Metalų fizikinės ir cheminės savybės

Metalų fizikinės ir cheminės savybės. Chemijoje metalais vadinami elementai, kurie turi redukcinių savybių, turi tam tikrą agregatinę būseną, kristalinę sandarą, spalvą, blizgesį, magnetinių bei mechaninių savybių, yra laidūs elektrai bei šilumai. Iš žinomų 105 elementų 83 yra metalai. Pagal tankį metalai skirstomi į lengvuosius ( tankis mažesnis kaip 5000 kg/m3; tai – šarminiai, žemės šarminiai metalai, berilis aliuminis, titanas, skandis, itris) ir sunkiuosius ( tankis didesnis kaip 5000 kg/m3; jiems priklauso visi kiti metalai). Lengviausias metalas yra litis (530 kg/m3), sunkiausias – osmis (22 700 kg/m3). Metalai skirstomi į juoduosius (tai – geležis, jos lydiniai ir šių lydinių komponentai, pavyzdžiui, manganas bei chromas) ir spalvotuosius (tai – varis, jo lydiniai ir šių lydinių komponentai, pavyzdžiui, cinkas, alavas). Dar skiriama taurieji ir retieji metalai. Taurieji metalai (platinos šeimos metalai, auksas, sidabras) labai atsparūs oksidacijai. Retieji metalai – tai gamtoje mažai paplitę metalai. Jiems priklauso lantanoidai, volframas, molibdenas, renis ir kt. Metalų fizikinės savybės. Visi metalai. Išskyrus gyvsidabrį, kambario temperatūroje yra kietos kristalinės medžiagos. Metalų laidumas elektrai ir šilumai priklauso nuo metališkosios jungties ypatumo, būtent, nuo metaluose esančių laisvųjų elektronų, jie lengvai pereina iš vieno atomo į kitą. Todėl, veikiant net ir nestipraus elektros lauko, elektronai pradeda kryptingai tekėti prie teigiamojo poliaus. Aukštoje temperatūroje metalų elektrinis laidumas yra nedidelis, nes tuomet elektronams tekėti trukdo kristalinės gardelės mazguose esančių metalo jonų didelė svyravimų amplitudė. Mažinant temperatūrą, metalų laidumas elektrai didėja, nes sumažėja jonų svyravimų amplitudė ir susidaro palankesnės sąlygos elektronams tekėti metale. Kai kurių metalų ir daugelio lydinių, atšaldytų iki žemesnės negu krizinė temperatūra, elektrinė varža staigiai sumažėja iki 0, t.y. visai išnyksta. Ši medžiagų savybė vadinama superlaidumu. Metalai yra pirmos rūšies laidininkai, nes juose elektros srovę perneša elektronai. Metalų laidumas šilumai aiškinamas laisvųjų elektronų dideliu judrumu ir kylant temperatūrai didėjančia jonų svyravimų amplitude. Svyravimo judesį jonai per elektronus perduoda gretimiems jonams. Dėl to temperatūra visoje metalo masėje greitai pasidaro vienoda. Didžiausias laidumas elektrai ir šilumai yra sidabro, vario, aukso, aliuminio; mažiausias – švino ir gyvsidabrio. Elektros srovei ir šilumai laidūs tik kieti ir skysti metalai. Metalų garai yra pavieniai atomai, ir jie nelaidūs elektrai. Metalų šiluminės savybės apibūdinamos jų savitąją ir sublimacijos šiluma. Savitoji šiluma – tai šilumos kiekis, kurį reikia suteikti medžiagai, kad jos masės vieneto temperatūra pakiltų vienu laipsniu. Metalų savitoji šiluma nedidelė – mažesnė kaip 840 J/(K * kg). Metalų sublimacijos šiluma (šilumos kiekis, reikalingas vieno molio metalo masei paversti garais) labai įvairi. Pavyzdžiui, francio sublimacijos šiluma – 72,8 kJ/mol, volfrano – 836,8 kJ/mol. Metalų sublimacijos šiluma priklauso nuo kristalinės gardelės patvarumo. Metalų milteliai sugeria šviesą ir atrodo juodi arba tamsiai pilki. Lygus metalų paviršius atspindi šviesą. Kuo lygesnis metalo paviršius, tuo geriau