1. Position der Metalle in der Elementtabelle

Metalle befinden sich hauptsächlich im linken und unteren Teil des PSHE. Diese beinhalten:

2. Struktur von Metallatomen

Metallatome haben normalerweise 1-3 Elektronen in ihrem äußeren Energieniveau. Ihre Atome haben einen großen Radius und geben leicht Valenzelektronen ab, d.h. weisen restaurative Eigenschaften auf.

3. Physikalische Eigenschaften von Metallen

Änderungen der elektrischen Leitfähigkeit eines Metalls beim Erhitzen und Abkühlen

Metallverbindung - Dies ist die Bindung, die freie Elektronen zwischen Kationen in einem Metallkristallgitter herstellen.

4. Beschaffung von Metallen

1. Reduktion von Metallen aus Oxiden mit Kohle oder Kohlenmonoxid

Me x O y + C = CO 2 + Me oder Me x O y + CO = CO 2 + Me

2. Rösten von Sulfiden mit anschließender Reduktion

Bühne 1 – Me x S y +O 2 =Me x O y +SO 2

Stufe 2 – Me x O y + C = CO 2 + Me oder Me x O y + CO = CO 2 + Me

3 Aluminothermie (Reduktion mit einem aktiveren Metall)

Me x O y + Al = Al 2 O 3 + Me

4. Hydrothermie - zur Herstellung hochreiner Metalle

Me x O y + H 2 = H 2 O + Me

5. Reduktion von Metallen durch elektrischen Strom (Elektrolyse)

1) Alkali- und Erdalkalimetalle in der Industrie durch Elektrolyse gewonnen geschmolzene Salze (Chloride):

2NaCl – schmelzen, elektr. aktuell. → 2 Na + Cl 2

CaCl 2 – Schmelze, elektr. aktuell.→ Ca+Cl2

Hydroxid schmilzt:

4NaOH – schmelzen, elektr. aktuell.→ 4 Na + O 2 + 2 H 2 O

2) Aluminium In der Industrie wird es durch Elektrolyse gewonnen Aluminiumoxidschmelze ICH in Na 3 AlF 6 Kryolith (aus Bauxit):

2Al 2 O 3 – Schmelze in Kryolith, elektr. aktuell.→ 4 Al + 3 O 2

3) Elektrolyse wässrige Lösungen Salze verwenden um Metalle mittlerer Aktivität und inaktiv zu erhalten:

2CuSO 4 +2H 2 O – Lösung, elektr. aktuell.→ 2 Cu + O 2 + 2 H 2 SO 4

5. Metalle in der Natur finden

Am häufigsten in Erdkruste Metall - Aluminium. Metalle kommen sowohl in Verbindungen als auch in freier Form vor.

1. Aktiv – in Form von Salzen (Sulfate, Nitrate, Chloride, Carbonate)

2. Mäßige Aktivität – in Form von Oxiden, Sulfiden ( Fe 3 O 4 , FeS 2 )

3. Edel – in freier Form ( Au, Pt, Ag)

CHEMISCHE EIGENSCHAFTEN VON METALLEN

Sind üblich Chemische Eigenschaften Metalle sind in der Tabelle aufgeführt:

ZUTEILUNGSAUFGABEN

Nr. 1. Beenden Sie die Gleichungen möglich Reaktionen, benennen Sie die Reaktionsprodukte

Li+ H 2 O =

Cu + H2O =

Al + H 2 O =

Ba + H2O =

Mg + H2O =

Ca+HCl=

Na + H 2 SO 4 (K) =

Al + H 2 S=

Ca + H3PO4 =

HCl + Zn =

H 2 SO 4 (k)+ Cu=

H 2 S + Mg =

HCl + Cu =

HNO 3 (K)+ С u =

H2S+Pt=

H3PO4 + Fe =

HNO 3 (p)+ Na=

Fe + Pb(NO 3) 2 =

Nr. 2. Vervollständigen Sie das CRM, ordnen Sie die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Bilanz an und geben Sie das Oxidationsmittel (Reduktionsmittel) an:

Al + O 2 =

Li + H 2 O =

Na + HNO 3 (k) =

Mg + Pb(NO 3) 2 =

Ni + HCl =

Ag + H 2 SO 4 (k) =

Nr. 3. Fehlende Zeichen anstelle von Punkten einfügen (<, >oder =)

Kernladung	Li…Rb	Na...Al	Ca...K
Anzahl der Energieniveaus	Li…Rb	Na...Al	Ca...K
Anzahl der äußeren Elektronen	Li…Rb	Na...Al	Ca...K
Atomradius	Li…Rb	Na...Al	Ca...K
Wiederherstellende Eigenschaften	Li…Rb	Na...Al	Ca...K

Nummer 4. Vervollständigen Sie das CRM, ordnen Sie die Koeffizienten mithilfe der Methode der elektronischen Bilanz an und geben Sie das Oxidationsmittel (Reduktionsmittel) an:

K+ O 2 =

Mg+ H 2 O =

Pb+ HNO 3 (p) =

Fe+ CuCl 2 =

Zn + H 2 SO 4 (p) =

Zn + H 2 SO 4 (k) =

Nr. 5. Testprobleme lösen

1.Wählen Sie eine Gruppe von Elementen aus, die nur Metalle enthält: A) Al, As, P; B) Mg, Ca, Si; B) K, Ca, Pb 2. Wählen Sie eine Gruppe aus, die nur einfache Stoffe enthält – Nichtmetalle: A) K 2 O, SO 2, SiO 2; B) H 2, Cl 2, I 2; B)Ca, Ba, HCl; 3. Geben Sie die gemeinsamen Merkmale in der Struktur der K- und Li-Atome an: A) 2 Elektronen in der letzten Elektronenschicht; B) 1 Elektron in der letzten Elektronenschicht; C) die gleiche Anzahl elektronischer Schichten. 4. Calciummetall weist folgende Eigenschaften auf: A) Oxidationsmittel; B) Reduktionsmittel; C) ein Oxidationsmittel oder ein Reduktionsmittel, je nach den Bedingungen. 5. Die metallischen Eigenschaften von Natrium sind schwächer als die von – A) Magnesium; B) Kalium; C) Lithium. 6. Zu den inaktiven Metallen gehören: A) Aluminium, Kupfer, Zink; B) Quecksilber, Silber, Kupfer; C) Kalzium, Beryllium, Silber. 7. Was ist die physikalische Eigenschaft? ist nicht Allen Metallen gemeinsam: A) elektrische Leitfähigkeit, B) Wärmeleitfähigkeit, B) hart Aggregatzustand unter normalen Bedingungen, D) metallischer Glanz

Teil B. Die Antwort auf die Aufgaben in diesem Teil besteht aus einer Reihe von Briefen, die niedergeschrieben werden sollen Übereinstimmen. Mit Steigerung Seriennummer Element in der Hauptuntergruppe der Gruppe II des Periodensystems, ändern sich die Eigenschaften der Elemente und der von ihnen gebildeten Stoffe wie folgt:

1. Welche Strukturmerkmale von Metallatomen bestimmen ihre reduzierenden Eigenschaften?

Die reduzierenden Eigenschaften von Metallen werden durch die Fähigkeit bestimmt, Elektronen aus der äußeren Schicht abzugeben. Je leichter ein Atom Elektronen aus seiner äußeren Schicht abgibt, desto stärker ist es als Reduktionsmittel.

