodíku“). Monivalentní soli mědi - chlorid CuCl, siřičitan Cu 2 SO3, sulfid Cu 2 S a další - jsou zpravidla špatně rozpustné ve vodě. Pro dvojmocnou měď existují soli téměř všech známých kyselin; nejvýznamnější z nich jsou síran CuSO 4, chlorid CuCl 2, dusičnan Cu(NO3) Všechny jsou vysoce rozpustné ve vodě a po oddělení z ní tvoří krystalické hydráty, např. CuCl 2 *2H 2 O, Cu(. NO3) 2 *6H 2 O, Cu80 4 -5H 2 0. Barva solí je od zelené po modrou, protože iont Cu ve vodě je hydratovaný a je ve formě modrého vodního iontu [Cu(H 2 O ) 6 ] 2+, která určuje barvu roztoků solí dvojmocné mědi.
Jeden z esenciální soli síran měďnatý se získává rozpuštěním kovu v zahřáté zředěné kyselině sírové za foukání vzduchu:
2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O
Bezvodý síran je bezbarvý; přidáním vody se změní na síran měďnatý CuSO 4 -5H 2 O - azurově modré průhledné krystaly. Díky vlastnosti síranu měďnatého měnit barvu při navlhčení se používá k detekci stop vody v alkoholech, etherech, benzínech atd.
Při interakci soli dvojmocné mědi s alkálií se vytvoří objemná modrá sraženina - hydroxid Cu(OH) 2 . Je amfoterní: rozpouští se v koncentrované alkálii za vzniku soli, ve které je měď přítomna jako anion, například:
Cu(OH)2 + 2KOH = K2 [Cu(OH)4]
Měď se na rozdíl od alkalických kovů vyznačuje tendencí tvořit komplexy - ionty Cu a Cu 2+ ve vodě mohou tvořit komplexní ionty s anionty (Cl -, CN -), neutrálními molekulami (NH 3) a některými organickými sloučeninami. Tyto komplexy jsou obvykle jasně zbarvené a vysoce rozpustné ve vodě.
Příjem a přihláška. Zpátky v 19. století. měď byla tavena z rud obsahujících alespoň 15 % kovu. V současnosti jsou bohaté měděné rudy prakticky vyčerpány, takže měděná ch. arr. získává se ze sulfidových rud obsahujících pouze 1-7 % mědi. Tavení kovů je dlouhý a vícestupňový proces.
Po flotační úpravě původní rudy je koncentrát obsahující sulfidy železa a mědi umístěn do reverberačních měděných tavicích pecí vyhřátých na 1200 °C. Koncentrát se roztaví, vznikne tzv. kamínek obsahující roztavenou měď, železo a síru, stejně jako pevné silikátové strusky, které plavou na povrch. Tavený kamínek ve formě CuS obsahuje asi 30 % mědi, zbytek tvoří sulfid železa a síra. Další fází je přeměna matu na tzv. bublinková měď, která se provádí v horizontálních konvertorových pecích propláchnutých kyslíkem. FeS se nejprve oxiduje; K navázání vzniklého oxidu železa se do konvertoru přidává křemen – ten tvoří snadno separovatelnou silikátovou strusku. Poté se CuS oxiduje, mění se na kovovou měď a uvolňuje se SO 2:
CuS + O2 = Cu + SO2
Po odstranění S02 vzduchem se bublinková měď zbývající v konvertoru, obsahující 97-99 % mědi, nalije do forem a poté se podrobí elektrolytickému čištění. K tomu se v elektrolýzních lázních obsahujících roztok síranu měďnatého s přídavkem H 2 SO 4 suspendují měděné ingoty ve tvaru tlustých desek. Ve stejných lázních jsou také zavěšeny tenké plechy čisté mědi. Slouží jako katody a měděné odlitky slouží jako anody. Při průchodu proudu se měď rozpouští na anodě a k jejímu uvolňování dochází na katodě:
Cu - 2е = Cu 2+
Сu 2+ + 2е = Сu
Nečistoty, včetně stříbra, zlata, platiny, padají na dno vany ve formě bahnité hmoty (kalu). Získávání drahých kovů z kalů obvykle celý tento energeticky náročný proces zaplatí. Po takové rafinaci výsledný kov obsahuje 98-99 % mědi.
Měď se ve stavebnictví používala odedávna: staří Egypťané stavěli měděné vodovodní potrubí; měděným plechem byly pokryty střechy středověkých hradů a kostelů, například slavný královský hrad v Elsinore (Dánsko) byl pokryt měděnou krytinou. Mince a šperky byly vyrobeny z mědi. Pro svůj nízký elektrický odpor je měď hlavním kovem v elektrotechnice: více než polovina veškeré vyrobené mědi se používá při výrobě elektrických vodičů pro vysokonapěťové přenosy a slaboproudých kabelů. I nepatrné nečistoty v mědi vedou ke zvýšení jejího elektrického odporu a velkým ztrátám elektřiny.
