«Загальна характеристика металів»- Конспект лекції

 

«Загальна характеристика металів»

Конспект лекції

• 9.1 Уявлення про метали
• 9.2 Класифікація металів
• 9.3 Особливості будови металів
• 9.4 Фізичні властивості металів
• 9.5 Хімічні властивості металів
  • 9.5.1 Взаємодія з неметалами
  • 9.5.2 Електрохімічний ряд напруг металів
  • 9.5.3 Відношення до води
  • 9.5.4 Відношення до кислот
  • 9.5.5 Відношення до лугів
  • 9.5.6 Взаємодія із солями інших металів
• 9.6 Приклади розв'язування типових задач

Ключові терміни:

d-метали, f-метали, p-метали, s-метали, актиноїди, амфотерні метали, амфотерність, анізотропія, багатоелектронність, багатоцентровість, благородні метали, бориди, важкі метали, густина, гідриди металів, діамагнітні метали, електрична провідність, електродний потенціал, електронний газ, електрохімічний ряд напруг металів, енергія атомізації, енергія сольватації, енергія іонізації, карбіди, кольорові метали, координаційні числа, кристаліти, лантаноїди, легкоплавкі метали, легкі метали, лужноземельні метали, лужні метали, магнітна сприйнятливість, металевий блиск, метали, металічний зв'язок, надпероксиди, напівметали, напівпровідники, ненапрямленість, ненасиченість, неокисні кислоти, непрозорість, нітриди, окисні кислоти, оксиди металів, парамагнітні метали, пасивація, перехідні метали, пероксиди, питома теплоємність, пластичність, платинові метали, поліморфізм, поширені метали, природні метали, прості метали, радіоактивні метали, родина заліза, розсіяні метали, рідкоземельні метали, рідкі метали, силіциди, стандартний електродний потенціал, сульфіди металів, твердість, теплопровідність, тугоплавкі метали, феромагнітні метали, чорні метали, штучні метали, щільність пакування кристалу, ізотропність, інтеркалати

 

 

9.1 Уявлення про метали

 

Слово «метали» походить від грецького metallon – шахта, копалина. Однак з часом наповнення терміна змінилося і тепер в нього вкладають інший зміст.

Метали – це речовини, які мають певні особливості у будові атомів і кристалів та за звичайних умов виявлять специфічні характерні властивості: високу електропровідність, теплопровідність, від’ємний температурний коефіцієнт електричної провідності, здатність добре відбивати світлові хвилі (блиск), пластичність.

Більшість металів достатньо поширена в природі. Так, вміст деяких металів в земній корі наступний: алюмінію – 8,2%, заліза – 4,1%, кальцію – 4,1%, натрію – 2,3%, магнію – 2,3% (в тому числі, в морській воді міститься натрію – 1,05% і магнію – 0,12%), калію – 2,1%, титану – 0,56%.

В природі метали зустрічаються у різних формах:

• у вільному стані – у вигляді самородків. До цієї групи належать виключно малоактивні метали, які називають дорогоцінними, або благородними (срібло, золото, платина, інколи мідь, ртуть);

• у зв’язаному стані – у формі складних сполук:

  • оксидів – простих (магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3) і змішаних (каолін Аl2O3·2SiO2·2Н2О, алуніт (Na,K)2O· АlО3·2SiO2 та ін);

  • солей: сульфідів (галеніт PbS, кіновар НgS) хлоридів (сильвін КСl, галіт NaCl, сильвініт КСl·NаСl, карналіт КСl·МgСl2·6Н2О), сульфатів (барит ВаSO4, ангідрид СаSО4, гіпс СаSО4·2Н2О), фосфатів (апатит Са3(РО4)2), карбонатів (крейда, мармур СаСО3, магнезит МgСО3).

Очевидно, що метали середньої хімічної активності зустрічаються у формі оксидів чи сульфідів (FeO, ZnS), а більш активні метали – найчастіше у формі солей (NaCl, Na2SО4·10Н2О).

Багато металів як домішки часто входять до складу основних природних мінералів і руд. Наприклад, скандій присутній в олов'яних і вольфрамових рудах, кадмій –в цинковій руді, ніобій і тантал – в олов'яних рудах, марганець, нікель, кобальт, молібден, титан, германій, ванадій – у залізняку.

Слід згадати, що золото, срібло і платина в малих кількостях присутні в морській воді, рослинах, живих організмах, відіграючи при цьому важливу роль. Відомо, що організм людини на 3% складається з металів: кальцію (у кістках) і натрію, що виступає в ролі електроліту в міжклітинній рідині і цитоплазмі, магній накопичується в м'язах і нервовій системі, мідь – у печінці, залізо – в крові.

З хімічної точки зору металами називаються прості речовини, атоми яких на зовнішній оболонці містять невелику кількість електронів (від одного до трьох), мають великі ефективні радіуси, низькі значення потенціалів іонізації та високі відновлювальні властивості.

До класу металів належать як власно метали (прості речовини), так і їх сплави. Іноді металами називаються всі речовини, яким притаманні ті чи інші металічні властивості, наприклад, органічні метали, «синтетичні» метали інтеркалати – електропровідні сполуки, що утворюються внаслідок впровадження деяких реагентів у міжшаровий простір кристалічної решітки речовин з шаруватим типом структури.

Серед 118 вивчених елементів 95 вважаються металами, хоч межа між металами й неметалами в періодичній системі є досить умовною – від В до At (рис. 9.1). Однак слід зауважити, що існує група елементів, що виявляють проміжні властивості, – напівметали.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.1 – Розташування металів та неметалів у Періодичній системі елементів

 

Напівметали – хімічні елементи, що займають проміжну позицію за своїми електрофізичними властивостями між власно металами і напівпровідниками.

Важливою ознакою напівметалів є достатньо висока електропровідність при абсолютному нулі, яка на відміну від звичайних металів, зростає з підвищенням температури. Напівметали характеризуються менш щільною кристалічною структурою порівняно з металами і анізотропними властивостями.

Анізотропія – нерівноцінність фізичних властивостей (механічних, оптичних, електричних тощо) речовини залежно від кристалографічного напрямку.

До напівметалів відносять германій Ge, миш'як As, сурму Sb, олово Sn, інколи – вісмут Bі, полоній Ро, астат At і телур Te, а також алотропну модифікацію Карбону – графіт. Напівметали за хімічними властивостями більше походять на неметали, але за типом електричної провідності – на провідники.

Крім металів, напівметалів і неметалів, є ще одна група елементів – напівпровідники, що відрізняються особливим типом електричної провідності.

Напівпровідники – речовини, які за своєю питомою провідністю займають проміжне місце між провідниками і діелектриками і відрізняються від провідників сильною залежністю питомої провідності від концентрації домішок, температури і дії різних видів випромінювання.

Основною властивістю напівпровідників є збільшення електричної провідності із зростанням температури. До напівпровідників належать багато хімічних елементів (Германій Ge, Кремній Si, Селен Se, Станум Sn, Телур Te, Арсен As та інші), величезна кількість сплавів і хімічних сполук. Найпоширенішим в природі напівпровідником є кремній Si, що становить майже 30 % земної кори.

На перший погляд здається, що у віднесенні деяких хімічних елементів одночасно до напівметалів і напівпровідників (Ge, As, Sb, Sn) або до напівпровідників і неметалів (Карбон С) криється протиріччя. Однак насправді такий збіг пояснюється явищем поліморфізму.

Поліморфізм – це здатність однієї речовини утворювати у твердому стані різні кристалічні структури, що відрізняються одна від одної не тільки будовою кристалічних решіток, але і властивостями.

Наприклад, Олово може існувати як у металічній (β-Sn), так і в напівпровідниковій модифікаціях (α-Sn), для однієї поліморфної модифікації хімічного елемента Арсену As – сірого миш’яку – характерні електропровідність і металевий блиск, у той час як інша поліморфна модифікація – жовтий миш’як – є типовим неметалом. З іншого боку, у Германію Ge, Кремнію Si і навіть Фосфору P за умов високого тиску знайдені модифікації з металічною електро- і теплопровідністю.

Поліморфні модифікації металів у міру зростання їх температур плавлення позначають буквами грецького алфавіту: найбільш низькотемпературній модифікації надають символ α, потім β і т.д.

 

 

 

 

9.2 Класифікація металів

Існує багато класифікацій металів – залежно від характерної ознаки, яка розглядається. При цьому один і той самий метал може одночасно належати до різних класифікаційних груп. З точки зору хімії найважливішою є класифікація на підставі електронної будови атомів. Однак для інженера-фахівця корисно мати уявлення і про інші класифікації металів: за поширенням у природі, за фізичними властивостями тощо.

1. Геохімічна класифікація, яка склалася історично, поділяє метали на чорні та кольорові. Слід зазначити, що геохімічна класифікація дещо не співпадає з тією, що прийнята в металургії, згідно з якою до чорних металів відносять тільки залізо та сплави на його основі, а до кольорових – решту металів. А згідно з геохімічною класифікацією до групи чорних металів входить достатньо велика їх кількість.

• чорні метали, серед яких найтиповішими є залізо Fe, марганець Mn, хром Cr тощо (рис. 9.2). Ці метали мають темно-сіре забарвлення, високу температуру плавлення, велику твердість. Для деяких з них характерне явище поліморфізму (залізо Fe, кобальт Co, марганець Mn, титан Ti, цирконій Zr, уран U);

• кольорові метали, що мають біле, жовте чи червоне забарвлення, низьку температуру плавлення, невелику твердість (рис. 9.3). Найтиповіший представник – мідь Cu.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.2 – Чорні метали

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.3 – Деякі кольорові метали

 

2. За електронною конфігурацією валентних орбіталей метали поділяються на електронні родини:

• s-метали – лужні та лужноземельні метали, а також Магній Mg і Берилій Be;

• p-метали – Алюміній Al, Галій Ga, Індій In, Талій Tl (головна підгрупа III групи), Германій Ge, Станум Sn, Плюмбум Pb (головна підгрупа IV групи), Вісмут Bi (головна підгрупа V групи), Полоній Po (головна підгрупа VІ групи);

• d-метали – елементи I-VIII побічних підгруп періодичної системи;

• f-метали – лантаноїди і актиноїди.