2. Nennen Sie das chemische Element, das eine einfache Substanz bildet – das aktivste Metall. Begründen Sie Ihre Wahl.

Das aktivste Metall ist Francium (Fr).

Francium gibt in seiner äußeren Schicht am leichtesten ein Elektron ab. Es hat den größten Atomradius, also die Energie der Wechselwirkung des Atomkerns mit der Außenwelt Elektronenhülle klein

3. Wie ist die Aussage, dass Metalle nur reduzierende Eigenschaften aufweisen und daher oxidiert werden, mit einem Prozess vereinbar, der sich mithilfe der Gleichung widerspiegeln lässt: Benennen Sie diesen Prozess. In welchen Existenzformen des chemischen Elements kommt Kupfer vor? Für welche Existenzform chemische Elemente Ist die obige Aussage wahr?

Metalle zeigen reduzierende Eigenschaften im Oxidationszustand Null, d. h. Das Metall selbst kann nur ein Reduktionsmittel sein. Der angegebene Prozess ist ein Beispiel für die Oxidation von Cu2+ zu Cu0. In diesem Beispiel fungiert Kupfer als Kation.

Einführung

Metalle sind einfache Stoffe, die unter normalen Bedingungen charakteristische Eigenschaften haben: hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, die Fähigkeit, Licht gut zu reflektieren (was ihren Glanz und ihre Opazität verursacht) und die Fähigkeit, unter dem Einfluss äußerer Kräfte die gewünschte Form anzunehmen ( Plastizität). Es gibt eine andere Definition von Metallen – dies sind chemische Elemente, die sich durch die Fähigkeit auszeichnen, externe (Valenz-)Elektronen abzugeben.

Von allen bekannten chemischen Elementen sind etwa 90 Metalle. Mehrheitlich Anorganische Verbindungen sind Verbindungen von Metallen.

Es gibt verschiedene Arten der Klassifizierung von Metallen. Die eindeutigste Klassifizierung von Metallen erfolgt nach ihrer Position in Periodensystem chemische Elemente - chemische Klassifizierung.

Wenn wir in der „langen“ Version des Periodensystems eine gerade Linie durch die Elemente Bor und Astat ziehen, dann befinden sich Metalle links von dieser Linie und Nichtmetalle rechts davon.

Aus atomarer Sicht werden Metalle in Übergangsmetalle und Übergangsmetalle unterteilt. Nicht-Übergangsmetalle befinden sich in den Hauptuntergruppen des Periodensystems und zeichnen sich dadurch aus, dass in ihren Atomen die elektronischen Niveaus s und p nacheinander gefüllt sind. Zu den Nicht-Übergangsmetallen zählen 22 Elemente der Hauptuntergruppen a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.

Übergangsmetalle befinden sich in Nebenuntergruppen und zeichnen sich durch die Füllung d- oder f-elektronischer Ebenen aus. Zu den d-Elementen zählen 37 Metalle der sekundären Nebengruppen b: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.

Zu den f-Elementen gehören 14 Lanthaniden (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) und 14 Actiniden (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr).

Unter den Übergangsmetallen werden außerdem Seltenerdmetalle (Sc, Y, La und Lanthanoide), Platinmetalle (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt) und Transuranmetalle (Nr und Elemente mit höherer Atommasse) unterschieden.

Neben der chemischen gibt es auch, wenn auch nicht allgemein akzeptiert, eine seit langem etablierte technische Klassifizierung von Metallen. Es ist nicht so logisch wie das chemische – es basiert auf der einen oder anderen praktisch wichtigen Eigenschaft des Metalls. Eisen und darauf basierende Legierungen werden als Eisenmetalle klassifiziert, alle anderen Metalle werden als Nichteisenmetalle eingestuft. Es gibt Leichtmetalle (Li, Be, Mg, Ti usw.) und Schwermetalle (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb usw.) sowie feuerfeste Gruppen ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), Edelmetalle (Ag, Au, Platinmetalle) und radioaktive Metalle (U, Th, NP, Pu usw.). In der Geochemie werden auch Spurenmetalle (Ga, Ge, Hf, Re usw.) und seltene Metalle (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re usw.) unterschieden. Wie Sie sehen, gibt es keine klaren Grenzen zwischen den Gruppen.

Historische Referenz

Obwohl das Leben der menschlichen Gesellschaft ohne Metalle unmöglich ist, weiß niemand genau, wann und wie die Menschen begannen, sie zu nutzen. Die ältesten uns überlieferten Schriften berichten von primitiven Werkstätten, in denen aus Schmelze oder Metall Produkte hergestellt wurden. Das bedeutet, dass der Mensch die Metalle beherrschte, bevor er schrieb. Bei Ausgrabungen antiker Siedlungen finden Archäologen Arbeits- und Jagdwerkzeuge, die die Menschen in jenen fernen Zeiten verwendeten – Messer, Äxte, Pfeilspitzen, Nadeln, Angelhaken und vieles mehr. Wie antike Siedlungen, desto gröber und primitiver waren die Produkte menschlicher Hände. Die ältesten Metallprodukte wurden bei Ausgrabungen von Siedlungen gefunden, die vor etwa 8.000 Jahren existierten. Dabei handelte es sich vor allem um Schmuck aus Gold und Silber sowie Pfeilspitzen und Speere aus Kupfer.

Das griechische Wort „metallon“ bedeutete ursprünglich den Beginn von Minen, daher der Begriff „Metall“. In der Antike glaubte man, dass es nur sieben Metalle gab: Gold, Silber, Kupfer, Zinn, Blei, Eisen und Quecksilber. Diese Zahl korrelierte mit der Anzahl der damals bekannten Planeten – Sonne (Gold), Mond (Silber), Venus (Kupfer), Jupiter (Zinn), Saturn (Blei), Mars (Eisen), Merkur (Quecksilber) ( Siehe Abbildung) . Nach alchemistischen Vorstellungen entstanden Metalle im Erdinneren unter dem Einfluss der Strahlen der Planeten und verwandelten sich nach und nach in Gold.