Vysoká tepelná vodivost a odolnost proti korozi umožňuje vyrábět měděné díly pro výměníky tepla, chladničky, vakuová zařízení, potrubí pro čerpání olejů a paliv atd. Měď se také široce používá v galvanizaci při nanášení ochranných povlaků na ocelové výrobky. Takže například při niklování nebo chromování ocelových předmětů je na ně předem nanesena měď; v tomto případě ochranný nátěr vydrží déle a je účinnější. Měď se také používá při galvanickém pokovování (tj. při replikaci výrobků získáním zrcadlového obrazu), například při výrobě kovových matric pro tisk bankovek a reprodukci sochařských výrobků.
Značné množství mědi se spotřebuje na výrobu slitin, které tvoří s mnoha kovy. Hlavní slitiny mědi se obecně dělí do tří skupin: bronzy (slitiny s cínem a jinými kovy kromě zinku a niklu), mosaz (slitiny se zinkem) a slitiny mědi a niklu. V encyklopedii jsou samostatné články o bronzech a mosazích. Nejznámější slitiny mědi a niklu jsou kupronickel, niklové stříbro, konstantan, manganin; všechny obsahují až 30-40 % niklu a různé legovací přísady. Tyto slitiny se používají při stavbě lodí, pro výrobu dílů pracujících při zvýšených teplotách, v elektrických zařízeních a také pro domácí kovové výrobky místo stříbra (příbory).
Sloučeniny mědi se nacházely a nacházejí v různých aplikacích. Oxid měďnatý a síran měďnatý se používají k výrobě určitých typů umělých vláken a k výrobě jiných sloučenin mědi; CuO a Cu 2 O se používají k výrobě skla a smaltů; Сu(NO3) 2 - kaliko tisk; CuCl 2 je složka minerálních barev, katalyzátor. Minerální barvy obsahující měď jsou známy již od starověku; Rozbor starověkých fresek Pompejí a nástěnných maleb v Rusi tedy ukázal, že složení barev zahrnovalo hlavní octan měďnatý Cu(OH) 2 * (CH3COO) 2 Cu 2, který sloužil jako jasně zelená barva, tzv. měděnka v Rusku.
Měď patří do tzv. bioprvky nezbytné pro normální vývoj rostlin a živočichů. Při nedostatku nebo nedostatku mědi v rostlinných pletivech klesá obsah chlorofylu, listy žloutnou, rostliny přestávají plodit a mohou odumřít. Proto je v hnojivech na měď obsaženo mnoho solí mědi, například síran měďnatý, hnojiva měď-draselná (síran měďnatý smíchaný s KSD). Soli mědi se také používají k boji proti chorobám rostlin. Již více než sto let se k tomuto účelu používá směs Bordeaux obsahující zásaditý síran měďnatý [Cu(OH) 2 ]3CuSO 4; zjistěte to podle reakce:
4CuSO 4 + 3Ca(OH) 2 = CuSO 4 * 3Cu(OH) 2 + 3CaSO 4
Želatinový sediment této soli dobře pokrývá listy a zůstává na nich dlouhou dobu a chrání rostlinu. Cu 2 O, chlorid měďnatý 3Cu(OH) 2 *CuCl 2, stejně jako fosforečnan měďnatý, boritan a arzeničnan měďnatý mají podobnou vlastnost.
V lidském těle je měď součástí některých enzymů a podílí se na procesech krvetvorby a enzymatické oxidace; Průměrný obsah mědi v lidské krvi je asi 0,001 mg/l. V organismech nižších živočichů je mědi mnohem více, například hemocyanin - krevní barvivo měkkýšů a korýšů - obsahuje až 0,26 % mědi. Průměrný obsah mědi v živých organismech je 2-10 - 4% hmotnosti.
Pro člověka jsou sloučeniny mědi většinou toxické. Navzdory skutečnosti, že měď je obsažena v některých léčivech, pokud se dostane do žaludku s vodou nebo jídlem ve velkém množství, může způsobit těžkou otravu. U lidí, kteří dlouhou dobu pracují při tavení mědi a jejích slitin, se často rozvine „měděná horečka“ - teplota stoupá, v žaludku se objevuje bolest a vitální aktivita plic se snižuje. Pokud se do žaludku dostanou soli mědi, musíte je před příjezdem lékaře naléhavě opláchnout a vzít diuretikum.
Závěr.