Перші дві групи (s- і p-метали) іноді називають прості метали, а дві останні (d- і f-метали) – перехідні метали, оскільки вони виконують функцію неначе сполучальної ланки між s- і p-металами і виявляють вторинну періодичність у змінюванні потенціалів іонізації, атомних радіусів, фізичних і хімічних властивостей.

3. За природним походженням (тобто за сумісним знаходженням в одних і тих же мінералах, гірських породах чи рудних копалинах) метали поділяють на такі групи:

• лужні метали, до яких належать літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr;

• лужноземельні метали – це кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra;

• родина заліза – залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni;

• платинові метали, що представлені рутенієм Ru, осмієм Os, паладієм Pd, родієм Rh, іридієм Ir, платиною Pt;

• лантаноїди – 14 металів, що стоять у періодичній системі елементів після лантану 57La – від церію 58Ce до лютецію 71Lu; інколи до цієї групи відносять і сам лантан; серед лантаноїдів є один радіоактивний метал – прометій 61Pm;

• актиноїди – 14 металів після актинію 89Ac, починаючи від торію 90Th і закінчуючи лоуренсієм 103Lr; як і у випадку лантаноїдів, до родини актиноїдів часто приєднують і актиній; всі актиноїди є радіоактивними елементами, причому в природі знайдені тільки торій Th, радій Pa, уран U, нептуній Np, плутоній Pu і актиній Ac, а решта, від америцію 95Am до лоуренсію 103Lr, одержані штучно;

• рідкоземельні метали – скандій Sc, ітрій Y, лантан La і лантаноїди.

4. За конструкційними властивостями з урахуванням механічних, фізичних, хімічних та інших особливостей метали поділяються на численні групи, наприклад:

• важкі метали, густина яких перевищує 5 г/см3, наприклад: мідь Cu, цинк Zn, свинець Pb, ртуть Hg, найважчим металом є осмій Os, густина якого дорівнює 22,6 г/см3 (рис. 9.4);

• легкі метали, що мають густину менше 5 г/см3, наприклад: калій K, натрій Na, магній Mg, алюміній Al, найлегший метал – літій Li з густиною 0,53 г/см3 (рис. 9.4);

• легкоплавкі метали, температури плавлення яких не перевищують 1500оС; до них належать францій Fr (Тпл = 18-21оС), цезій Cs (Тпл = 28,5оС), галій Ga (Тпл = 29,1оС), калій K (Тпл = 62,3оС), натрій Na (Тпл = 97,8оС), олово Sn (Тпл = 231,85оС), свинець Pb (Тпл = 327,4оС), а найлегкоплавкішою є ртуть Hg, температура плавлення якої дорівнює Тпл = –38,9оС (рис. 9.4);

• тугоплавкі метали, температури плавлення яких вище 1500оС: залізо Fe (Тпл = 1539оС), молібден Mo (Тпл = 2620оС), осмій Os (Тпл = 3030оС); найтугоплавкіший метал – вольфрам W, температура плавлення якого складає Тпл = 3420оС (рис. 9.4);

• благородні метали, які виявляють підвищену хімічну стійкість до окиснювальних і агресивних реагентів; благородними металами є золото Au, срібло Ag, платина Pt, паладій Pd, родій Rh, іридій Ir, рутеній Ru, осмій Os;

• радіоактивні метали – це метали, всі ізотопи яких мають радіоактивні властивості: технецій 43Tc, прометій 61Pm, полоній 84Po і всі метали з більшими, ніж у полонію, атомними номерами.

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.4 – Деякі фізичні властивості металів

 

5. За походженням виділяють такі групи:

• природні метали, які входять до складу природних сполук. Це метали від літію Li до плутонію (94Рu);

• штучні метали, що утворюються внаслідок ядерних реакцій. Окрему групу складають радіоактивні елементи, яких відомо 27: технецій 43Тс, прометій 61Рm, полоній 84Ро та всі елементи, що розміщуються в періодичній системі за полонієм.

6. За розповсюдженням у природі всі метали можна поділити на три умовні групи:

• поширені метали – це, по-перше, алюміній Al, залізо Fe, кальцій Ca, натрій Na, калій K, магній Mg, які разом з неметалами Оксигеном О і Силіцієм Si становлять 98,53 % від маси земної кори, а також цинк Zn, мідь Cu, марганець Mn, барій Ba, стронцій Sr та хром Cr. На всі інші елементи припадає лише 0,85 %;
• рідкі метали – малопоширені у природі або маловивчені метали, вміст яких у земній корі надто низький, наприклад: літій Li, рубідій Rb, цезій Cs, молібден Mo, вольфрам W, берилій Be, цирконій Zr, гафній Hf, ванадій V, ніобій Nb, тантал Ta;
• розсіяні метали – метали, що не утворюють власних родовищ і самостійних мінералів, а знаходяться з іншими металами як домішки, наприклад, германій Ga, цезій Cs.

 

 

9.3 Особливості будови металів

 

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні міститься невелика кількість валентних електронів (один, два чи – дуже рідко – три), слабко сполучених із ядром завдяки великим атомним радіусам та екранувальній дії внутрішніх електронних шарів. Валентні електрони можуть досить легко відриватися від атомів металів і становитися спільними для всього кристалу металу. Внаслідок цього в кристалічній решітці виникають позитивно заряджені іони металу та електронний газ – сукупність рухливих електронів, які вільно пересуваються по кристалу металу (рис. 9.5).

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.5 – Вільне переміщення електронного газу між вузлами кристалічної решітки в кристалі металу

 

Металічний зв'язок – це тип хімічного зв'язку в металах та їх сплавах, обумовлений взаємодією електронного газу, утвореного внаслідок усуспільнення валентних електронів, з остовом кристалічної решітки металу, у вузлах якої розміщуються позитивно заряджені іони металів.

Як наслідок кристал металу являє собою сукупність позитивних іонів, локалізованих у певних положеннях кристалічної решітки, і велику кількість електронів, що порівняно вільно пересуваються в полі позитивних центрів. Загальна сума зарядів електронів відповідає загальній сумі позитивних зарядів вузлових частинок.

Просторова будова металів – це кристал, який можна уявити як клітку з позитивно зарядженими іонами у вузлах, занурену в негативно заряджений електронний газ (рис. 9.6). Всі атоми віддають свої валентні електрони на утворення електронного газу, що вільно переміщуються усередині кристалу, не порушуючи хімічного зв’язку.

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.6 – Різновиди моделей металічного зв’язку

 

Електронна конфігурація атомів металів є причиною таких найважливіших властивостей металічного зв’язку:

• багатоцентровість – одночасне виникнення хімічного зв’язку між величезною кількістю вузлових частинок у кристалі; саме багатоцентровість забезпечує високу теплопровідність металів;

• багатоелектронність – здійснення хімічного зв’язку за рахунок усуспільнення всіх валентних електронів, що знаходяться в кристалі металу; багатоелектронність зумовлює електропровідність металів;

• ізотропність, або ненапрямленість – рівномірний розподіл електронної густини за всіма напрямками; при цьому валентні електрони жорстко не закріплюються між двома атомами, як при ковалентному зв’язку, а переходять у стан провідності, внаслідок чого повністю делокалізуються і належать не одному конкретному атому, а однаковою мірою всім іонам у вузлах кристалічної решітки;

• ненасиченість – можливість утворення хімічних зв’язків між невизначеною кількістю атомів, яка обмежується лише геометричними параметрами (розмірами атомів) і взаємним відштовхуванням однойменно заряджених вузлових частинок; ненасиченістю пояснюються великі координаційні числа (як правило, 8 чи 12), які показують кількість найближчих вузлів кристалічної решітки, що оточують даний вузол.

Металічний зв’язок у чистому вигляді реалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, а в решті металів поряд із металічним здійснюється і ковалентний зв’язок. У р-металах і особливо у перехідних d-металах тільки невелика частина електронів перебуває у стані усуспільнення. Наприклад, у типовому перехідному металі ніобії Nb на один атом припадає всього 1,2 узагальнених делокалізованих електронів. Інші валентні електрони утворюють напрямлений ковалентний зв’язок між сусідніми атомами. Саме цим пояснюються високі температури плавлення та велика механічна міцність d-металів.

Металічний зв’язок внаслідок наявності вільних електронів (електронного газу) та їх рівномірного розподілу по кристалу зумовлює характерні загальні властивості металів і сплавів, зокрема, високу тепло- та електропровідність, пластичність (здатність без руйнування зазнавати деформації при звичайних чи підвищених температурах), непрозорість і металічний блиск, зумовлений їх здатністю відбивати світло.

Великі координаційні числа металів забезпечують значну щільність пакування кристалу – так називають частку об’єму елементарної кристалічної комірки, безпосередньо зайняту іонами металу, при якій вони укладаються у просторі як кульки однакового розміру. Структура металічних кристалів визначається у першу чергу просторово-геометричними чинниками – намаганням атомів розміститися якомога щільніше.

Для металів найбільш характерними є три типи кристалічної решітки:

• кубічна гранецентрована з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис. 9.7 а), така решітка утворюється при кристалізації металів: алюмінію Al, кальцію Ca, міді Cu, срібла Ag, золота Au, а також поліморфної модифікації заліза Fe в інтервалі температур 911-1392оС;

• кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8 і щільністю пакування 68% (рис. 9.7 б); таку решітку мають метали літій Li, натрій Na, калій K, ванадій V, вольфрам W, хром Cr, свинець Pb, а також поліморфні модифікації заліза Fe до температури 911оС та від 1392оС до точки плавлення;

• гексагональна з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис. 9.7 в), в якій кристалізуються метали берилій Be, магній Mg, кадмій Cd, титан Ti, кобальт Co, цинк Zn.

Тільки незначна кількість металів має кристалічні структури, відмінні від розглянутих простіших типів, наприклад: ртуть Hg, індій In, окремі поліморфні модифікації урану U, марганцю Mn, нептунію Np.

