Металічні елементи та їхні сполуки. Роль у природі і виробництві

Головна

Розділ І . Загальни відомості про металлы

1. Історична довідка

2. Класифікація металів

3. Будова та властивості металів

4. Одержание металів з руд

Розділ ІІ. Металічні элементаенти

5. Місце металічних элементов у периодичній системі элементы Д.І. Менделеєва. Металічні с-, п-, d-, элементы, улавлення проїхні хімічні властивості

6. Расширение металлических элементов в живых и неживых природных, их різноманітність. Роль металлических элементов (K, Na, Ca, Mg, Fe, Zn, Cu) у функціонуванні клітини

7. Загальні фізичні и хімічні властивості металів. Металічний зв’язок. Корозія металів, захист от корозії

8. Хімічні властивості лужних и лужноземельных элементов, властивостіїх оксидів и гідрооксидів.

9. Твердость води та методи її усунення

10. Алюміній та його сполуки. Ферум – найважливіший д-елемент, його хімічні властивості. Фізичні властивості заліза. Оксиди Феруму

11. Сполуки Феруму у природі. Залізо, його властивості и використання. Залізні руди. Родовища руд кольорових металів. Загрязнительные методы очистки металлов

12. Метали та їхні сплави у сучасній техніці

13. Ідеї В.І. Вернадского про геологічну и хімічну діяльність людини

14. Узаглубление знань з хімічного модуля на основі загальних закономірностей природи

15. Моделювання цілісності знань як складової образу природи десятикласника.

Вступ

У сучасному світі роль металів просто величезна: металеві вироби оточують нас всюди. Навіть перебуваючи в своїй кімнаті, Ви напевно виявите хоча б один виріб с цього матеріалу.

Когда в часах Середньовіччя алхимики стверджували, що поведенческие и характерные люди залегают від того, якількість металів міститься в організмі. Якщо в організмі міститься багато свинцю, то людина похмура и віддає перевагу темним тонам в одязі. Якобы багато заліза, то вона агресивна іїї драту червоний колір. А ось якщо в організмі багато міді, то людина доброзичлива. Частка правди в цьому звичайно є: в організмі живих істот метали впливаю на всі процеси життєдіяльності.

Наприклад, відкриття открытые комнаты в кровяном тварин в XIX століті приголомшило світ. Атоми заліза є складовою части гемоглобина, який займається перенесенням кисню, необхідного для протікання окислювально-відновних процесів в організмі. Залив надає гемоглобину червоний колір, тот кроветварин и людини також червоного кольору. Д элементов в організм надходить разом из продуктов харчування – печінкою, яблуками, сиром, сливами, динями, гарбузом, помідорами и абрикосами.

Також для організму корисні такі ферменти як марганець, цинк и мідь. Недостаток количества металлов викликации серйозні наслідки. Недолік кальцію приводить к упреждению роста скелета и виникнення карієсу. А ось нестача магнію призводить до судом м’язів. Для пополнения запасов металлов, наприклад, ставьте автомати с мінеральною газовою водою, чтобы установить несколько мікроэлементов. Що вже говорити про важість металургії. Нас просто оточують металлы вироби, які роблять нашу жизнь простіше і комфортніше. Метали широко використовая практично во всех сферах промышленности.

Розділ І. Загальни відомості про металлы

• 1. Історична довідка

В стародавні часи и в середні віки вважалося, що існує лише сім металів:  золото ,  срібло ,  мідь ,  олово ,  свинець ,  залізо ,  ртуть .

За проявленными  алхіміків  метали зароджувалися в земных надрах під впливом променів планет і поступово украй повільно удосконалювалися, перетворючись на срібло и золото. Алхіміки вважали, из металлов – речовини складні, які складаються с «металлического начала» (ртуті) и «начала горючості» (сірки). На почтовом ящике 18 століття набирается расширенная гіпотеза, за якою металлы складываются из земли и «вогняной субстанции» –  флогістону .

Наприкінці 18 століття  А. Л. Лавуазь  спростував гіпотезу флогістону и показав, что метали – прості речовини. В 1789 г. в посольстве с химическими веществами давал список простых речевин, в который включены все виды 17 металлов ( Sb ,  Ag ,  As ,  Bi ,  Co ,  Cu ,  Sn ,  Fe ,  Mn ,  Hg ,  Mo ,  Ni ,  Au ,  Pt ,  Pb ,  W ,  Zn). У моего метода исследования число внутренних металлов было увеличено. В первую половину 19 лет, в которых используются элементы платины –  платиноиды , отринано шляхом електролиза из лужні и лужноземельных металлов, відкриті невідомі метали при хімічном аналів.

В 1860-1863 роках методом  спектрального анализа  були відкриті  Cs ,  Rb ,  Tl ,  In . Відкриття радіоактивності наприкінці 19 століття дало поштовх успішним пошукам природних радіоактивных металів. І, нарешті, методом ядерных перетворень починаючи с середини 20 століття стучно отримано радіоактивные метали, зокрема,  трансуранові элемента .

Цивілізаційне значення відкриття металів

Феномен відкриття металів мав визначальний вплив на життя людского суспільства, розмежувавши його розвиток на „доісторичну” (кам’яна доба) и „історичну” эпохи. Видобуток руд забезпечив людство принцип новими матеріалами, які мали невідомі раніше властивості (степень, плавкість) и важі переваги (здатність до зміни форми, висока міцність, спеклуатаційна довість). Это дозволило не только эффективно вдосконально, но и створювати их числовых новых типов, чтобы выявить можливості для технического прогресу. 

Моделюючи давні виробничі процеси, учені порівнюваливали эффективность використанции кам’яних и мідних знарядь. У результата дійшли висновку про те, що продуктивність праці підвищується. при застывании міді для рубання дерев – у 3 раз, для тесання – у 6–7 раз, для свердління – у 22 раз (дослідження проф. С. Семенова). Особливе значення мали металеві знаряддя праці в землеробстві, де вони значно прискорили обробку землі, збирання врожаїв, спорудження иригаційних систем.

2. Класифікація металів

Металами и  простыми  веществами  химических элементов  (примерно 80% элементов  періодичної системы элементов ). Найпоширенішим хімічним элементом-металлом у земній корі  алюміній (табл.1).

Вміст металів у земній корі (табл.1)

Доля инших металів загалом не перевищує 2,0%.

Групи металлов для восстановления

Широко використовуються такі групи металлов:

• чорні металлы –  залізо ,  манган ,  хром  – є теламамамобудувания;

• дорогоцінні метали— золото, срібло і платина — використовують в ювелірній промисловості, електроніці, електротехніці, хімічній промисловості;

• важкі метали— мідь, цинк, олово і свинець —застосовують в машино- будуванні, електротехніці, енергетиці;

• рідкісні, важкі метали – нікель, кадмій, вольфрам, молібден, манган, кобальт, ванадій, бісмут – використовують, як тугоплавкі конструкційні матеріали, а також в сплавах з чорними металами

• легкі метали— алюміній, титан і магній — використовують як конструкційні матеріали в авіації, космічній галузі, автомобілебудуванні;

• лужні метали— калій, натрій і літій — використовують переважно у сполуках у вигляді солей та електролітів;

• лужноземельні метали— кальцій, барій і стронцій — застосовують в хімії.

У техніці найбільшого застосування набули залізо, алюміній, мідь, свинець, цинк, олово, нікель. Вони ще мають назву «технічні метали».

Сплави металів

Металевими сплавами називають речовини, які складаються не менше, як з двох компонентів і одним з них обов’язково повинен бути метал. Сплави металів відіграють велику роль, оскільки зазвичай вони мають вищі функціональні (механічні, електричні) і технологічні властивості, ніж їхні складові – чисті метали. Компонентами називають хімічні елементи або їх сполуки у складі сплаву. За кількістю компонентів сплави поділяють на подвійні, потрійні і т.д.

У техніці найчастіше застосовують сплави на основі заліза (чавун, сталь) і сплави кольорових металів на основі міді (латунь, бронза), алюмінію (силумін, дюралюміній), свинцю, цинку, олова, нікелю. Деякі сплави створюють на основі вольфраму, титану, ванадію, молібдену й інших металів.

Залежно від характеру взаємодії компонентів сплаву, вирізняють такі різновиди сплавів:

• механічна суміш компонентів — ці суміші неоднорідні, вони є найдрібнішою сумішшю кристалітів компонентів;

• необмежений твердий розчин компонентів — однорідний, може утворюватися за будь-якого співвідношення компонентів;

• обмежений твердий розчин компонентів — однорідний, зазвичай може утворюватися, якщо склад сплаву є близьким до одного з чистих компонентів або до певної хімічної сполуки компонентів;

• хімічна сполука компонентів — однорідний, може утворюватися за чітко визначеного співвідношення компонентів.

У твердих розчинах атоми розчиненої речовини заміщують атоми розчинника у кристалічній ґратці або проникають у неї; хімічні сполуки утворюють нову відмінну кристалічну ґратку. Після кристалізації сплаву утворюється або одна фаза (твердий розчин, хімічна сполука), або сплав, який містить суміш фаз [2]. Фазою називають однорідну частину системи, відділену від інших складових (фаз) поверхнею поділу.

У суміші певного складу (евтектика) компоненти кристалізуються одночасно, причому температура кристалізації такого сплаву мінімальна. У неевтектичних сплавах двох компонентів, що не розчиняються один в одному і не утворюють хімічних сполук, відбувається розділення сплаву на дві фази, спочатку з розплаву виділяються кристали надлишкового, порівняно з евтектикою, компоненту, тоді температура розплаву знижується, а склад рідкої фази наближається до евтектики, кристалізація якої, нарешті, відбувається при сталій температурі. Таким чином утворюється двофазний сплав.

Сплави речовин, необмежено розчинних одна в одній у твердому стані (наприклад, золото—срібло), евтектики не утворюють. Хоча спочатку з розплаву виділяються кристали більш тугоплавкого елементу (золота) при повільному остиганні вони розчиняються у сріблі (відбувається дифузія), і сплав виходить однорідним. Швидким охолодженням, однак, можна добути сплав, що міститиме кристали різного складу.

3. Будова та властивості металів

Всі метали мають кристалічну будову. Розташовані тим або іншим способом атоми утворюють елементарну комірку просторової кристалічної ґратки. Тип ґратки залежить від хімічної природи і фазового стану металу.

Залізо, хром, молібден, вольфрам і деяких інші метали мають елементарну комірку у вигляді куба із атомами у вершинах і додатковим — у центрі (об’ємноцентрована кубічна ґратка).

За температури понад 910°С у кристалічній структурі заліза відбувається перебудова, кількість атомів у елементарній комірці збільшується до 14. У результаті перебудови симетрія елементарної комірки змінюється — атоми розміщуються у вершинах куба й додатково в центрі кожної грані (гранецентрована кубічна ґратка).

Існування одного металу в декількох кристалічних формах зветься поліморфізмом чи алотропією, а температура, за якої метал переходить з одного стану в інший, – температурою поліморфного перетворення. Залізо, наприклад, має дві температури поліморфного перетворення: 910 °C і 1400 °C. Цинк, магній, титан мають елементарну комірку в формі шестигранної призми. Як і залізо, олово, нікель, титан, кобальт та деякі інші метали зі зміною температури змінюють тип своїх ґраток. Наприклад, нікель може мати кубічну гранецентровану чи гексагональну ґратки, а кальцій — кубічну гранецентровану, гексагональну і кубічну об’ємно-центровану.

Елементарні комірки кожного даного кристала однаково орієнтовані в просторі; розташовуючись послідовно, вони мають спільні з сусідніми комірками атоми й утворюють разом просторову ґратку. Проте різні метали з ідентичною кристалічною ґраткою мають різні параметри, тобто відстані між сусідніми атомами. Параметр решітки (сторона куба або шестигранника) у міді 0,36 нм, в алюмінію 0,405 нм, у цинку 0,267 нм тощо.

Перехід з рідкого стану у твердий для металів — це процес перетворення невпорядкованого розташування атомів у закономірне з утворенням кристалічних ґраток і, отже, кристалів. Такий процес називається первинною кристалізацією.

Установлено, що кристалізація складається з двох елементарних процесів, перебіг яких відбувається одночасно: перший — зародження центрів кристалізації, другий — ріст кристалів з цих центрів. У звичайних умовах кристали не можуть набути правильної форми тому, що їхній ріст обмежується суміжними кристалами.

Кристали, що мають неправильні зовнішні обриси, називаються кристалітами або зернами. Внутрішня будова зерен кристалічна.

Важливий вплив на швидкість кристалізації та форму кристалів у процесі затвердіння металу чинять швидкість і напрям відведення тепла. У напрямку відведення тепла кристали ростуть швидше, утворюючи осі, від яких відгалужуються численні відростки. Такі деревоподібні кристали називають дендритами. Дендритна будова характерна для литого металу.

Властивості

Вимоги до металів та їх сплавів ставляться в залежності від їхнього призначення. Наприклад, метал рейок і бандажів повинен бути міцним і стійким проти зносу, метал ресор — пружним, метал заклепок — пластичним, метал електричних проводок повинен мати малий електричний опір, метал зварних конструкцій добре зварюватися і не гартуватися при охолодження на повітрі, а метал деталей, що працюють в агресивних середовищах, бути стійким до корозії.

Область застосування металів визначається їх властивостями. Властивості металів поділяють на:

• фізичні(колір, питома маса, теплова і електрична провідність, магнітні якості, температура плавлення, температурний коефіцієнт лінійного розширення тощо);

• хімічні(стійкість проти корозії, жароміцність, жаротривкість);

• механічні (ударна в’язкість, пружність, пластичність, міцність і твердість металу);

• технологічні (фізичні і технологічна зварюваність, зносостійкість, ковкість, оброблюваність різанням, ливарні властивості, здатність до паяння тощо).

Механічні та фізичні властивості

Основні фізичні і механічні властивості найпоширеніших металів приведені в таблиці (табл.2).

Табл. 2

Усі метали (за винятком ртуті) за звичайних умов є кристалічними речовинами. Їхні атоми розташовані в певному геометричному порядку і утворюють просторову кристалічну ґратку. У вузлах кристалічної ґратки

містяться іони металів. Валентні електрони дуже слабо зв’язані з атомами і можуть легко рухатися по всьому об’єму металу, переходячи від одних іонів до інших.

Легкою рухливістю валентних електронів пояснюється висока електропровідність і теплопровідність металів. На відміну від розчинів і розплавів при проходженні електричного струму через металічний провідник переносу частинок речовини не відбувається. Метали мають електронну електропровідність. За електропровідністю і теплопровідністю метали розміщуються в однаковому порядку. Найкращими провідниками електричного струму є срібло, мідь, золото і алюміній.

Характерна особливість металів — металічний блиск, тобто здатність добре відбивати світло. Але ця здатність проявляється лише тоді, коли метал утворює суцільну і гладку (поліровану) поверхню.

Дуже важливою властивістю більшості металів є пластичність, тобто здатність змінювати зовнішню форму за дії сторонньої сили і зберігати набуту форму після припинення впливу зовнішньої дії. На цій здатності базуються різні способи механічної обробки металів: вальцювання, кування, штампування, волочіння тощо. Однак ця властивість у різних металів виявляється неоднаково. Здатність розкатуватись у тоненькі листи і витягуватись у тоненький дріт найкраще виявляється у золота, срібла, міді, алюмінію і олова, трохи гірше в заліза і цинку. Деякі метали зовсім не виявляють пластичності, вони дуже крихкі — це бісмут, манган і особливо стибій (сурма). При ударі вони розпадаються на шматочки.

За густиною метали умовно поділяють на легкі (густина яких до 5 г/см³) і важкі (густина яких понад 5 г/см³). До найлегших металів належать літій, калій і натрій. Легкі метали — манган, алюміній і титан. Найважчими вважаються ртуть, золото, платина і осмій.

За твердістю метали теж дуже відрізняються один від одного. Найтвердішим металом є хром, який дряпає скло. За ним іде вольфрам, нікель тощо. До найм’якших металів належать калій і натрій, які легко

ріжуться ножем. Дуже м’яким є також свинець. (Див. таблиця густин речовин; таблиця відносної твердості речовин)

За температурами плавлення метали теж різко відрізняються один від одного. Найнижчу температуру плавлення має ртуть (—39°С), за нею йде цезій (28,5 °C), рубідій (38,5 °C), калій (62,3 °C), а найвищу — вольфрам (3410 °C). (Див. таблиця температур плавлення речовин)[6].

За забарвленням метали умовно поділяють на чорні — залізо, манган та їх численні сплави (чавун, сталь) і кольорові, до яких відносять усі інші метали. Відповідно до цього і промисловість, яка їх добуває, називають чорною і кольоровою металургією.

Хімічні властивості

Характерною особливістю металів є здатність їх атомів віддавати свої валентні електрони і утворювати позитивно заряджені іони. На відміну від неметалів метали негативно заряджених іонів не утворюють. Отже, вільні метали є відновниками. Чим легше даний метал віддає свої валентні електрони, тим він активніший відновник. За хімічною активністю метали можна розподілити на три групи: високоактивні — калій, натрій, барій, кальцій і ін., середньої активності — цинк, залізо, нікель тощо і малоактивні — срібло, золото і платина. Відносну активність металів можна визначити за положенням елемента в періодичній системі Д. І. Менделєєва: металічний характер елементів і хімічна активність металів посилюється в періодах справа наліво, а в головних підгрупах – згори донизу. Типові металічні елементи перебувають у лівому нижньому куті довгого варіанта періодичної системи. Це францій, цезій, радій.