Kovy slouží jako hlavní konstrukční materiály ve strojírenství a výrobě nástrojů. Všechny mají společné tzv. kovové vlastnosti, ale každý prvek je vykazuje v souladu se svou pozicí v periodickém systému D.I.
Kovy aktivně interagují s elementárními oxidačními činidly s vysokou elektronegativitou (halogeny, kyslík, síra atd.) a proto je při zvažování obecných vlastností kovových prvků nutné brát v úvahu jejich chemickou aktivitu vůči nekovům, typy jejich sloučenin a forem chemických vazeb, protože to určuje nejen metalurgické procesy při jejich výrobě, ale také výkonnost kovů za provozních podmínek.
Dnes, kdy se ekonomika rozvíjí rychlým tempem, je potřeba montovaných budov, které nevyžadují významné kapitálové investice. To je potřeba především pro výstavbu obchodních pavilonů, zábavních center a skladů. S použitím kovových konstrukcí lze nyní takové budovy nejen snadno a rychle postavit, ale také se stejnou lehkostí demontovat po skončení doby pronájmu nebo za účelem přestěhování na jiné místo. Kromě toho není obtížné instalovat komunikace, vytápění a světlo do tak snadno postavených budov. Stavby z kovových konstrukcí snesou drsné přírodní podmínky nejen z hlediska teplotních podmínek, ale, což je neméně důležité, také z hlediska seismologické aktivity, kde není snadné ani bezpečné stavět zděné stavby.
Sortiment kovových konstrukcí, které dnes průmysl nabízí, je snadno přepravitelný a lze jej zvedat jakýmkoli jeřábem. Připojení a instalaci takových konstrukcí lze provést buď pomocí šroubů nebo svařování. Vznik lehkých kovových konstrukcí, které jsou vyráběny a dodávány integrovaně, hraje ve výstavbě veřejných budov ve srovnání s výstavbou budov ze železobetonu velkou pozitivní roli a výrazně zkracuje dobu potřebnou k dokončení díla. .
Bibliografie.
1. Khomchenko G.P. Příručka o chemii pro uchazeče o studium na vysokých školách. - 3. vydání - M.: Novaya Volna Publishing House LLC, ONIKS Publishing House CJSC, 1999. - 464 s.
2. A.S. Chemie. Průvodce pro uchazeče o studium na vysokých školách - 2. vydání - Rostov N/D: Phoenix Publishing House, 1999. - 768 s.
3. Frolov V.V. Chemie: Učebnice pro speciální vysoké školy strojního inženýrství. – 3. vyd., přepracováno. a doplňkové – M.: Vyšší škola, 1986.-543 s.
Podpoří svým souhlasem nesprávnou nebo ne zcela přesnou odpověď studenta. 1.2 Zdokonalování školních chemických experimentů v problémovém učení 1.2.1 Zásady pro rozvoj metodického systému a obsahu experimentů z chemie v problémovém výukovém systému Charakteristický rys vývojové učení je rozšířené používání problémového přístupu, který zahrnuje vytváření...
objektivně existující vztah mezi chemickými prvky. Proto jej Mendělejev nazval „přirozeným“ systémem prvků. Periodický zákon nemá v dějinách vědy obdoby. Místo nesourodých, nesouvisejících látek čelila věda jedinému, harmonickému systému, který spojoval všechny chemické prvky do jednoho celku. Mendělejev poukázal na cestu cíleného hledání v chemii...
Prvky, které tvoří jednoduché látky - kovy, zaujímají levou dolní část periodické tabulky (pro názornost můžeme říci, že jsou umístěny vlevo od úhlopříčky spojující Be a polonium, č. 84), zahrnují také prvky vedlejších (B) podskupin.
Atomy kovů se vyznačují malým počtem elektronů ve vnější úrovni. Sodík má tedy 1 elektron na vnější úrovni, hořčík má 2 a hliník má 3 elektrony. Tyto elektrony jsou relativně slabě vázány na jádro, což způsobuje charakteristiku fyzický vlastnosti kovů:
- elektrická vodivost,
- dobrá tepelná vodivost,
- kujnost, tažnost.
- Kovy mají také charakteristický kovový lesk.