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.7 – Різновиди моделей кристалічних решіток металів: а) кубічна гранецентрована (Ca, Cu, Au, Ag, Al); б) кубічна об’ємноцентрована (Li, Na, К, Ba, Mo, W, Cr, Pb, V); в) гексагональна (Ве, Mg, Zn, Ti, Cd, Zn, Co)

 

Під час кристалізації металів (наприклад, у процесі охолоджування розплавів) одночасно утворюється величезна кількість дрібних кристаликів, які заважають один одному вирости і набути правильної форми. Тому будь-який металевий виріб має полікристалічну структуру, що складається із великої кількості дрібних кристаликів – їх називають кристаліти, або зерна, які на відміну від чітко огранених монокристалів інших неорганічних речовин мають неправильну форму і різну просторову орієнтацію. З цієї причини в кристалічній структурі металів виникають дефекти, які суттєво впливають на фізичні властивості металів.

 

 

 

9.4 Фізичні властивості металів

 

Особливості будови атомів металів та їх кристалічної структури зумовлюють певні оптичні, механічні, теплові, електромагнітні та інші ознаки, сукупність яких складає фізичні властивості металів.

І. Оптичні властивості металів.

• Металевий блиск – властивість, яка зумовлюється здатністю металів майже повністю відбивати світлові промені будь-якої довжини спектру. Цим пояснюється білий чи сірий колір більшості металів. Частка світла, що поглинається, визначає інтенсивність блиску. Найяскравіше блищать паладій, іридій та срібло (рис. 9.8). Однак деякі метали (золото, мідь, цезій) сильніше поглинають світло з певними довжинами хвиль, тому вони забарвлені в жовті чи червоні кольори. У порошкоподібному стані більшість металів набуває чорного чи темно-сірого кольору.

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.8 – Метали з найсильнішим блиском

 

• Непрозорість металів пов’язана із наявністю в кристалічній решітці вільних рухливих електронів, які гасять світлові коливання, перетворюючи їх у теплоту чи, в деяких випадках, використовуючи їх енергію для вивільнення електронів зі своєї поверхні (явище фотоефекту).

ІІ. Механічні властивості металів.

• Пластичність – здатність без руйнування піддаватися деформаціям за умов звичайних чи підвищених температур, завдяки чому метали можна кувати, прокатувати, штампувати, витягувати в дріт тощо. Найбільш пластичний метал – золото. Пластичність металів забезпечується специфічними особливостями металічного зв’язку: завдяки багатоцентровості та багатоелектронності він не розривається при дії механічних навантажень, які викликають тільки зміщення (ковзання) окремих шарів кристалічної решітки один відносно одного і перерозподіл електронного газу, що зв’язує атоми металу.

• Густина – вагова характеристика механічних властивостей, залежно від якої метали поділяються на легкі та важкі. Як вже зазначалося, до легких металів, густина яких не перебільшує 5 г/см3, належать всі s-метали, алюміній, титан і скандій, а до важких – в основному d-метали V-VII періодів. Найлегший метал – літій (0,53 г/см3), найважчий – осмій (22,6 г/см3).

• Твердість – опір проникненню у метал іншого твердого тіла. Найтвердішими металами є хром, молібден і вольфрам, а найменш твердими – індій та лужні метали.

ІІІ. Теплові властивості.

• Теплопровідність металів пояснюється тим, що вільні електрони обмінюються енергією з іонами, які знаходяться у вузлах кристалічної решітки. При нагріванні металу коливання іонів на його поверхні зростають, а енергія коливань через електронний газ миттєво передається сусіднім іонам, тому відбувається швидке вирівнювання температури по всій масі металу.

• Питома теплоємність для більшості металів має невисокі значення (менше 0,84Д ж/г·К), але все ж таки може коливатися у достатньо широкому діапазоні від 3,55 Дж/г·К у літію до 0,115 Дж/г·К в урану.

IV. Електромагнітні властивості.

• Електрична провідність зумовлюється наявністю зони провідності, на яку здатні легко переходити валентні електрони, що і забезпечує електропровідність металу. Максимальна електропровідність притаманна для металів, в атомах яких на зовнішньому s-підрівні міститься по одному електрону, це – хром, молібден і особливо мідь, срібло, золото.

• Магнітна сприйнятливість – це міра магнітних властивостей металів, які визначають їх поведінку у магнітному полі. Метали з негативною магнітною сприйнятливістю, які виявляють опір магнітним силовим полям, називаються діамагнітні метали. До них належать берилій, цинк, кадмій, ртуть, галій, германій. Метали з позитивною магнітною сприйнятливістю, які добре проводять магнітні силові поля, називають парамагнітні метали, а метали з особливо високою магнітною сприйнятливістю – феромагнітні метали (рис. 9.9). Парамагнітними є лужні, лужноземельні метали і метали побічних підгруп, а феромагнітними – тільки залізо, кобальт, нікель, гадоліній и диспрозій. Феромагнетизм зберігається лише до певної критичної температури – так званої точки Кюрі, – вище якої залишаються звичайні парамагнітні властивості.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.9 – Феромагнітні метали

 

 

 

9.5 Хімічні властивості металів

 

Хімічні властивості металів залежать від електронної будови їх атомів, а саме від структури валентних енергетичних підрівнів і великих розмірів атомних радіусів (порівняно із атомними радіусами неметалів). Зовнішні електрони в атомах металів суттєво віддалені від ядра і слабко сполучені з ним, завдяки чому метали мають невисокі значення потенціалів іонізації, які характеризують їх відновні властивості. Метали достатньо легко віддають свої валентні електрони, перетворюючись у позитивно заряджені іони.

Однак різним металам відновна здатність притаманна неоднаковою мірою. Висновок про можливість взаємодії конкретного металу з тим чи іншим окисником можна зробити, виходячи зі знака енергії Гіббса (ΔG < 0) чи із порівняння стандартних електродних потенціалів відповідних окисно-відновних систем: 

оквідн$${�}_{ок/відн}^0>{�}_{{\text{Me}}^{�+}/\text{Me}}^0$$

. У загальному випадку відновні властивості металів посилюються у межах підгруп періодичної системи елементів із зростанням порядкового номера, збільшенням атомних радіусів і зменшенням величин енергії іонізації. Деякі метали (наприклад, лужні та лужноземельні) настільки активні, що їх необхідно зберігати у запаяному посуді під шаром гасу, вазеліну чи парафіну.

 

 

9.5.1 Взаємодія з неметалами

Практичне значення має відношення металів до дії галогенів, кисню, сірки та інших простих речовин неметалів з окисними властивостями.

1. Галогени. Серед галогенів окисна здатність зменшується при переході від фтору до йоду, тому F2 і Cl2 окислюють всі метали, Br2 – більшість, а I2 – тільки найактивніші. При цьому активні метали швидко згоряють в атмосфері F2 і Cl2, з бромом реакція відбувається повільніше, а з йодом – при підпалюванні реакційної суміші (рис. 9.10). Внаслідок взаємодії утворюються солі – галогеніди металів:

$$2\mathrm{A}\mathrm{g}+{\mathrm{F}}_2\to 2\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{F}$$

,

$$2\mathrm{F}\mathrm{e}+3\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\to 2\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_3$$

,

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+3{\mathrm{I}}_2\to 2\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{I}}_3$$

.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.10 – Згоряння металів в атмосфері галогенів: а) магнію у хлорі; б) магнію у йоді; в) заліза у хлорі

 

 

2. Кисень. З киснем за тих чи інших умов взаємодіють майже всі метали, але менш енергійно. Як продукти, як правило, утворюються оксиди металів, причому не обов’язково вищі:

$$2\mathrm{M}\mathrm{g}+{\mathrm{O}}_2\to 2\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O}$$

,

$$2\mathrm{C}\mathrm{u}+{\mathrm{O}}_2\to 2\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{O}$$

,

$$4\mathrm{A}\mathrm{l}+3{\mathrm{O}}_2\to 2\mathrm{A}{\mathrm{l}}_2{\mathrm{O}}_3$$

.

Лужні метали (за винятком літію, який окислюється до оксиду Li2O) утворюють пероксиди, де Оксиген має ступінь окиснення –1, чи надпероксиди, в яких Оксиген виявляє дробовий ступінь окиснення –1/2:

$$2\mathrm{N}\mathrm{a}+{\mathrm{O}}_2\to \mathrm{N}{\mathrm{a}}_2{\mathrm{O}}_2$$

,

$$2\mathrm{K}+2{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{K}}_2{\mathrm{O}}_4$$

.

3. Сірка. Із сіркою, особливо при нагріванні чи у розплавленому стані, реагує більшість металів з утворенням бінарних сполук – сульфіди металів (рис. 9.11), наприклад:

$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+\mathrm{S}\to \mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{S}$$

,

$$\mathrm{C}\mathrm{a}+\mathrm{S}\to \mathrm{C}\mathrm{a}\mathrm{S}$$

.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.11 – Поетапний перебіг реакції, що відбувається при взаємодії магнію з сіркою за схемою Mg + S → MgS

 

 

4. Водень. З воднем взаємодіють переважно активні метали. Продуктами взаємодії є бінарні сполуки – гідриди металів, які бувають такими:

• солеподібні, які представлені гідридами лужних і лужноземельних металів, що утворюються внаслідок безпосередньої взаємодії між простими речовинами:

$$2\mathrm{N}\mathrm{a}+{\mathrm{H}}_2\to 2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{H}$$

.

Солеподібні гідриди металів характеризуються іонним типом зв’язку, високою відновлювальною здатністю, доброю розчинністю у воді, при якій відбувається достатньо бурхлива реакція:

$$2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{H}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}$$

;

• металоподібні гідриди, які за характером хімічного зв’язку близькі до металів, а за складом належать до бертолідів, тобто не мають фіксованого стехіометричного співвідношення між компонентами:

$$\mathrm{T}\mathrm{i}+{\mathrm{H}}_2\to \mathrm{T}\mathrm{i}{\mathrm{H}}_{1,5-2}$$

,

$$\mathrm{U}+{\mathrm{H}}_2\to \mathrm{U}+{\mathrm{H}}_{2-3}$$

;

• ковалентні гідриди, яким притаманна полімерна природа, – це гідриди таких металів, як Be, Mg, Al, Cu, Zn та ін.:

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+3{\mathrm{H}}_2\to 2\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{H}}_3$$

.