Der Mensch beherrschte zunächst einheimische Metalle – Gold, Silber, Quecksilber. Das erste künstlich hergestellte Metall war Kupfer, dann gelang es, die Herstellung einer Legierung aus Kupfer mit Salz – Bronze und erst später – Eisen zu beherrschen. Im Jahr 1556 erschien in Deutschland das Buch des deutschen Metallurgen G. Agricola „Über Bergbau und Metallurgie“ – der erste detaillierte Leitfaden zur Metallgewinnung, der uns überliefert ist. Zwar galten Blei, Zinn und Wismut damals noch als Sorten desselben Metalls. Im Jahr 1789 gab der französische Chemiker A. Lavoisier in seinem Handbuch zur Chemie eine Liste einfacher Substanzen an, die alle damals bekannten Metalle umfasste – Antimon, Silber, Wismut, Kobalt, Zinn, Eisen, Mangan, Nickel, Gold, Gips -Zinn, Blei, Wolfram und Zink. Mit der Entwicklung chemischer Forschungsmethoden begann die Zahl der bekannten Metalle rapide zuzunehmen. Im 18. Jahrhundert Im 19. Jahrhundert wurden 14 Metalle entdeckt. - 38, im 20. Jahrhundert. - 25 Metalle. In der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts. Platinsatelliten wurden entdeckt und durch Elektrolyse wurden Alkali- und Erdalkalimetalle gewonnen. Mitte des Jahrhunderts wurden durch Spektralanalyse Cäsium, Rubidium, Thallium und Indium entdeckt. Die von D. I. Mendelejew auf der Grundlage seines Periodengesetzes vorhergesagte Existenz von Metallen (dies sind Gallium, Scandium und Germanium) wurde hervorragend bestätigt. Entdeckung der Radioaktivität Ende des 19. Jahrhunderts. führte zur Suche nach radioaktiven Metallen. Schließlich durch die Methode der nuklearen Transformationen in der Mitte des 20. Jahrhunderts. Es wurden radioaktive Metalle gewonnen, die in der Natur nicht vorkommen, insbesondere Transurane.

Physikalische und chemische Eigenschaften von Metallen.

Alle Metalle sind Feststoffe (außer Quecksilber, das unter normalen Bedingungen flüssig ist) und unterscheiden sich von Nichtmetallen besondere Art Verbindungen (metallische Verbindung). Valenzelektronen sind schwach an ein bestimmtes Atom gebunden und in jedem Metall befindet sich ein sogenanntes Elektronengas. Die meisten Metalle haben eine kristalline Struktur und man kann sich das Metall als „starres“ Kristallgitter aus positiven Ionen (Kationen) vorstellen. Diese Elektronen können sich mehr oder weniger um das Metall bewegen. Sie kompensieren die Abstoßungskräfte zwischen Kationen und binden sie dadurch zu einem kompakten Körper.

Alle Metalle haben eine hohe elektrische Leitfähigkeit (d. h. sie sind im Gegensatz zu nicht dielektrischen Metallen Leiter), insbesondere Kupfer, Silber, Gold, Quecksilber und Aluminium; Auch die Wärmeleitfähigkeit von Metallen ist hoch. Eine besondere Eigenschaft vieler Metalle ist ihre Duktilität (Formbarkeit), wodurch sie zu dünnen Blechen (Folie) gewalzt und zu Drähten (Zinn, Aluminium usw.) gezogen werden können. Es gibt jedoch auch recht spröde Metalle ( Zink, Antimon, Wismut).

In der Industrie werden häufig keine reinen Metalle, sondern Mischungen daraus, sogenannte Legierungen, verwendet. In einer Legierung ergänzen sich die Eigenschaften einer Komponente meist erfolgreich mit den Eigenschaften der anderen. So hat Kupfer eine geringe Härte und ist für die Herstellung von Maschinenteilen ungeeignet, während Legierungen aus Kupfer und Zink, Messing genannt, bereits recht hart sind und im Maschinenbau weit verbreitet sind. Aluminium hat eine gute Duktilität und eine ausreichende Leichtigkeit (geringe Dichte), ist aber zu weich. Darauf aufbauend wird eine Legierung aus Ayuralum (Duraluminium) hergestellt, die Kupfer, Magnesium und Mangan enthält. Duraluminium erhält eine hohe Härte, ohne die Eigenschaften seines Aluminiums zu verlieren, und wird daher in verwendet Luftfahrttechnik. Legierungen aus Eisen mit Kohlenstoff (und Zusätzen anderer Metalle) sind das bekannte Gusseisen und der Stahl.

Die Dichte von Metallen variiert stark: Bei Lithium ist sie fast halb so hoch wie die von Wasser (0,53 g/cm3), bei Osmium ist sie mehr als 20-mal höher (22,61 g/cm3). Metalle unterscheiden sich auch in der Härte. Am weichsten sind Alkalimetalle; sie lassen sich leicht mit einem Messer schneiden; Das härteste Metall – Chrom – schneidet Glas. Bei den Schmelzpunkten von Metallen gibt es große Unterschiede: Quecksilber ist unter normalen Bedingungen eine Flüssigkeit, Cäsium und Gallium schmelzen bei der Temperatur des menschlichen Körpers und das feuerfesteste Metall, Wolfram, hat einen Schmelzpunkt von 3380 °C. Metalle, deren Schmelzpunkt über 1000 °C liegt, werden als Refraktärmetalle klassifiziert, die folgenden als schmelzbare Metalle. Bei hohen Temperaturen sind Metalle in der Lage, Elektronen zu emittieren, die in der Elektronik und in thermoelektrischen Generatoren verwendet werden, um Wärmeenergie direkt in elektrische Energie umzuwandeln. Eisen, Kobalt, Nickel und Gadolinium sind in der Lage, ihren Magnetisierungszustand dauerhaft aufrechtzuerhalten, nachdem sie in ein Magnetfeld gebracht wurden.

Metalle haben auch einige chemische Eigenschaften. Metallatome geben relativ leicht Valenzelektronen ab und werden zu positiv geladenen Ionen. Daher sind Metalle Reduktionsmittel. Dies ist tatsächlich ihre wichtigste und allgemeinste chemische Eigenschaft.

Offensichtlich reagieren Metalle als Reduktionsmittel mit verschiedenen Oxidationsmitteln, zu denen einfache Substanzen, Säuren, Salze weniger aktiver Metalle und einige andere Verbindungen gehören können. Verbindungen von Metallen mit Halogenen werden Halogenide genannt, mit Schwefel - Sulfide, mit Stickstoff - Nitride, mit Phosphor - Phosphide, mit Kohlenstoff - Karbide, mit Silizium - Silizide, mit Bor - Boride, mit Wasserstoff - Hydride usw. Viele dieser Verbindungen haben wichtige Anwendungen in der neuen Technologie gefunden. Beispielsweise werden Metallboride in der Radioelektronik sowie in der Kerntechnik als Materialien zur Regulierung und zum Schutz vor Neutronenstrahlung eingesetzt.

Unter dem Einfluss konzentrierter oxidierender Säuren bildet sich auch auf einigen Metallen ein stabiler Oxidfilm. Dieses Phänomen wird Passivierung genannt. So werden in konzentrierter Schwefelsäure Metalle wie Be, Bi, Co, Fe, Mg und Nb passiviert (und reagieren nicht damit) und in konzentrierter Salpetersäure die Metalle Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th und U.

Je weiter links sich ein Metall in dieser Reihe befindet, desto stärker sind seine reduzierenden Eigenschaften, d. h. es kann leichter oxidiert werden und als Kation in Lösung gehen, die Reduktion vom Kation in den freien Zustand ist jedoch schwieriger .