V chemikálie při reakcích působí kovy jako redukční činidla:
- Při interakci s kyslíkem tvoří kovy oxidy, například hořčík hoří za vzniku oxidu hořečnatého:
2Mg + O2 = 2MgO
Nejaktivnější kovy (alkálie) tvoří při spalování na vzduchu peroxidy:
2Na + O 2 = Na 2 O 2 (peroxid sodný)
- Reaktivní kovy, jako je sodík, reagují s vodou za vzniku hydroxidů:
2Na + 2HOH = 2NaOH + H2
nebo oxidy jako hořčík při zahřívání:
Mg + H20 = MgO + H2
- Kovy umístěné v elektrochemické napěťové řadě nalevo od vodíku (H) vytlačují vodík z kyselin (kromě dusičné). Zinek tedy reaguje s kyselina chlorovodíková s tvorbou chloridu zinečnatého a vodíku:
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Kovy, včetně těch napravo od vodíku, s výjimkou zlata a platiny, reagují s kyselinou dusičnou za vzniku různých sloučenin dusíku:
Cu + 4HN03 (konc.) = Cu(N03)2 + 2H20 + 2NO2
Uspořádání koeficientů v těchto rovnicích je jednodušší pomocí metody elektronické rovnováhy. Označujeme oxidační stavy:
Cuo + 4HN +503 (konc.) = Cu +2 (N03)2 + 2H20 + 2N +402
Zapisujeme prvky se změněným oxidačním stavem:
* nejmenší společný násobek Pro přidáno a odečteno elektrony** koeficient pro látku obsahující tento prvek se získá vydělením nejmenšího společného násobku počtem elektronů přidaných nebo odebraných (z tohoto atomu)
2. Zkušenosti. Příjem a sběr kyslíku. Důkaz přítomnosti kyslíku v nádobě
Ve školní laboratoři se kyslík nejčastěji získává rozkladem peroxidu vodíku za přítomnosti oxidu manganatého:
2H202 = 2H20 + 02
nebo rozkladem manganistanu draselného při zahřívání:
2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + O2
Pro sběr plynu je nádoba uzavřena zátkou s trubicí pro výstup plynu.
Aby se prokázala přítomnost kyslíku v nádobě, je do ní zavedena doutnající tříska - jasně vzplane.
Úvod
Kovy jsou jednoduché látky, které mají za normálních podmínek charakteristické vlastnosti: vysokou elektrickou a tepelnou vodivost, schopnost dobře odrážet světlo (což způsobuje jejich lesk a neprůhlednost) a schopnost zaujmout požadovaný tvar vlivem vnějších sil ( plasticita). Existuje ještě další definice kovů – jedná se o chemické prvky vyznačující se schopností darovat vnější (valenční) elektrony.
Ze všech známých chemických prvků je asi 90 kovů. Většina anorganických sloučenin jsou sloučeniny kovů.
Existuje několik typů klasifikace kovů. Nejpřehlednější je klasifikace kovů v souladu s jejich postavením v periodické tabulce chemických prvků – chemická klasifikace.
Pokud v „dlouhé“ verzi periodické tabulky nakreslíme přímku přes prvky bór a astat, budou kovy umístěny nalevo od této čáry a nekovy napravo od ní.
Z hlediska atomové struktury se kovy dělí na intranziční a přechodové. Nepřechodné kovy se nacházejí v hlavních podskupinách periodické tabulky a vyznačují se tím, že v jejich atomech jsou postupně zaplňovány elektronové hladiny s a p. Nepřechodné kovy zahrnují 22 prvků hlavních podskupin a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.
Přechodné kovy se nacházejí ve vedlejších podskupinách a jsou charakterizovány plněním d - nebo f - elektronických úrovní. Mezi d-prvky patří 37 kovů sekundárních podskupin 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.
Mezi f-prvky patří 14 lanthanoidů (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) a 14 aktinidů (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Ne, Lr).
Z přechodných kovů se dále rozlišují kovy vzácných zemin (Sc, Y, La a lanthanoidy), platinové kovy (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), transuranové kovy (Nr a prvky s vyšší atomovou hmotností).
Kromě chemického existuje také, i když ne obecně uznávaná, dlouhodobě zavedená technická klasifikace kovů. Není tak logická jako ta chemická – vychází z té či oné prakticky důležité vlastnosti kovu. Železo a slitiny na jeho bázi jsou klasifikovány jako železné kovy, všechny ostatní kovy jsou klasifikovány jako neželezné. Existují lehké (Li, Be, Mg, Ti atd.) a těžké kovy (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb atd.), jakož i žárovzdorné skupiny ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), drahé (Ag, Au, platinové kovy) a radioaktivní (U, Th, Np, Pu atd.) kovy. V geochemii se dále rozlišují stopové (Ga, Ge, Hf, Re aj.) a vzácné (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re aj.) kovy. Jak vidíte, mezi skupinami nejsou jasné hranice.