Високоактивні метали з киснем повітря енергійно взаємодіють вже за звичайної температури, утворюючи оксиди, наприклад:

• 2Ca + O₂= 2CaO

Тому лужні і лужноземельні метали зберігають під шаром гасу, щоб запобігти їх окисненню киснем повітря. Метали середньої активності окиснюються киснем

повітря лише з поверхні, покриваючись тонкою оксидною плівкою, яка запобігає дальшому окисненню металу. Наприклад:

• 2Zn + O₂= 2ZnO

Але за високої температури вони енергійно взаємодіють з киснем і перетворюються в оксиди. Малоактивні (благородні) метали з киснем безпосередньо не реагують взагалі. Більшість металів може безпосередньо реагувати з сіркою, хлором та майже усіма неметалами, особливо за високої температури. З водою сильно активні (лужні і лужноземельні) метали взаємодіють вже за звичайної температури з виділенням водню і утворенням розчинних гідроксидів (лугів), наприклад:

• 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑
• Ba + 2H₂O = Ba(OH)₂+ H₂ ↑

Метали середньої активності, наприклад залізо, реагують з водою (водяною парою) лише за сильного розжарення:

• 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄+ 4H₂ ↑

Малоактивні метали з водою не реагують ні за яких умов. Відношення металів до кислот визначається їх місцем в електрохімічному ряду напруг (ряду активності). Усі метали, що займають місце в ряду напруг лівіше від водню, взаємодіють з кислотами з утворенням солей і виділенням водню (з нітратної кислоти водень не виділяється!) Метали, що займають місце в ряду напруг правіше від водню, водню з кислот не витісняють. Але деякі з них можуть реагувати з концентрованою сульфатною кислотою за нагрівання з утворенням солі і виділенням діоксиду сірки SO₂, наприклад:

• Cu + 2H₂SO₄= CuSO₄ + 2H₂O + SO₂ ↑

Що ж стосується нітратної кислоти, то за взаємодії її з усіма металами незалежно від їх місця в ряду напруг водень з HNO₃ не виділяється, а утворюються оксиди азоту і сіль металу. Наприклад:

• 3Zn + 2HNO₃+ 6HNO₃ = 3Zn(NO₃)₂ + 2NO ↑ + 4H₂O
• Ag + 2HNO_{3 (конц.)}= AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O

Метали в природі

Метали складають понад 80% усіх хімічних елементів. Переважна більшість металів зустрічається в природі у вигляді різних сполук і лише деякі з них — у вільному стані. Це так звані самородні метали (золото і платина), а також інколи срібло, ртуть, мідь та інші метали. Мінерали і гірські породи, придатні для добування з них металів заводським способом, називаються рудами. Важливішими рудами є оксиди (Fe₂O₃, Fe₃O₄, Al₂O₃ • nH₂O, MnO₂ тощо); сульфіди (ZnS, PbS, Cu₂S, HgS і ін.), солі (NaCl, KCl, MgCl₂ CaCO₃ і т. д.). Малоактивні метали зустрічаються переважно у вигляді оксидів і сульфідів, а активні (лужні і лужноземельні) — винятково у вигляді солей.

Хімія. Загальна характеристика металів. Фізичні властивості металів: 

https://www.youtube.com/watch?v=XEoCB7fbiDQ

4. Одержання металів з руд

В більшості випадків руди містять різні домішки у вигляді піску, глини, вапняку тощо. Ці домішки називають пустою породою. Коли в руді багато пустої породи, тобто коли руда є бідною на корисну речовину, таку руду піддають збагаченню, тобто видаляють з неї частину пустої породи. Різні руди збагачують різними способами.

Для збагачення сульфідних руд звичайно застосовують спосіб флотації (спливання). При цьому способі руду розмелюють у тонкий порошок і заливають у великих чанах водою. До води додають певні органічні речовини (наприклад, соснове масло, вищі жирні кислоти тощо), молекули яких добре адсорбуються частинками сульфідів, і вкривають їх тонкою плівкою, внаслідок чого вони не змочуються водою. Крізь воду продувають повітря, пухирці якого з маслом утворюють піну, а також прилипають до частинок сульфідів, і вони спливають та збираються зверху разом з піною, а змочені водою частинки пустої породи осідають на дно (див. мал. Схема флотаційного апарату). Піну з сульфідами металів зливають з чану і віджимають сульфіди. Так одержують збагачену на корисну речовину руду.

Вільні метали добувають з руд різними способами. З оксидних руд метали одержують відновленням їх за високих температур. При цьому як відновник частіше всього використовують вугілля (кокс) і монооксид вуглецю СО. Наприклад:

• Fe₂O₃+ 3C = 2Fe + 3CO ↑
• Fe₂O₃+ 3CO = 2Fe + 3CO₂ ↑
• SnO₂+ C = Sn + CO₂ ↑
• 2Cu₂O + C = 4Cu + CO₂↑

Інколи відновником служать активні метали. Наприклад, при добуванні хрому, берилію, мангану та інших як відновник застосовують алюміній (алюмінотермія):

• Cr₂O₃+ 2Al = 2Cr + Al₂O₃
• 3MnO₂+ 4Al = 3Mn + 2Al₂O₃

У деяких випадках як відновник використовують водень, зокрема, при добуванні молібдену, вольфраму, порошкоподібного заліза тощо:

• Fe₂O₃+ 3H₂ = 2Fe + 3H₂O
• WO₃+ 3H₂ = W + 3H₂O

Сульфідні руди спочатку обпалюють, переводячи їх в оксиди металів, які потім відновлюють. Наприклад:

• 2PbS + 3O₂= 2PbO + 2SO₂ ↑
• PbO + C = Pb + CO ↑

Найактивніші метали — калій, натрій, кальцій та інші — не можна одержати способом хімічного відновлення їх сполук. Ці метали одержують лише електролізом їх розплавлених солей. Наприклад:

Отримання калію електролізом

Метали і їх сплави — одні з головних конструкційних матеріалів сучасної цивілізації. Це визначається насамперед їх високими міцністю, жорсткістю та іншими механічними властивостями, технологічністю у переробці, відносною доступністю, однорідністю і непроникністю для рідин і газів, стійкістю до температурних впливів та впливів навколишнього середовища. Крім того, змінюючи рецептуру сплавів, можна впливати на їх властивості у потрібному напрямку і в дуже широких межах.

Метали та сплави використовуються як хороші провідники електрики (мідь, алюміній), так і як матеріали з підвищеним опором, котрі працюють за високих температур: для виготовлення резисторів, реостатів та електронагрівальних елементів (ніхром тощо).

Зроблено в Україні. “Криворіжсталь ” — завод, яким захоплюється весь світ: https://www.youtube.com/watch?v=uzwnfQ6krV8&t=5s

Розділ ІІ. Металічні елементи

5. Місце металічних елементів у періодичній системі елементів Д.І. Менделеєва. Металічні s-, p-, d-, елементи, уявлення про їхні хімічні властивості

Якщо в Періодичній системі провести діагональ від Берилію до Астату, то зліва внизу розміщуватимуться металічні елементи (до них також належать метали побічних підгруп — d–елементи).

        Лужні елементи Літій, Натрій, Калій, Рубідій, Цезій і Францій утворюють головну підгрупу першої групи Періодичної системи елементів. Усі періоди (за винятком першого) починаються з лужних елементів. На зовнішньому електронному шарі атомів лужних елементів міститься один валентний електрон, тому лужні елементи — сильні відновники: всі вони легко окиснюються, вступаючи в реакції з киснем, галогенами і з сіркою та ін.

Елементи Кальцій, Стронцій, Барій називаються лужноземельними металічними елементами. Назва виникла за часів алхімії і пояснюється тим, що оксиди цих металів («землі» алхіміків) проявляють у водних розчинах лужні властивості.

Перехідні метали виділяють на підставі незавершеності внутрішніх електронних оболонок їх атомів. Термін «перехідні» пов’язаний з тим, що в періодах ці елементи розташовуються між s- та р-елементами. Перехідні метали, у свою чергу, підрозділяють на d-елементи, у яких відбувається заповнення 3d-, 4d-, 5d- і 6d-підоболонок, і f-елементи, у яких заповнюється 4f- (лантаноїди) або 5f-підоболонка (актиноїди).

Таким чином більшість елементів в Періодичній системі — металічні елементи.

Засновник біогеохімії акад. В. Вернадський, вивчаючи розподіл хімічних елементів у земній корі, вперше обгрунтував роль живої речовини в міграції елементів та показав значення хімічних елементів для життєдіяльності та еволюції організмів людини та тварин. Організм вибірково асимілює з біосфери певні хімічні елементи. При цьому їх концентрація залежить від розчинності сполук цього елемента середовищі існування організму, а також заряду ядра даного елемента. s-елементи Na, K, Ca, Mg Солі натрію в організмі знаходяться переважно в розчинному стані в плазмі крові, в лімфі, в лікворі, в травних соках. В клітинах натрію значно менше, зосереджується в позаклітинних зонах. Натрій відіграє важливу роль у затриманні води в організмі. 1 г натрію може затримати до 25 г води. Йому належить важлива роль у перерозподілі води між клітинами i рідинами організму, а також в регуляції обміну води в цілому. Натрій хлорид є основним матеріалом, з якого утворюється соляна кислота. В цьому процесі беруть також участь хлориди калію, кальцію та магнію. Ці солі відіграють найбільшу роль в осмотичних процесах. Іони натрію також необхідні для нормальної збудливості м’язів.

Загальна характеристика s – елементів І групи. Лужні метали.

Головна підгрупа першої групи періодичної системи включає елементи літій, натрій, калій, рубідій і цезій, а також дуже нестабільний елемент францій. Всі ці елементи об’єднують під спільною назвою лужні метали, так як гідроксиди двох головних представників цієї групи – натрію і калію – здавна були відомі під назвою лугів. З цих лугів, піддаючи їх у розплавленому стані електролізу Деві в 1807 році вперше добув вільні калій і натрій. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації.

Однозарядні 12 позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко. Однакова будова не тільки зовнішнього, а й передостанього електронного шару атомів усіх лужних металів, крім літію, зумовлює велику подібність властивостей цих елементів. В той же час збільшення заряду ядра і загального числа електронів в атом при переході згори вниз по підгрупі створює деякі відмінності в їхніх властивостях: більш легке віддавання валентних елктронів і посилення металічних властивостей із

збільшенням порядкового номера. t атома, А° t Е + , А° Еіоніз., еВ Li 1.55 0.68 5.39 Na 1.89 0.98 5.14 K 2.36 1.33 4.34 Rb 2.48 1.49 4.18 Cs 2.68 1.65 3.89 Fr 2.80 1.87 3.98.

У вигляді простих речовин лужні метали – це сріблясто-білі метали (виняток цезій Cs – золотисто-жовтий) з об’ємно центрованою кристалічною решіткою. Li r=0.53г/см3 Тпл = 179°С Ткип = 1350°С Na 0.97 98 900 K 0.85 63 776 Rb 1.50 39 689 Cs 1.9 29 666 Як видно з приведенням даних густина металів невелика (Li, Na, K легші за воду), температури плавлення і кипіння невисокі. Ці метали дуже м’які, легко ріжуться ножем. Завдяки надзвичайній схильності до окиснення лужні метали ніколи не зустрічаються у вільному стані, а лише включно у формі своїх сполук. Однак, саме в такому вигляді натрій і калій належать до найбільш поширених елементів. Їх вміст в земній корі складає  > 2,4 – 2,6%. Натрій виявлено в атмосфері Сонця і міжзірковому просторі. Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам’яна сіль, галіт), Na₂SO₄ × 10H₂O (мірабіліт, глауберова сіль), Na₃AlF₆ (кріоліт), Na₂B4O₇ × 10H₂O (бура); він входить у склад багатьох природніх силікатів і алюміносилікатів.

Сполуки натрію містяться в рослинних і тваринних організмах, в останньому випадку головним чином у вигляді NaCl. В крові люлюдини іони Na+ складають 0,32%, в кістках = 0,6%, в м’язевій тканині 0,6 –1,5 %. Найбільш важливими мінералами калію є: сильвін KCl, сильвініт KCl×NaCl, карналіт KCl×MgCl₂×6H₂O, каїніт KCl×MgSO₄×3H₂O. Лужні метали Li і Na добувають електролізом їхніх розплавлених гідроксидів, хлоридів або легкоплавких сумішей хлоридів. Найважливішою областю застосування літію є атомна енергетика. Його використовують як джерело отримання тритію,  а також, як теплоносій в атомних реакторах. Натрій використовується в металотермії. Металічний натрій і його рідкий сплав з калієм використовують в органічному синтезі. Як відновник використовується часто амальгама натрію. Як теплоносій застосовується в ядерних енергетичних установках, в клапанах авіаційних двигунів, в хімічних виробництвах (для рівномірного нагріву в області 450 – 650°С).

Загальні фізичні властивості. Електропровідність.

Лужні метали за електропровідністю поступаються лише сріблу. Найкращий провідник серед лужних металів – натрій – має опір, який майже в 3 рази перевищує опір срібла.

Пари металів. Лужні метали в пароподібному стані в основному одноатомні. Це було спочатку встановлено шляхом визначення відношення питомих теплоємкостей. Однак пізніше визначення густини парів показано, що в основному в саме легких лужних металів відбувається помітна асоціація атомів в двохатомні молекули (існування їх вперше встановлено спектроскопічно). Для 13 парів натрію при атмосферному тиску і температурі кипіння натрію ступінь асоціації складає 16%. Пари лужних металів інтенсивно забарвленні. Пари натрію мають пурпурове забарвлення, подібне до забарвлення розведеного розчину KMnO₄. калій в парах забарвлений в синьо-зелений колір Лужні метали або їх не дуже важколетні сполуки забарвлюють полум’я газового пальника в характерні кольори: Li – карміново-червоний; Na – жовтий; K, Pb, Cs – фіолетовий. Хімія літію та його сполук. Літій від інших лужних металів відрізняється більшим значенням енергії іонізації і невеликим розміром атома та іона. Літій за властивостями нагадує магній (діагональна періодичність в періодичній системі). Для літію характерне утворення іонного зв’язку. Тому координаційне число Li в сполуках на відміну від інших елементів 2 – го періоду більше, ніж 4. Разом з тим, внаслідок невеликого розміру іон Li₂+ характеризується високою енергією сольватації, а в літій – органічних сполуках утворює ковалентний зв’язок. Літій легко взаємодіє з кислотами, утворюючи солі. Аналітична реакція на Na+ . При дії гексагідроксоантимонату калію на нейтральний або слабколужний розчин солі Na+ випадає білий зернистий осад гексагідроксоантимонату (V) натрію.

Хімія елементів підгрупи калію та їхніх сполук. Елементи підгрупи калію – K, Pb, Cs – найбільш типові металічні елементи – катіоногени. При підвищені порядкового номера ця ознака в елементів посилюється. Для них найбільш характерні сполуки з переважно іонним типом зв’язку. Внаслідок незначної поляризуючої дії іонів (малий заряд, стійкість електронної структури, великі

розміри), комплексоутворення з неорганічними лігандами для K + , Pb+ , Cs+ , Fr+ нехарактерне, навіть кристалогідрати для них майже невідомі.

        Калій і його аналоги – винятково реакційноздатні метали. На повітрі калій одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти взаємодії; цезій і рубідій самозаймаються. Калій і елементи його підгрупи розміщуються на початку ряду напруг. Взаємодія калію з водою супроводжується самозайманням водню, який виділяється, а взаємодія Pb, Cs – навіть вибухом.

Взаємодія з воднем. При нагріванні калій і його аналоги легко взаємодіють з воднем, утворюючи гідриди: 2К + Н2 = 2КН Гідриди лужних металів – сильні відновники. При нагріванні, а також при дії води і кислот гідриди розкладаються з виділенням водню: КН + Н₂О = КОН + Н₂ КН + НСl = КСl + Н₂ (як основи себе ведуть).

        Взаємодія з киснем. При горінні в струмені кисню калій і його аналоги утворюють надпероксиди: КО₂ RbO₂ СsO₂ Оранжевий, темно-коричневий, жовтий К + О₂ = КО₂.

Непрямим шляхом можна отримати пероксиди Е₂О₂, які є менш стійкі, ніж пероксид натрію Na₂O₂. Пероксиди і надпероксиди – сильні окиснювачі. Водою, а тим більше розведеними кислотами вони легко розкладаються: 2КО₂ + 2Н₂О = 2КОН + Н₂О₂ + О₂.

Ще більш сильними окиснювачами є озоніди ЕО₃. Вони утворюються при дії озону на тверді гідроксиди: 4KOH + 4O₃ = 4KO₃ + O₂ + 2H₂O. При зберіганні озоніди поступово розкладаються вже за звичайних умов: 2KO₃ = 2KO₂ + O2, DG°298 = -86кДж/моль, а у воді вони інтенсивно і бурхливо виділяють кисень: 4КО₃ + 2Н₂О = 2К+ + 2ОН- + 5О2. 14 Оскільки пероксиди і надпероксиди є достатньо легкоплавкі, то вони часто входять в склад окиснюючих сумішей [13].

        Хімія елементів ІІА групи. Лужноземельні метали. До s – елементів ІІ групи належать типові елементи – берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Деякі константи цих сполук наводимо: Be Mg Ca Sr Ba Ra. Валентні електрони 2s2 3s 2 4s 2 5s 2 6s 2 7s 2 rатома, нм 0.113 0.160 0.197 0.215 0.221 0.235 rіона, Е2+, нм 0.034 0.074 0.104 0.120 0.133 0.144 E2іоніз,еВ 18.21 15.03 11.87 11.03 10.00 10.15 У відповідності з будовою валентного електронного шару s елементи ІІ групи проявляють ступінь окиснення +2. Як і в інших головних підгрупах, в ряду розглянутих елементів із збільшенням порядкового номера енергія іонізації атомів зменшується, радіуси атомів та іонів збільшуються, металічні властивості хімічних елементів посилюються.

        Головні представники цієї підгрупи – кальцій, стронцій і барій відомі під загальною назвою лужноземельних металів. Назву “лужноземельні” ці метали отримали тому, що їх оксиди за своїми хімічними властивостями є проміжними між лугами (тобто оксидами і гідроксидами лужних металів) і “землями” (тобто оксидами таких елементів, типовим представником яких є алюміній – головна складова частина глин). Внаслідок цього перехідного положення оксидам кальцію, стронцію і барію і дали назву “лужні землі”.