jis atspindi šviesą ir tuo labiau blizga. Labiausiai blizga sidabras ir paladis. Varis ir auksas trumpąsias šviesos bangas sugeria labiau negu ilgąsias, todėl jie geltoni. Svarbiausios metalų mechaninės savybės yra jų plastiškumas ir kietumas. Plastiškumas – metalų savybė išlaikyti deformuojant (kalant, tempiant, valcuojant) įgytą formą. Tai priklauso nuo kristalinės gardelės sandaros ir metališkosios jungties savitumo. Gardelėje metalų jonai išsidėstę sluoksniais; veikiami išorinės jėgos sluoksniai slysta vieni kitais. Judrūs elektronai greitai pasiskirsto tarp naujoje padėtyje atsidūrusių jonų, todėl elektrinė pusiausvyra atsistato, ir deformuojami metalai nesuyra. Kambario temperatūroje plastiškiausi taurieji metalai, mažiausiai plastiški chromas, stibis, bismutas, manganas. Metalų plastiškumas priklauso ir nuo priemaišų. Kuo grynesnis metalas, tuo jis plastiškesnis. Metalų kietumas taip pat priklauso nuo kristalinės gardelės sandaros. Kuo mažesnės jėgos reikia, kad metalo jonų sluoksniai pasislinktų vienas kito atžvilgiu, tuo minkštesnis metalas. Kiečiausias metalas chromas – 8,5 balo (lyginama su deimanto kietumu, kuris lygus 10 balų), mažesnio kietumo geležis – 4 balai, minkščiausi šarminiai metalai, pavyzdžiui, Cs – 0,2 balo. Kuo metalas kietesnis, tuo aukštesnė jo lydymosi temperatūra. Metalai yra polikristalinės ir izotropinės medžiagos. Tam tikromis sąlygomis, labai atsargiai kristalinant, galima gauti metalo monokristalų – jie yra anizotropiniai. Daugelis metalų sudaro kelias polimorfines modifikacijas. Kiekviena metalo modifikacija pasižymi skirtingomis savybėmis. α raide žymima žemoje temperatūroje patvari metalo modifikacija, β – patvari aukštoje temperatūroje. Metalų magnetinės savybės yra nevienodos. Stipriai įsimagnetinantys (feromagnetiniai) metalai yra geležis, kobaltas ir nikelis. Kiti metalai yra diamagnetiniai arba paramagnetiniai. Jų magnetinės savybės išnyksta, nustojus veikti išorės magnetiniam laukui. Metalų cheminės savybės. Cheminėse reakcijose metalai tik atiduoda elektronus ir oksiduojasi, kitaip tariant, jie yra reduktoriai. Metalų redukcinės savybės skirtingos. Kuo mažesnis metalo jonizacijos potencialas, tuo metalas aktyvesnis ir stipresnis reduktorius. Metalų aktyvumas nustatomas iš jų reakcijų. Panagrinėsime švino išstūmimo iš jo druskų tirpalų cinku reakciją: Zn+ Pb2+ → Zn2+ + Pb Zn → Zn2+ + 2 e- (oksidacija, Zn – reduktorius) Pb2+ + 2 e- → Pb (redukcija, Pb – oksidatorius) Cinkui virstant jonu, sunaudojama šiluma (∆H teigiamas), atitinkanti jo jonizacijos potencialą IZn. Redukuojantis švino jonui, išsiskiria šiluma (∆H neigiamas), atitinkanti švino jonizacijos potencialą IPb. Iš termodinamikos žinoma, kad savaime reakcija vyksta tik tada, kai jos entalpijos pokytis ∆H yra neigiamas. Šiuo atveju IPb > IZn, todėl šios reakcijos ∆H yra neigiamas, ir ji vyksta. Metalo jonai tirpale būna hidratuoti. Kadangi hidratacijos procesas egzoterminis, tai, susidarant cinko jonams, išsiskiria jų hidratacijos šiluma; švino jonai redukuojasi, todėl pirmiau jie dehidratuojasi (jonai netenka vandens), ir šiluma sunaudojama. Taigi, norint tiksliau apskaičiuoti reakcijos šilumą, reikia atsižvelgti ir į jonų hidratacijos bei dehidratacijos šilumą. Rusų mokslininkas M. Beketovas (1865 m.) išnagrinėjo metalų išstūmimo reakcijas ir sudarė “metalų