Historický odkaz
Navzdory skutečnosti, že život lidské společnosti bez kovů je nemožný, nikdo přesně neví, kdy a jak je lidé poprvé začali používat. Nejstarší spisy, které se k nám dostaly, vyprávějí o primitivních dílnách, ve kterých se k výrobě výrobků z nich používala tavenina nebo kov. To znamená, že člověk ovládal kovy před psaním. Při vykopávkách starověkých sídel archeologové nacházejí pracovní a lovecké nástroje, které lidé používali v těch vzdálených dobách - nože, sekery, hroty šípů, jehly, háky na ryby a mnoho dalšího. Čím starší byla sídla, tím byly výrobky lidských rukou hrubší a primitivnější. Nejstarší kovové výrobky byly nalezeny při vykopávkách osad, které existovaly asi před 8 tisíci lety. Jednalo se především o šperky ze zlata a stříbra a hroty šípů a kopí z mědi.
Řecké slovo „metallon“ původně znamenalo počátek dolů, odtud pochází výraz „kov“. Ve starověku se věřilo, že existuje pouze 7 kovů: zlato, stříbro, měď, cín, olovo, železo a rtuť. Toto číslo korelovalo s počtem tehdy známých planet - Slunce (zlato), Měsíc (stříbro), Venuše (měď), Jupiter (cín), Saturn (olovo), Mars (železo), Merkur (rtuť) ( viz obrázek). Podle alchymistických představ kovy vznikaly v útrobách země vlivem paprsků planet a postupně se zdokonalovaly, až se změnily ve zlato.
Člověk nejprve ovládl nativní kovy – zlato, stříbro, rtuť. Prvním uměle vyrobeným kovem byla měď, poté bylo možné zvládnout výrobu slitiny mědi se solí – bronz a teprve později – železo. V roce 1556 vyšla v Německu kniha německého metalurga G. Agricoly „O hornictví a metalurgii“ – první podrobný průvodce získáváním kovů, který se k nám dostal. Pravda, v té době byly olovo, cín a vizmut stále považovány za odrůdy stejného kovu. V roce 1789 francouzský chemik A. Lavoisier ve své příručce o chemii uvedl seznam jednoduchých látek, který zahrnoval všechny tehdy známé kovy - antimon, stříbro, vizmut, kobalt, cín, železo, mangan, nikl, zlato, sádra -cín, olovo, wolfram a zinek. S rozvojem chemických výzkumných metod se počet známých kovů začal rychle zvyšovat. V 18. stol V 19. století bylo objeveno 14 kovů. - 38, ve 20. století. - 25 kovů. V první polovině 19. stol. Byly objeveny satelity platiny a alkalické kovy a kovy alkalických zemin byly získány elektrolýzou. V polovině století bylo spektrální analýzou objeveno cesium, rubidium, thalium a indium. Existence kovů předpovězená D.I. Mendělejevem na základě jeho periodického zákona (jedná se o gallium, skandium a germanium) byla brilantně potvrzena. Objev radioaktivity na konci 19. století. vedly k hledání radioaktivních kovů. Konečně metodou jaderných přeměn v polovině 20. století. byly získány radioaktivní kovy, které se v přírodě nevyskytují, zejména transuranové prvky.
Fyzikální a chemické vlastnosti kovů.
Všechny kovy jsou pevné látky (kromě rtuti, která je za normálních podmínek kapalná, liší se od nekovů zvláštním typem vazby (kovová vazba); Valenční elektrony jsou slabě vázány na konkrétní atom a uvnitř každého kovu je tzv. elektronový plyn. Většina kovů má krystalickou strukturu a kov lze považovat za „tuhou“ krystalovou mřížku kladných iontů (kationtů). Tyto elektrony se mohou více či méně pohybovat kolem kovu. Kompenzují odpudivé síly mezi kationty a tím je vážou do kompaktního tělesa.
Všechny kovy mají vysokou elektrickou vodivost (to znamená, že jsou vodiči, na rozdíl od nedielektrických kovů), zejména měď, stříbro, zlato, rtuť a hliník; Tepelná vodivost kovů je také vysoká. Charakteristickou vlastností mnoha kovů je jejich tažnost (kujnost), díky čemuž se dají válcovat do tenkých plechů (fólie) a táhnout na drát (cín, hliník atd.), existují však i kovy dosti křehké ( zinek, antimon, vizmut).
V průmyslu často nepoužívají čisté kovy, ale jejich směsi zvané slitiny. Ve slitině se vlastnosti jedné složky obvykle úspěšně doplňují s vlastnostmi druhé. Měď má tedy nízkou tvrdost a je nevhodná pro výrobu strojních součástí, zatímco slitiny mědi a zinku, zvané mosaz, jsou již dost tvrdé a ve strojírenství se hojně používají. Hliník má dobrou tažnost a dostatečnou lehkost (nízká hustota), ale je příliš měkký. Na jejím základě se připravuje slitina ayuralum (duralu) obsahující měď, hořčík a mangan. Duralumin, aniž by ztratil vlastnosti svého hliníku, získává vysokou tvrdost a proto se používá v letecké technice. Slitiny železa s uhlíkem (a přísadami jiných kovů) jsou známá litina a ocel.