Ein Nichtmetall, Wasserstoff, wird in die Spannungsreihe eingefügt, da dadurch festgestellt werden kann, ob dieses Metall mit nicht oxidierenden Säuren in wässriger Lösung reagiert (genauer gesagt, durch Wasserstoffkationen H + oxidiert wird). Beispielsweise reagiert Zink mit Salzsäure, da es in der Spannungsreihe links (vor) Wasserstoff steht. Im Gegensatz dazu wird Silber durch Salzsäure nicht in Lösung gebracht, da es in der Spannungsreihe rechts (nach) Wasserstoff liegt. Ähnlich verhalten sich Metalle in verdünnter Schwefelsäure. Metalle in der Spannungsreihe nach Wasserstoff werden als edel bezeichnet (Ag, Pt, Au usw.)

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Periodisch System Elemente Mendelejew

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B Ö Die meisten bekannten chemischen Elemente bilden einfache Metalle.

Zu den Metallen gehören alle Elemente der sekundären (B) Untergruppen sowie Elemente der Hauptuntergruppen, die sich unterhalb der Beryllium-Astat-Diagonale befinden (Abb. 1). Darüber hinaus bilden die chemischen Elemente Metalle die Lanthaniden- und Aktinidengruppen.

Reis. 1. Die Lage der Metalle unter den Elementen der Untergruppe A (blau hervorgehoben)

Im Vergleich zu Nichtmetallatomen haben Metallatome b Ö größere Größen und weniger externe Elektronen, normalerweise 1-2. Folglich sind die äußeren Elektronen von Metallatomen schwach an den Kern gebunden; Metalle geben sie leicht ab und zeigen reduzierende Eigenschaften bei chemischen Reaktionen.

Betrachten wir die Änderungsmuster einiger Eigenschaften von Metallen in Gruppen und Perioden.

In PeriodenMit Mit zunehmender Kernladung nimmt der Radius der Atome ab. Die Atomkerne ziehen immer mehr äußere Elektronen an, sodass die Elektronegativität der Atome zunimmt und die metallischen Eigenschaften abnehmen. Reis. 2.

Reis. 2. Änderung der metallischen Eigenschaften in Perioden

In den Hauptuntergruppen Von oben nach unten nimmt die Anzahl der elektronischen Schichten in Metallatomen zu, daher nimmt der Radius der Atome zu. Dann werden die äußeren Elektronen weniger stark vom Kern angezogen, sodass die Elektronegativität der Atome abnimmt und die metallischen Eigenschaften zunehmen. Reis. 3.

Reis. 3. Änderung der metallischen Eigenschaften in Untergruppen

Die aufgeführten Muster sind mit seltenen Ausnahmen auch für Elemente sekundärer Untergruppen charakteristisch.

Atome metallischer Elemente neigen dazu, Elektronen zu verlieren. Bei chemischen Reaktionen wirken Metalle lediglich als Reduktionsmittel; sie geben Elektronen ab und erhöhen ihre Oxidationsstufe.

Die Atome, aus denen einfache nichtmetallische Substanzen bestehen, sowie die Atome, aus denen die Metallatome bestehen, können Elektronen von Metallatomen aufnehmen. komplexe Substanzen, die ihren Oxidationszustand senken können. Zum Beispiel:

2Na 0 + S 0 = Na +1 2 S -2

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl 2 + H 0 2

Nicht alle Metalle haben die gleiche chemische Reaktivität. Einige Metalle reagieren unter normalen Bedingungen praktisch nicht chemische Reaktionen, sie werden Edelmetalle genannt. Zu den Edelmetallen zählen: Gold, Silber, Platin, Osmium, Iridium, Palladium, Ruthenium, Rhodium.

Edelmetalle sind in der Natur sehr selten und kommen fast immer vor Heimatstaat(Abb. 4). Trotz ihrer hohen Korrosions- und Oxidationsbeständigkeit bilden diese Metalle immer noch Oxide und andere Chemische Komponenten Jeder kennt zum Beispiel Silberchloride und -nitrate.

Reis. 4. Goldnugget

Zusammenfassung der Lektion

In dieser Lektion haben Sie die Position der chemischen Elemente von Metallen im Periodensystem sowie die Strukturmerkmale der Atome dieser Elemente untersucht, die die Eigenschaften einfacher und komplexer Substanzen bestimmen. Sie haben erfahren, warum es in Metallen viel mehr chemische Elemente als in Nichtmetallen gibt.

Referenzliste

1. Orzhekovsky P.A. Chemie: 9. Klasse: Allgemeinbildung. Einrichtung / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013. (§28)
2. Rudzitis G.E. Chemie: anorganisch. Chemie. Organ. Chemie: Lehrbuch. für die 9. Klasse. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldmann. - M.: Bildung, OJSC „Moscow Textbooks“, 2009. (§34)
3. Khomchenko I.D. Sammlung von Aufgaben und Übungen zur Chemie für weiterführende Schule. - M.: RIA „New Wave“: Verlag Umerenkov, 2008. (S. 86-87)
4. Enzyklopädie für Kinder. Band 17. Chemie / Kapitel. Hrsg. V.A. Wolodin, Ved. wissenschaftlich Hrsg. I. Leenson. - M.: Avanta+, 2003.

1. Eine einheitliche Sammlung digitaler Bildungsressourcen (Videoexperimente zum Thema) ().
2. Elektronische Version der Zeitschrift „Chemistry and Life“ ().

Hausaufgaben

1. Mit. 195-196 Nr. 7, A1-A4 aus dem Lehrbuch von P.A. Orzhekovsky „Chemie: 9. Klasse“ / P.A. Orzhekovsky, L.M. Meshcheryakova, M.M. Shalashova. - M.: Astrel, 2013.
2. Welche Eigenschaften (oxidierend oder reduzierend) kann das Fe 3+-Ion haben? Veranschaulichen Sie Ihre Antwort mit Reaktionsgleichungen.
3. Vergleichen Sie den Atomradius, die Elektronegativität und die reduzierenden Eigenschaften von Natrium und Magnesium.

Position der Metalle im Periodensystem

Wenn wir in der Tabelle von D. I. Mendeleev eine Diagonale von Bor zu Astat zeichnen, dann befinden sich in den Hauptuntergruppen unter der Diagonale Metallatome und in den Nebenuntergruppen sind alle Elemente Metalle. Elemente in der Nähe der Diagonale haben doppelte Eigenschaften: In einigen ihrer Verbindungen verhalten sie sich wie Metalle; in einigen - als Nichtmetalle.

Struktur von Metallatomen

In Perioden und Hauptuntergruppen gibt es Regelmäßigkeiten in der Änderung der metallischen Eigenschaften.

Viele Metallatome haben 1, 2 oder 3 Valenzelektronen, zum Beispiel:

Na(+11): 1S2 2S22p6 3S1

Ca (+ 20): 1S2 2S22p6 3S23p63d0 4S2

Alkalimetalle (Gruppe 1, Hauptuntergruppe): ...nS1.

Erdalkali (Gruppe 2, Hauptuntergruppe): ...nS2.

Die Eigenschaften von Metallatomen hängen periodisch von ihrer Position in der Tabelle von D. I. Mendeleev ab.