5. Азот є слабким окисником завдяки надзвичайно міцному хімічному зв’язку, тому на більшу частину металів він не діє. Лише деякі метали здатні згоряти в атмосфері азоту з утворенням бінарних сполук, які називаються нітриди, а за кімнатної температури у реакцію з ним може вступати тільки літій:

$$6\mathrm{L}\mathrm{i}+{\mathrm{N}}_2\to 2\mathrm{L}{\mathrm{i}}_3\mathrm{N}$$

,

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+{\mathrm{N}}_2\stackrel{{\mathrm{t}}^{\circ }}{\to }2\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{N}$$

,

$$3\mathrm{M}\mathrm{g}+{\mathrm{N}}_2\stackrel{{\mathrm{t}}^{\circ }}{\to }\mathrm{M}{\mathrm{g}}_3{\mathrm{N}}_2$$

.

6. Інші слабкі окисники (вуглець, кремній, бор) при високій температурі утворюють з металами бінарні сполуки – карбіди, силіциди, бориди відповідно. Для багатьох із них характерні висока твердість (наприклад, WC, TiC, CrB2), жароміцність (ZrC, MoB5, TiNx ), хімічна стійкість (TiNx, ZrN), тому вони застосовуються як абразиви, вогнетриви, матеріали різальних інструментів, жароміцні та хімічно стійкі покриття.

 

 

 

9.5.2 Електрохімічний ряд напруг металів

При контакті металу з електролітом відбувається перехід заряджених частинок через межу поділу, внаслідок чого виникає різниця потенціалів на межі метал-розчин електроліту, яка називається електродним потенціалом (позначається символами ε чи φ).

Електродний потенціал – це певна різниця електростатичних потенціалів, що виникає між електродом і електролітом при їх контакті.

Електродний потенціал ε, який може набувати додатного або від’ємного значення визначають за допомогою спеціальних методів відносно еталонних електродів – водневого, хлорсрібного тощо.

Електродний потенціал, виміряний відносно стандартного водневого електрода за стандартних умов (298 К, 101325 Па) при активності іонів металу в розчині 1 моль/л, називається стандартний електродний потенціал ε0.

Значення стандартних електродних потенціалів для багатьох поширених металів наводять у спеціальних довідниках (табл. 9.1).

 

Таблиця 9.1 – Стандартні електродні потенціали металів

Електрод	ε0	Електрод	ε0	Електрод	ε0
Li/Li+	–3,045	Zn/Zn2+	–0,76	Cu/Cu2+	+0,34
K/K+	–2,92	Cr/Cr3+	–0,74	Ag/Ag+	+0,97
Ca/Ca2+	–2,90	Fe/Fe2+	–0,44	Hg/Hg2+	+0,85
Na/Na+	–2,71	Cd/Cd2+	–0,40	Pt/Pt2+	+1,19
Mg/Mg2+	–2,36	Ni/Ni2+	–0,25	Au/Au3+	+1,50
Al/Al3+	–1,66	Pb/Pb2+	–0,126
Mn/Mn2+	–1,18	½H2/H+	0,00

 

Значення стандартних електродних потенціалів характеризують силу окисників і відновників: чим вище значення ε0, тим активнішим окисником є окиснена форма електрохімічної системи (катіон металу), і навпаки, чим нижче значення ε0, тим активнішим відновником є відновлена форма (метал у вільному стані).

Мірою електрохімічної активності металу є енергія, яку необхідно витратити для роботи по перетворенню металу із твердого кристалічного стану в стан гідратованих іонів у розчині. Ця енергія визначається сумою трьох складових:

• енергія атомізації, яка поглинається при переведенні металу із кристалічного стану в ізольовані атоми і залежить від міцності кристалічної решітки;

• енергія іонізації, що витрачається на відривання валентних електронів від вільних атомів металу і зумовлюється його положенням у періодичній системі елементів;

• енергія сольватації, яка виділяється при сольватації іонів металу і визначається електронною структурою, радіусом та зарядом іона, а також природою розчинника.

Загальна енергія перетворення металу з кристалічного стану в гідратовані іони у водному розчині залежить від співвідношення окремих складових. Чим менше значення має ця енергія, тим від’ємнішим є стандартний електродний потенціал і, відповідно, тим активнішим виявляє себе метал в електрохімічних процесах.

Послідовність розміщення металів у порядку зростання стандартних електродних потенціалів, якому відповідає зменшення електрохімічної активності металів, називається електрохімічний ряд напруг металів:

 

Клікніть і тягніть для зауважень

 

З аналізу електрохімічного ряду напруг металів випливає декілька важливих висновків.

1. Метали, стандартні електродні потенціали яких нижчі, ніж водневий електродний потенціал у нейтральному середовищі 

   $$({�}_{2{\text{H}}^{+}/{\text{H}}_2}=-0,413�)$$
   , термодинамічно здатні витісняти водень із води, наприклад:

$$\mathrm{C}\mathrm{a}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{C}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

Але ті активні метали (ε0 > −0,413В), що розміщуються у ряді напруг після Mg, за звичайних умов з Н2О не взаємодіють, тому що покриті нерозчинними у воді оксидними плівками.

2. Метали, які розміщені у ряді напруг до Н2, витісняють водень з кислот-неокисників (HCl, H3PO4, CH3COOH, розведена H2SO4 тощо), наприклад:

$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\to \mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

3. Для металів, що розміщуються у ряді напруг після Mg, характерна закономірність: більш активний метал витісняє менш активний із розчину його солі. Або для загального випадку: метал, що розміщується ближче до початку ряду напруг, витісняє інший метал, що знаходиться правіше, з розчину його солі, наприклад:

$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4\to \mathrm{C}\mathrm{u}\downarrow +\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4$$

.

А метали у ряді напруг до Mg настільки активні, що у водних розчинах солей взаємодіють не з сіллю, а з водою.

4. Під час реакції у розчинах електролітів відновні властивості металів зменшуються від початку ряду напруг, а окисні властивості катіонів металів, навпаки, − від кінця ряду напруг. Так, метали Li, Na, Mg, Zn виявляють сильні відновні властивості і легко окислюються, а катіони Pt2+, Au3+, Ag+, Cu2+ є сильними окисниками, які швидко відновлюються до вільних металів.

 

 

9.5.3 Відношення до води

Більшість металів не розчиняються у воді, однак майже всі s-елементи, крім берилію Be, вступають з нею у хімічну реакцію з утворенням відповідної основи і водню. При цьому рубідій Rb і цезій Cs реагують із вибухом, калій K – із самозайманням водню, який виділяється внаслідок реакції, натрій Na і літій Li – бурхливо, а метали IIА-підгрупи – без згоряння:

$$2\mathrm{N}\mathrm{a}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$\mathrm{B}\mathrm{a}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{B}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

 

 

p-Елементи, незважаючи на те, що стоять у ряді напруг до водню (рис. 9.12), не можуть розкласти воду, оскільки їх поверхня покрита хімічно стійкою оксидною плівкою, щільно з’єднаною з металом.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.12 – Електрохімічний ряд напруг металів

 

Однак якщо видалити захисну плівку чи перевести метал у тонкодисперсний стан (у вигляді порошку), то деякі з них здатні розчинятися у воді, наприклад, алюміній може взаємодіяти з рідкою водою при кімнатній температурі, а галій – при підвищеній температурі з парами води:

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_3+3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$2\mathrm{G}\mathrm{a}+3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{G}{\mathrm{a}}_2{\mathrm{O}}_3+3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

 

Позбавлений захисної оксидної плівки алюміній взаємодіє з рідкою водою при кімнатній температурі

 

 

Серед d-елементів тільки лантан вступає у реакцію з водою

$$2\mathrm{L}\mathrm{a}+6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{L}\mathrm{a}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_3+3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

Дія води на метали посилюється за наявності розчиненого в ній кисню. При цьому деякі малоактивні метали, які за звичайних умов не взаємодіють з Н2О, окислюються аерованою водою за схемою

$$2\mathrm{M}\mathrm{e}+\mathrm{n}{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+0,5\mathrm{n}{\mathrm{O}}_2\to 2\mathrm{M}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_{\mathrm{n}}$$

.

 

 

9.5.4 Відношення до кислот

Оскільки метали згідно із їх природою та призначенням (конструкційні та інструментальні матеріали) можуть використовуватися у різному оточенні, то необхідно мати повну інформацію про їх поведінку у середовищах, які містять іони Гідрогену, тобто у водних розчинах кислот чи тих солей, що утворені сильними кислотами і внаслідок гідролізу дають кислу реакцію середовища. Однак щоб прогнозувати можливість взаємодії кожного металу з тією чи іншою кислотою, слід аналізувати відомості про властивості як самого металу (активний, малоактивний, схильний до пасивації тощо), так і кислоти. За характером дії, в тому числі по відношенню до металів, кислоти умовно поділяють на дві групи:

• неокисні кислоти, в яких окисником виступає іон Гідрогену Н+;

• окисні кислоти, в яких окисником є кислотний залишок за рахунок центрального атома, що перебуває у максимальному чи достатньо високому ступені окиснення.

Крім того, залежно від кількісного вмісту кислоти у розчині вони можуть бути концентрованими і розведеними, що також впливає на шлях перебігу реакції та склад продуктів, які при цьому утворюються.

І. Неокисні кислоти (розведена сульфатна H2SO4, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, ортофосфатна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабкі кислоти) діють тільки на метали, що стоять у ряді напруг до водню і мають помітно від’ємне значення стандартного електродного потенціалу (рис. 9.12). У результаті таких реакцій виділяється вільний водень і утворюються солі.