Kovy se velmi liší v hustotě: u lithia je téměř poloviční než u vody (0,53 g/cm3) au osmia je více než 20krát vyšší (22,61 g/cm3). Kovy se také liší tvrdostí. Nejměkčí jsou alkalické kovy, které lze snadno řezat nožem; Nejtvrdší kov – chrom – řeže sklo. Velký rozdíl je v bodech tání kovů: rtuť je za normálních podmínek kapalina, cesium a galium se taví při teplotě lidského těla a nejžáruvzdornější kov, wolfram, má bod tání 3380 °C. Kovy, jejichž bod tání je vyšší než 1000 °C, jsou klasifikovány jako žáruvzdorné kovy a níže uvedené kovy jsou označovány jako tavitelné kovy. Při vysokých teplotách jsou kovy schopny emitovat elektrony, které se používají v elektronice a termoelektrických generátorech k přímé přeměně tepelné energie na elektrickou energii. Železo, kobalt, nikl a gadolinium jsou po umístění do magnetického pole schopny trvale udržovat stav magnetizace.
Kovy mají také některé chemické vlastnosti. Atomy kovů se poměrně snadno vzdávají valenčních elektronů a stávají se kladně nabitými ionty. Proto jsou kovy redukčními činidly. To je ve skutečnosti jejich hlavní a nejobecnější chemická vlastnost.
Je zřejmé, že kovy jako redukční činidla budou reagovat s různými oxidačními činidly, která mohou zahrnovat jednoduché látky, kyseliny, soli méně aktivních kovů a některé další sloučeniny. Sloučeniny kovů s halogeny se nazývají halogenidy, se sírou - sulfidy, s dusíkem - nitridy, s fosforem - fosfidy, s uhlíkem - karbidy, s křemíkem - silicidy, s borem - boridy, s vodíkem - hydridy atd. Mnohé z těchto sloučenin našli důležité aplikace v nových technologiích. Například boridy kovů se používají v radioelektronice a také v jaderném inženýrství jako materiály pro regulaci a ochranu proti neutronovému záření.
Vlivem koncentrovaných oxidačních kyselin se také na některých kovech vytváří stabilní oxidový film. Tento jev se nazývá pasivace. V koncentrované kyselině sírové se tedy pasivují kovy jako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb (a nereagují s ní) a v koncentrované kyselině dusičné - kovy Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th a U.
Čím více vlevo je kov v této řadě umístěn, tím větší má redukční vlastnosti, to znamená, že se snáze oxiduje a přechází do roztoku jako kation, ale je obtížnější jej redukovat z kationtu do volného stavu. .
Jeden nekov, vodík, je umístěn v napěťové řadě, protože to umožňuje určit, zda tento kov bude reagovat s neoxidujícími kyselinami ve vodném roztoku (přesněji být oxidován vodíkovými kationty H +). Například zinek reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, protože v sérii napětí je vlevo (před) vodík. Naopak stříbro není převedeno do roztoku kyselinou chlorovodíkovou, protože je v napěťové řadě vpravo (za) vodíkem. Podobně se chovají kovy ve zředěné kyselině sírové. Kovy v napěťové řadě po vodíku se nazývají ušlechtilé (Ag, Pt, Au atd.)
Systém D.I. Mendělejev rozdělena na... perioda (kromě první) začíná alkalická kov a končí vzácným plynem. Prvky 2...
Pravidelné Systém Prvky Mendělejev
Abstrakt >> ChemieII. Pravidelné zákon a Pravidelné Systém chemické prvky Objev D.I. Mendělejev Pravidelné Struktura práva Pravidelné systémy a) ... je nekov a vizmut ano kov). V Pravidelné Systém typický kovy nachází se ve skupině IA (Li...
Pravidelné právo D.I. Mendělejev (2)
Biografie >> BiologieSpojení. To určil kovy odpovídají zásaditým oxidům a zásadám, ... a hydroxidům pro některé kovy způsobil zmatek. Klasifikace byla... atomy chemických prvků v Pravidelné Systém DI. Mendělejev měnit monotónně, takže...
Pravidelné Systém a její význam ve vývoji chemie D.I. Mendělejev
Abstrakt >> ChemiePeriody se vztahují na s-prvky (alkálie a alkalické zeminy kovy), tvořící Ia- a IIa-podskupiny (zvýrazněno... vědecký základ pro výuku chemie. Závěr Pravidelné Systém D.I. Mendělejev se stal významným milníkem ve vývoji jaderné...