        Хімія р-елементів ІV групи. До р-елементів IV групи належать Карбон, Силіцій, Германій, Станум і Плюмбум. Карбон і Силіцій належать до типових елементів, а германій, станум і плюмбум складають підгрупу германію. У відповідності з електронними конфігураціями їх атомів: C 1s2 2s2 2p2 Si 2s2 2p6 3s2 3p2 Ge 3s23p63d104s24p2 Sn 4s24p64d105s25p2 Pb 4s2 4p6 4d104f145s2 5p6 5d106s2 6p2. Маючи на останньому енергетичному рівні 4 електрони, елементи головної підгрупи 21 виявляють ступені окиснення від –4 до +4. Ступінь окиснення –4 більш характерний для сполук типових елементів – карбону і сіліцію, оскільки здатність приєднувати електрони характерна для атомів з малим атомним радіусом. Для германію, стануму і плюмбуму, стійкість сполук із ступенем окиснення –4 зменшується в ряду Ge–Sn–Pb [10]. Оскільки елементи головної підгрупи містять 2 неспарені р-електрони, то всі вони утворюють сполуки із СТО +2. Карбон істотно відрізняється від інших р-елементів групи високим значенням енергії йонізації. d-Елементи Fe, Cu, Zn, Mn, Co, Ni, Cr, Mo d- d-Елементи називають ще перехідними. Вони розміщені в періодичній системі в великих періодах між s- і р-елементами. Як відомо, характерною особливістю перехідних елементів є те, що в їх атомах заповнюються орбіталі не зовнішнього, як у s- і р-елементів, а передостаннього (dелементи) шару. У d-елементів валентних одна ns-орбіталь, три np-орбіталі і п’ять (n–1) d-орбіталей. На зовнішньому шарі у d-елементів знаходяться 1–2 електрони (ns-стани), інші валентні електрони розміщені в (n–1)d-стані передостаннього шару.

6. Поширення металічних елементів у живій і неживій природі, їх різноманітність. Роль металічних елементів (K, Na, Ca, Mg, Fe, Zn, Cu) у функціонуванні клітини

У вільному стані в природі зустрічаються тільки неактивні метали. Так у вигляді самородків зустрічаються золото й платина, іноді – срібло й мідь. Добування цих металів пов’язане лише з механічним відокремленням їх від домішок. Більшість металічних елементів легко окиснюються й існують в природі тільки у сполуках: оксидах (Fe₃O₄, Cr₂O₃), сульфідах (FeS₂, ZnS), солях (NaCl, CaCO₃). Саме з таких природних сполук і добувають метали шляхом їх хімічної переробки.

Природні мінеральні сполуки, з яких економічно доцільно видобувати метал у виробничих умовах називають рудами. Найважливішими рудами є оксиди, сульфіди і карбонати металічних елементів. Першим етапом переробки руд є видалення пустої породи — збагачення руди. Добування металів із руд ґрунтується на їх відновленні різними способами.

Найважливіший спосіб одержання металів із руд — відновлення оксидів відповідних металічних елементів вугіллям (коксом) при нагріванні:

SnO₂ + C = Sn + CO₂.

Досить часто оксидні руди відновлюють карбон(ІІ) оксидом, а інколи — воднем:

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂

WO₃ + 3H₂ = W + 3H₂O.

Сульфідні руди спочатку випалюють, а потім відновлюють одержаний оксид:

2PbS + 3O₂ = 2PbO + 2SO₂

PbO + C = Pb + CO.

Важливим методом добування металів є відновлення менш активних металів активнішими металами і деякими неметалами при нагріванні. Відновлення алюмінієм називають алюмінотермією, відновлення магнієм — магнієтермією, силіцієм — силікотермією:

Fe₂O₃ + 2Al = 2Fe + Al₂O₃.

Із 92 хімічних елементів, що трапляються в природі, 81 виявлений в організмі людини. 12 елементів називають структурними, оскільки вони становлять 99 % елементного складу людського організму (C, O, Н, N, Ca, Mg, Na, K, S, P, F, Cl). Хімічний склад живих клітин більш ніж на 90 % представлений усього 4 елементами – вуглецем, воднем, киснем і азотом [14]. Ще більше, 9 % ваги тіла представлено макроелементами, які перебувають у достатній кількості у воді первинного океану, де зародилося життя: натрій, калій, кальцій, магній, сірка, хлор і фосфор. Метали цієї групи слабо зв’язуються з негативно зарядженими лігандами і існують у вигляді катіонів, що відносно легко проникають через клітинні мембрани. Їх клітини використовують для створення електричних біопотенціалів і біострумів, а також як «спускові гачки», що опосередковують передачу сигналів. Мікроелементами (МЕ) називають елементи, наявні в організмі людини в дуже малих слідових кількостях (англ. – ―trace elements‖). Це в першу чергу 15 есенціальних (життєво необхідних, від англ. ―essential‖) – Fe, J, Cu, Zn, Co, Cr, Мо, Ni, V, Se, Mn, As, F, Si, Li, а також умовно-есенціальні – B, Br. Елементи Cd, Pb, Al, Rb є серйозними кандидатами на есенціальність.

7. Загальні фізичні і хімічні властивості металів. Металічний зв’язок. Корозія металів, захист від корозії

Поняття “метал” вживається в двох значеннях. По-перше, ця речовина або матеріал, що володіє комплексом загальновідомих властивостей: металевий блиск, ковкість, хороша тепло- і електропровідність. По-друге, це хімічний елемент, який утворює просту речовину, що є металом. Якщо десь сказано, що метали необхідні для життєдіяльності організмів, то, звичайно, маються на увазі якісь хімічні елементи – метали, атоми яких входять до складу біологічно активних речовин. Серед хімічних елементів метали більш численні, ніж неметали. Металами є всі елементи з / – і / Блоки таблиці Менделєєва. В цілому це 68 хімічних елементів. Елементи 5-блоку, крім водню і гелію, також є металами. Неметали зосереджені в основному в р-блоці елементів.

Блиск металів обумовлений їх здатністю сильно відбивати промені світла. Однак цей блиск спостерігається, як правило, в тому випадку, коли метал утворює суцільну компактну масу. Більшість металів в мелкораздробленном стані мають чорний або темно-сірий колір. Правда, магній і алюміній зберігають свій білий колір і у вигляді порошків. Типові метали мають високу тепло- і електропровідністю, причому по здатності проводити тепло і струм розташовуються в одній і тій же послідовності: кращі провідники – срібло і мідь, гірші – вісмут і ртуть (табл.3). З підвищенням температури електропровідність металів зменшується.

Щільність, температура плавлення і електричний опір часто зустрічаються металів

Таблиця 3

Характерною властивістю металів є їх деформованість. Метали, добре очищені від домішок, пластичні, піддаються куванні, витягуються в дріт, прокочуються в листи. Гнучкість металів залежить від температури і від присутності домішок. Цілеспрямоване введення домішок дає сплави із заданими механічними, електричними та іншими властивостями.

Характерні фізичні властивості металів визначаються особливостями їх внутрішньої структури. Атоми в твердому металі пов’язані металевими зв’язками. Зовнішні електрони атомів делокалізованних в зоні провідності, безперервно рухаються і зміщуються в провіднику під дією різниці потенціалів. Таким чином, структура металів утворена позитивно зарядженими іонами. Іони в вузлах структури здійснюють тільки коливальні рухи, що посилюються при підвищенні температури. Через це важко переміщення електронів, і електропровідність металів з ростом температури зменшується.

Наявністю вільних електронів обумовлена і висока теплопровідність металів. Перебуваючи в русі, електрони зіштовхуються з іонами і обмінюються з ними енергією. Коливання іонів, що посилилися внаслідок нагрівання в одній частині металевої маси, передаються сусіднім іонам, від них далі, і температура металу швидко вирівнюється по всій масі. Структури металів побудовані з однакових іонів, близьких за формою до кулі. У типових металах вони розташовуються по одному із способів дуже ретельним упаковки куль рівного діаметра. Таких способів всього два.

Якщо уявити собі щільно покладений шар куль, то кулі другого шару займуть частину утворилися лунок поверх першого шару. У двох шарах ще не виникає відмінності в упаковці, але кулі третього шару вже можуть укластися двома способами щодо нижнього шару. Це призводить до існування кубічної гранецентрированной і гексагональної структур металів (мал.7). Перший тип структури мають срібло, золото, родій, платина, нікель, алюміній, свинець і залізо. Другий тип структури мають берилій, магній, цинк, кадмій, осмій, титан і ін.

В обох типах структур упаковка виходить однаковою щільності, тобто певне число куль займає один і той же обсяг. Кожен іон (куля) оточений 12 іншими іонами; отже, координаційне число в таких структурах дорівнює 12. Пластичність металів також безпосередньо пов’язана з їх внутрішньою будовою, що допускають ковзання одних шарів іонів щодо інших під впливом деформуючого впливу. Деякі сплави, що мають подібно вихідним металів кубічні гранецентрированную структури, теж мають високу пластичність (латунь, бронза). У тих випадках, коли однорідність структури металу порушується від додавання іншого металу, сплави можуть відрізнятися твердістю і крихкістю.

При механічній обробці металу внаслідок багаторазового зсуву іонних шарів порядок розташування іонів порушується, метал стає разупорядоченності і менш пластичним, твердість його збільшується. Однак обробленого металу (наприклад, тянутой сталевому дроті) можна повернути пластичність шляхом відпалу, тобто тривалого нагрівання при температурі, що дозволяє йому повернутися в упорядкований стан.

За щільністю метали поділяються на легкі, у яких щільність менше 5 г/см ³, і важкі з щільністю більше зазначеного значення. За температури плавлення метали можна поділити на легкоплавкі і тугоплавкі. До тугоплавким можна віднести метали з температурами плавлення більше 1000°С. Легкі метали в більшості випадків виявляються одночасно і легкоплавкими.

Хімічні властивості металів.

Визначальним хімічною властивістю металів є здатність їх атомів віддавати валентні електрони і ставати іонами з позитивними зарядами. Протилежне явище – приєднання електрона атомом металу – зустрічається дуже рідко. Таким чином, метали в хімічних реакціях майже завжди є відновниками. Електронегативність більшості металів нижче, ніж неметалів. Вона змінюється від 0,7 у цезію до 2,5 у золота. Останнє значення близьке до електро- отріцательності неметалла йоду. Є неметали (бор, кремній) і з більш низькою електроотріцательностио, ніж у таких металів, як золото. Тому можна зробити висновок, що величина електронегативності не визначає приналежність елемента до металів або неметалів.

Типові метали за фізичними властивостями, такі як мідь, срібло, золото, можуть бути хімічно стійкими і в цьому сенсі відрізнятися від більшості інших металів, що легко окислюються в хімічних реакціях. Здатність до віддачі електронів виявляється у різних металів далеко не в однаковій мірі. Чим легше метал віддає свої електрони, тим він активніше, тим з більшим виділенням енергії він вступає в реакції з різними речовинами. Порівняльне вивчення активності металів можна проводити на основі різних реакцій. Особливо зручні для цієї мети реакції витіснення металів з солей іншими металами. Опустимо, наприклад, гранулу цинку в розчин солі свинцю. Іони цинку переходять в розчин, а на поверхні гранули ростуть голчасті кристали свинцю у вигляді гак званої свинцевої шуби. Атоми цинку віддають два електрона іонів свинцю. Металевий цинк у вигляді іонів переходить до складу солі, а свинець приймає електрони і з солі виділяється у вигляді металу. Якщо поставити досвід інакше, тобто опустити свинець у вигляді металу в розчин нітрату цинку, то хімічної реакції не спостерігається. Це означає, що реакція цинку з сіллю свинцю практично необоротна, і можлива тільки віддача електронів більш активного цинку менш активному свинцю. Порівнюючи таким же методом активність свинцю і міді, легко переконатися, то свинець активніший, ніж мідь, так як він витісняє мідь з її солей, а мідь не може витісняти свинець.

Витіснення одних металів з їхніх сполук іншими металами вперше було докладно вивчено Н. Н. Бекетовим (1827-1911), що розташував метали по їх убутній хімічній активності в так званий витіснювальний ряд. Для найбільш поширених металів витіснювальний ряд має такий вигляд.

При зіставленні витіснювальний ряду зі зміною значень стандартних потенціалів (<р °) окисно-відновних пар Ме ” ⁺ / Ме з’ясовується, що розташування металів в цьому ряду відповідає підвищенню р °. Тому в даний час витіснювальний ряд частіше називають рядом напруг металів. В ряд напруг включений водень, який може не тільки витіснятися при реакціях металів з кислотами, по і сам витісняє метали з солей. Для цього потрібно діяти воднем на розчини солей під тиском. У вигнуту запаяну трубку (мал. 9) поміщають цинк, кислоту і розчин солі досліджуваного металу, наприклад, сульфат міді.

Нахиляючи трубку вправо, призводять кислоту в контакт з цинком. Вирізняється водень створює в трубці підвищений тиск. Розчиняючись в розчині солі, він може витісняти метал. Під час експерименту з сіллю міді виявляється, що з розчину витісняється мідь. Олово, що знаходиться в ряду напруг близько від водню зліва, при тиску менше 4 атм витісняють. На напрям реакції впливає також і середовище розчину.

Багато елементів-метали необхідні для життя. Особливо виділяється серед цих елементів кальцій, вміст якого в організмі людини близько до 1 кг. Він зосереджений в кістках, а також в невеликій кількості обов’язково міститься в крові. Далі йдуть калій і натрій, які можна назвати елементами нервової провідності. Ще більше 10 елементів-металів необхідні для життя в малих кількостях. Вони регулюють швидкість біохімічних перетворень, перебуваючи в складі ферментів.

КОРОЗІЯ МЕТАЛІВ

Більшість широко використовуваних металів піддаються хімічній дії води і водних розчинів, а також газів, складових повітря, включаючи і непостійні домішки в ньому. Виникаючі хімічні реакції йдуть на поверхні металів. Вони призводять до більш або менш швидкого руйнування металевих виробів і конструкцій. Продукти реакцій спадають і змиваються з поверхні металів, що веде до безперервному процесу руйнування. Процес хімічного руйнування металів йод дією факторів навколишнього середовища називається корозією.

Результати корозії часто можна спостерігати у вигляді іржавого металобрухту, покрити зеленими солями бронзових пам’ятників, що потемніли виробів зі срібла. Можна наочно переконатися і в тому, що корозія йде відносно швидко. Досить залишити на кілька годин звичайний столовий ніж в зіткненні з краплями води, як він покривається рудим плямами іржі. Корозія, як і будь-який інший хімічний процес, сильно прискорюється при підвищенні температури. Особливо швидко піддаються корозії трубопроводи для гарячої води і водяної пари. Прискорюється корозія металів у великих містах, особливо поблизу хімічних заводів, де значно зростає кількість домішок в повітрі.

Найбільш просто протікає процес корозії в газовому середовищі. На поверхні металу утворюються відповідні сполуки: оксиди, сульфіди, основні карбонати і ін. В деяких випадках ці продукти добре утримуються на поверхні і перешкоджають подальшому руйнуванню металу. Інша справа при впливі па метал рідкого середовища – води і розчинених в ній речовин. Утворені при цьому, можуть розчинятися, внаслідок чого корозія поширюється далі вглиб металу. Крім того, вода, що містить розчинені речовини, є провідником електричного струму, через що постійно виникають електрохімічні процеси, які є одним з головних факторів, що обумовлюють і підсилюють корозію. Метали з малим вмістом домішок (чисті метали) в багатьох випадках майже не піддаються корозії. Навіть залізо в особливо чистому вигляді майже не іржавіє. Але звичайні технічні метали містять значну кількість домішок, що сприяє корозії. Щоб зрозуміти, чому домішки впливають па корозію, подивимося, що відбувається, коли два різних металу стикаються, перебуваючи у вологому середовищі.

Уявімо собі мідні листи, з’єднані алюмінієвої заклепкою (мал.9). Поверхня металів буде покрита найтоншої плівкою адсорбированной води. У воді є іони Н ‘ ⁴ і ОН. Крім того, іони утворює поглинається з повітря вуглекислий газ.

Отже, мідь і алюміній як би занурені в розчин, що містить іони. Виходить гальванічний елемент, в якому негативним електродом є алюміній, а позитивним мідь. Оскільки заклепка стикається з міддю, електричний ланцюг замкнута і елемент працює: алюміній віддає іони в розчин, а надлишкові електрони переходять до міді, у поверхні якої вони розряджають іони водню. У розчині іони алюмінію реагують з іонами ОН , утворюючи гідроксид, осідає на поверхні металу.

Таким чином, алюміній піддається корозії. Сенс участі в цьому процесі міді полягає в тому, що водень утворюється за рахунок електронів алюмінію на поверхні міді, не перешкоджаючи переходу іонів Л1 ³⁺ в розчин. Процес йде безперервно, але досить повільно, так як в гальванічному елементі велике електричний опір через низьку концентрації іонів. Правильність цих міркувань можна підтвердити досвідом з використанням електроліту з хорошою провідністю – розчином кислоти. У розчин соляної кислоти в пробірці внесемо гранулу хімічно чистого цинку. На поверхні цинку повільно з’являються бульбашки водню. Навколо поверхні металу утворюється бар’єр з позитивно заряджених іонів цинку, відразливих іони водню. Це заважає їх відновленню. Тепер торкнемося поверхні цинку очищеної мідним дротом.

По всій поверхні дроту починається утворення бульбашок водню (мал.10). Розчин залишається безбарвним, ніж виключається можливість реакції окислення міді до іонів. Електрони віддають атоми цинку, проходячи через мідний провідник, відновлюють водень. Це той же процес корозії активного металу в контакті з неактивним металом, що йде при значній концентрації електроліту. Приблизно так само, як в прикладі з алюмінієвої заклепкою, відбувається перша стадія корозії стали, що знаходиться в контакті з міддю. Тут окислюються атоми заліза і утворюється гідроксид Р(ОН)₂ . Цей продукт далі окислюється за участю кисню повітря, утворюючи характерну іржу:

В обох прикладах причиною корозії алюмінію і сталі є контакт з менш активним металом міддю. Таку ж роль, як і мідь, можуть грати різні домішки, завжди містяться в технічних металах. Наприклад, звичайна сталь при дослідженні її під мікроскопом виявляється що складається з дрібних зерен (неправильно огранованих кристалів) чистого заліза, перемішаних з зернами карбіду заліза – цементиту Ре ₃ С та інших домішок. Виходить незліченна безліч гальванічних пар, в яких зерна цементиту грають роль позитивних електродів, а зерна заліза – негативних. При зіткненні з вологим повітрям виникають гальванічні струми, що сприяють корозії. Аналогічним чином в інших сплавах корозія йде легше, ніж в чистих металах.