Слід взяти до уваги декілька важливих моментів. По-перше, якщо метал здатний виявляти у сполуках декілька ступенів окиснення, то неокисні кислоти окислюють його мінімально. Наприклад, Fe і Cr такими кислотами окислюються тільки до ступеня окиснення +2:

$$\mathrm{F}\mathrm{e}+2\mathrm{H}\mathrm{C}\mathrm{l}\to \mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

розв$$\mathrm{C}\mathrm{r}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(розв)}\to \mathrm{C}\mathrm{r}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

По-друге, деякі метали, стандартний електродний потенціал яких близький до нуля, майже не взаємодіють з неокисними кислотами. Це пов’язано із значною перенапругою виділення водню на таких металах. Наприклад, стійкими до дії розведеної сульфатної, хлоридної та слабких кислот є метали: галій, вольфрам, індій.

По-третє, якщо продуктом реакції металу з неокисною кислотою є малорозчинна сіль, то вона покриває поверхню металу плівкою і тим захищає його від подальшої взаємодії, наприклад:

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+2{\mathrm{H}}_3\mathrm{P}{\mathrm{O}}_4\to 2\mathrm{A}\mathrm{l}\mathrm{P}{\mathrm{O}}_4\downarrow +3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

розв$$\mathrm{P}\mathrm{b}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(розв)}\to \mathrm{P}\mathrm{b}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4\downarrow +{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

 

Взаємодія цинку з сульфатною кислотою, внаслідок якої утворюється сіль цинк сульфат і виділяється вільний водень згідно з рівнянням

Zn + H2SO4(розв) → ZnSO4 + H2↑.

 

 

 

ІІ. Окисні кислоти, до яких належать: нітратна кислота HNO3 будь-якої концентрації, концентрована сульфатна H2SO4 та інші кислоти, окисна здатність яких зумовлюється не наявністю іона Н+, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх аніонів. Окисні кислоти взаємодіють із усіма металами від початку ряду напруг до срібла включно (рис. 9.12).

Особливість дії окисних кислот полягає в тому, що вони окислюють метал без виділення водню. Проте у випадку реакції найактивніших металів (Li, Na, K, Mg) з дуже розведеними розчинами окисних кислот, яка відбувається надзвичайно бурхливо, водень все ж таки може виділятися, але це є результатом взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною в розчині кислоти. Наприклад, при внесенні магнію у розчин концентрованої нітратної кислоти можуть одночасно проходити декілька реакцій:

конц$$\mathrm{M}\mathrm{g}+4\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(конц)}\to \mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2\uparrow +2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

$$\mathrm{M}\mathrm{g}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to \mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O}+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

конц$$\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{O}+2\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(конц)}\to \mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

Другою особливістю концентрованих розчинів окисних кислот, яку слід завжди пам’ятати, є їх здатність спричиняти пасивацію деяких металів.

Пасивація − це набуття термодинамічно нестійким металом корозійної стійкості внаслідок утворення на його поверхні щільних непоруватих плівок із малорозчинних сполук, які захищають метал від руйнування.

Схильними до пасивації металами є алюміній Al, хром Cr, залізо Fe, титан Ti та ін.

За схильністю до пасивації найпоширеніші у техніці метали розміщуються у ряд:

$$\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}$$

$$\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{>}\mathbf{�}\mathbf{�}\mathbf{.}$$

При контакті таких металів (наприклад, алюмінію Al, хрому Cr чи заліза Fe,) з окисними кислотами на поверхні схильних до пасивації металів виникає захисна плівка малорозчинних сполук, що зберігає метал від подальшого розчинення у кислоті, тому при кімнатній температурі реакція миттєво припиняється. Але при сильному нагріванні захисна плівка розчиняється і тоді починається взаємодія металу з кислотою (рис. 9.13).

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.13 – При сильному нагріванні Fe (а) і Al (б) з концентрованою нітратною кислотою захисна плівка на поверхні металу розчиняється і відбувається взаємодія металу з HNO3, внаслідок якої виділяється бурий газ NO2

 

Необхідно знати ще один важливий момент. З міркувань техніки безпеки не проводять реакцію лужних і більшості лужноземельних металів з концентрованими сульфатною і нітратною кислотами, оскільки така взаємодія супроводжується сильним вибухом (рис. 9.14).

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.14 – Взаємодія натрію Na з концентрованою сульфатною кислотою проходить з вибухом: а) концентрована H2SO4, в яку опускають шматочок Nа; б) перебіг реакції Nа з H2SO4(конц.)

 

 

Взаємодія лужного металу натрію Na з концентрованою сульфатною кислотою H2SO4(конц) супроводжується самозайманням продуктів реакції або навіть вибухом – у випадку достатньої кількості вихідних речовин

 

 

ІІ.1 Концентрована сульфатна кислота, окисна здатність якої виявляється за рахунок Сульфуру (+6), при взаємодії з металами залежно від їх активності, температури середовища, ступеня концентрування кислоти може відновлюватися по-різному. Малоактивні метали відновлюють сульфатну кислоту H2SO4(конц.) до SO2, наприклад:

конц$$2\mathrm{A}\mathrm{g}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(конц)}\to \mathrm{A}{\mathrm{g}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{S}{\mathrm{O}}_2\uparrow +2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

метали середньої активності – до вільної сірки S(0):

конц$$3\mathrm{N}\mathrm{i}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(конц)}\to 3\mathrm{N}\mathrm{i}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{S}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

активні метали – переважно до H2S:

конц$$4\mathrm{M}\mathrm{g}+5{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(конц)}\to 4\mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}\uparrow +4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

Але на практиці достатньо активні метали звичайно реагують із концентрованою сульфатною кислотою з утворенням суміші сірчистого газу SO2, сірководню Н2S і вільної сірки S, тобто паралельно відбуваються всі три імовірні реакції. Наприклад, при взаємодії H2SO4(конц.) з цинком одночасно можуть проходити такі процеси:

конц$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(конц)}\to \mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{S}{\mathrm{O}}_2\uparrow +2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

конц$$3\mathrm{Z}\mathrm{n}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(конц)}\to 3\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{S}\downarrow +4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

конц$$4\mathrm{Z}\mathrm{n}+5{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_{4(конц)}\to 4\mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}\uparrow +4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

 

 

 

ІІ.2 Концентрована нітратна кислота при взаємодії з металами відновлюється, як правило, до бурого газу – нітроген (IV) оксиду, а метал при цьому окислюється найчастіше до максимального (чи достатньо високого) ступеня окиснення (рис. 9.15 і 9.16 а), наприклад:

конц$$\mathrm{C}\mathrm{u}+4\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(конц)}\to \mathrm{C}\mathrm{u}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+2\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2\uparrow +2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

конц$$\mathrm{S}\mathrm{n}+4\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(конц)}\to {\mathrm{H}}_2\mathrm{S}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_3\downarrow +4\mathrm{N}{\mathrm{O}}_2\uparrow +{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.15 – Поетапна взаємодія олова Sn з концентрованою нітратною кислотою HNO3, внаслідок якої виділяється бурий газ NO2

 

Взаємодія активного металу магнію з концентрованою нітратною кислотою відповідно до рівняння реакції

Mg + 4HNO3(конц) → Mg(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

 

 

Взаємодія малоактивного металу олова Sn з концентрованою нітратною кислотою відповідно до рівняння реакції

Sn + 4HNO3(конц)→ H2SnO3↓ + 4NO2↑ + H2O

 

 

 

ІІ.3 Розведена нітратна кислота у реакціях із малоактивними металами (Cu, Ag, Hg, Pb) виділяє нітроген (ІІ) оксид (рис. 9.16 б):

розв$$3\mathrm{C}\mathrm{u}+8\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 3\mathrm{C}\mathrm{u}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+2\mathrm{N}\mathrm{O}\uparrow +4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

розв$$3\mathrm{H}\mathrm{g}+8\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 3\mathrm{H}\mathrm{g}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+2\mathrm{N}\mathrm{O}\uparrow +4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

розв$$3\mathrm{A}\mathrm{g}+4\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 3\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3+\mathrm{N}\mathrm{O}\uparrow +2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.16 – Взаємодія ртуті: а) з концентрованою нітратною кислотою; б) з розведеною HNO3

 

Інколи деякі метали, що стоять усередині ряду напруг (Fe, Cd, Ga), можуть відновити розведену нітратну кислоту до N2O чи до вільного азоту N2:

розв$$10\mathrm{F}\mathrm{e}+36\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 10\mathrm{F}\mathrm{e}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_3+3{\mathrm{N}}_2\uparrow +18{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

розв$$4\mathrm{C}\mathrm{d}+10\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 4\mathrm{C}\mathrm{d}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+{\mathrm{N}}_2\mathrm{O}\uparrow +5{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

ІІ.4 Дуже розведена нітратна кислота взаємодіє з активними металами (Mg, Al, Zn, V, Nb) з утворенням амоніаку NH3 (чи іона амонію NH4+), який реагує з надлишком кислоти і дає нітрат амонію, наприклад:

розв$$4\mathrm{M}\mathrm{g}+9\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 4\mathrm{M}\mathrm{g}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2+\mathrm{N}{\mathrm{H}}_3\uparrow +3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

,

розв$$8\mathrm{A}\mathrm{l}+30\mathrm{H}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_{3(розв)}\to 8\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_3+3\mathrm{N}{\mathrm{H}}_4\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3+9{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

Отже, у загальному випадку особливості взаємодії металів з HNO3 і характер продуктів, що утворюються, залежать від активності металу, концентрації та кількості кислоти і умов проведення реакції (рис. 9.17).

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.17 – Найімовірніші продукти відновлення нітратної кислоти при її взаємодії з металами

 

 

9.5.5 Відношення до лугів

У реакцію з лугами вступають лише амфотерні метали. У загальному випадку терміном амфотерність (від грецьк. аmphoteros – і той і інший) позначають здатність хімічних сполук виявляти кислотні або основні властивості залежно від природи другого компонента, що бере участь у кислотно-основній взаємодії. Відносно до металів амфотерним вважають метал, здатний взаємодіяти з лугами з утворенням середніх чи комплексних солей, в аніоні яких міститься окиснений метал. Амфотерні метали – це берилій Be (s-елемент), алюміній Al, олово Sn, свинець Pb, германій Ge (p-елементи), цинк Zn (d-елемент).