Po prostudování této kapitoly by měl student:
vědět
- postavení kovů v periodické tabulce;
- biologická role a použití kovů v lékařství;
být schopný
- charakterizovat strukturní znaky atomů kovových prvků;
- popsat povahu kovové vazby a jak se liší od konvenční kovalentní nebo iontové vazby;
- vysvětlit vlastnosti krystalové struktury kovů;
- sestavit reakční rovnice charakterizující chemické vlastnosti kovů;
- popsat nejdůležitější metody získávání kovů, reakce pro detekci katinů kovů;
vlastní
Schopnost interpretovat nejdůležitější vlastnosti kovů v souladu s jejich postavením v periodické tabulce.
Postavení v periodické tabulce prvků D. I. Mendělejeva a obecné vlastnosti kovů
Více než 80 % známých chemických prvků jsou kovy a v souladu se strukturou elektronických obalů mezi ně patří s-prvky 1. a 2. skupiny, všechny prvky d- a /-rodiny, p-prvky 13. skupiny (kromě boru), dále cín a olovo (14. skupina), vizmut (15. skupina) a polonium (17. skupina). Většina kovů má na své vnější energetické úrovni 1-2 elektrony. To vysvětluje jejich slabou elektronegativitu ve srovnání s nekovy.
Kovové prvky patřící do 5. rodiny tvoří 1. a 2. skupinu a ty patřící do J-rodiny tvoří 3.-12. skupinu. U atomů d- prvky v obdobích zleva doprava, jsou vyplněny ^-podúrovně předexterní úrovně.
Kovy, v jejichž atomech jsou naplněny I-podúrovně třetí úrovně od konce, tvoří rodiny lanthanoidů a aktinidů, z nichž každá obsahuje 14 prvků.
Fyzikální vlastnosti. Kovy mají krystalickou strukturu a jsou charakterizovány třemi typy krystalových mřížek: plošně centrovanou kubickou, šestihrannou a tělo centrovanou kubickou (viz obr. 5.7 v odstavci 5.2).
Elektrická vodivost, která je nejdůležitější fyzikální charakteristikou kovového stavu, je prováděna těmito elektrony. Z tohoto důvodu jsou kovy klasifikovány jako vodiče typu I, tzn. k látkám, v jejichž meziatomovém prostoru jsou vždy volné elektrony a díky těm druhým vzniká ve vodiči proud. Vodiče typu II jsou elektrolyty.
Pokud je na kov aplikován určitý potenciálový rozdíl, pak volné elektrony získají směrový pohyb a pohybují se od záporného pólu ke kladnému, tzn. vzniká usměrněný tok pohybujících se elektronů - elektrický proud.
Elektrická vodivost kovů je velmi závislá na teplotě. Se zvyšující se teplotou vibrační pohyby iontů v místech mřížky zesilují a to zase velmi ztěžuje směrový pohyb elektronů. S klesající teplotou se značně snižují tepelné vibrace iontů v uzlech a zvyšuje se elektrická vodivost. Při teplotách blízkých absolutní nule vykazuje většina kovů supravodivost.
Tepelná vodivost kovů souvisí také s pohyblivostí volných elektronů a vibračním pohybem samotných atomů. Tyto vibrace se šíří ve formě systému elastických tepelných vln po celé krystalové mřížce. Volné elektrony se srážejí s vibrujícími atomy a vyměňují si s nimi energii. Proto se při zahřívání kovu tepelná energie okamžitě přenáší z jednoho atomu na druhý díky volným elektronům. V tomto případě dochází k vyrovnání teploty relativně rychle v celé hmotě kovu.
Všechny kovy, s výjimkou rtuti, jsou pevné látky. Rtuť je jediný kov, který je za běžných podmínek kapalný: její bod tání je -39°C. Většina kovů má barvu od tmavě šedé po stříbřitě bílou. V průmyslu dochází k dělení kovů na železné a neželezné. Mezi železné kovy patří železo a všechny jeho slitiny a ostatní kovy jsou neželezné. Někdy se zvláště rozlišují ušlechtilé kovy - zlato a platinové kovy.
Podle hustoty se kovy dělí na lehké a těžké. První zahrnují ty, jejichž hustota je menší než 5 g/cm3; na druhé - ty s hustotou větší než 5 g/cm 3 .
Podle teplot tání se kovy dělí na nízkotavitelné (teplota tání nižší než 1000°C) a žáruvzdorné (teplota tání vyšší než 1500°C). Mezi hlavní mechanické vlastnosti patří: elasticita - schopnost obnovit svůj původní tvar po odstranění deformačních sil; plasticita je stav kovu, ve kterém je schopen zachovat změnu tvaru způsobenou vlivem deformačních sil po ukončení jejich působení.
Chemické vlastnosti. Vlastnosti kovů jsou dány charakteristickou strukturou jejich vnějších elektronových obalů.