išstumimo eilę”. Joje visi metalai surašyti pagal mažėjantį aktyvumą: Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Ti, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pt, Au. Dabar ši eilė vadinama metalų aktyvumo, arba įtampos eile, nes metalai ta pačia eilės tvarka surašyti standartinių potencialų lentelėje. Kiekvienas šios eilės metalas gali išstumti, arba redukuoti, visus po jo surašytus metalus. Aktyvesni už vandenilį metalai išstumia vandenilį iš praskiestų rūgščių (išskyrus HNO3). Kuo aktyvesnis metalas, tuo lengviau jis išstumia vandenilį. Aktyviausi, t.y. šarminiai, metalai vandenilį išstumia net iš vandens: 2 Na + H2O → 2 NaOH + H2 Kai kurie aktyvūs metalai (pvz., magnis, aliuminis, cinkas), nors ir gali reaguoti su vandeniu, bet vandenilio neišstumia, nes šių metalų paviršiuje susidaro netirpių hidroksidų Mg(OH)2, Al(OH)3, Zn(OH)2 plėvelė, trukdanti toliau metalams tirpti. Beveik visi metalai reaguoja su rūgštimis. Kokie reakcijos produktai čia susidaro, priklauso nuo metalo aktyvumo ir rūgšties savybių bei koncentracijos. Reaguojant metalui su nedeguoninėmis rūgštimis (pvz., HCl, HBr, H2S), oksidatorius būna vandenilio jonas ir skiriasi vandenilis, pavyzdžiui: Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Kai metalai reaguoja su deguoninėmis rūgštimis (pvz., HNO3, H2SO4), oksidatorius gali būti vandenilio jonai arba rūgščių anijonai (NO3-, SO42-). Azoto rūgšties anijonas yra stipresnis oksidatorius negu H+, todėl, tirpinant metalus azoto rūgštyje, vandenilis nesiskiria. Žiūrint kokio aktyvumo metalas ir kokia rūgšties koncentracija, azoto rūgštis gali redukuotis iki šių junginių arba jonų: +4 +3 +2 +1 0 -3 NO2, NO2-, NO, N2O, N2, NH4+ Neaktyvūs metalai (varis, gyvsidabris, sidabras) tirpsta koncentruotoje azoto rūgštyje ir ją redukuoja iki NO2, o praskiestą rūgštį, kurioje tirpsta, redukuoja iki NO. Aktyvūs metalai (cinkas, magnis ir kt.) tirpsta praskiestoje azoto rūgštyje ir ją redukuoja iki N2 arba NH4+, pavyzdžiui: Cu + HNO3 (konc.) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (prask.) → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + H2O 4Zn + 10 HNO3 (prask.) → 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O Tirpinant metalus sieros rūgštyje, oksidatorius būna H+ arba SO42- jonas. Tai priklauso nuo rūgšties koncentracijos. Praskiestoje sieros rūgštyje stipresnis oksidatorius yra H+. Tada, tirpinant metalus, skiriasi vandenilis: Sn + H2SO4 → SnSO4 + H2 Koncentruotoje, ypač karštoje, sieros rūgštyje stipresnis oksidatorius yra SO42- jonas. Žiūrint koks tirpinamo metalo aktyvumas, SO42- gali redukuotis iki šių junginių bei atomų: +4 0 -2 SO2, S, H2S Mažiau aktyvūs metalai (varis, alavas) tirpsta koncentruotoje sieros rūgštyje ir ją redukuoja iki SO2, o aktyvūs metalai (cinkas, magnis ir kt.) – iki S arba H2S: Sn + 4 H2SO4 → Sn(SO4)2 + 2 SO2 + 4 H2O Cu + 2 H2SO4 → CuSO4 + SO2 + 2 H2O 3 Zn + 4 H2SO4 → 3 ZnSO4 + S + 4 H2O 4 Zn + 5 H2SO4 → 4 ZnSO4 + H2S + 4 H2O Cinkas, aliuminis, alavas, švinas pasižymi amfoterinėmis savybėmis. Jie su rūgštimis sudaro paprastąsias druskas, o su šarmais – kompleksinius junginius. Pavyzdžiui, aliuminis, reaguodamas su šarmų tirpalais, sudaro hidroksoaliuminatą: 2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2 Hidroksoaliuminatų sudėtis priklauso nuo šarmo tirpalo kiekio. Kai