Якщо взаємодія відбувається у водних розчинах (рис.  9.18), то утворюються комплексні гідроксосолі, комплексоутворювачем в яких є катіон амфотерного металу, наприклад:

$$\mathrm{B}\mathrm{e}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{K}}_2[\mathrm{B}\mathrm{e}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_4]+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$\mathrm{P}\mathrm{b}+4\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{K}}_4[\mathrm{P}\mathrm{b}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_6]+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{K}[\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_4]+3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+6\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2{\mathrm{K}}_3[\mathrm{A}\mathrm{l}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_6]+3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.18 – Поетапний перебіг взаємодії алюмінію з лугом і згоряння водню, що виділився внаслідок реакції

 

У деяких випадках взаємодія амфотерного металу відбувається по-різному залежно від концентрації розчину лугу, як це видно із наведених вище рівнянь, що відбивають реакції алюмінію з лужними розчинами. Можна навести інший приклад: при розчиненні олова у концентрованому лузі утворюються солі дуже слабкої станітної кислоти – станіти:

конц$$\mathrm{S}\mathrm{n}+2\mathrm{K}\mathrm{O}{\mathrm{H}}_{(конц.)}\to {\mathrm{K}}_2\mathrm{S}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

а у розведеному розчині лугу – комплексні гідроксостаніти:

$$\mathrm{S}\mathrm{n}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to {\mathrm{K}}_2[\mathrm{S}\mathrm{n}(\mathrm{O}\mathrm{H}{)}_4]+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

 

Взаємодія амфотерного металу алюмінію Al з лугом КОН, внаслідок чого утворюється комплексна сіль і виділяється водень:

2Al + 2KOH + 6H2O → 2K[Al(OH)4] + 3H2↑,

 

 

При сплавленні амфотерних металів з твердими лугами отримують звичайні середні солі – берилати, алюмінати, цинкати і т.ін.:

$$\mathrm{B}\mathrm{e}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\to {\mathrm{K}}_2\mathrm{B}\mathrm{e}{\mathrm{O}}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$2\mathrm{A}\mathrm{l}+6\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\to 2\mathrm{K}\mathrm{A}\mathrm{l}{\mathrm{O}}_2+2{\mathrm{K}}_2\mathrm{O}+3{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

,

$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\to {\mathrm{K}}_2\mathrm{Z}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_2+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

Деякі метали хоч фактично і не належать до амфотерних, можуть взаємодіяти з лугами за наявності сильних окисників. Наприклад, якщо через розчин лугу пропускати під тиском струмінь кисню, то такі метали, як ванадій V, ніобій Nb і тантал Ta (d-елементи) вступають у реакцію з утворенням солей – ванадатів, ніобатів і танталатів відповідно, набуваючи максимального ступеня окиснення +5, згідно із загальною схемою

$$4\mathrm{M}\mathrm{e}+5{\mathrm{O}}_2+12\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\to 4{\mathrm{K}}_3\mathrm{M}\mathrm{e}{\mathrm{O}}_4+6{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

Аналогічно поводять себе із лугами за наявності окисників і d-метали рутеній Ru та осмій Os. При сплавленні із сумішшю лугу і окисника вони дають середні солі – рутенати і осмати, в яких ступінь окиснення металу дорівнює +6:

$$\mathrm{M}\mathrm{e}+3\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}\mathrm{O}+2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}\to {\mathrm{K}}_2\mathrm{M}\mathrm{e}{\mathrm{O}}_4+3\mathrm{K}\mathrm{C}\mathrm{l}+{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

.

 

 

9.5.6 Взаємодія із солями інших металів

Метали у вільному стані виявляють відновлювальні властивості, які послаблюються із зростанням значення стандартного електродного потенціалу від початку ряду напруг до його кінця (рис. 9.12), а у стані позитивно заряджених іонів – окислювальні, які у зазначеному напрямку, навпаки, посилюються. Це є передумовою для витіснення малоактивних металів із розчинів їх солей більш активними металами (рис. 9.19), наприклад:

$$\mathrm{F}\mathrm{e}+\mathrm{C}\mathrm{u}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4\to \mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+\mathrm{C}\mathrm{u}$$

,

$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+\mathrm{S}\mathrm{n}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\to \mathrm{Z}\mathrm{n}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+\mathrm{S}\mathrm{n}$$

.

 

Клікніть і тягніть для зауважень

Рисунок 9.19 – Взаємодія металу з сіллю іншого металу в розчині: а) витіснення активнішою порівняно з сріблом міддю катіонів Ag+ з розчину солі AgNO3 внаслідок реакції Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag↓, при цьому срібло осаджується на мідній пластинці, а розчин при цьому набуває блакитного забарвлення за рахунок Cu(NO3)2; б) при занурюванні мідної пластинки у розчин солі більш активного металу (ZnSO4) реакція не відбувається; в) витіснення активним алюмінієм катіонів Cu2+ з розчину солі внаслідок реакції 2Al + 3CuSO4 → Al2(SO4)3 + 3Cu↓, чиста мідь осідає на дні посудини

 

 

 

Необхідно пам’ятати, що найбільш активні метали, які розміщуються на самому початку ряду напруг, при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з сіллю, а з водою, що міститься у розчині. Так, якщо шматочок калію занурити у розчин солі малоактивного металу (наприклад CuSO4 чи Pb(NO3)2), то реакція відбувається за схемою:

$$2\mathrm{K}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{K}\mathrm{O}\mathrm{H}+{\mathrm{H}}_2$$

.

Реакції між металами і простими нерозчинними солями менш активних металів (галогенідами загального складу MeHalx, халькогенідами MexSy) звичайно відбуваються тільки при сильному нагріванні, хоч і супроводжуються екзотермічними ефектами:

$$\mathrm{M}\mathrm{g}+\mathrm{S}\mathrm{n}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2\to \mathrm{M}\mathrm{g}\mathrm{C}{\mathrm{l}}_2+\mathrm{S}\mathrm{n}$$

,

$$\mathrm{B}\mathrm{e}+\mathrm{A}{\mathrm{g}}_2\mathrm{S}\to \mathrm{B}\mathrm{e}\mathrm{S}+2\mathrm{A}\mathrm{g}$$

.

 

 

 

9.6 Приклади розв'язування типових задач

 

Приклад 9.1. Які процеси будуть спостерігатися, якщо шматочок металевого натрію помістити у розчин мідного купоросу CuSO4?

Розв’язок. Як випливає з електрохімічного ряду напруг металів, натрій є набагато активнішим від міді, однак при його контакті з розчином мідного купоросу Na взаємодіє не з CuSO4, а з водою. Отже, буде спостерігатися виділення водню:

$$2\mathrm{N}\mathrm{a}+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}\to 2\mathrm{N}\mathrm{a}\mathrm{O}\mathrm{H}+{\mathrm{H}}_2\uparrow$$

.

Приклад 9.2. Як зміниться маса цинкової пластини при зануренні її у розчини таких солей: а) AgNO3; б) Ni(NO3)2; в) Al(NO3)3?

Розв’язок. Необхідно зауважити, що у випадку взаємодії Zn з сіллю пластина почне розчинятися, але одночасно на ній буде осаджуватися відновлений метал із розчиненої солі, тому змінення маси цинкової пластини залежить від співвідношення еквівалентних мас цинку і металу. Позначимо вихідну масу цинкової пластини через m.

а) Згідно з положенням у електрохімічному ряді напруг більш активний цинк витісняє малоактивне срібло із розчину його солі:

$$\mathrm{Z}\mathrm{n}+2\mathrm{A}\mathrm{g}\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3\to 2\mathrm{A}\mathrm{g}\downarrow +\mathrm{Z}\mathrm{n}(\mathrm{N}{\mathrm{O}}_3{)}_2$$

.

в) Оскільки цинк у електрохімічному ряді напруг металів стоїть до алюмінію, він не може витісняти алюміній з розчину його солей, тому Zn не реагує з Al(NO3)3 і маса пластини не змінюється.

 

Астат

 

Астат

: Greg Robson / Wikimedia Commons

• Вартість: від 1 мильярда доларів за грам.

Де знайти: у різних країнах світу існує 36 циклотронів, здатних виробляти астат. Крім того, в земній корі є близько 1 грама астату (приблизно).

Астат - найрідкісніший у світі елемент періодичної системи. Створити штучно його легше, ніж виявити у природі. Але навіть у лабораторії можна синтезувати не більше кількох нанограм астату.

Строго кажучи, отримати астатин у достатньому обсязі, щоб його побачити, не виходить. Швидше за все, він виглядав би як метал синьо-чорного кольору, який схожий на йод і срібло одночасно. Але мазати їм ранки не рекомендується через потужне альфа-випромінювання, яке виробляє астат.

Теоретично астат міг би допомагати при лікуванні онкологічних захворювань. Насправді ж його дуже складно і дорого виробляти. Адже він не лише надзвичайно радіоактивний, а й нестабільний.

Золгенсма - найдорожчі ліки

 

Золгенсма 

: Novartis

• Вартість: близько 390 000 доларів за грам.

Де знайти: лабораторія компанії Novartis, Базель, Швейцарія.

Вона семноген абепарвівек (комерційна назва - «Золгенсма») - перший у світі препарат для лікування спинальної м'язової атрофії. Це спадкове захворювання, що не дозволяє хворим рухатися, ковтати та утримувати голову. Хоча є тип СМА, який проявляється у зрілому віці, найчастіше атрофія розвивається у перші 18 місяців життя. Одна з найчастіших причин дитячої смертності з тих, що пов'язані зі спадковістю. Ген СМА переносить одну людину з кожних 40–60 людей на планеті.

Довгий час вважалося, що СМА в принципі невиліковна, але у 2019 році ліки були все-таки знайдені. Щоправда, воно надзвичайно складне у виробництві, тож доза 5,5 мл «Золгенсми» коштує 2,125 мільйона доларів. Препарат потрапив до Книги рекордів Гіннесса як найдорожчих у світі ліків.