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a - Kupfer; b – Magnesium; c – α-Modifikation von Eisen

Metallatome neigen dazu, ihre äußeren Elektronen abzugeben. In einem Stück Metall, Barren oder Metallprodukt geben die Metallatome externe Elektronen ab und senden sie in dieses Stück, Barren oder Produkt, wobei sie sich in Ionen verwandeln. „Abgelöste“ Elektronen wandern von einem Ion zum anderen, verbinden sich mit ihnen vorübergehend wieder zu Atomen, werden wieder abgelöst, und dieser Vorgang läuft kontinuierlich ab. Metalle haben ein Kristallgitter, an dessen Knoten sich Atome oder Ionen (+) befinden; Zwischen ihnen befinden sich freie Elektronen (Elektronengas). Der Anschlussplan in Metall kann wie folgt dargestellt werden:

М0 ↔ nē + Мn+,

Atom - Ion

Wo N ist die Anzahl der an der Bindung beteiligten externen Elektronen (y Na - 1 ē, ja Ca - 2 ē, ja Al - 3 ē).

Diese Art der Bindung wird bei Metallen – einfachen Stoffen – Metallen und Legierungen beobachtet.

Eine Metallbindung ist eine Bindung zwischen positiv geladenen Metallionen und freien Elektronen in Kristallgitter Metalle

Eine Metallbindung hat einige Ähnlichkeiten mit einer kovalenten Bindung, aber auch einige Unterschiede, da eine Metallbindung auf der gemeinsamen Nutzung von Elektronen basiert (Ähnlichkeit) und alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind (Differenz). Deshalb sind Kristalle mit Metallbindung plastisch, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz. Im Dampfzustand sind Metallatome jedoch miteinander verbunden kovalente Bindung Metallpaare bestehen aus einzelnen Molekülen (einatomig und zweiatomig).

Allgemeine Eigenschaften von Metallen

Die Fähigkeit von Atomen, Elektronen abzugeben (zu oxidieren)	← Zunehmend
Wechselwirkung mit Luftsauerstoff	Oxidiert bei normalen Temperaturen schnell	Oxidiert langsam bei normalen Temperaturen oder beim Erhitzen	Nicht oxidieren
Wechselwirkung mit Wasser	Bei Normaltemperatur wird H2 freigesetzt und Hydroxid gebildet	Beim Erhitzen wird H2 freigesetzt	H2 wird nicht aus Wasser verdrängt
Wechselwirkung mit Säuren	Verdrängt H2 aus verdünnten Säuren	Verdrängt H2 aus verdünnten Säuren nicht
Reagieren Sie mit konz. und dil. HNO3 und konz. Beim Erhitzen entsteht H2SO4	Reagiert nicht mit Säuren
In der Natur sein	Nur in Verbindungen	In Verbindungen und in freier Form	Hauptsächlich in freier Form
Methoden zur Beschaffung	Elektrolyse von Schmelzen	Reduktion mit Kohle, Kohlenmonoxid (2), Aluminothermie oder Elektrolyse wässriger Salzlösungen
Die Fähigkeit von Ionen, Elektronen aufzunehmen (zu erholen)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Zunehmend →

Elektrochemische Spannungsreihe von Metallen. Physikalische und chemische Eigenschaften von Metallen

Sind üblich physikalische Eigenschaften Metalle

Die allgemeinen physikalischen Eigenschaften von Metallen werden durch die metallische Bindung und das metallische Kristallgitter bestimmt.

Formbarkeit, Duktilität

Durch mechanische Einwirkung auf einen Metallkristall werden Atomschichten verschoben. Da sich die Elektronen im Metall durch den Kristall bewegen, kommt es zu keinem Bindungsbruch. Die Plastizität nimmt in der Serie ab Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe. Gold kann beispielsweise zu Blechen mit einer Dicke von maximal 0,001 mm gerollt werden, die zum Vergolden verschiedener Gegenstände verwendet werden. Alufolie erschien vor relativ kurzer Zeit und vor dem Tee wurde Schokolade in Alufolie geschmiedet, die Staniol genannt wurde. Mn und Bi weisen jedoch keine Duktilität auf: Es handelt sich um spröde Metalle.

Metallischer Glanz

Metallischer Glanz, den alle Metalle in Pulverform verlieren, außer Al Und Mg. Die glänzendsten Metalle sind Hg(im Mittelalter wurden daraus die berühmten „venezianischen Spiegel“ hergestellt), Ag(Moderne Spiegel werden heute mithilfe der „Silberspiegel“-Reaktion daraus hergestellt.) Nach der Farbe wird (konventionell) zwischen Eisen- und Nichteisenmetallen unterschieden. Unter den letzteren heben wir die kostbaren hervor – Au, Ag, Pt. Gold ist das Metall der Juweliere. Auf dieser Grundlage wurden die wunderbaren Ostereier von Fabergé hergestellt.

Klingeln

Metalle klingeln, und aus dieser Eigenschaft werden Glocken hergestellt (denken Sie an die Zarenglocke im Moskauer Kreml). Die klangvollsten Metalle sind Au, Ag, Cu. Das Kupfer erklingt mit einem dicken, summenden Klingeln – einem purpurnen Klingeln. Dieser bildliche Ausdruck ist nicht zu Ehren der Himbeere gedacht, sondern zu Ehren der niederländischen Stadt Malina, wo die erste Kirchenglocken. In Russland begannen russische Handwerker dann sogar, Glocken zu gießen beste Qualität, und Bewohner von Städten und Gemeinden spendeten Gold- und Silberschmuck, damit die für die Tempel gegossenen Glocken besser klingen. In einigen russischen Pfandleihhäusern wurde die Echtheit der zur Kommission angenommenen Goldringe durch das Klingeln eines goldenen Eherings festgestellt, der an den Haaren einer Frau hing (ein sehr langer und klarer hoher Ton ist zu hören).

Unter normalen Bedingungen sind alle Metalle außer Quecksilber Hg - Feststoffe. Das härteste Metall ist Chrom Cr: Es zerkratzt Glas. Am weichsten sind Alkalimetalle, sie können mit einem Messer geschnitten werden. Alkalimetalle werden mit großer Vorsicht gelagert – Na – in Kerosin und Li – wegen seiner Leichtigkeit in Vaseline, Kerosin – in einem Glasgefäß, ein Glas – in Asbestspänen, Asbest – in einem Blechgefäß.

Elektrische Leitfähigkeit

Gut elektrische Leitfähigkeit Metalle werden durch das Vorhandensein freier Elektronen in ihnen erklärt, die unter dem Einfluss selbst einer kleinen Potentialdifferenz eine gerichtete Bewegung vom negativen zum positiven Pol erlangen. Mit zunehmender Temperatur nehmen die Schwingungen der Atome (Ionen) zu, was die gerichtete Bewegung der Elektronen behindert und dadurch zu einer Abnahme der elektrischen Leitfähigkeit führt. Bei niedrigen Temperaturen hingegen wird die Schwingbewegung stark reduziert und die elektrische Leitfähigkeit steigt stark an. Nahe dem absoluten Nullpunkt weisen Metalle Supraleitung auf. Ag, Cu, Au, Al, Fe haben die höchste elektrische Leitfähigkeit; die schlechtesten Leiter sind Hg, Pb, W.