На швидкість корозії металів, крім домішок, впливають і інші фактори: структура металу, спосіб його обробки, домішки в кородуючої середовищі. Але у всіх випадках процес корозії може бути сповільнений додаванням деяких речовин, головним чином органічних, які отримали назву інгібіторів (сповільнювачів) корозії. Дія інгібіторів іноді настільки ефективно, що деякі метали і сплави стають практично нерозчинними в кислотах, до яких додано відповідний інгібітор. Сповільнюючи розчинення металу, інгібітори в той же час абсолютно не впливають на швидкість розчинення оксидів гідроксидів і інших речовин. Тому, застосовуючи інгібітори, можна очищати кислотами поверхні металів від сполук, що утворилися в результаті корозії. Такими розчинами можна видалити іржу зі сталевого вироби, накип зі стінок котла і т.д.

Так як метали розташовані в ряді напруг у напрямку убування активності, то слід було б очікувати, що чим лівіше стоїть метал в цьому ряду, тим сильніше він буде піддаватися корозії. Насправді це не завжди має місце. Наприклад, алюміній, що знаходиться в ряду набагато лівіше водню, досить стійкий до атмосферної корозії. Причиною цього є утворення на поверхні алюмінію тонкого, але дуже щільного і добре утримуваного поверхнею металу шару оксиду алюмінію. Цей шар захищає алюміній від подальшого впливу атмосферного кисню. І дійсно, варто тільки тим чи іншим способом видалити цей шар, як алюміній починає швидко покриватися корозією. Змочивши добре вичищену наждачним папером алюмінієву пластинку розчином хлориду ртуті (P)NaС1₂ . Алюміній витісняє ртуть і утворює з нею сплав – амальгаму ртуті, що перешкоджає виникненню щільної захисної плівки. Тому залишена на повітрі пластинка швидко покривається пухкими пластівцями гідроксиду алюмінію, що є продуктом корозії. В даному випадку корозія посилюється ще і внаслідок контакту алюмінію з малоактивним металом ртуттю.

Захисний шар на деяких металах може виникати в результаті спеціальної обробки поверхні. Речовини, що сприяють виникненню на металі захисної плівки, звуться пасивуючих агентів. Такими для багатьох металів можуть бути сильні окислювачі. Для заліза хорошим пасивуючим агентом служать іони ОН. Багато досить активні метали, включаючи і алюміній, пасивуються під дією концентрованої азотної кислоти. Освіта на металі найтоншого оксидного шару під дією азотної кислоти доводиться різними методами: поляризацією відбитого світла, рентгенографическим і ін. Деякі речовини руйнують поверхневі плівки або послаблюють їх захисну дію. Такі речовини називають активаторами корозії. Особливо енергійним активатором корозії для всіх металів є іон хлору. Корозійне руйнування підводних ділянок корпусів морських суден пояснюється головним чином присутністю іонів С1 “в морській воді. Дуже енергійними активаторами для корозії багатьох металів є іони водню. Кисень, розчинений у воді, також сильно прискорює корозію, реагуючи з первинними продуктами реакції, наприклад, окислюючи гідроксид заліза (І).

Корозія завдає величезних збитків господарству. Щорічно через корозію приходять в непридатність сталеві вироби, по масі рівні чверті річного виробництва сталі. Тому процеси корозії вивчаються, удосконалюються методи її запобігання або уповільнення. Способи боротьби з корозією вельми різноманітні. Найбільш простий з них полягає в захисті поверхні металу від безпосереднього зіткнення з навколишнім середовищем шляхом покриття фарбами, лаком, емаллю або, нарешті, шаром іншого металу. З теоретичної точки зору найбільший інтерес представляють металеві покриття. Розглянемо докладніше цей вид захисту від корозії. Будемо вважати, що спочатку нанесений на поверхню виробу шар захищає металу не має дефектів, і виріб поводиться так, як якщо б воно цілком складалося з захищає металу. Корозія захищеного металу відсутній. Але з плином часу на поверхні з’являються подряпини, тріщини, відколи й т.д., що оголюють поверхню матеріалу і створюють умови для виникнення корозії. Залежно від відносного положення металів в ряду напруг процес корозії піде по-різному. Розберемо спочатку випадок так званого катодного покриття, коли захищає метал стоїть в ряду напруг правіше захищається, тобто менш активний. Типовим прикладом може служити корозія лудженої, тобто покритої оловом, стали (біла жерсть). Олово само по собі дуже стійко і добре захищає метал, поки покриває його суцільним шаром. При порушенні цілісності захисного шару і зіткненні металу з вологою утворюється гальванічна пара, в якій позитивним електродом (катодом) служить олово, а негативним (анодом) – сталь. Починається процес, вже розглянутий для випадку контакту двох металів в сплаві або виробі, що складається з двох металів.

Електрони з заліза перетікають на олово, і на його поверхні відновлюються іони водню, а сталь піддається корозійному руйнуванню (мал. 12 а,б). Таким чином, в місці пошкодження луджена сталь іржавіє набагато швидше, ніж нелудженому.

Зовсім інакше протікає корозія, якщо захищає метал стоїть у ряду напруг лівіше захищається, тобто активніший (анодне покриття). Прикладом є оцинкована жерсть. В цьому випадку при пошкодженні захисного шару теж виходить гальванічна пара, але тепер залізо служить катодом, а цинк анодом. Електрони перетікають від цинку на залізо, і руйнується цинк. Захист діє до тих пір, поки не буде зруйновано все цинкове покриття, на що потрібно досить багато часу.

Для захисту сталевих конструкцій, занурених у воду (портові споруди і ін.), Замість захисних покриттів застосовуються металеві протектори. Це цинковий лист або болванка, з’єднані з конструкцією мідним провідником. Електрони з протектора переходять на конструкцію, і протектор поступово розчиняється, зберігаючи в хорошому стані саму конструкцію. У міру необхідності протектори замінюють.

Зі сказаного ясно, що для захисту від корозії доцільно застосовувати більш активний метал у вигляді покриття або протектора. Однак інші міркування нерідко змушують застосовувати також покриття з менш активних металів. В якості активного покриття стали нерідко застосовується кадмій, однак через отруйності утворюються сполук кадмію застосування його для цієї мети слід строго обмежити. З менш активних металів для покриття стали використовують, крім олова, мідь, нікель, срібло і золото.

Покриті нікелем сталеві вироби мають гарний вигляд, чим пояснюється широке поширення нікелювання. При пошкодженні шару нікелю корозія відбувається менш інтенсивно, ніж при пошкодженні шару міді або олова, так як різниця потенціалів для пари нікель – залізо набагато менше, ніж для пар мідь – залізо і олово – залізо. У прикладних областях науки постійно ведеться пошук синтетичних матеріалів, що заміняють метали і, таким чином, що усувають проблему їх корозії. Заміну металевих корпусів виробів і багатьох робочих деталей на пластмасові можна бачити на багатьох прикладах господарської техніки. Вкрай актуальна проблема заміни металевих трубопроводів трубами з композиційних матеріалів, що включають високостійкі полімери, зокрема фтороуглеродние (тефлон). Досягається збільшення терміну експлуатації труб в кілька разів, і цим скорочуються земляні та інші види робіт, пов’язаних з ремонтом підземних комунікацій.

Презентація на тему: “Чорна та кольорова металургiя України”: https://www.youtube.com/watch?v=dgWuUcwJBPY

8. Хімічні властивості лужних та лужноземельних елементів, властивості їх оксидів та гідрооксидів

Метали 5-блоку мають однотипну будову не тільки зовнішнього енергетичного рівня, а й передостаннього рівня. В результаті цього в групі лужних металів спостерігається плавна зміна властивостей по групі від літію до цезію і найбільшу схожість між усіма елементами в порівнянні з іншими групами.

Метали від літію до цезію мають сріблясто-білий колір (цезій золотистий), вони блискучі, дуже м’які, з хорошою електричну провідність. Щільність літію, натрію і калію менше щільності води. Лужні метали не тільки легкоплавкі, але і мають досить низькі температури кипіння (табл. 4).

Таблиця 4

Властивості лужних металів

При електролізі розплавленого гідроксиду натрію підтримується температура 350 ° С. Катод з графіту розташовується в центрі електролізера в залізному циліндрі (мал.13). Розплавлений натрій спливає на поверхню електроліту і збирається в цьому циліндрі. Кисень виділяється на залізних стінках електролізера, службовців анодом.

• 1 – реакційний посудину; 2 – катод, 3 – анод;
• 4 – сталевий циліндр з сіткою і кришкою

Розплавлені лужні метали помітно випаровуються в вакуумі. Газоподібний лужної метал складається не тільки з атомів металу, в ньому також є домішка і двоатомних молекул:

2Na(r)↔Na2(r)

У молекулах  Al₂ , Nа ₂ і ін. Є ковалентний зв’язок, утворена неспареними електронами на зовнішніх 5-орбіталях. Цим лужні метали схожі на водень, а зв’язок в молекулі Н₂ значно міцніше.

Рівновага реакції зміщується вправо завдяки видаленню парів металу. Даним методом можна осаджувати тонкий шар лужного металу на внутрішній поверхні скляного пристрої, наприклад, фотоелемента. Зберігають лужні метали в закритих сталевих контейнерах без доступу повітря і води. Невеликі шматки натрію ізолюють від повітря шаром гасу. Лужні метали пожежонебезпечні, а гасіння їх водою неприпустимо. При попаданні води на палаючий метал пожежа посилюється, так як горить виділяється водень.

Розглянемо реакції лужних металів на прикладі натрію. Гідрид натрію – біле солеобразний речовина, що розкладається водою з виділенням водню. Блискуча поверхня натрію на повітрі за кілька секунд тьмяніє внаслідок утворення з’єднання з киснем. При цьому фактично йдуть дві реакції. Більш швидко утворюється пероксид натрію і повільніше – оксид натрію. Виходить суміш, яка містить -90% Nа₂O₂ і 10% Nа₂0.

Пероксид натрію застосовується як сильний окислювач. Водою він розкладається.

У твердому вигляді Nа₂O₂ застосовується для очищення повітря, гак як, поглинаючи вуглекислий газ, він виділяє кисень.

З азотом найбільш легко реагує літій. У вологому повітрі на його поверхні утворюються одночасно оксид, гідроксид і нітрид літію.

Лужні метали реагують з оксидами багатьох інших елементів, відновлюючи метали і неметали. Оксидом, зокрема, є вода. Реакція натрію з водою йде дуже бурхливо, що виділяється водень загоряється, натрій плавиться та у вигляді кульки “катається” по поверхні води. При нагріванні натрію з оксидом кремнію до 1000 ° С утворюється кремній. При більш сильному нагріванні натрій реагує і зі склом. Реакції лужних металів з кислотами йдуть дуже бурхливо, але практичного значення не мають, так як солі простіше і безпечніше отримувати нейтралізацією гідроксидів.

Реакції лужних металів з солями дуже різноманітні. Вони можуть відновити як інші метали, так і різні елементи, що входять до складу залишків кисневих кислот.

Іони лужних металів утворюють солі з безліччю різних аніонів, в тому числі і нестійких, невідомих в складі кислот. Особливо мало нерозчинних солей утворює натрій. Вище зазначалося, що практично нерозчинної сіллю є гексагідроксоантімонат натрію. Його розчинність дорівнює 9,6 г на 100 г води при 20°С. Значно більшу розчинність має карбонат натрію Nа₂СO₃ (21,5 г на 100 г води).

До недавнього часу вважалося, що катіони 5-елементів, особливо однозярядние катіони лужних металів, не можуть бути центральними атомами в комплексних з’єднаннях через своїх щодо великих радіусів і як наслідок слабкості акцепторних властивостей. Катіони лужних металів дійсно не утворюють комплексів з звичайними моно- і навіть нолідентатнимі лигандами. Але інакше поводяться ці іони щодо макроциклических молекул, у внутрішній “дірці” або “порожнини” яких може щільно розміститися катіон. Тоді між атомами кисню та азоту в циклі, що мають заряди -5, і катіоном в центрі циклу виникає тяжіння, достатню для існування комплексу в розчині.

Зупинимося лише на двох типах макроциклічних сполук – коро- панд і криптандів. Короіапди – це циклічні поліефіри, в яких чергуються атоми кисню і вуглеводневі містки, наприклад:

Зображений тут коронанд має шість атомів кисню і 12 атомів вуглецю в кільці. Його коротко називають 18-краун-6. Розмір внутрішньої порожнечі циклу практично збігається з діаметром іона калію. У коронатів інших однозарядних катіонів константи освіти значно менше. Очевидно, що коронанди в залежності від розміру циклу і деяких інших характеристик виявляють вибірковість по відношенню до окремих катіонів. Це дозволяє розділяти суміші і визначати їх состав.

Другий тип макроциклічних сполук – криптандів. Це третинні аміни з двома атомами азоту, з’єднаними мостіковимі радикалами. Три ланцюжка радикалів створюють порожнину між атомами азоту. Розглянемо макроцикл, що позначається як кріптанд. В позначенні мається на увазі, що всі ланцюжки між атомами азоту містять по два атоми кисню. Цей криптандів особливо міцно пов’язує іон Nа. В порожнині криптандів виявляється Nа, а електрон переходить до іншого атому натрію, розташованому поза порожниною:

Так виникає незвичайна для лужних металів, та й взагалі для металів, ступінь окислення -1, що не передбачалася до відкриття макроциклічних сполук. Зображене на схемі з’єднання кристалізується у вигляді шестикутних табличок з золотистим металевим блиском. При температурі 83°С кристали плавляться і розкладаються на криптандів і металевий натрій. Деякі сполуки натрію знаходять дуже широке практичне застосування.

Хлорид натрію – ця сіль не тільки виробляється для вживання в їжу, а й випускається у вигляді хімічних реактивів різного ступеня чистоти. Крім того, це головне природне сировину для отримання інших сполук натрію, металевого натрію і хлору.

Гідроксид натрію NаОН найбільш широко використовувана луг, застосовується в багатьох галузях промисловості. Має також заводські назви каустична сода і їдкий натр. Гідроксид натрію виходить в промисловості електролізом водного розчину КаС1. Одночасно виходить і хлор. NаОH – біла кристалічна речовина, що поглинає з повітря пари води і вуглекислий газ. Розчинність в воді становить 109 г на 100 г води (при 20 ° С).

Карбонат натрію Nа₂СO₃ . Найбільша кількість бікарбонату натрію використовується на виробництво карбонату натрію – кальцинованої соди. Для цього гідрокарбонат натрію прокаливают при температурі близько 150 ° С. Це гарно розчинна у воді сіль. Так, при 20 ° С в 100 г води розчиняється 21,5 г Na₂СO . З насиченого розчину виділяється кристаллогидрат. Сода створює в розчині сильнолужну середу внаслідок гідролізу. При концентрації ОД моль / л ступінь гідролізу становить 4%, а pH розчину дорівнює 11,7. Ця сіль поводиться як порівняно серйозна причина. Цим властивістю обумовлена величезна потреба в карбонат натрію. Його виробництво становить близько 10 млн т на рік. Сода використовується для виробництва скла, переробки целюлози, нейтралізації кислот, гідролізу жирів і т.д.

Глюкоза значно менше розчинний у воді, ніж карбонат. Він випадає в осад у результаті хімічної реакції при пропущенні вуглекислого газу через концентрований розчин Ка₂СО₃ .

Приклад: Через 100г розчину карбонату натрію з масовою часткою 17,5% пропускали вуглекислий газ до закінчення виділення осаду бікарбонату натрію, розчинність якого становить 9,6 г на 100 г води. Обчисліть масу осаду.

Рішення: Очевидно, що розчин складається з 17,5 г солі і 82,5 г води. Знайдемо з рівняння реакції масу утворюється NаНСОз і масу вступає в реакцію води:

Складемо пропорцію для визначення маси осаду (т):

• 100 г води розчиняють 9,6 г КаНСO₃ ;
• (82,5 – 2,97) г води розчиняють (27,74 – т)г NаНСO₃ .

З пропорції отримуємо рівняння

Відповідь: маса випав осаду NаНСОз дорівнює 20,1 м.

КАЛІЙ

За сукупністю властивостей калій дуже близький до натрію. Деякі відмінності в їх хімічному поведінці пов’язані лише з великим розміром атома і іона калію в порівнянні з іоном натрію. У калію в порівнянні з натрієм знижена енергія іонізації. Металевий калій в хімічних реакціях проявляє велику активність, ніж натрій. Наприклад, шматочок калію, кинутий в воду, не тільки реагує з водою, але і зігрітися лілуватим полум’ям. Металеві калій і натрій утворюють між собою сплав, рідкий при звичайній температурі. При складі 22,8% натрію і 77,2% калію сплав має мінімальну температуру замерзання -12,3°С. Цей склад відповідає евтектиці в системі натрій – калій.

Металевий калій особливим чином реагує з киснем. Замість утворення оксиду або пероксиду, як у натрію, утворюється супероксид КO₂. У цій речовині є аніон O₂, що представляє собою молекулу кисню з електроном, доданим на розпушують орбиталь. Супероксид калію – речовина жовтого кольору. Супероксид калію може застосовуватися в складах, призначених для очищення повітря в замкнутих приміщеннях. Він реагує з вуглекислим газом. Солі калію застосовують замість солей натрію, якщо вони легше піддаються очищенню перекристалізацією або в бажаному напрямку відрізняються від солей натрія з розчинності. Вище наведені дані про розчинність карбонату і бікарбонату натрію. Гідрокарбонат калію має велику розчинність (33,3 г на 100 г води), ніж сіль натрію.

Відомо досить багато солей калію з сильно зниженою розчинністю. Гексафторосілікат калію має зовсім незначну розчинність – 0,12г на 100г води (20°С). Незважаючи на досить мале відмінність у хімічному поведінці між калієм і натрієм, ці елементи проявляють яскраво виражену специфіку в біохімічному поведінці. У живих організмах вони знаходяться у вигляді солей, дисоційованому на іони. Калій зосереджений головним чином в клітинах, а натрій – в міжклітинних рідинах. Такий розподіл не може виникати саме собою. У клітинах діють особливі механізми, звані калій-натрієвих насосом, які змушують іони калію переходити всередину клітини з навколишнього середовища, а зайві іони натрію викидають з клітини в середу. У цих процесах беруть участь макроциклічні молекули, здатні вибірково зв’язувати іони. Потоки катіонів і Nа ⁺ через мембрани нервових клітин створюють скачки потенціалу при проведенні нервових імпульсів. Ці іони необхідні і в механізмі м’язового скорочення. Іони натрію сприяють підтримці постійного обсягу води в організмі. Вони не виявляють токсичної дії, в той час як іони калію пригнічують розвиток серцеву діяльність. Значне підвищення вмісту калію в крові може привести до зупинки серця. Прийом препаратів калію строго дозується.