Вчені змогли отримати металевий водень

 Майже через століття після теоретичного передбачення фізики з Гарварду отримали потенційно найцінніший матеріал на планеті – металевий водень. Експеримент провели фізики Томас Кебот, Ісаак Сільвера та Ранґа Діас. Його результати важливі не лише через те, що допомагають вченим знайти відповіді на фундаментальні запитання про природу матерії, але й тому, що металевий водень теоретично матиме цілий спектр практичних застосувань, зокрема як високотемпературний надпровідник. Процес отримання рідкісного матеріалу автори описали в статті, опублікованій 26 січня у Science. 

 

Водень стиснули всередині алмазного ковадла. В умовах високого тиску атоми водню об'єднуються металевим зв'язком (справа).

 

Ісаак Сільвера назвав його «Святим Граалем» фізики високого тиску. «На Землі металевий водень ніколи не існував (оскільки для його синтезу потрібен колосальний тиск, вчені припускають, що він у великій кількості присутній в надрах планет-газових гігантів, – прим. пер.), тож коли ви на нього дивитесь, ви бачите те, чого раніше ніколи не було».

 

Щоб отримати металевий водень, науковці стиснули невеликий зразок твердого водню до 495 ГПа (50 т/мм2), що перевищує тиск в центрі Землі (361 ГПа). В умовах такого екстремального тиску у твердому молекулярному водні настає фазовий перехід, який трансформує його в атомний металевий водень.

 

Дослідження Кебота-Сільвера-Діаса не лише проливає світло на розуміння загальних властивостей водню, але й відкриває нові шляхи до створення матеріалів з потенційно революційними властивостями. «Важливе теоретичне передбачення щодо металевого водню полягає в тому, що він має бути стабільний і існувати в цьому стані, навіть коли ви заберете тиск. Це нагадує графіт, який за високого тиску стає алмазом і продовжує ним бути, коли усунути тиск».

 

Те, чи справді металевий водень є стабільним має вирішальне значення, адже з теорії випливає, що він повинен володіти властивостями надпровідності за кімнатних температур. Такий матеріал є «Святим Граалем» для фізиків, адже він здатний кардинально змінити безліч існуючих технологій. Наприклад, уможливити магнітну левітацію високошвидкісних потягів, покращити ефективність електромобілів чи багатьох електронних пристроїв. Крім того, провідники з такого матеріалу могли б транспортувати електроенергію без втрат.  Оскільки надпровідники мають нульовий опір, електроенергію можна буде зберігати у вигляді струмів в надпровідникових котушках й використовувати їх, коли потрібно.

 

Металевий водень може не лише трансформувати життя людей на Землі, але й відкрити еру подорожей до далеких планет у Сонячній системі. Адже цей матеріал – найефективніше ракетне паливо зі всіх відомих. «Щоб отримати атомний металевий водень, потрібно вкласти у нього величезну кількість енергії, – пояснює Сільвера. –Якщо ви знову перетворите його в молекулярний водень, уся ця енергія вивільняється. Як наслідок, ви отримуєте найпотужніше ракетне паливо зі всіх, які відомі людству. Це може революціонізувати ракетну справу».

 

Показником ефективності ракетного двигуна є питомий імпульс – відношення створюваного ним імпульсу до витрат палива. Питомий імпульс найефективніших на сьогодні ракетних двигунів становить 450 секунд. Питомий імпульс металевого водню, своєю чергою, розраховують на рівні 1700 секунд.

 

«Це дозволить ракеті розвивати достатню швидкість для подорожей до зовнішніх планет Сонячної системи, – каже Сільвера. – Крім того, ми зможемо виводити на орбіту ракети лише з однією ступінню, замість сьогоднішніх двох, а також відправляти в космос набагато важчі вантажі».

 

Щоб отримати металевий водень, вчені скористалися найтвердішим з усіх відомих матеріалів – алмазом. Два шматки синтетичного алмазу розміром усього п’ять мікрон (¹/₁₀ товщини волосинки) піддали додатковій обробці, щоб зробити їх ще твердішими, й розташували один напроти одного у пристрої, що називається алмазним клітинним ковадлом. Саме між його елементами вдалося досягнути колосального тиску, що трансформував водень в метал.

 

За словами науковців, побачити першими металевий водень через сто років після його теоретичного передбачення було хвилюючим моментом. «Ранґа проводив експеримент, і коли ми подумали, що вже близько до мети, він покликав мене і сказав “Там блиснув метал”. Ми провели додаткові дослідження, які підтвердили, що в алмазному ковадлі утворилося саме те, що ми прагнули», – згадує Ісаак Сільвера. 

 

Metallic hydrogen, once theory, becomes reality
ScienceDaily, 26.01.2017

Найдорожчі метали у світі

 Рейтинг найдорожчих металів у світі (за даними на січень 2022, з урахуванням ціни за грам):

Що спадає на думку, коли ви чуєте про найцінніші метали? Напевно, багато хто подумав про платину і золото. Але є метали, які коштують набагато дорожче, а їх наявність – велика рідкість.

1. 
   
2. Каліфорній-252 - до $27 млн
3. Тритій – близько $30 000
4. Плутоній – близько $4000
5. Родій – $ 527,27
6. Ірідій - $ 128, 60
7. Паладій - $60,76
8. Золото - $58,52
9. Платина - $31,22
10. Рутеній - $ 17,68
11. Осмій - $12,86
12. Реній - $3-5
13. Скандій - $3
14. Срібло - $0,74
15. Індій – $0,5-0,7

Каліфорній-252

Хіба може один грам металу коштувати мільйони доларів? Так, якщо це каліфорній-252! Найдорожчий і самий рідкісний метал на Землі.

Його ціна дійсно захмарна і доходить до $27 млн за 1 г! А все тому, що, за деякими оцінками, запас цього металу у світі не перевищує 5 г, а максимальний обсяг річного видобутку становить лише 30-40 мікрограм.

Чистий каліфорній-252 не зустрічається у природі. Його створюють хімічним шляхом у лабораторіях – у захищених ядерних реакторах.

Каліфорній-252 використовується як джерело енергії в ядерній фізиці та в медицині. За потужністю його можна порівняти з невеликим ядерним реактором. Випромінювання металу застосовують як променеву терапію для лікування ракових клітин. Також за його допомогою визначають дефекти в реакторах і літаках.

Скандій

Це легкий сріблястий метал із жовтими переливами. Скандій вперше відкрив шведський хімік Л. Нільсон і назвав його на честь Скандинавії.

Батьківщиною металу вважається Норвегія та острів Мадагаскар, де знаходяться найбагатші родовища. У природі скандія міститься зовсім небагато, тому його видобуток є складним і трудомістким.

Ціна 1 г скандію в середньому становить $3. На біржах дорогоцінних металів він не продається, але в ювелірній промисловості використовується. З оксиду скандію роблять фіаніти, якими інкрустують золоті каблучки, сережки.

Скандій додають до сплавів для підвищення їх стійкості до окислення і високих температур. Кераміка з додаванням скандію, а також алюмінієво-скандієві сплави дуже міцні. Останні активно використовуються в аерокосмічній галузі. Скандій також застосовується для створення лазерної техніки і спортивного інвентарю (клюшок для гольфу, частин для велосипедів).

Реній

Реній вперше відкрили на початку XIX століття німецькі хіміки і назвали на честь річки Рейн. Для отримання 1 г цього металу потрібно переробити понад 600 кг іншої сировини (молібденіту).

Сріблясто-білий метал найчастіше зустрічається у вигляді складових частин турбін для літаків. Реній має одну з найвищих температур плавлення, тому активно використовується в електронній та авіапромисловості.

Країни-лідери з природних запасів ренію: Чилі, США, Росія.

Ціна за 1 грам ренію складає $3-5.

Осмій

Осмій відкрили британські хіміки на початку XVIII століття. Свою назву метал отримав від грецьк. osme, що означає "запах". Осмій має досить різкий аромат, який нагадує суміш хлору та часнику.

Чистий метал у природі не зустрічається. Осмій присутній у складі з платиною в платиново-паладієвій руді, а також у мідній та нікелевій.

Осмій має високу твердість і красивий сріблястий блиск із блакитними/сірими переливами. Але надзвичайна крихкість і висока тугоплавкість робить його непридатним для використання у ювелірній сфері. Отруєння парами елемента може призвести до втрати зору і навіть смерті!

Сплави з додаванням осмію більш зносостійкі, довговічні, з підвищеною опірністю до корозій.

Осмій найчастіше застосовують у хімічній та аерокосмічній промисловості. Також його використовують у кардіо імплантах, щоб уникнути алергічних реакцій.

Ціна 1 грама осмію на світовому ринку становить приблизно $12.

Ірідій

Другий за цінністю платиновий метал у світі. Причина цього - його рідкість, а також висока стійкість до окислення, руйнування та корозії. Річний обсяг виробництва іридію досить малий і становить лише 3 тонни.

Іридію не страшна температура 2000°C, вода, солі і навіть кислоти. У чистому вигляді метал не токсичний.

Іридій – побічний продукт видобутку платини, паладію, нікелю. Ювеліри додають іридій в платинові сплави для поліпшення їх властивостей (платиново-іридієвий сплав 950 проби - 95% платини і 5% іридію). Іридій зміцнює сплав, робить його більш міцним та зносостійким.

Також іридій застосовують у виробництві двигунів для авіації, труб, підшипників, хірургічних інструментів, лазерів.

Минулий 2021 став рекордно успішним для іридія. Аналітики прогнозують, що в перспективі іридій може скласти серйозну конкуренцію золоту як альтернативне джерело інвестицій.

За даними Bloomberg, тільки з початку 2021 року іридій подорожчав на 131% і перевершив за темпами біткоїн. Наразі іридій вдвічі дорожчий за золото — $128,6 за грам.

Через різке подорожчання інтерес до іридію як інвестиційного активу зростає. Проте, на біржах метал не продається. Інвесторам радять звертатися безпосередньо до виробників, аби не брати його у перекупників за завищеною ціною.

Паладій

Третій метал платинової групи. Він дорожчий за золото, платину і срібло. Наразі його ціна на ринку становить близько $60,76 за 1 г.