Jak již bylo naznačeno, v období s rostoucím jaderným nábojem se poloměry atomů at stejné číslo elektronové obaly se zmenšují. V každém období mají atomy alkalických kovů největší poloměry. Čím menší je poloměr atomu, tím větší je ionizační energie a čím větší je poloměr atomu, tím menší je tato energie. Protože atomy alkalických kovů mají největší atomové poloměry, jsou obecně charakterizovány relativně nízkou ionizační energií a elektronovými afinitami.
Volné kovy vykazují výhradně redukční vlastnosti.
Kovy tvoří oxidy M x O y, například:
S halogeny tvoří kovy halogenidy, což jsou soli odpovídajících halogenovodíkových kyselin:
Kovy jsou schopny přidávat vodík za vzniku hydridů. Reakce obvykle probíhá při teplotě 350-400 °C:
Charakteristické jsou reakce kovů v řadě aktivit kovů až po vodík s kyselinami. Pokud kov interaguje s kyselinou, jejíž aniont není oxidačním činidlem, pak funkce oxidačního činidla plní proton kyseliny:
Některé kovy, které tvoří amfoterní oxidy a hydroxidy, také reagují s alkáliemi:
Kovy reagují s koncentrovanou sírou a kyseliny dusičné(Podrobnosti viz příslušné kapitoly).
Při interakci s vodnými roztoky solí neutrální atom aktivnějšího kovu, oxidující, redukuje kovový iont z molekuly soli:
Reakce probíhají v souladu s polohou kovů v elektrochemické napěťové řadě (viz kapitola 8).
Aktivní kovy reagují s vodou:
Účtenka. Většina kovů v přírodě se nachází ve formě sloučenin a jen několik z nich (ušlechtilých a poloušlechtilých) se nachází v přirozeném stavu.
Přírodní materiály a skály které obsahují sloučeniny kovů se nazývají rudy. Všechny způsoby získávání kovů z rud jsou založeny na redukčních reakcích. Redukce bezvodých sloučenin kovů při vysokých teplotách se nazývá pyrometalurgický proces. Jako redukční činidla se používají buď kovy (metalotermie) nebo uhlík (karbotermie).
Speciálním případem metalotermie je aluminotermie:
Metalotermie se obvykle používá k výrobě žáruvzdorných kovů, jako je titan, molybden, chrom, wolfram atd.:
Karbotermie je založena na tepelné redukci kovu z jeho oxidu uhlíkem (nebo CO):
Redukce kovů z jejich oxidů může být také provedena pomocí vodíku:
Kovy lze redukovat z vodných roztoků solí elektrolýzou. Katodická redukce kovů z roztoků nebo roztavených solí se nazývá elektrometalurgický proces.
Některé způsoby výroby budou podrobněji rozebrány při studiu konkrétních zástupců kovů.
Slitiny. Charakteristickým znakem kovů je jejich schopnost se v roztaveném stavu vzájemně mísit a vytvářet homogenní směsi. Zůstávají homogenní i po ochlazení. Systémy vzniklé při tuhnutí roztavené směsi kovů se nazývají slitiny. V širším slova smyslu lze slitiny považovat za makroskopicky homogenní systémy sestávající ze dvou nebo více kovů (méně často kovů a nekovů). Struktura slitin může být různá. Složky slitin mohou tvořit pevný roztok nebo makrohomogenní mechanickou směs nebo chemickou sloučeninu (intermetalické sloučeniny). Tvorba konkrétního typu slitiny závisí na aktivitě kovů. Systémy ve formě pevných roztoků se tvoří mezi kovy stejné skupiny nebo kovy, jejichž atomové poloměry jsou blízké.
Chemická vazba ve slitinách je kovová, díky čemuž mají elektrickou a tepelnou vodivost, kovový lesk (to je lesk kovů např. lesku zlata, oceli atd.) atd.
Při vzájemné interakci kovů se výsledné sloučeniny liší svými vlastnostmi od vlastností jejich složek. Vzorcové složení intermetalických sloučenin ne vždy vyhovuje klasickým představám o mocenství prvků.
Rtuť se tedy spojuje s mnoha kovy za vzniku pevných nebo kapalných kompozic – slitin nazývaných amalgámy. Alkalické kovy a kovy alkalických zemin tvoří stabilní amalgámy, což jsou pevné látky o složení NaHg 9, KHg 2, Callg atd.
Slitiny mají zpravidla bod tavení nižší, než je bod tavení kovů, které je tvoří. Tvrdost slitin je mnohem vyšší než tvrdost jednotlivých kovů. Odolnost proti korozi mnoha slitin je vyšší než u jednotlivých kovů.