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ЛУЖНОЗЕМЕЛЬНИХ МЕТАЛІВ

Найпоширенішим і практично важливим елементом в цьому сімействі є кальцій. Кальцій отримують електролізом розплавленої суміші СаС1₂ і КС1 при 680-720°С. Це хімічно складний процес, так як при невеликому підвищенні температури метал починає реагувати з рідким СаС1₂, утворюючи хлорид кальцію. При звичайних умовах з’єднання лужноземельних металів в oдновалентні стані невідомі.

Кальцій отримують також алюмінотермічеським методом, так як при 1200°С під вакуумом кальцій відганяється з суміші оксиду кальцію з алюмінієм:

Кальцій застосовують як відновник для отримання невеликих кількостей ряду металів, а також для видалення кисню, сірки, азоту, фосфору з різних сплавів. За хімічної активності кальцій близький до натрію і, вступаючи в реакції з тими ж речовинами, утворює аналогічні продукти у відповідності зі своєю валентністю. Решта лужноземельні метали реагують ще більш активно, ніж кальцій.

Приклад: Напишіть реакції кальцію, аналогічні реакціям натрію.

Рішення: Будемо спиратися на реакції натрію, наведені вище:

Істотна відмінність в реакціях кальцію і натрію є лише в ставленні до кисню. Кальцій з киснем утворює тільки оксид і не утворює пероксид. Розглянемо деякі практично важливі сполуки лужноземельних металів. Оксид кальцію. У будівельній справі оксид кальцію називають негашеним вапном. З давніх-давен вапно застосовується як сполучний матеріал у кам’яних спорудах. Гідроксид кальцію , гашене вапно. Це біла речовина з невеликою розчинністю у воді: 0,165 г на 100 г води (20°С). Застосовується як найбільш дешева луг для нейтралізації надлишку кислот, поглинання вуглекислого газу.

Насичений розчин гідроксиду кальцію називається вапнякової водою.

Хлоруванням суспензії гідроксиду кальцію отримують хлорне, або білильне, вапно, яку можна зобразити усередненої формулою СаС1₂Са(ОС1)₂.

Значно більшу розчинність в воді, ніж Са(ОН)₂, має гідроксид барію. У твердому вигляді це кристаллогидрат. Пероксид барію. На відміну від оксиду кальцію, оксид барію реагує при 500°С з киснем повітря.

Сульфат кальцію. Безводний сульфат кальцію в суміші з водою не схоплюється. Утворення осаду сульфату кальцію з розчину по реакції

є прикладом повільного гетерогенного процесу. Кристали гіпсу з’являються нс відразу, освіта їх триває годину або більше. Кислі солі двозарядних катіонів 5-елементів та многоосновних кислот розчиняються у воді значно краще, ніж середні солі. Кислі солі можна отримати як часткової нейтралізацією кислот, так і дією кислоти на її ж середню сіль. Так утворюється в природі гідрокарбонат кальцію

Карбонат кальцію. Одне з дуже поширених природних сполук у вигляді вапняку, мармуру, прозорих кристалів кальциту. Гідрокарбонат кальцію, що утворюється при впливі вуглекислого газу на вапняк, розчинний у воді, але при досягненні деякої концентрації розчину в осад починає випадати карбонат кальцію. Тому точно визначити розчинність Са(НСO₃)₂ неможливо. В індивідуальному стані гідрокарбонат кальцію невідомий.

Приклад: У чотирьох пробірках є розчини хлориду магнію, нітрату кальцію, карбонату калію і сульфату натрію. Запропонуйте схему дій для ідентифікації розчинів без застосування інших реактивів.

Рішення: Уявімо собі, що взяті проби кожного розчину в окремі пробірки, і один з розчинів додається до трьом що залишився. Складемо таблицю (5) можливих спостережень, виходячи з розчинності солей, що утворюються в результаті обмінних реакцій.

Дані спостережень для прикладу табл.5.

З таблиці зрозуміло, що якщо випадково обраний розчин, що додається до трьох інших, – нітрат кальцію, то у всіх трьох пробірках спостерігатимуться різні явища, що визначають, де яка сіль. Ця сіль є прикладом великої групи речовин, названих комплексонами за їх чудову здатність утворювати комплекси з іонами більшості металів. Слабо реагують з комплексонами тільки іони лужних металів, але, як ми бачили, і для них знайшлися підходящі ліганди – макроциклічні з’єднання. Іони магнію і кальцію заміщають в комплексоні, показаному на схемі, іони натрію і водню, утворюючи координаційні зв’язки з киснем карбоксильних груп і атомами азоту. Максимально утворюється шість зв’язків, чим і забезпечується стійкість комплексів. Комплекс з кальцієм можна представити таким чином:

У цій складній структурній формулі атоми спроектовані на площину, і деякі з них загороджують атоми на задньому плані. Після додавання комнлексона в воді знаходяться міцні комплексні сполуки замість вільних іонів і Са²⁺, і вода стає м’якою. Однак ця вода непридатна для пиття, гак як в ній можлива наявність надлишку комнлексона, який буде зв’язувати необхідні для життєдіяльності іони кальцію і магнію в організмі людини.

Магній і кальцій – біогенні елементи. Іони магнію концентруються всередині клітин і пов’язані з білками, активують деякі ферменти. Кальцій – єдиний елемент-метал, зміст якого в тілі людини досягає 1 кг. Основна маса кальцію знаходиться в кістковій тканині у вигляді фосфатів. Кальцій, що знаходиться у вигляді розчинних сполук в міжклітинних рідинах і в клітинах, пов’язаний переважно з білками. Він активує скорочення серця і взагалі м’язові скорочення, бере участь в процесі згортання крові та ін.

9. Твердість води та методи її усунення

У зв’язку зі значним поширенням кальцію, його солі майже завжди містяться у природній воді. Природну воду, що містить значну кількість кальцію і магнію називають твердою. М’яка вода містить мало солей магнію і кальцію або вони у ній практично відсутні. Сумарний вміст солей магнію і кальцію у воді називають загальною твердістю води. В її межах виділяють карбонатну твердість, зумовлену наявністю карбонатів та гідрогенкарбонатів магнію та кальцію і некарбонатну, зумовлену наявністю інших солей (хлоридів, сульфатів) магнію і кальцію.

При нагріванні води, що має карбонатну твердість утворюється осад карбонатів кальцію і магнію і виділяється СО₂:

Са(НСО₃)₂.= СаСО₃↓ + СО₂­ + Н₂О.

Через це карбонатну твердість називають тимчасовою. Твердість води, яка залишається після кип’ятіння, називають постійною. За твердістю воду умовно поділяють на м’яку, середню, тверду і дуже тверду. Морська вода завжди значно твердіша, ніж прісна. Тверда вода непридатна для багатьох технічних завдань. При її використанні у парових котлах стінки вкриваються накипом, що погіршує теплопередачу, веде до утворення тріщин. Тверда вода не придатна для прання тканин, варіння мила. Вона не дає піни з милом, оскільки розчинні натрієві і калієві солі вищих жирних кислот з мила переходять у нерозчинні солі кальцію та магнію:

2С₁₇Н₃₅СООNa + CaSO₄ = Ca(С₁₇Н₃₅СОО)₂↓ + Na₂SO₄.

натрій стеарат                            кальцій стеарат

У зв’язку з цим проводять пом’якшення води – видалення солей магнію і кальцію. Пом’якшення буває фізичне і хімічне.

При хімічному пом’якшенні у воду додають осаджувачі – найчастіше соду NaНCO₃ і вапно Ca(ОН)₂. При цьому відбуваються реакції:

Ca²⁺ + HCO₃^– = CaCO₃↓ + H⁺,                   Mg²⁺ + Ca(OH)₂ = Mg(OH)₂↓ + Ca²⁺.

Іноді для видалення іонів Mg²⁺ і Са²⁺ воду пропускають через шар іоніту (катіоніту) – проводять іонообмінну очистку. Катіоніт – сполука типу Na₂R, де R – органічний залишок, у якому натрій може замінятись на іони магнію або кальцію:

Na₂R + Са²⁺ = СаR + 2Na⁺.

Коли увесь натрій з катіоніту обміняється на іони Са²⁺, катіоніт регенерують, пропускаючи через нього концентрований розчин натрій хлориду або натрій сульфату:

СаR + Na₂SO₄ = Na₂R + СаSO₄.

До фізичних методів пом’якшення води належать електродіаліз, магнітна та ультразвукова обробка.

Найчастіше пом’якшення води проводять у кілька етапів:

1. кип’ятінням усувають тимчасову твердість;

2. додаванням кальцій гідроксиду та соди – постійну твердість;

3. для додаткового пом’якшення воду пропускають через катіоніт. Повного обезсолення води можна досягти дистиляцією– випаровуванням води з наступною конденсацію пари.

10. Алюміній та його сполуки. Ферум – найважливіший d-елемент, його хімічні властивості. Фізичні властивості заліза. Оксиди Феруму.

Алюміній найпоширеніший у природі металічний елемент. Вміст його у земній корі становить 8,05% (за масою). Серед металічний елементів  за поширенням у земній корі він посідає перше місце, серед інших елементів – третє.
Алюміній трапляється у природі лише в складі хімічних сполук. Відомо біля 250 мінералів, які містять цей елемент. Найважливіші природні сполуки – алюмосилікати,  боксит, корунд та кріоліт. Алюмосилікати, до складу яких входять Алюміній, Силіцій і Оксиген, становлять основну масу земної кори. До них належить  польовий шпат K₂O•3Al₂O₃•6SiO₂•2H₂O;

нефелін – Na₂O•Al₂O₃•2SiO₂, продукт їх вивітрювання – глина (каолініт) – Al₂O₃•2SiO₂•2H₂O. Боксити – Al₂O₃•хH₂O – гірська порода, що складається переважно з оксиду алюмінію та оксидів феруму, які надають їм червоного кольору. Кріоліт – мінерал складу AlF₃•3NaF. Корунд – Al₂O₃.

        Фізичні властивості. Алюміній – сріблясто-білий легкий метал, дуже пластичний, міцний, добрий провідник теплоти і електричного струму. Легко піддається обробці: прокатується у листи і фольгу, витягується в тонкий дріт. Плавиться при 660ºC, тонка фольга плавиться в полум’ї сірника. Алюмі́нієві спла́ви — легкі сплави на алюмінієвій основі, до складу яких входить один або декілька легуючих елементів.  (Al-Mn) — пластичні, технологічні, добре зварюються і є корозієстійкими.  (Al-Mg) — поєднання достатньої міцності, високої пластичності, корозійної стійкості та зварюваності, є стійкими до вібрацій. Авіалі (сплави системи Al-Mg-Si) мають високу пластичність, корозійну стійкість. Ковкі сплави алюмінію (сплави системи Al-Mg-Si-Cu) для використання в авіабудуванні, зварюванні.Високоміцні алюмінієві сплави (сплави системи Al-Zn-Mg, Al-Zn-Mg-Cu). Силуміни (система Al-Si). До переваг цих матеріалів належать високі ливарні властивості. Дуралюміни (сплави типу Al—Cu—Mg, Al—Cu—Mn). Дуралюміни знайшли широке застосування в авіабудуванні через високу міцність (поршні авіадвигунів, обшивка та силовий каркас надзвукових літаків).

        Хімічні властивості. Алюміній належить до активних металів. Однак на повітрі він досить стійкий, оскільки за звичайної температури швидко окиснюється, його поверхня  вкривається дуже щільною плівкою оксиду, яка захищає метал від подальшого руйнування.

1. Взаємодія з киснем.Якщо з алюмінієвого дроту зняти захисну оксидну плівку, то алюміній починає енергійно взаємодіяти з киснем.  Порошок алюмінію згоряє, утворюючи оксид:

   4Al + 3O₂= 2Al₂O₃ + Q.

2. Взаємодія з водою.При звичайних умовах на алюмінієві вироби вода не діє навіть при температурі її кипіння, тому що алюміній оксид не взаємодіє з водою. Якщо видалити захисну оксидну плівку з поверхні алюмінію, він починає енергійно взаємодіяти з водяною парою повітря, перетворюючись на рихлу масу алюміній гідроксиду з виділенням водню і тепла:

   2Al + 6H₂O = 2Al(OH)₃+ 3H₂.

3. Взаємодія з неметалами. Алюміній реагує з сіркою, галогенами, вуглецем, азотом та всіма неметалами. Для початку реакції необхідне нагрівання.  Далі реакція відбувається з виділенням  великої кількості тепла. З воднем алюміній не взаємодіє.

4. Взаємодія з кислотами.Алюміній активно взаємодіє з багатьма кислотами, особливо з хлоридною з виділенням водню:

   2Al + 6HCl = 2AlCl₃+ 3H₂.

Концентрована нітратна кислота при звичайних умовах не вступає в реакцію з алюмінієм. Пояснюється це тим, що нітратна кислота як сильний окисник робить оксидну плівку ще міцнішою. Тому цю кислоту можна зберігати і перевозити в алюмінієвому посуді. При звичайній температурі алюміній пасивується концентрованою сульфатною і розбавленою нітратною кислотами. У гарячій сульфатній кислоті алюміній розчиняється:
2Al + 4H₂SO₄(k) = Al₂(SO₄)₃ + S + 4H₂O.

5. Взаємодія з оксидами.Алюміній взаємодіє з оксидами більшості металів. Реакція проходить з виділенням великої кількості теплоти:

   Cr₂O₃+2Al=2Cr+Al₂O₃ +Q;

   3Fe₃O₄ + 8Al = 4Al₂O₃ + 9Fe + Q.

Процес відновлення металів з їх оксидів називається алюмінотермією. Цей метод використовується у металургії для добування тугоплавких металів (титану, вольфраму, молібдену, ванадію, цирконію).

6. Взаємодія з солями.Металічний алюміній легко вступає в реакції з розчинами солей: 2Al + 3CuCl₂= 3Cu + 2AlCl₃.

7. Взаємодія з лугами.На відміну від багатьох металів на алюміній дуже сильно діють розчини лугів, тому в алюмінієвому посуді не можна зберігати луги та лужні розчини.

2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂

Учні користуються схемою:

Ферум — найважливіший d-елемент, його хімічні властивості.

Положення в Періодичній системі. (Один студент біля дошки, а інші самостійно в зошитах характеризують положення Феруму у Періодичній системі хімічних елементів Д.І. Менделєєва).

Будова атома Феруму. Ферум – d-елемент VІІІ групи побічної підгрупи, четвертого періоду періодичної системи.

Будова атома

Електронна конфігурація атома Феруму:

1s²2s2²p⁶2s²3p⁶3d⁶4s²

Розміщення електронів зовнішнього і передостаннього енергетичних рівнів за енергетичними комірками:

В атомі Феруму вісім валентних електронів (3d⁶4s²), тому він виявляє змінні ступені окиснення.

Таким чином найхарактерніші валентності Феруму – ІІ і ІІІ, а ступені окиснення +2 і +3 (інколи +6)

Фізичні та хімічні властивості заліза, та його сполук.

Чисте залізо — сріблясто-білий із сірува­тим відтінком метал (у порошкоподібному стані блиск втрачається, колір стає сірувато-чорним). Залізо має густину 7,87 г/см3 і темпе­ратуру плавлення 1539°С. Залізо та його сплави притягуються магнітом і легко намагнічуються в магнітному полі, є добрими провідниками струму й тепла. На магнітних властивостях заліза і його сплавів ґрунтується використання їх як матеріалу для виготовлення серцевин трансформаторів, вантажопідіймачів, телефонних мембран тощо.

Під час накалювання метал легко прока­тується, кується. Наші прадіди використовували цю його власти­вість для виготовлення в кузнях плугів, борін, коліс, сокир, підків, молотків, лопат тощо (мал.14).

Хімічні властивості визначаються наявністю домішок. Чисте залізо –  метал середньої активності. Біля м. Делі (Індія) стоїть залізна колона висотою 7 м і масою 6,5 т без жодних слідів корозії, хоча її вік – понад 2800 р. Колона виготовлена із заліза чистотою 99,72%, стійкого до корозії.

Залізо з високим ступенем чистоти малоактивне й не піддається корозії. Проте навіть невелика частка різних домішок збільшує активність заліза в усіх хімічних реакціях. Подібно до більшості металів залізо окиснюється киснем та іншими неметалами, вступає в реакції заміщення з кислотами і солями менш активних за нього металічних елементів, взаємодіє під час нагрівання з водою.

• Взаємодія заліза з киснем.

Вам уже доводилося спостерігати, як за лічені секунди залізна голка згорає в кисні сліпучим полум’ям, а утворюється в результаті реакції залізна окалина Fе₃О₄ поширюється в усі боки, нагадуючи бенгальські вогні:

                                                            _{+2                +3}

ЗFе + 2О₂ = Fе₃О₄  → (FеО • Fе₂О₃) (залізна окалина)

Залізна окалина є подвійним оксидом, у якого один атом Феруму проявляє ступінь окиснення +2, два інші +3.

• Взаємодія заліза з водою

Під час пропускання парівводи над нагрітим порошком заліза відбувається реакція, що супроводжується утворенням подвійного оксиду Fе₃О₄ і водню:

3Fе + 4Н₂O →^tº Fе₃О₄ + 4Н₂↑

• Взаємодія заліза з іншими неметалами.

При нагріванні залізо реагує з багатьма неметалами, зокрема згоряє в атмосфері кисню, хлору, активно взаємодіє із сіркою:

Fе + S →^tº Fе S (ферум сульфід)

2Fе + N₂ → 2FеN (ферум нітрид)

2Fе + 3С1₂ = 2FеСl₃ (ферум хлорид)

• Взаємодія заліза з кислотами.

Взаємодія заліза з кислотами залежить від температури та концентрації кислоти. Залізо взаємодіє із хлоридною, розбавленою сульфатною та деякими іншими кислотами з виділенням водню й утворенням солей Феруму (ІІ)

Fе + Н₂SO_{4 (розб.)} = FеSO₄ + Н₂↑

Fе + 2НС1 = FеСl₂ + Н₂↑

Із концентрованими нітратною і сульфатною кислотами залізо за звичайних умов майже не реагує через утворення на поверхні металу хімічно пасивної оксидної плівки. Тому ці цистерни не транспортують у залізних цистернах. При нагріванні оксидна плівка взаємодіє із кислотою й відразу в реакцію вступає метал:

Fе + НNO_3(конц.) →^tº Fе(NO₃)₃ + NO₂ + Н₂О

Fе + Н₂SO_{4 (конц.)} →^tº Fе₂(SO₄)₃ + SO₂ + Н₂О

• Взаємодія заліза із солями.