Сріблясто-білий метал - побічний продукт обробки нікелевих або мідних руд, один із елементів самородних золота, платини. Найбільші родовища знаходяться у ПАР, Канаді, США, Австралії, Колумбії, РФ.

Паладій як метал вирізняється тягучістю і ковкістю, завдяки чому добре піддається пайці, поліруванню, гравіюванню. Чистий паладій не використовується в прикрасах, бо дуже м'який. У ювелірній справі застосовуються лігатури з додаванням рутенію, міді, срібла, нікелю. Вони підвищують твердість паладієвого сплаву, стійкість прикрас до зносу.

Крім ювелірної сфери, паладій широко застосовується в автомобільній промисловості. Зокрема його використовують у каталізаторах бензинових авто для очищення вихлопу від шкідливих речовин. Також з паладію виготовляють медінструменти, зубні протези.

Родій

Найдорожчий метал платинової групи, вартість якого становить близько $527,2 за 1 г. Це майже в 10 разів дорожче золота і в 17 разів - платини. Причина цього - його рідкість. Щорічно у світі видобувають лише близько 30 тонн родію (лідери - ПАР, Зімбабве, Північна Америка, РФ). Для порівняння, золотодобувачі щорічно викопують від 2500 до 3000 тонн ауруму.

Родій має високі відбивні властивості, тому активно застосовується у виробництві дзеркал, рідкокристалічних екранів. В ювелірній промисловості родій використовують як стійке покриття для виробів, зокрема для обручок з білого золота.

Родій надає прикрасам з білого золота і срібла гарний рівномірний блиск. Завдяки стійкості до корозії та окиснення, вироби з таким покриттям довше не темніють. Прикраси з родієвим покриттям дорожчі за звичайні, оскільки фінансові витрати на виробництво вищі (додавання в розчин 2 г родію коштуватиме близько $1500).

Майже 80% світового попиту на родій займає автоіндустрія. Цей метал використовується в каталізаторах та фарах.

Золото

Золото – сьоме у рейтингу серед найдорожчих металів. Завдяки високій провідності і стійкості, золото має широку сферу застосування. Найпоширеніша – ювелірна, потім – електроніка, медицина, аерокосмічна. Щорічний попит на промислове золото становить кількасот тонн!

Читайте також: Вплив легуючих елементів на властивості золота

У ювелірній справі чисте золото, як правило, не використовується через м'якість матеріалу і непридатність до лиття. Додаючи лігатуру (домішки) майстри збільшують тягучість металу (при литті), а також його жорсткість, зносостійкість у носінні.

Найчастіше золотий метал складається з трьох компонентів. Наприклад, із золота+срібла+міді. Але цей ряд може бути довшим і включати також паладій, нікель, платину, залізо. Додаткові компоненти надають сплаву твердості і міцності, а також певних відтінків (жовтий, білий, червоний, рожевий, зелений, синій).

Порівняно з іншими елементами, золото — найпоширеніший інвестиційний дорогоцінний метал. Ціни на золото зростають на фоні криз та послаблення долара. У зв'язку з цим деякі інвестори воліють вкладати кошти в аурум з довгостроковою перспективою, аби не втратити гроші від інфляції.

Пандемія коронавірусу призвела до рекордного зростання цін на золото — до позначки $2069 за унцію (серпень 2020 р). Весь минувший рік золото торгувалося у вузькому діапазоні близько $1800 за унцію.

Станом на січень 2022 року, ціни на золото тримаються в межах $58,5 за 1 г. Як прогнозують експерти, жовтий метал надалі зростатиме, якщо долар буде різко коливатися в ціні. Однак і в цьому випадку більш привабливими можуть виявитися інші метали, як, наприклад, той самий іридій.

Читайте також: Хто вони, найбільші видобувачі золота?

Країни-лідери золотовидобутку: Китай, РФ, Австралія, США, Канада, Перу, ПАР, Індонезія, Мексика, Гана.

Платина

Біло-сріблястий метал займає восьму сходинку в рейтингу. Наразі вартість платини нижче за золото ($31,22 проти $58,52).

Платина – дуже м'який метал. Вона не стійка до механічних навантажень, навіть з лігатурою схильна до вм'ятин і деформацій.

Зважаючи на такі властивості металу, для створення прикрас ювеліри використовують лігатури з платиною. У якості домішок найчастіше виступають мідь або паладій, які підвищують жорсткість складу.

А ви знали, що...

Колись платина цінувалася менше за срібло і використовувалася для підробки прикрас. Іспанські конкістадори в середині XVI століття зневажливо називали платину "погане срібло".

Платину також застосовують у збройній, медичній, скляній, хімічній, космічній промисловості.

Країни-виробники: Південна Африка, РФ, Зімбабве, Канада, США.

Плутоній

Тяжкий радіоактивний метал сріблясто-білого кольору. У чистому вигляді плутоній не існує у земній корі. Це перший хімічний елемент, який почали виробляти в лабораторіях у промислових масштабах – спочатку у США, а потім у СРСР.

Для отримання чистого плутонію необхідно провести ядерну реакцію, яка передбачає перехід урану в плутоній-239.

Плутоній широко використовується як паливо для ядерних реакторів, а також як джерело енергії для космічних апаратів.

Плутоній-239 утворюється в будь-якому ядерному реакторі, який працює на природному або слабозбагаченому урані, що містить, в основному, ізотоп 238U, при захопленні ним надлишкових нейтронів. При цьому відбуваються такі ядерні реакції:

${\displaystyle \text{n}+{}^2{}_{92}^{38}�\to {}^2{}_{92}^{39}\mathrm{U}\to {}^2{}_{93}^{39}\mathrm{N}\mathrm{p}+{�}^{-}+{\overline{�}}_{�}}$

${\displaystyle {}^2{}_{93}^{39}\mathrm{N}\mathrm{p}\to {}^2{}_{94}^{39}\mathrm{P}\mathrm{u}+{�}^{-}+{\overline{�}}_{�}}$.

Вартість чистого збройного плутонію становить близько $4000 за 1 г.

Тритій

Якщо ви дивилися другу частину фільму "Людина Павук", то напевно пам'ятаєте як лиходій Доктор Восьминіг полював за тритієм. А все тому, що вартість 1 грама цього металу обходиться людству не менш ніж в $30 000!

Така висока ціна обумовлена тим, що тритія на планеті залишилося менше 18 кг. При тому що світова потреба у цьому металі становить лише кілька кілограмів на рік. Тритій використовується як джерело нейтронів у термоядерній зброї, а також у побуті для створення "підсвітки". Таке підсвітка активно застосовується у військових та цивільних приладах, годинниках, брелоках.

Індій

Індій – сріблясто-білий метал, який можна легко розрізати звичайним ножем. Він м'який, легко плавиться і має яскравий блиск.

Самостійних родовищ Індія немає. Він входить до складу руд цинку, свинцю, міді і олова.

Основні сфери застосування Індію - машинобудування та електроніка. Його використовують для створення дзеркал, фотоелементів, зубних цементів, як ущільнювач, а також у космічних технологіях.

Наразі на ринку ціна 1 грама Індія дорівнює $0,5-0,7.

Срібло

Нині срібло наздоганяє за популярністю золото, але в ціновому еквіваленті істотно йому поступається ($0,74 проти $58,2). Порівняно з золотом, вироби зі срібла належать до бюджетного варіанту прикрас.

Сам метал ковкий, але при цьому дуже м'який. Саме тому чисте срібло зазвичай не використовують для виробництва прикрас. До срібла додають мідь, яка підвищує жорсткість і ливарні якості сплавів.

Для надання прикрасам гарного блиску та для захисту від корозії, срібло покривають родієм. Родоване срібло вдвічі дорожче за звичайне.

Еталоном вважається срібло 925 проби (92,5% срібла).

Срібло також використовують при створенні ракет, підводних човнів, ядерних пристроїв, комп'ютерів, ювелірних виробів, акумуляторів, мікросхем, сонячних батарей, а також у фотографії, стоматології та медицині.

Основні країни-виробники: Мексика, Перу, Китай, Росія, Польща, Чилі, Болівія, Австралія, США.

Рутеній

Рутеній – сріблясто-сірий метал, який відноситься до платинової групи. Його виробляють у ПАР, РФ, країнах Північної та Південної Америки, Канаді.

Сфера застосування рутенію досить обмежена. Здебільшого його використовують у електроніці. Також рутеній додають у паладієві сплави, з яких роблять турбіни для літаків.

Ще кілька цікавих сфер застосування рутенію - променева терапія в медицині, створення пір'я для чорнильних ручок.

Ціна металу торгується в межах $17,68 за 1 г.

Промислові метали

Промислові метали - це ті матеріали, які використовуються у виробництві та будівництві. Вони дешевші, ніж дорогоцінні, і рідко є інвестиційною цінністю.

На сировинних біржах переважно торгуються: кобальт, молібден, олово, нікель, мідь, цинк, залізо, алюміній, свинець. Безперечний плюс промисловий металів у тому, що вони менше схильні до коливань під час криз. Яскравий приклад цього – епідемія коронавірусу.

Незважаючи на те, що світова економіка зазнала серйозної шкоди від COVID, промислові метали опинилися у виграші. У 2020 році вони показали найвищу прибутковість поряд із дорогоцінними металами і зросли в ціні майже на 20%. Так, за підсумками першого півріччя 2021 року, ціни на алюміній, нікель і мідь підскочили на 10-28%. Найбільше подорожчав алюміній. Наприкінці травня 2021 року вартість алюмінію перевищила позначку в $2500 (вперше з квітня 2018-го). У тому ж місяці підскочила в ціні й мідь, досягнувши $10 746. Це стало новим історичним рекордом!

Така позитивна динаміка цін обумовлена багато в чому "протекцією" Китаю, на який припадає більше половини світового споживання. Дотримання жорстких карантинних обмежень зробило китайську економіку найбільш підготовленою до потрясінь від COVID. Також примітно і те, що криза на ринках не завадила населенню багатьох країн наростити попит на побутову техніку та електроніку. У випадку з міддю, ці товари займають близько чверті кінцевого споживання.