Wärmeleitfähigkeit

Unter normalen Bedingungen ändert sich die Wärmeleitfähigkeit von Metallen im Wesentlichen in der gleichen Reihenfolge wie ihre elektrische Leitfähigkeit. Die Wärmeleitfähigkeit wird durch die hohe Beweglichkeit freier Elektronen und bestimmt oszillierende Bewegung Atome, wodurch sich die Temperatur in der Metallmasse schnell ausgleicht. Die höchste Wärmeleitfähigkeit haben Silber und Kupfer, die niedrigste die für Wismut und Quecksilber.

Dichte

Die Dichte von Metallen ist unterschiedlich. Je kleiner es ist, desto kleiner ist es Atommasse Metallelement und je größer der Radius seines Atoms. Das leichteste Metall ist Lithium (Dichte 0,53 g/cm3), das schwerste ist Osmium (Dichte 22,6 g/cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g/cm3 werden als leicht bezeichnet, der Rest als schwer.

Die Schmelz- und Siedepunkte von Metallen variieren. Das schmelzbarste Metall ist Quecksilber (tbp = -38,9 °C), Cäsium und Gallium schmelzen bei 29 bzw. 29,8 °C. Wolfram ist das feuerfesteste Metall (tbp = 3390°C).

Das Konzept der Allotropie von Metallen am Beispiel von Zinn

Einige Metalle weisen allotrope Modifikationen auf.

Zinn wird beispielsweise unterschieden in:

α-Zinn oder graues Zinn („Zinnplage“ – die Umwandlung von gewöhnlichem β-Zinn in α-Zinn, wenn niedrige Temperaturen verursachte den Tod von R. Scotts Expedition nach Südpol, das sämtlichen Treibstoff verloren hat, da es in mit Zinn verschlossenen Tanks gelagert wurde), ist bei t stabil<14°С, серый порошок.

· β-Zinn oder weißes Zinn (t = 14 – 161 °C) ist ein sehr weiches Metall, aber härter als Blei, das sich zum Gießen und Löten eignet. Wird in Legierungen verwendet, beispielsweise zur Herstellung von Weißblech (verzinntes Eisen).

Elektrochemische Spannungsreihe von Metallen und ihre beiden Regeln

Die Anordnung der Atome in einer Reihe nach ihrer Reaktivität lässt sich wie folgt darstellen:

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb,H2 , Cu, Hg, Ag, Pt, Au.

Die Stellung eines Elements in der elektrochemischen Reihe gibt an, wie leicht es in einer wässrigen Lösung Ionen bildet, also seine Reaktivität. Die Reaktivität von Elementen hängt von der Fähigkeit ab, an der Bindungsbildung beteiligte Elektronen aufzunehmen oder abzugeben.

1. Regel der Spannungsreihe

Wenn ein Metall in dieser Reihe vor Wasserstoff steht, ist es in der Lage, es aus sauren Lösungen zu verdrängen; wenn es nach Wasserstoff steht, dann nicht.

Zum Beispiel, Zn, Mg, Al ergab eine Substitutionsreaktion mit Säuren (sie liegen im Spannungsbereich bis). H), A Cu nein (sie ist hinterher H).

2. Regel der Spannungsreihe

Steht ein Metall in der Spannungsreihe vor dem Salzmetall, dann ist es in der Lage, dieses Metall aus der Lösung seines Salzes zu verdrängen.

Zum Beispiel CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

In solchen Fällen ist die Position des Metalls vorher oder nachher Wasserstoff Das mag keine Rolle spielen, wichtig ist, dass das reagierende Metall dem Metall, das das Salz bildet, vorausgeht:

Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu(NO3)2.

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Bei chemischen Reaktionen sind Metalle Reduktionsmittel (geben Elektronen ab).

Interaktion einfache Substanzen .

1. Metalle bilden mit Halogenen Salze – Halogenide:

Mg + Cl2 = MgCl2;

Zn + Br2 = ZnBr2.

2. Metalle bilden mit Sauerstoff Oxide:

4Na + O2 = 2 Na2O;

2Cu + O2 = 2CuO.

3. Metalle bilden mit Schwefel Salze - Sulfide:

4. Mit Wasserstoff bilden die aktivsten Metalle Hydride, zum Beispiel:

Ca + H2 = CaH2.

5. Viele Metalle bilden mit Kohlenstoff Karbide:

Ca + 2C = CaC2.

Interaktion mit komplexen Substanzen

1. Metalle am Anfang der Spannungsreihe (von Lithium zu Natrium) verdrängen unter normalen Bedingungen Wasserstoff aus Wasser und bilden Alkalien, zum Beispiel:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2.

2. In der Spannungsreihe bis zum Wasserstoff liegende Metalle interagieren mit verdünnten Säuren (HCl, H2SO4 etc.), wodurch Salze entstehen und Wasserstoff freigesetzt wird, zum Beispiel:

2Al + 6НCl = 2AlCl3 + 3H2.

3. Metalle interagieren mit Lösungen von Salzen weniger aktiver Metalle, wodurch ein Salz eines aktiveren Metalls entsteht und das weniger aktive Metall in freier Form freigesetzt wird, zum Beispiel:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Metalle in der Natur.

Metalle in der Natur finden.

Die meisten Metalle kommen in der Natur in Form verschiedener Verbindungen vor: Aktive Metalle kommen nur in Form von Verbindungen vor; niedrigaktive Metalle – in Form von Verbindungen und in freier Form; Edelmetalle (Ag, Pt, Au...) in freier Form.

Einheimische Metalle kommen meist in geringen Mengen als Körner oder Einschlüsse in Gesteinen vor. Gelegentlich gibt es auch recht große Metallstücke – Nuggets. Viele Metalle liegen in der Natur in gebundenem Zustand in Form chemischer Naturverbindungen vor – Mineralien. Sehr oft handelt es sich dabei um Oxide, zum Beispiel Eisenmineralien: rotes Eisenerz Fe2O3, braunes Eisenerz 2Fe2O3 ∙ 3H2O, magnetisches Eisenerz Fe3O4.

Mineralien sind Bestandteile von Gesteinen und Erzen. Rudami sind natürliche, mineralhaltige Formationen, in denen Metalle in Mengen vorkommen, die für die Gewinnung von Metallen in der Industrie technologisch und wirtschaftlich geeignet sind.

Basierend auf der chemischen Zusammensetzung des im Erz enthaltenen Minerals werden Oxid-, Sulfid- und andere Erze unterschieden.

Normalerweise wird das Erz vor der Gewinnung von Metallen vorangereichert – Abfallgestein und Verunreinigungen werden getrennt, wodurch ein Konzentrat entsteht, das als Rohstoff für die metallurgische Produktion dient.

Methoden zur Gewinnung von Metallen.

Metalle aus ihren Verbindungen zu gewinnen, ist Aufgabe der Metallurgie. Bei jedem metallurgischen Prozess handelt es sich um einen Prozess der Reduktion von Metallionen mit Hilfe verschiedener Reduktionsmittel, der zur Produktion von Metallen in freier Form führt. Je nach Art der Durchführung des metallurgischen Prozesses werden Pyrometallurgie, Hydrometallurgie und Elektrometallurgie unterschieden.