Залізо «витісняє» (заміщає) із солей у їх розчинах менш активні метали – Купрум, Аргентум, Бісмут… При цьому крім них утворюються солі Феруму (ІІ), але не Феруму (ІІІ):

3Fе + 2ВіСl₃ → 3Fе Сl₂ + 2Ві

Ви вже знаєте, що Ферум утворює сполуки зі ступенями окиснення +2 і +3, менш характерним є ступінь окиснення +6. Розглянемо властивості оксидів, гідроксидів та солей Феруму(ІІ) і Феруму(ІІІ).

• Ферум (ІІ) оксид FeO — це чорні кристали з атомною кристалічною ґраткою, тому й високою температурою плавлення (1368 °С), практично нерозчинні у воді. Ферум(ІІ) оксид належить до основних оксидів, оскільки має найнижчий ступінь окиснення +2.

Ферум(ІІ) оксид добувають термічним розкладом ферум (ІІ) карбонату в атмосфері азоту

FeCO₃ →^t FeO + CO₂↑

або термічним розкладом ферум (ІІ) гідроксиду:

Fe(OH)₂ →^t FeO + H₂O

Ферум(ІІ) оксид є компонентом кераміки, пігментом для фарб і термостійкої емалі.

• Ферум (ІІ) гідроксид Fe(OH)₂ — це порошок білого кольору, малорозчинний у воді, має основний характер і виявляє відновні властивості. Його одержують при взаємодії лугів з розчинними у воді солями Феруму (ІІ). (демонстрація відеодосліду)

FeSO₄ + 2KOH → Fe(OH)₂↓ + K₂SO₄

Свіжоосаджений ферум (ІІ) гідроксид має зеленкуватий колір, на повітрі швидко змінює своє забарвлення – буріє    Fе⁺² → Fе⁺³

Ферум (ІІ) оксид і Ферум (ІІ) гідроксид взаємодіють із кислотами:

FeO + 2HCl → FeCl₂ + H₂O

Fe(OH)₂ + H₂SO₄ → FeSO₄ + H₂O

• Ферум(ІІІ) оксид Fe₂O₃ — темно-червоного кольору (мал. 128); має атомну кристалічну ґратку, тому й високу температуру плавлення (1565 °С), нерозчинний у воді. Це найстійкіша природна сполука Феруму — червоний залізняк. Ферум(ІІІ) оксид має cлабко виражені амфотерні властивості з переважанням основних, тому взаємодіє з кислотами:

Fe₂O₃ + 6НС1 = 2FeCl₃ + 3H₂O

Виявляє слабкі кислотні властивості лише при сплавлянні з лугами, утворюючи солі ферити — натрій ферит NaFeO2:

Fe₂O₃ + 2NaOH (крист.) = 2NaFeO₂ + Н₂O

Отже, ферум(ІІІ) оксид — амфотерна сполука з переважанням основних властивостей.

Ферум (ІІІ) оксид можна добути термічним розкладом ферум (ІІІ) гідроксиду або ферум(ІІІ) нітрату:

2Fe(OH)₃ →^t Fe₂O₃ + 3H₂O

4Fe(NO₃)₃ →^t 2Fe₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑

Застосування. Ферум(ІП) оксид застосовують у виготовленні кераміки, цементу, як пігмент у фарбах — жовтий (вохра), червоний (сурик), коричневий (умбра), як полірувальний матеріал тощо.

• Ферум (ІІІ) гідроксид Fe(OH)₃ — червоно-бура речовина , нерозчинна у воді, тому слабкий електроліт.

Fe(OH)₃ + 3НС1→ FeCl₃ + 3H₂O

Ферум(ІІІ) гідроксид добувають за реакцією обміну між сіллю Феруму (ІІІ) і лугом: (демонстрація відеодосліду)

FeCl₃ + 3KOH → Fe(OH)₃↓ + 3KCl

Залізо утворює два ряди сполук, які відповідають двом оксидам: монооксиду заліза FeO і сесквіоксиду заліза Fe₂O₃. У першому залізо є двовалентним, у другому — тривалентним. Також існує суміш оксидів Fe₃O₄.

Поширення у природі

В природі присутні три найпоширеніші оксиди заліза:

• FeO — оксид заліза(II)(мінерали вюстит, вівіаніт)

• Fe₂O₃— оксид заліза(III) (мінерал гематит)

• Fe₃O₄— оксид заліза(II,III), складний оксид, одночасно містить оксиди заліза(II) та заліза(III) (мінерал магнетит).

11. Сполуки Феруму у природі. Залізо, його властивості і використання. Залізні руди. Родовища руд кольорових металів. Загальні методи добування металів

Найважливішими природними сполуками заліза, що мають промислове значення, є магнітний залізняк Fe₃O₄, червоний залізняк Fe₂O₃, бурий залізняк Fe₂O₃ · nH₂O та пірит FeS₂. Оксиди заліза служать рудами, з яких добувають залізо, а сульфіди — сировиною для сульфатно-кислотного виробництва. Поширеність заліза в гірських породах (% за масою): ультраосновні — 9,85; основні — 8,56; середні — 5,85; кислі — 2,70; лужні — 3,60; осадові — 3,33. Відомо понад 300 мінералів, що містять залізо: оксиди, сульфіди, силікати, фосфати, карбонати.         Найважливіші мінерали заліза: гематит Fe₂O₃ (70 %Fe), магнетит Fe₃O₄ (72,4 % Fe), ґетит FeOOH (62,9 % Fe), лепідокрокіт FeO(OH) (62,9 % Fe), лімоніт — суміш гідроксидів Fe з SiO₂ та ін. речовинами (40-62 % Fe), сидерит FeCO₃ (48,2 % Fe), ільменіт FeTiO₃ (36,8 %Fe), шамозит (34-42 %FeO), вівіаніт (43,0 % FeO), скородит (34,6 % Fe₂О₃), ярозит (47,9 % Fe₂О₃) та ін.

Багаті родовища магнітного залізняка зосереджені на Уралі поблизу Магнітогорська в Курській області (так звана Курська магнітна аномалія (Росія)). Родовища червоного залізняка є в Україні поблизу м. Кривий Ріг. Родовища бурого залізняка зосереджені на Керченському півострові [8]. Крім того, потужні родовища залізних руд виявлено і в інших місцях — на Кольському півострові, в Сибіру і на Далекому Сході.

        Ізотопи. Природне залізо складається з чотирьох стабільних ізотопів: ⁵⁴Fe (ізотопна поширеність 5,845 %), ⁵⁶Fe (91,754 %), ⁵⁷Fe (2,119 %) і ⁵⁸Fe (0,282 %). Також відомо понад 20 нестабільних ізотопів заліза з масовими числами від 45 до 72, найстійкіші з яких — ⁶⁰Fe (період напіврозпаду за уточненими в 2009 році даними становить 2,6 мільйона років), ⁵⁵Fe (2,737 року), ⁵⁹Fe (44,495 доби) і ⁵²Fe (8,275 години); інші ізотопи мають період напіврозпаду менше 10 хвилин. Ізотоп заліза ⁵⁶Fe належить до найстабільніших ядер із найбільшою енергією зв’язку у розрахунку на один нуклон. Усі попередні елементи можуть збільшувати ядерну енергію зв’язку за рахунок синтезу, а всі наступні — лише шляхом розпаду. Вважають, що залізом закінчується процес синтезу елементів в ядрах нормальних зірок. Раніше вважалося, що всі наступні елементи можуть утворитися тільки в результаті вибухів наднових. Проте за сучасними уявленнями, синтез елементів, важчих заліза, відбувається не лише у наднових, а й у надрах зір-гігантів на пізніх стадіях їх еволюції завдяки s-процесу.

Історія заліза: Історія металургії заліза

Використання заліза почалося набагато раніше, ніж його виробництво. Перші залізні вироби мали космічне (метеоритне) походження і були виготовлені з уламків метеоритів ще в III—II тис. до н. е. Час від часу знаходили шматки сірувато-чорного металу, який перековували на кинджал або наконечник списа, що був зброєю міцнішою і пластичнішою, ніж бронза, і довше тримав гостре лезо. Першим кроком у зародженні металургії заліза було отримання його шляхом відновлення з окису. Руда перемішувалася з деревним вугіллям і закладалася в піч. При високій температурі, створюваної горінням вугілля, вуглець починав з’єднуватися не лише з атмосферним киснем, але і з тим, що пов’язаний з атомами заліза. Після вигоряння вугілля в печі залишалася так звана криця — грудка речовини з домішкою відновленого заліза. Крицю потім знову розігрівали і піддавали обробці куванням, вибиваючи залізо із шлаку. Таке залізо не відрізнялося твердістю та пружністю, тому мало обмежену сферу застосування. Вперше залізо навчилися обробляти народи Анатолії. Давньогрецька традиція вважала відкривачем заліза народ халібів, для яких традиційно вживалася стійка назва «батько заліза», і сама назва народу бере початок саме від грецького слова Χάλυβας («залізо»). «Залізна революція» почалася на межі I тисячоліття до н. е. в Ассирії. З VIII століття до н. е. зварне залізо швидко стало поширюватися в Європі. Першими, хто почав на землях сучасної України виплавляти з болотної руди залізо, були кіммерійці (VII ст. до н. е.). У IV—III ст. до н. е. більша частина арсеналу зброї скіфських воїнів — мечі, кинджали, бойові сокири тощо було виготовлено з заліза. У III столітті до н. е. залізо витіснило бронзу в Галлії, у II столітті нової ери з’явилося у Німеччині, а в VI столітті нашої ери вже широко вживалося в Скандинавії. В Японії залізна доба настала лише в VIII столітті нашої ери.

Побачити залізо у рідкому стані металурги змогли лише в XIX столітті, однак, ще на початку I тисячоліття до нової ери — індійські майстри зуміли вирішити проблему отримання пружної сталі без розплавлення заліза. Таку сталь називали булатом, але через складність виготовлення і відсутність необхідних матеріалів у більшій частині світу ця сталь так і залишилася індійським секретом на тривалий час. Технологічніший шлях одержання пружної сталі, при якому не потрібні ні особливо чиста руда, ні графіт, ні спеціальні печі, було винайдено в Китаї в II столітті нашої ери. Сталь перековували дуже багато разів, під час кожного кування складаючи пластину вдвічі, внаслідок чого виходив відмінний матеріал для зброї, що отримав назву дамаська сталь, з якого, зокрема, робилися японські катани.

З XVI століття в Європі набув поширення так званий переробний процес у металургії — технологія, при якій залізо ще при отриманні за рахунок високої температури плавлення і інтенсивного навуглецьовування перетворюється на чавун, а вже потім, рідкий чавун, звільняючись від зайвого вуглецю при відпалі в горнах, перероблявся на сталь.

Отримання: У промисловості залізо отримують із залізної руди, в основному з піриту, гематиту (Fe₂O₃) і магнетиту (FeO · Fe₂O₃).

Існують різні способи отримання заліза з руд. Найпоширенішим є доменний процес.Перший етап виробництва — відновлення заліза вуглецем у доменній печі за температури 2000 °C. У доменну піч вуглець (у вигляді коксу), залізна руда (у вигляді агломерату або окатишів) і флюс (наприклад, вапняк) подаються зверху, а знизу нагнітається гаряче повітря.У печі вуглець у вигляді коксу окислюється до монооксиду вуглецю. У свою чергу, монооксид вуглецю відновлює залізо з руди. Щоб реакція йшла швидше, нагрітий чадний газ пропускають через оксид заліза(III). Флюс додається для позбавлення від небажаних домішок (в першу чергу від силікатів, наприклад, кварцу) у видобутій руді. Типовий флюс містить вапняк (карбонат кальцію) і доломіт (карбонат магнію). Для усунення інших домішок використовують інші флюси. Дія флюсу (у наведеному випадку — карбонат кальцію) полягає в тому, що під час нагрівання він розкладається до його оксиду. Оксид кальцію з’єднується з діоксидом кремнію, утворюючи шлак — метасилікат кальцію. Шлак, на відміну від діоксиду кремнію, плавиться в печі. Легший, ніж залізо, шлак плаває на поверхні — ця властивість дозволяє відділяти шлак від металу. Шлаки потім можуть застосовуватися у будівництві та сільському господарстві. Розплав заліза, отриманий у доменній печі (чавун), містить досить багато вуглецю. Крім тих випадків, коли чавун використовується безпосередньо, він вимагає подальшої переробки. Надлишки вуглецю та інші домішки (сірка, фосфор) видаляють з чавуну окисленням у мартенівських печах або в конвертерах. Електричні печі застосовуються для виплавки легованих сталей. Крім доменного процесу, поширений процес прямого отримання заліза. У цьому випадку попередньо подрібнену руду змішують з особливою глиною, формуючи окатиші. Окатиші обпалюють і обробляють в шахтній печі гарячими продуктами конверсії метану, які містять водень. Водень легко відновлює залізо, при цьому не відбувається забруднення заліза такими домішками, як сірка і фосфор, які є звичайними для кам’яного вугілля. Залізо утворюється в твердому вигляді і надалі переплавляється в електричних печах. Хімічно чисте залізо добувають електролізом розчинів його солей.

У вигляді самородних металів перебувають найменш активні метали. Типовими їх представниками є золото і платина. Срібло, мідь, ртуть, Олово можуть існувати в природі як у самородному стані, так і у вигляді сполук, решта металів (що стоять у ряду стандартних електродних потенціалів до олова) тільки у вигляді сполук з іншими елементами. Мінерали і гірські породи, що містять метали або їх сполуки і придатні для промислового добування металів, називаються рудами. Найважливішими рудами металів є їх оксиди і солі (сульфіди, карбонати та ін.).  Якщо руди містять сполуки двох або кількох металів, то вони називаються поліметалічними (наприклад, мідно-цинкові, свинцево-срібні та ін.).

Добування металів з руд — завдання металургії. 1) Що вивчає металургія? Чому металургію можна вважати наукою? Металургія — це наука про промислові способи добування металів з природної сировини. Металургією також називають металургійну промисловість. 2) Які металургійні підприємства України та Європи вам відомі? 2. Методи отримання металів. Металургія, пірометалургія, гідрометалургія, електрометалургія Сучасна металургія добуває понад 75 металів і численні сплави на їх основі. Залежно від способів добування металів розрізняють піро, гідро- і електрометалургію. Пірометалургія посідає провідне місце в металургії. Вона охоплює способи добування металів з руд за допомогою реакцій відновлення, які проводять при високих температурах. Як відновники застосовують вугілля, активні метали, оксид карбону(ІІ), водень, метан. Так, наприклад, вугілля і оксид карбону(ІІ) відновлюють мідь з червоної мідної руди (куприту) Сu₂О: Сu₂О + С = 2Сu + СО; Сu₂О + СО = 2Сu + СО₂. У тих випадках, коли руда є сульфідом металу, її спочатку переводять в оксид окисним випалюванням (випалюванням з доступом повітря). Наприклад: 2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂. Далі оксид металу відновлюють вугіллям: ZnO + С = Zn + CO. Відновлення вугіллям (коксом) здійснюють звичайно тоді, коли метали, що їх добувають, зовсім не утворюють карбідів або утворюють неміцні карбіди (сполуки з карбоном); це залізо і багато кольорових металів — мідь, цинк, кадмій, германій, олово, свинець та ін. Відновлення металів з їх сполук іншими металами, хімічно більш активними, називається металотермією. Ці процеси відбуваються також при високих температурах. Як відновники застосовують алюміній, магній, кальцій, натрій, а також кремній. Якщо відновник — алюміній, то процес називається алюмінотермією, якщо магній — магнійтермією. Наприклад: Сr₂О₃ + 2Аl = 2Cr + Аl₂О₃; ТіСl₄ + 2Мg = Ті + 2МgСl₂. Металотермією звичайно добувають ті метали (та їх сплави), які при відновленні оксидів вугіллям утворюють карбіди. Це марганець, хром, титан, молібден, вольфрам та ін. Іноді метали відновлюють з оксидів воднем (воднeтермія). Наприклад: МoО₃ + ЗН₂ = Мо + ЗН₂О; WO3 + ЗН₂ = W + ЗН₂О. При цьому утворюються метали високої чистоти. Гідрометалургія охоплює способи добування металів з розчинів їх солей. При цьому метал, що входить до складу руди, спочатку переводять у розчин за допомогою відповідних реагентів, а потім добувають його з цього розчину. Так, наприклад, під час обробки розведеною сульфатною кислотою мідної руди, яка містить оксид купруму(ІІ) СuО, мідь переходить у розчин у вигляді сульфату: CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + Н₂О. Далі мідь добувають з розчину або електролізом, або витісненням за допомогою порошку заліза: CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄. Нині гідрометалургійним методом добувають до 25% всієї міді. У нього велике майбутнє, оскільки він дає змогу добувати метали, не піднімаючи руду на поверхню. Цим же методом добувають золото, срібло, цинк, кадмій, молібден, уран та ін. Руду, що містить самородне золото, після подрібнення обробляють розчином ціаніду калію KCN. Все золото переходить у розчин. З розчину його видобувають електролізом або витісненням металічним цинком. Електрометалургія охоплює способи добування металів за допомогою електролізу. Електроліз використовують також для очистки деяких металів. З металу, що його очищають, виготовляють анод. При електролізі анод розчиняється, іони металу переходять у розчин, а на катоді вони осаджуються. Так добувають електролітично чисті метали: мідь, срібло, залізо, нікель, свинець та багато інших. Сучасній напівпровідниковій і атомній техніці необхідні метали дуже високої чистоти (вміст домішок порядку 10% і менше). Найважливішими методами глибокої очистки металів є зонна плавка, розклад летких сполук металів на нагрітій поверхні, переплавляння металів у вакуумі тощо. Отже, в основі всіх способів добування металів з їх сполук лежать окисно-відновні процеси.