šarmo yra perteklius, gali susidaryti, pavyzdžiui, šie hidroksoaliuminatai: Na[Al(OH)5], Na[Al(OH)6]. Daugelis metalų tiesiogiai jungiasi su deguonimi, sudarydami oksidus. Natris, kalcis, magnis ir kiti metalai sudaro bazinius oksidus. Berilio, cinko. Aliuminio, alavo ir švino oksidai yra amfoteriniai. Kintamo valentingumo metalų oksidų savybės priklauso nuo oksidacijos laipsnio. Mažo oksidacijos laipsnio oksidai (pvz., CrO) yra baziniai, vidutinio (pvz., Cr2O3) – amfoteriniai, didelio (pvz., CrO3) – rūgštiniai. Metalų oksidai gaunami veikiant jų sulfidus deguonimi, metalus veikiant kitų metalų oksidais arba kaitinant hidroksidus: 2 ZnS + 3 O2 → 2 ZnO + 2 SO2 2 Al + Fe2O3 → 2 Fe + Al2O3 2 Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3 H2O Aukštoje temperatūroje kai kurie metalai reaguoja vieni su kitais, sudarydami intermetalinius (tarpmetalinius) junginius. Juose metalų atomai susiję metališkąja jungtimi, ir jų cheminė formulė neatitinka metalo valentingumo. Intermetalinius junginius gali sudaryti du arba trys metalai. Dažnai jų sudėtis yra kintama, pavyzdžiui, CuZn, CuZn3, Cu5Zn8, Ag3Al, Ag5Al3. Intermetalinių junginių laidumas elektrai yra mažesnis už mažiausiai laidaus jį sudarančio metalo. 2. Cheminės termodinamikos ir termochemijos dėsniai Kiekvienai medžiagai būdinga tam tikra cheminė, arba vidinė, energija. Šią energiją sudaro atomų branduolių dalelių jungties, elektronų padėties atomuose, atomų jungties molekulėse, jungties tarp molekulių, atomų ir molekulių judėjimo ir kitų rūšių energija. Vidinės energijos kiekis priklauso nuo medžiagos sudėties ir būsenos; absoliutus jos dydis nežinomas. Cheminėse reakcijose arba fizikiniuose – cheminiuose procesuose ši energija arba padidėja (energija absorbuoja iš šalies), arba jos praranda (atiduodama į aplinką). Todėl nustatomas tik šios energijos pokytis – padidėjimas arba sumažėjimas. Cheminė energija gali virsti kitos rūšies energija. Pavyzdžiui, galvaniniuose procesuose cheminė energija virsta elektros energija, elektrolizės procese – atvirkščiai. Cheminė energija gali virsti šilumine, mechanine, šviesos energija ir atvirkščiai. Cheminė termodinamika yra termodinamikos skyrius, kuriame nagrinėjamas energijos kitimas cheminių reakcijų metu ir fizikiniuose – cheminiuose procesuose (tirpimo, garavimo, kristalizacijos, adsorbcijos). Vien tik šiluminės energijos pokytį nagrinėja termochemija. Cheminė termodinamika turi didelę mokslinę ir praktinę reikšmę, nes, remiantis jos dėsniais, galima apskaičiuoti, kaip vyks vienas ar kitas procesas, ir kaip juos pakreipti norima linkme. Pagrindinės termodinamikos sąvokos. Sistema – tai realiu ar tariamu paviršiumi nuo aplinkos atskirtas kūnas arba sąveikaujančių kūnų grupė, apbūdinama tam tikra būsena. Pavyzdžiui, sistema yra dujos inde, reaguojančios medžiagos ir reakcijos produktai reaktoriuje arba kokiame nors inde, metalo gabalas, galvaninis elementas ir pan. Sistemos būsena apibūdinama parametrais: mase (koncentracija), temperatūra, slėgiu, tūriu. Sistemos patvarumą rodo jos energija: juo didesnė sistemos energija, tuo mažiau ji patvari. Sistema stengiasi pereiti iš mažiau patvarios būsenos į patvaresnę. Jai pereinant, išsiskiria energijos perteklius. Sistemos perėjimas iš vienos būsenos I kitą vadinama procesu. Vykstant procesui, gali kisti visi arba kai