Pyrometallurgie- Dies ist die Herstellung von Metallen aus ihren Verbindungen bei hohen Temperaturen unter Verwendung verschiedener Reduktionsmittel: Kohlenstoff, Kohlenmonoxid (II), Wasserstoff, Metalle (Aluminium, Magnesium) usw.

Beispiele für die Metallrückgewinnung

ZnO + C → Zn + CO2;

Kohlenmonoxid:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;

Wasserstoff:

WO3 + 3H2 → W + 3H2O;

CoO + H2 → Co + H2O;

Aluminium (Aluminothermie):

4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn;

Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;

Magnesium:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

Hydrometallurgie- Hierbei handelt es sich um die Herstellung von Metallen, die aus zwei Prozessen besteht: 1) Eine natürliche Metallverbindung wird in einer Säure gelöst, wodurch eine Lösung des Metallsalzes entsteht. 2) Dieses Metall wird aus der resultierenden Lösung durch ein aktiveres Metall ersetzt. Zum Beispiel:

1. 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Elektrometallurgie- Dies ist die Herstellung von Metallen durch Elektrolyse von Lösungen oder Schmelzen ihrer Verbindungen. Elektrischer Strom spielt im Elektrolyseprozess die Rolle eines Reduktionsmittels.

Allgemeine Eigenschaften von Metallen der Gruppe IA.

Zu den Metallen der Hauptuntergruppe der ersten Gruppe (IA-Gruppe) gehören Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Cäsium (Cs), Francium (Fr). Diese Metalle werden Alkali genannt, weil sie und ihre Oxide bei der Reaktion mit Wasser Alkalien bilden.

Alkalimetalle gehören zu den S-Elementen. Metallatome haben ein s-Elektron (ns1) in ihrer äußeren Elektronenschicht.

Kalium, Natrium – einfache Stoffe

Alkalimetalle in Ampullen:
a - Cäsium; b – Rubidium; c – Kalium; g – Natrium

Grundlegende Informationen zu den Elementen der Gruppe IA

	Li-Lithium	Na-Natrium	K Kalium	Rb Rubidium	Cs-Cäsium	Fr Frankreich
Ordnungszahl
Oxidationszustand
Wichtigste natürliche Verbindungen	Li2O Al2O3 4SiO2 (Spodumen); LiAl(PO4)F, LiAl(PO4)OH (Amblygonit)	NaCl (Speisesalz); Na2SO4 · 10H2O (Glaubersalz, Mirabile); KCl NaCl (Sylvinit)	KCl (Sylvinit), KCl NaCl (Sylvinit); K (Kaliumfeldspat, Orthoglasur); KCl MgCl2 6H2O (Carnallit) – kommt in Pflanzen vor	Als isoamorphe Verunreinigung in Kaliummineralien – Sylvinit und Carnallit	4Cs2O 4Al2O3 18 SiO2 2H2O (Hemizyt); Satellit der Kaliummineralien	Actinium-α-Zerfallsprodukt

Physikalische Eigenschaften

Kalium und Natrium – weiche silbrige Metalle (mit einem Messer geschnitten); ρ(K) = 860 kg/m3, Tmelt(K) = 63,7°C, ρ(Na) = 970 kg/m3, Tmelt(Na) = 97,8°C. Sie haben eine hohe Wärme- und elektrische Leitfähigkeit und färben die Flamme in charakteristischen Farben: K – blassviolett, Na – gelb.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image005_57.jpg" alt=" Auflösung von Schwefel(IV)-oxid in Wasser" width="312" height="253 src=">Реакция серы с натрием!}

Wechselwirkung mit komplexen Substanzen:

1. 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2.

2. 2Na + Na2O2 → 2Na2O.

3. 2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.

Zellstoff- und Papierindustrie" href="/text/category/tcellyulozno_bumazhnaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">Herstellung von Papier, künstlichen Stoffen, Seife, zur Reinigung von Ölpipelines, bei der Herstellung von Kunstfasern, in Alkalibatterien.

Metallverbindungen findenI.A.Gruppen in der Natur.

Salze ― NaCl- Natriumchlorid, NaNO3- Natriumnitrat (chilenischer Salpeter), Na2СО3- Natriumcarbonat (Soda), NaHCO3- Natriumbicarbonat (Backpulver), Na2SO4- Natriumsulfat, Na2SO4 10H2O- Glaubersalz, KCl- Kaliumchlorid, KNO3- Kaliumnitrat (Kaliumnitrat), К2SO4- Kaliumsulfat, K2CO3- Kaliumcarbonat (Kali) – kristalline ionische Substanzen, fast alle wasserlöslich. Natrium- und Kaliumsalze weisen die Eigenschaften mittlerer Salze auf:

· 2NaCl(fest) + Н2SO4(konz.) → Na2SO4 + 2НCl;

· KCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓;

· Na2СО3 + 2НCl → NaCl + CO2 + Н2О;

· K2СО3 + Н2О ↔ KHCO3 + KOH;

CO32- + H2O ↔ HCO3- + OH - (alkalisches Medium, pH< 7).

Speisesalzkristalle

Salzbergwerk

Na2СО3 zur Herstellung von Papier, Seife, Glas verwendet;

NaHCO3- in der Medizin, beim Kochen, bei der Herstellung von Mineralwässern, in Feuerlöschern;

K2CO3- zur Herstellung von Flüssigseife und Glas;

Kali – Kaliumcarbonat

NaNO3, KNO3, KCl, K2SO4― die wichtigsten Kaliumdünger.

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Meersalz enthält 90-95 % NaCl (Natriumchlorid) und bis zu 5 % andere Mineralien: Magnesiumsalze, Calciumsalze, Kaliumsalze, Mangansalze, Phosphorsalze, Jodsalze usw. Insgesamt über 40 nützliche Elemente des Periodensystems Tisch - all das kommt im Meerwasser vor.

Totes Meer

Es hat etwas Außergewöhnliches, fast Fantastisches. In den östlichen Ländern ist selbst der kleinste Feuchtigkeitsstrahl eine Quelle des Lebens, wo Gärten blühen und Getreide reift. Aber dieses Wasser tötet alle Lebewesen.

Viele Völker besuchten diese Küsten: Araber, Juden, Griechen, Römer; Jeder von ihnen nannte diesen riesigen See in seiner eigenen Sprache, aber die Bedeutung des Namens war dieselbe: tot, faul, leblos.

Wir standen an einem verlassenen Ufer, dessen trübes Aussehen Traurigkeit hervorrief: ein totes Land – kein Gras, keine Vögel. Auf der anderen Seite des Sees ragten rötliche Berge steil aus dem grünen Wasser empor. Kahle, faltige Hänge. Es schien, als hätte eine Kraft ihre natürliche Hülle abgerissen und die Muskeln der Erde freigelegt.