12. Метали та їхні сплави у сучасній техніці

У техніці використовують переважно не чисті метали, а сплави, бо чисті метали здебільшого не мають усіх властивостей, необхідних для практичного застосування. Алюміній – легкий, але неміцний метал, який не має достатньої твердості. Щоб підвищити твердість і міцність алюмінію, добувають його сплав з такими металами, як мідь, магній, марганець. Золото гарне, але дуже пластичне. Вироби з чистого золота легко деформуються, стираються, тому для виготовлення ювелірних виробів застосовують сплав золота з міддю. Метали в розплавленому стані розчиняються один в одному і при охолодженні утворюється твердий розчин – або сплав. Сплави – це системи із двох або більше металів, а також металів і неметалів. Основою сплавів служать такі метали як залізо, мідь, алюміній, магній, титан. Із неметалів важливими компонентами є вуглець, бор, кремній та ін. Метали у сплавах можуть:
а) розчинятися один в одному, якщо сплавляються близькі за властивостями метали, то у вузлах їхніх кристалічних ґраток містяться атоми різних металів, такий сплав називають твердим розчином;
б) утворювати механічні суміші, якщо сплавляються метали, які відрізняються за хімічними властивостями, то при твердінні утворюється маса, що складається з найдрібніших кристаликів кожного з металів;
в) реагувати один з одним з утворенням сполук – інтерметалідів. Здатність металів у розплавленому стані не тільки механічно змішуватися, а й утворювати між собою і з атомами неметалів різні сполуки – одна з причин, яка пояснює, чому фізичні властивості сплавів різко відрізняються від фізичних властивостей металів, що утворюють сплав. Нині деякі сплави готують методом порошкової металургії. Беруть суміш металів у вигляді порошків, пресують її під великим тиском і спікають при високій температурі у відновлювальному середовищі. Таким способом отримують надтверді сплави.

Сплави за фізичними властивостями відрізняються від вихідних металів: вони тверді, гірше проводять електричний струм і теплоту. Як правило домішки знижують температуру плавлення твердих тіл, тому сплави плавляться при нижчій температурі, як чисті метали. Температура плавлення свинцю 328°C, олова 232°C, а сплав свинцю (1 частина) і олова (2 частини) плавиться при 181°C, тобто значно нижчій температурі, як чисті метали.
Сплав, що складається з Міді (99%) і берилію (1%) твердіший за мідь у сім разів. Відомо, що цинк, мідь і алюміній за звичайних умов не взаємодіють з водою. Сплав, який містить мідь (50%), алюміній (45%) і цинк (5%), за таких умов вступає в реакцію з водою з виділенням водню. Домішки металів затрудняють переміщення вільних електронів внаслідок чого знижується електропровідність металів. Сплави бувають тверді та м’які, тугоплавкі, легкоплавкі, жаростійкі, кислотостійкі, стійкі до дій лугів. Сучасна техніка використовує більше 5000 сплавів. Особливо виділяються алюмінієві сплави:
1) дюралюміни (від французького слова dur – твердий і aluminium – твердий алюміній). Дюралюміни в своєму складі можуть містити: а) 1,4-13% Cu; б) 0,4-2,8% Mg; в) 0,2-1% Mn; г) 5-7% Zn; д) 0,8-1,8%Fe; е) 0,02-0,35% Ti, іноді 0,5-6% Si. Дюралюміни міцні і легкі, теплопровідні, корозійно стійкі використовують в авіабудуванні для виготовлення деталей турбореактивних двигунів;
2) магналії – сплави алюмінію з великим вмістом магнію (5-13%), Mn (0,2-1,6%), Ni (1,75-2,25%), Be (до 0,15%), Ti (до 0,2%), Zr (0,2%) іноді Zn (3,5-4,5%). Магналій відрізняються високою міцністю і стійкістю до корозії в прісній і навіть в морській воді, стійкі до кислот. Застосовують для виготовлення арматури будівельних споруд, деталей холодильних установок, декоративних побутових предметів, в авіа-, судно- і машинобудуванні;
3) силуміни – сплави на основі алюмінію з високим вмістом Si. До складу силумінів входять: Si (3-26%), Cu (1-4%), Mg (0,2-1,5%), Mn (0,2-0,9%), Ni (0,8-2%) іноді Zn (2-4%), Cr (0,1-0,4%), Ti (0,05-1,5%) та ін. Силуміни використовують в авіабудуванні, вагонобудуванні, автомобілебудуванні, будівництві сільськогосподарських машин, деталі коліс, корпусів і деталей приладів;
4) САП – сплав Al і Al₂O₃ (20-22%) володіє підвищеною стійкістю до окиснення, незмінний там, де температура експлуатації перевищує 400°C.

Широко застосовуються сплави на основі міді – латуні і бронзи. Латунь містить до 45% цинку (проста латунь). Спеціальні латуні крім міді і цинку містять залізо, алюміній, олово, кремній. З неї виготовляють труби для конденсаторів і радіаторів, деталі механізмів, в суднобудуванні завдяки високій корозійній стійкості. Латунь з високим вмістом міді через свою подібність до золота використовують для ювелірних і декоративних виробів. Бронза – це сплави міді з іншими речовинами: Cu–Sn, Cu–Al (5-10%), Cu–Pb (33%), Cu–Si (4%) використовують для виготовлення деталей машин, посуду. Для виготовлення електронагрівальних приладів використовують сплав ніхром (Ni (67%), Cr (15%), Fe (16%), Mn (1,5%)).Для авіації застосовують легкі сплави за основі магнію, титану, алюмінію. Для металообробної промисловості з використанням вольфраму, кобальту, нікелю. В електротехніці – сплави на основі міді. Потужні магніти – продукти взаємодії Кобальту, Самарію та інших рідкоземельних елементів. Для машинобудування необхідні сплави легкі, нерозчинні в кислотах, стійкі в агресивних газових середовищах, теплопровідні, магнітні або немагнітні. Для медицини, зокрема хірургії і протезування, крім стійкості до мікроорганізмів, окиснення, сплави повинні «зростатися» з людським організмом.

Застосування сплавів.

• Літако–, ракето–, авто–, суднобудування.

• Виготовлення швидкоріжучих інструментів, конструкційні матеріали стійкі до агресивних середовищ, феромагнітні вироби.

• Виготовлення дробильних установок, залізничних рейок, автомобільних осей.

• Виготовлення монет, предметів домашнього вжитку, золочення, виробництво дзеркал, ювелірні вироби, зубні протези.

•  Виготовлення трансформаторів, хімічної апаратури, лабораторного посуду, декоративно-прикладні вироби, скульптури.

• Виготовлення ниток електроламп, деталей електронагрівачів.

        Чавун і сталь. Найбільше значення у сучасній техніці мають сплави заліза з вуглецем, а не чисте залізо. Залежно від кількісного вмісту вуглецю сплавам дали назви чавун або сталь.

        Чавун – це сплав заліза, в якому міститься більше 1,7% Карбону, а також домішки Силіцію, Мангану, Сульфуру, Фосфору. Він твердіший за залізо, крихкий, не піддається куванню і прокатуванню і розбивається внаслідок удару. Розрізняють два види чавуну: сірий і білий. Сірий чавун (ливарний) містить Карбон у вигляді графіту і на зломі має сірий колір. У техніці він застосовується для відливання важких частин машин, маховиків, плит, труб, ґрати для мостів, хімічної апаратури. Білий чавун (переробний) містить Карбон у складі цементиту Fe₃C світліший за сірий. Цей чавун переробляють на сталь.Домішки Сульфуру надають чавуну червоноломкість (виникнення тріщин при гарячій механічній обробці), а Фосфору – холодноломкість (крихкість при обробці за звичайних умов).

        Сталь – це сплав залізо, вміст Карбону в якому від 0,3 до 1,7%. Сталь на відміну від чавуну легко піддається куванню і прокатуванню. При швидкому охолодженні вона виходить дуже твердою, при повільному – м’якою. М’яку сталь легко обробляти. Конструкційні сталі мають високу міцність і пластичність, добре обробляються тиском, різанням, зварюються. Інструментальні сталі мають високу міцність, твердість, стійкі до корозії. З них виготовлять деталі газових турбін, реактивних двигунів, ракетних установок. З магнітних сталей роблять магнітне обладнання.

Для добування легованих сталей, до них додають легуючі елементи, які надають сталі певних властивостей, підвищують твердість і температуростійкість. Так, хромомолібденові і хромованадієві сталі застосовують для виготовлення трубопроводів і деталей компресорів у реактивних двигунах, що працюють при високому тиску і температурі. З хромовольфрамових сталей виготовляють інструменти, які працюють при великих швидкостях і високих температурах. Марганцевисті сталі дуже стійкі до тертя та удару. Хромонікелеві сталі мають високу механічну міцність, жаростійкі та стійкі проти корозії, з них виготовляють деталі машин та предмети домашнього вжитку.

13. Ідеї В.І. Вернадського про геологічну та хімічну діяльність людини

      У 1945 році, після кончини академіка Володимира Івановича Вернадського, його учень, друг і соратник академік О. Є. Ферсман написав: «…ще багато років доведеться попрацювати і його учням, й історикам природознавства, щоб виявити основні шляхи його наукової творчості, розгадати складні, ще далеко не зрозумілі побудови його тексту. Це завдання лежить на майбутніх поколіннях…».

Ці слова ніби сказані сьогодні, а вивчення величезної наукової спадщини вченого й нині актуальне для історії і методології науки, для глибокого розуміння зв’язку літ і традицій у науці, освіті, культурі, єдності й невіддільності розвитку природи та людства і його майбутнього, ролі науки та особистості в сучасному глобальному інформаційному суспільстві. Аналізуючи внесок В. І. Вернадського в розвиток різних наук, все виразніше розуміємо масштабність особистості, пророчий дар, глибину наукового світогляду та духовності цієї неординарної людини, яка сповідувала найвищі людські цінності. Як відомо, саме природничі науки, передусім геологія й геохімія, кристалографія, біогеохімія і радіогеологія, займали центральне місце в науковій діяльності вченого. А ще — космічна речовина, будова Землі, особливості води як унікального, життєдайного мінералу, створення вчення про живу речовину, біосферу та ноосферу. Безперечно, одним із найбільш вагомих досягнень є внесок Володимира Вернадського у геологічний цикл наук, серед яких особливе місце займає мінералогія. На неї, за підрахунком академіка О. Є. Ферсмана, припадає близько 30% праць наукового доробку великого вченого. Глибоке знання цієї науки дозволило В. І. Вернадському реформувати її, замінивши статичну описову науку на динамічну генетичну мінералогію. Можна впевнено стверджувати, що з тих пір найбільш вражаючих результатів у світовій мінералогії набуто саме в галузі генезису мінералів. Саме глибоке знання мінералів дозволило перейти до характеристики геологічних процесів, розвивати уявлення про будову й еволюцію Землі, в надрах якої відбувалось мінералоутворення. Його вчення про геосфери поступово приводять до наповнення новим змістом створених В. І. Вернадським та його учнями, потужних у наш час наук — геохімії, біогеохімії, радіогеології.

Системний підхід у вивченні мінералоутворення і кругообігу хімічних елементів Землі в результаті її еволюції спонукав Володимира Вернадського до вивчення і виявлення ролі живої речовини, взагалі життя у формуванні багатьох геологічних процесів. Його зусиллями створюються вчення про біосферу, основи біогеохімії, наголошується на необхідності розвитку уявлень про ноосферу як принципово нового етапу еволюції на нашій планеті. По суті, біо-сферні дослідження вченого, які базуються на аналізі взаємодії живої й абіотичної складових біосфери заклали основу під майбутній розвиток екології та її важливого відгалуження — геоекології.

В. І. Вернадський виділяв особливу роль Світового океану у впливі біосфери на біогеохімічну еволюцію планети. Зокрема, з метою оцінки геохімічної ролі морського планктону, він брав активну участь в організації морських біогеохімічних досліджень. Зазначимо, що океанологічні дослідження морів і океанів, проведені за останнє півстоліття, в тому числі українськими морськими геологами, геохіміками, біологами і геоекологами, підтвердили практично всі судження вченого про роль Світового океану та секторів літосфери, гідросфери й атмосфери у функціонуванні живої речовини і взагалі земної біосфери як найбільшої екосистеми нашої планети.

Важливою складовою вчення академіка Вернадського щодо біосфери є, зокрема, два відкриті ним біогеохімічні принципи. По-перше, еволюція життя на планеті призводить до поступового розширення сфери його існування і прискорення кругообігів її циклічного розвитку. По-друге, еволюція видів у стратегічному плані відбувається в напрямі, який забезпечує збільшення біогенної міграції хімічних елементів у біосфері в геологічному часі. Він перший звернув увагу на відносну стабільність біосфери протягом відомого людству геологічного періоду. Це дало йому змогу зробити оптимістичний на той час висновок: стабільність та незмінність біосфери є надійною запорукою неможливості глобальних екологічних криз. У той же час локальні кризи, на думку вченого, належать до необхідних елементів еволюційних змін форм життя (наприклад, вимирання окремих видів організмів на межі геологічних періодів).

Заснована академіком Вернадським біогеохімія й сьогодні, крім теоретичного, має велике практичне значення. Фундаментальні здобутки цієї науки в наш час широко використовуються у вирішенні актуальних завдань мінералогії, агрохімії, ґрунтознавства, фізіології рослин, біохімії, геоботаніки.

Серед актуальних завдань, над якими плідно працював учений, — підвищення енергетичного потенціалу біосфери, в сучасному трактуванні — розвиток альтернативної енергетики. На розв’язання таких задач спрямовані сучасні фундаментальні й прикладні дослідження в галузі геолого-географічних, хімічних і біологічних наук та енергетики, в тому числі ті, що проводяться сьогодні в інститутах нашої Академії.

Дуже велике значення В. І. Вернадський приділяв воді. Він наголошував, що вода займає окреме місце в історії нашої планети, оскільки немає жодного природного утворення, яке могло б зрівнятися з нею щодо впливу на перебіг основних геологічних процесів. У 1933 р. була опублікована перша частина його унікальної монографії «Історія природних вод». Її унікальність обумовлена кількістю порушених і досліджених автором проблем, постановкою і глибиною опрацювання багатьох із них, обсягом і скрупульозністю вивченого емпіричного матеріалу.

Одним із перших він почав виявляти роль води у формуванні будови й геологічної історії Землі, розвивав поняття про гідросферу, її різноманітність. Наголошував, що вода може існувати і постійно утворюватись в земній корі без впливу живого, але життя без води в умовах Землі існувати не може. Постулат Вернадського щодо вирішального значення води для життя за останні десятиліття підтвердився багатьма новими дослідженнями, в тому числі українських вчених.

В. І. Вернадський одним із перших зрозумів, що відкриття явища радіоактивного розпаду атомного ядра — революційне, фундаментальне для розуміння будови матеріального світу. Вже в 1910 р. він наголошував, що народжене з цього відкриття вчення про радіоактивність є новою наукою, яка відрізняється від фізики й хімії. Із започаткуванням нової науки, радіогеології, відкривається дуже важливий етап розвитку всієї геології — народжується система кількісної оцінки геологічного часу — ізотопна геохронологія. Учений звертав увагу на те, що в надрах Землі відбувається грандіозний процес перетворення урану, торію у продукти їхнього розпаду і, зокрема, в радіогенний гелій, який розсіюється Землею в космосі. Нещодавно цей його висновок підтверджений відкриттям потоку ізотопу гелію з мантії нашої планети.

Володимир Вернадський, мабуть, першим зрозумів, що пізнання радіоактивності відкриває шлях до оволодіння колосальною внутрішньою енергією атома, яка суттєво змінить умови існування людства. Він наголошував на тому, що настане час, коли людина отримає атомну енергію — таке джерело сили, яке дасть їй можливість будувати своє життя, як вона того забажає. Запитання, чи зуміє людина використати цю силу, направити її на добро, а не на самознищення, вже тоді серйозно турбувало його.

У НАН України, зокрема, на міцному фундаменті, закладеному В. І. Вернадським, його соратником і послідовником академіком Є. С. Бурксером, активно розвиваються сучасні геохімічні дослідження з пошукової геохімії і петрохімії, біогеохімії і радіогеології. Сьогодні ці науки дають змогу, в тому числі вітчизняним гео- і біохімікам, геологам і радіогеологам, плідно працювати, зокрема, над прогнозуванням і пошуком руд рідкісних і розсіяних металів та вуглеводнів, над створенням нових лікувальних засобів, вирішенням багатьох проблем охорони довкілля тощо.

В. І. Вернадський, як прискіпливий дослідник, не міг не помітити корективи, що вносить у природні геохімічні аномалії господарська діяльність людини. Він зазначав, що з розвитком промисловості внаслідок надходження в середовище технічних продуктів «вони змінюють вічний біг геохімічних циклів», заклавши таким чином підвалини нової наукової гілки — екологічної геохімії. В наш час важливим завданням геологів і геохіміків у вирішенні цієї проблеми є посилення конкретних напрямів розробок щодо комплексного використання мінеральної сировини, новітніх технологій утилізації та переробки відходів промисловості, сільського та комунального господарств як найважливіших складових захисту навколишнього середовища від попадання продуктів техногенезу до літосфери, гідросфери і атмосфери, а через них — до біосфери. Для багатьох інститутів нашої Академії ці завдання сьогодні — серед пріоритетних.

Віра В. І. Вернадського в здатність людини, людської цивілізації екологічно безпечно користуватись природними ресурсами, науково обґрунтовано ставитися до природи і поступово вдосконалювати її в потрібному для людини напрямі привела до висновку про вищий етап розвитку біосфери, її переходу в ноосферу — сферу людського розуму. Він вважав, що негативні аспекти людської техногенної діяльності є тимчасовими і мають бути подолані.

На жаль, ми є свідками того, як потужна діяльність людини призвела до утворення техносфери, яка в основному входить у протиріччя із законами розвитку біосфери. Надзавдання людства — змінити антропоцентричні стосунки з біосферою на гармонійні, які б не суперечили законам її розвитку. Чи зможе людство перебудуватись у відповідності до принципів ноосферної взаємодії з природою, покаже час. Але його майбутнє самозбереження і подальший розвиток залежать від цієї здатності. Саме на основі ідей Володимира Вернадського в наш час, у тому числі в Україні, особливо швидко розвиваються геоекологія та екологічна геохімія.