kurie parametrai. Procesas, kuriam vykstant kinta sistemos tūris ir slėgis, o temperatūra lieka ta pati (T = const), vadinamas izoterminiu. Jei nesikeičia sistemos slėgis (p = const). Procesas vadinamas izobariniu, o jei išlieka pastovus tūris (V = const), - izochoriniu. Kai tarp sistemos ir aplinkos nėra jokių masės bei energijos mainų, ji vadinama izoliuotąja sistema. Procesai yra grįžtamieji ir negrįžtamieji. Grįžtamumo sąvoka chemijoje ir termodinamikoje yra skirtinga. Chemijoje grįžtamumas – tai reakcijos geba vykti tiesiogine ir atgaline kryptimi. Pavyzdžiui, tam tikromis sąlygomis koks nors procesas prasideda ir vyksta savaime, bet susidarę reakcijos produktai vėl virsta pradinėmis medžiagomis. Iš pradžių reakcijos produktų susidarymo reakcija (tiesioginė) vyksta daug didesniu greičiu negu produktų virtimo pradinėmis medžiagomis reakcija (atgalinė), tačiau po tam tikro laiko abiejų reakcijų greičiai pasidaro lygūs, t. y. susidaro cheminė pusiausvyra. Toks procesas yra chemiškai grįžtamas. Termodinamikoje grįžtamumo sąvoka siejama su proceso vyksmo pobūdžiu. Grįžtamasis procesas yra toks. Kurio pokyčiai be galo lėti, labai mažai nutolstama nuo termodinaminės pusiausvyros būsenos ir, procesui perėjus iš būsenos 1 į būseną 2 ir po to grįžus atgal, sistemos aplinkoje nelieka jokių pokyčių. Tokie procesai vadinami pusiausviraisiais termodinaminiais procesais. Šių procesų metu visa išsiskirianti šiluma (ar kitos rūšies energija) virsta naudingu darbu. Tai teoriniai procesai. Iš tikrųjų procesai gali tik priartėti prie grįžtamųjų. Apskritai gamtoje vykstantys procesai yra negrįžtami: jie savaime prasideda ir vyksta, o atgal gali grįžti tik panaudojus išorinį darbą. Pavyzdžiui, iš indo į tuščią ertmę pasklidusios dujos savaime į indą niekada nesusirinks; joms surinkti į indą reikia pavartoti darbą. Negrįžtami cheminiai procesai tam tikromis sąlygomis savaime prasideda ir vyksta, kol sureaguoja visos reaguojančios medžiagos (pvz., kaitinamas visas KClO3 suskyla į KCl ir O2). Dažnai žemesnėje temperatūroje negrįžtamas procesas aukštesnėje temperatūroje tampa grįžtamu. Pavyzdžiui, vandenilio ir deguonies mišinys (2 tūriai : 1 tūris) 970 K temperatūroje sureaguoja visiškai sprogdamas. Atvirkščias procesas – vandens skilimas į H2 ir O2, nors ir silpnai, prasideda ir vyksta 1270 K ir aukštesnėje temperatūroje. Todėl šiomis sąlygomis sureaguos ne visas H2 ir O2 mišinys, taigi procesas bus grįžtamas. Pirmasis, pagrindinis, termodinamikos dėsnis, arba energijos tvermės dėsnis, nurodo, kad sistemoje energija nesigamina ir neišnyksta, bet tik vienos rūšies energija tiksliai ekvivalentiniu santykiu virsta kitos rūšies energija. Tarkime, kad vyksta izochorinis procesas (V = const) ir išsiskiria šiluma Qv (tai egzoterminis procesas, šiluminis efektas yra teigiamas dydis). Sistemai pereinant iš pradinės 1 į galinę 2 būseną, vidinė energija sumažėja, ir jos pokytis ∆U yra neigiamas, nes U2

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

Mūsų svetainėje pateikiama dešimtys tūkstančių skirtingų rašto darbų, kuriuos įkėlė daugybė moksleivių ir studentų su skirtingais gabumais. Būtent šis rašto darbas yra patikrintas specialistų ir rekomenduojamas kitų klientų, kurie po atsisiuntimo įvertino šį mokslo darbą teigiamai. Todėl galite būti tikri, kad šis pasirinkimas geriausias!