Wir beschlossen zu schwimmen, aber das Wasser war kalt, wir wuschen uns einfach mit dickem, fließendem Wasser wie kühle Sole. Nach ein paar Minuten waren mein Gesicht und meine Hände mit einer weißen Salzschicht bedeckt und auf meinen Lippen blieb ein unerträglich bitterer Geschmack zurück, den ich lange Zeit nicht loswerden konnte. Es ist unmöglich, in diesem Meer zu ertrinken: Das dicke Wasser selbst hält einen Menschen an der Oberfläche.

Manchmal schwimmen Fische vom Jordan ins Tote Meer. Sie stirbt innerhalb einer Minute. Einen solchen Fisch haben wir am Ufer angespült gefunden. Es war hart wie ein Stock, in einer starken Salzhülle.
Dieses Meer kann für die Menschen zu einer Quelle des Reichtums werden. Schließlich handelt es sich hier um ein riesiges Lagerhaus für Mineralsalze.

Jeder Liter Wasser aus dem Toten Meer enthält 275 Gramm Kalium-, Natrium-, Brom-, Magnesium- und Kalziumsalze. Die Mineralreserven werden hier auf 43 Milliarden Tonnen geschätzt. Brom und Kali können äußerst kostengünstig hergestellt werden, der Produktionsumfang ist unbegrenzt. Das Land verfügt über riesige Reserven an Phosphaten, die auf dem Weltmarkt stark nachgefragt werden, aber nur eine verschwindend geringe Menge wird abgebaut.

Allgemeine Eigenschaften von Elementen der Gruppe IIA.

Zu den Metallen der Hauptuntergruppe der zweiten Gruppe (IIA-Gruppe) gehören Beryllium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Strontium (Sr), Barium (Ba), Radium (Ra). Diese Metalle werden Erdalkalimetalle genannt, da ihre Hydroxide Me(OH)2 alkalische Eigenschaften haben und ihre Oxide MeO in ihrer Feuerfestigkeit den Oxiden ähneln Schwermetalle, früher „Land“ genannt.

Erdalkalimetalle gehören zu den S-Elementen. Metallatome haben zwei s-Elektronen (ns2) in ihrer äußeren Elektronenschicht.

Grundlegende Informationen zu Elementen der Gruppe IIA

	Sei Beryllium	Mg Magnesium	Ca Kalzium	Sr Strontium	Ba Barium	Ra-Radium
Ordnungszahl
Struktur der äußeren Elektronenhüllen von Atomen	wobei n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n die Periodennummer ist
Oxidationszustand
Wichtigste natürliche Verbindungen	3BeO Al2O3 6SiO2 (Beryl); Be2SiO4 (Phenazit)	2MgO SO2 (Olivin); MgCO3 (Magnesit); MgCO3 · CaCO3 (Dolomit); MgCl2 KCl 6H2O (fleischliche Lite)	CaCO3 (Calcit), CaF2 – Fluorit, CaO Al2O3 · 6SiO2 (Anorthit); CaSO4 · 2H2O (Gips); MgCO3 CaCO3 (Dolomit), Сa3(PO4)2 – Phosphorit, Сa5(PO4)3Х (Х = F, Cl, OH) – Apatit	SrCO3 (Stroncyanit), SrSO4 (Celestin)	BaCO3 (Baterit) BaSO4 (Baryt, Schwerspat)	Als Bestandteil von Uranerzen

Alkalische Erde― helle silbrig-weiße Metalle. Strontium hat einen goldenen Farbton und ist viel härter Alkali Metalle. Barium ist weicher als Blei. An der Luft ist bei normalen Temperaturen die Oberfläche von Beryllium und Magnesium mit einem schützenden Oxidfilm bedeckt. Erdalkalimetalle interagieren aktiv mit dem Luftsauerstoff und werden daher wie Alkalimetalle unter einer Kerosinschicht oder in verschlossenen Gefäßen gelagert.

Calcium ist eine einfache Substanz

Physikalische Eigenschaften

Natürliches Kalzium ist eine Mischung stabiler Isotope. Der häufigste Kalziumgehalt liegt bei 97 %. Kalzium - Silberweißes Metall; ρ = 1550 kg/m3, Tmelt = 839°C. Färbt die Flamme orangerot.

Chemische Eigenschaften

Wechselwirkung mit einfachen Stoffen (Nichtmetallen):

1. Mit Halogenen: Ca + Cl2 → CaCl2 (Calciumchlorid).

2. Mit Kohlenstoff: Ca + 2C → CaC2 (Kalziumcarbid).

3. Mit Wasserstoff: Ca + H2 → CaH2 (Calciumhydrid).

Salze: CaCO3 Calciumcarbonat ist eine der häufigsten Verbindungen auf der Erde: Kreide, Marmor, Kalkstein. Das wichtigste dieser Mineralien ist Kalkstein. Er selbst ist ein ausgezeichneter Baustein, darüber hinaus ist er ein Rohstoff für die Herstellung von Zement, gelöschtem Kalk, Glas usw.

Kalkkies wird zur Verstärkung von Straßen und Pulver zur Reduzierung des Säuregehalts des Bodens verwendet.

Natürliche Kreide stellt die Überreste von Muscheln antiker Tiere dar. Es wird als Schulmalstift, in Zahnpasten und bei der Herstellung von Papier und Gummi verwendet.

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Physikalische Eigenschaften

Eisen ist ein silberweißes oder graues Metall, hart, mit hoher Duktilität, thermischer und elektrischer Leitfähigkeit, feuerfest; ρ = 7874 kg/m3, Tmelt = 1540°C. Im Gegensatz zu anderen Metallen ist Eisen magnetisierbar und weist Ferromagnetismus auf.

Chemische Eigenschaften

Eisen interagiert sowohl mit einfachen als auch mit komplexen Substanzen.

Wechselwirkung von Eisen mit Sauerstoff

a) bei Erhitzung (Verbrennung), b) bei N. u. (Korrosion)

Chemische Eigenschaften von Eisen

Wenn n. bei.	Beim Erhitzen
Reaktion	3FeSO4 + 2K3 = Fe32↓ + 3K2SO4 (Turbulenblau – dunkelblauer Niederschlag).	1. 4FeCl3 + 3K4 = Fe43↓ + 12KCl (Preußischblau – dunkelblauer Niederschlag). 2. FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl (z. B. blutrotes Rhodanid + Ammoniak).

Biologische Rolle von Eisen

Biochemiker enthüllen die enorme Rolle von Eisen im Leben von Pflanzen, Tieren und Menschen. Als Bestandteil des Hämoglobins verursacht Eisen die rote Farbe dieser Substanz, die wiederum die Farbe des Blutes bestimmt. Der Körper eines erwachsenen Menschen enthält 3 g Eisen, wovon 75 % im Hämoglobin enthalten sind, wodurch der wichtigste biologische Prozess – die Atmung – abläuft. Eisen ist auch für Pflanzen notwendig. Es ist an den oxidativen Prozessen des Protoplasmas, an der Pflanzenatmung und am Aufbau von Chlorophyll beteiligt, obwohl es selbst nicht Teil seiner Zusammensetzung ist. Eisen wird in der Medizin seit langem zur Behandlung von Blutarmut, Erschöpfung und Kraftverlust eingesetzt.