Учений, фундаментально розвиваючи та синтезуючи ідеї різних наук щодо основоположних принципів природознавства, не міг не торкатися і важливих питань фізичної науки. Його висновки щодо ролі симетрій у формуванні будови речовини, понять простору і часу, атома, фізичного (як його називав В. І. Вернадський, космічного) вакууму залишаються актуальними для сучасної фізики і знаходять підтвердження в новітніх фізичних дослідженнях. Завдяки припущенню про необхідність існування квантових об’єктів із новим типом симетрії, у фізику елементарних частинок було введено поняття кварків — частинок, з яких складаються адрони, тобто складові атомного ядра. Встановлено, що зі зміною властивостей симетрії системи пов’язані такі фундаментальні явища, як надплинність і надпровідність, спонтанна поява електричного та магнітного полів у твердих тілах. Припущення про спонтанне порушення симетрії в квантово-польових системах лежить в основі теорії про динамічну генерацію мас частинок.

Дуже важливими для сучасної науки і міркування В. І. Вернадського стосовно вакууму. Він відкидав тогочасні уявлення про вакуум як простір, з якого забрано речовину. Зокрема, наголошував, що «вакуум — це не є порожнеча з температурою абсолютного нуля, як ще нещодавно думали; але є активна область максимальної енергії доступного нам Космосу. Тобто порожнечі немає». Сучасна наука багаторазово підтвердила справедливість цих міркувань.

Володимир Вернадський залишив нам велику наукову спадщину як історик науки і мислитель, у центрі уваги якого були не лише питання природознавства, а й історії та розвитку суспільства, єдності природних та соціальних процесів в їхньому взаємозв’язку.

У своїй промові 9 липня 1918 р., на першому ж засіданні Комісії для вироблення законопроекту про заснування УАН у Києві, він підкреслював її національнодержавну роль, значення для зростання української національної свідомості і культури через глибоке наукове студіювання минулого та сучасності, що дозволить представляти Українську академію у всесвітній спілці академій як рівноправну. Прогресивною й далекоглядною гуманітарною ідеєю В. І. Вернадського було одночасне створення Національної бібліотеки і Національного музею, що мали існувати при Академії не лише як наукова база досліджень, а й як самостійні гуманітарні інституції, де зосереджувалися б уся історична пам’ять народу та здобутки культури світової цивілізації.

Вчення Володимира Вернадського відкрите для спілкування й роздумів. Більшість його наукових здобутків актуальні і в наш час. Вони знайшли продовження й розвиток у відповідних наукових напрямах досліджень і наукових установах, започаткованих у багатьох наукових центрах, зокрема в Україні та її Національній академії наук. Дещо з наукового доробку великого вченого ще чекає свого часу щодо використання й розвитку. Як слушно зазначив академік О. Є. Ферсман, Володимир Іванович Вернадський буде завжди вчителем у науці і яскравим зразком плідно пройденого життя.

14. Узагальнення знань з хімічного модуля на основі загальних закономірностей природи

Розвиток багатьох галузей промисловості пов’язаний з використанням хімічних продуктів і процесів. Піддаючи природні матеріали хімічній переробці, отримують різноманітні речовини, необхідні для виготовлення промислових виробів, продуктів харчування і застосування у сільському господарстві, енергетиці, транспорті, домашньому побуті. Головні завдання хімії в наш час полягають у пошуку та добуванні нових речовин із заданими властивостями, без яких неможливий науково-технічний прогрес. Одержання таких матеріалів і пошук шляхів управління їхніми властивостями є рушійною силою хімічної науки при встановленні нових шляхів її розвитку.

Хімічні знання необхідні для практичної роботи інженера будь-якої спеціальності. Програма курсу “ Хімія” базується на знаннях з хімії, фізики, математики за повну загальноосвітню середню школу і є теоретичною основою для вивчення загально-технічних та спеціальних дисциплін. Програма курсу складена таким чином, щоб у максимально можливому ступені сприяти формуванню світогляду інженера широкого профілю, що здатний оперативно вирішувати складні практичні проблеми сучасної техніки.

Роль хімії у розв’язанні продовольчої проблеми: https://www.youtube.com/watch?v=P2_puvtjTfU&t=6s

15. Моделювання цілісності знань як складової образу природи десятикласника

Проблема цілісності знань учнів загальноосвітньої школи є однією з найактуальніших проблем вітчизняної і зарубіжної педагогіки. У національній доктрині розвитку освіти України у ХХІ столітті серед пріоритетних напрямів досліджень вказано на проблему формування у дітей і молоді цілісної наукової картини світу і сучасного світогляду, здібностей і навичок самостійного наукового пізнання. У світовій педагогіці також однією з актуальних є проблема продуктивної освіти, яка пов’язана з проблемами цілісності знань і особистісною орієнтацією освіти, оскільки цілісність знань учня є тією первинною основою, яка передує створенню будь-якого матеріального чи інтелектуального продукту.

Метою – є висвітлення концептуальних основ цілісності знань про природу та системи шкільних підручників з природознавчих курсів, в якій втілюється методика формування цілісності знань про природу, природничонаукової картини світу, образу природи як основи образу світу учня, формування природничонаукової компетентності. Основна частина. На основі аналізу теоретичних джерел та експериментальних даних (1997-2008 рр.) висловлені наступні положення цілісності знань про природу.

• Світ природи єдиний і неподільний, це люди розділили знання про нього на окремі науки, щоб легше було опанувати знання і застосовувати його для одержання користі для людини.

• Засвоєння знань про природу повинне привести учня до створення ним свого образу природи, що змінюється з розвитком свідомості людини і є у великій мірі її «органом», за допомогою якого людина взаємодіє з об’єктами середовища життя, перетворює його, усвідомлюючи наслідки своїх дій і відповідаючи за них.

• Адекватний дійсності образ природи в учнів формується при умові безпосереднього вивчення об’єктів довкілля. Процес формування цілісності знань про природу має опиратися на вивчення реальних об’єктів природи, методична система природничо-наукової освіти має включати навчальні заняття поза класною кімнатою. Зміна образу природи відбувається впродовж навчання учня в школі. Образ природи як особистісно значима система знань, вмінь, компетентностей учня є невід’ємною складовою цілісності його знань про природу, вихідним пунктом і результатом цілісного педагогічного процесу конструювання учнями природничо-наукової освіти.

• Вивчення окремих предметів природничого циклу згідно чинних програм проектує засвоєння учнями основ наук, що зводяться до тисяч 3 основних понять, які мають бути засвоєні глибоко, всебічно. Як показують дослідження вітчизняних і зарубіжних вчених, це є міфом. «Основи наук» мають засвоюватися як складові цілісної системи знань — природничонаукової картини світу, в основі якої — ядро природничо-наукових знань, що замінюється відповідно до вікових особливостей учнів.

• Фрагментарність знань про природу, обумовлена вузькопредметним урокодаванням, приводить до формування образу природи, згідно якого вона уявляється джерелом задоволення бажань людини.

• При такому погляді на природу людство неминуче йде до кризи; екологічні проблеми — це не те, що раптово звалилося на нашу цивілізацію як зовнішнє нещастя, а природний результат її розвитку; вони є наслідком дисгармонії біосфери і ноосфери, продуктом обмеженого бачення природи, що обумовлено використанням недосконалих і іноді руйнівних по своїх наслідках технологій, які розглядають реальність як серії ізольованих об’єктів.

• Глобальне протиріччя, що вирішує долю людства, — протиріччя між природним і штучним, між універсумом природи та універсумом діяльності, може бути розв’язане зміною освіти, особливо природничонаукової, перетворенням її із сукупності тисяч термінів природничих наук у цілісність, засновану на загальних закономірностях природи, пізнання яких є базовою потребою людини.

• Одна з основних причин екологічної кризи — в бажанні розуму одержати від природи усе, що людина вважає потрібним для себе: що корисно, те дозволено і повинно бути отримане; таке ставлення призводить до руйнування природи. · Кожна людина повинна протистояти руйнуванню природи і, разом з тим, свого власного здоров’я, свого життя і життя суспільства. Для 4 цього вона повинна мати цілісність знань про природу, екологічний образ природи.

• Образ природи є основою образу світу — особистісно значимої системи знань учня про дійсність. Об’єкти зовнішнього світу не самі по собі безпосередньо впливають на особу, вони обумовлюють діяльність учнів, яка приводить до створення її продуктів (предмети, схеми дії, правила, норми і цінності), що визначають зміст і «забарвлення» образу світу. Це явище особливо важливе для розуміння закономірностей соціалізації особистості в дитячому віці, оскільки дитина дошкільного і навіть молодшого шкільного віку ще не включена в наукове пізнання дійсності, але в її соціальному досвіді складається на емоційно-образному рівні певний метафоричний образ світу, що має відповідні до суспільного середовища метафоричні забарвлення. Він і стає важливим регулятором соціальних відносин дитини із суспільним оточенням.

Образ — це переживання, що «об’єктивувалося». «Образ світу» у дитини — це взаємозв’язок образів найрізноманітніших об’єктів. Від повноти, яскравості і виразності образу залежить поведінкова орієнтація дитини в конкретній ситуації, активність і вибірковість її дій. «Образ світу» — це ще і суб’єктивна — в розумінні особистісної значимості — картина світу. Вона відбиває особливості самої особистості, її внутрішнього світу, її ставлення до тих, що її оточують. Картину світу в психології прийнято розглядати як систему «просторів», що відбивають смислові стосунки суб’єкта зі світом: «фізичний простір» ставлення до 5 навколишнього природного і рукотворного середовища; «соціальний простір» ставлення до інших людей; «моральний простір» — норм і цінностей; «особистий простір» — ставлення до себе. Як елементи узагальненого образу світу, ці відносини відбивають, з одного боку, вибіркові характеристики сприйняття дитини, її самопізнання, а з іншого боку, стійкі тенденції її поведінки. Концепція системи підручників. Вивчення об’єктів світу обумовлюється системою підручників. Підручники, які спрямовують навчальний процес на формування цілісності знань, створюються відповідно до концепції цілісності знань про природу.

Природоузгодженість цілей навчально-виховного процесу та інтеграції знань про природу на основі її найбільш загальних закономірностей та методів пізнання природи. Принцип природоузгодженості є багатоплановим. Він вимагає планування навчального процесу таким чином, щоб інформація впорядковувалася на основі загальних і часткових законів природи, побудови навчальних курсів відповідно до вікових особливостей дітей та законів розвитку дитячого мислення, узгодженості виховного процесу із засадами народної педагогіки; обґрунтування кожної цілі, що ставиться в навчальновиховному процесі, закономірностями природи, психологічними закономірностями.

• Оптимальну кількість загальних закономірностей, вибраних для організації навчального матеріалу в підручнику, яка має відповідати віковим особливостям дітей. За Дж. Міллером, людина одночасно може тримати у свідомості й аналізувати 7±2 одиниць інформації. Наскрізних організаторів знань у систему буде недостатньо, якщо їх обрати 1-2, бо тоді ступінь абстракції буде дуже високий, система втратить чітку структуру і її елементи не сприйматимуться цілісно. Велика ж кількість наскрізних принципів організації навчальної інформації знання унеможливить їх використання для встановлення цілісності знань.

Практичні роботи:

• «Розв’язування експериментальних задач»

1. Дослідним шляхом здійснити перетворення:

купрум (ІІ) оксид               купрум (ІІ) сульфат                купрум (ІІ) гідроксид

купрум (ІІ) сульфат               мідь

CuO+H₂SO₄→CuSO₄+H₂O

CuSO₄+2NaOH→Cu(OH)₂+Na₂SO₄

H₂SO₄+Cu(OH)₂→CuSO₄+2H₂O

Zn+CuSO₄→Cu+ZnSO₄

2. Експериментально встановіть, чи взаємодіє ферум (ІІ) сульфат з: а) лугом; б) міддю;      в) барій хлоридом.

Розв’язання:

А. В пробірку наливаємо 1мл розчину ферум (ІІ) сульфату і додаємо 1 мл розчинної основи – натрій гідроксиду. Реакція обміну, що відбувається в пробірці, може бути виражена рівнянням:

FeS0₄ + 2NaOH →Na₂S0₄ + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺+ S0₄^2- + 2Na⁺+ 2OH^– →2Na⁺+ S0₄^2- + Fe(OH)₂↓

Fe²⁺+ 2OH^–  →Fe(OH)₂↓     Випадає осад білого кольору.

На повітрі забарвлення стає зеленкуватим і далі бурим.

Б. В другу пробірку поміщаємо кілька шматочків мідного дроту, який попередньо очистили від оксидної плівки.  Додаємо 2 мл концентрованого розчину ферум (ІІ) сульфату. Змін не спостерігаємо.

FeS0₄ + Cu  —/—>

Мідь, як менш активний метал не відновлює залізо із розчину солі.

В. В третю пробірку  наливаємо 1мл розчину ферум (ІІ) сульфату і додаємо краплями розчин барій хлориду. Спостерігаємо утворення білого дрібнокристалічного осаду:

FeS0₄ + BаСІ₂ →FeСІ₂ + BaS0₄↓

Fe²⁺+ S0₄^2─ + Ba²⁺+ 2Cl^─ →Fe²⁺+ 2Cl^─ + BaS0₄↓

S0₄^2─ +  Ba²⁺→BaS0₄↓

3. Доберіть речовини, що відповідають таким скороченим йонним рівнянням реакцій:

• Ca²⁺ + CO₃^2- = CaCO₃

• NH₄⁺ + OH^– = NH₃ + H₂O

• Н⁺ +ОН^– = Н₂О

• СО₃^2- +2Н⁺ = СО₂ + Н₂О.

4. У трьох пронумерованих пробірках містяться розчини натрій хлориду, натрій гідроксиду і хлоридної кислоти. Доведи, у якій пробірці міститься кожний із них.

До кожної пробірки додаємо 1-2 краплі розчину індикатора, наприклад, лакмусу. У пробірці з лугом NaOH розчин набуде синього кольору, у пробірці з кислотою HCl розчин набуде червоного кольору. За допомогою індикатора розпізнали луг і кислоту. Довести наявність у пробірці натрій хлориду можна за допомогою розчину арґентум нітрату AgNO3, в результаті реакції утвориться білий сирнистий осад арґентум хлориду AgCl↓.

NaCl + AgNO₃ = NaNO₃ + AgCl↓

5. Добудьте цинк гідроксид і доведіть практично, що він – амфотерна сполука.

Нерозчинні у воді основи добувають дією лугів на водні розчини відповідних солей.

До пробірки з розчином цинк хлоридом краплями додаємо розчину лугу NaOH, злегка струшуючи при цьому пробірку. Спостерігаємо утворення осаду у вигляді білої драглистої маси.

NaOH + ZnCl₂ = NaCl + Zn(OH)₂↓

Утворену драглисту масу поміщаємо у дві пробірки. До першої пробірки додаємо трохи розбавленої хлоридної кислоти, а до другої – розчину лугу. Спостерігаємо розчинення осаду у двох пробірках. Отже, реакції відбулися, цинк гідроксид прореагував з кислотою і лугом.

Zn(OH)₂ + 2HCl = ZnCl₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

Отже, цинк гідроксид проявив подвійні хімічні властивості: у реакції з кислотою – основні, а у реакції з лугом – кислотні, тому він – амфотерна сполука.

6. У трьох пронумерованих пробірках містяться розчин сульфатної кислоти, калій сульфату і калій гідроксиду. Доведіть, в якій з пробірок міститься кожний із них.

До кожної пробірки додаємо 1-2 краплі розчину індикатора, наприклад, лакмусу. У пробірці з лугом KOH розчин набуде синього кольору, у пробірці з кислотою H₂SO₄ розчин набуде червоного кольору. За допомогою індикатора розпізнали луг і кислоту. Довести наявність у пробірці калій сульфату можна за допомогою розчину барій хлориду BaCl2, в результаті реакції утвориться білий осад барій сульфату BaSO₄↓.
K₂SO₄ + BaCl₂ = 2KCl + BaSO₄↓

• Урок в довкіллі: завод з виробництва металевих виробів 

  https://www.youtube.com/watch?v=mHxV-jGKG7k

• Семінар. Роль хімії в розитку цивілізації

https://www.youtube.com/watch?v=P2_puvtjTfU

Завдання для самоконтролю

Тестові завдання

1. Із наведеного переліку речовин виберіть метали: сірка, мідь, кисень, натрій, залізо, ртуть, водень.
2. Атоми якого із названих металічних елементів найпоширеніші в земній корі: а) Ферум; б) Алюміній; в) Цинк; г) Титан?
3. Які з названих металічних елементів трапляються у природі переважно у вільному стані: а) Натрій; б) Аурум; в) Купрум; г) Ферум?
4. Назвіть компоненти довкілля, що спричиняють корозію металів: а) волога; б) кисень; в) світло.
5. Назвіть метал, який використовують для виготовлення електричних лампочок: а) алюміній; б) вольфрам; в) мідь.
6. Назвіть природні сполуки до складу яких входить: а) Натрій; б) Кальцій.
7. Серед наведених формул речовин виберіть формули лужних металів. Чому їх так називають:  Al, Zn, K, Li, Ca, Na, Ba, Ag, Mg?
8. Яку сполуку в побуті називають негашеним вапном: а) CaO; б) Ca(OH)₂; в) CaCl₂; г) Al(OH)₃?
9. Валентність Феруму в сполуках: а) 2; б) 3; в) 8; г) 2 і 3.
10. Яке протонне число Феруму: а) 26; б) 56?

Виконайте письмово

11. За вказаним нижче протонним числом назвати елемент, напишіть його електронну формулу, формулу вищого оксиду і гідроксиду, вказати їх характер: а) № 11; б) № 13.
12. Складіть рівняння реакцій таких процесів:
    а) горіння магнію, розчинення у воді натрій оксиду, взаємодія алюміній гідроксиду з хлоридною кислотою, розклад ферум(III) гідроксиду при нагріванні;
    б) окиснення алюмінію, взаємодія калію з водою, нейтралізація кальцій гідроксиду сульфатною кислотою, розклад алюміній гідроксиду.

Напишіть рівняння реакцій.

1. Складіть рівняння реакцій відновлення металів з оксидів: а) Заліза із Fe₂O₃воднем; б) міді із CuO вуглецем.
2. Обчисліть масу цинку кількістю речовини: а) 2 моль; б) 0,5 моль.
3. Обчисліть об’єм газу, що виділився в результаті взаємодії натрію кількістю речовини 3 моль із достатньою кількістю води.
4. Обчисліть масу солі, яка утвориться в результаті розчинення магнію масою 4,8 г у сульфатній кислоті.
5. Назвіть елемент електронна формула атома якого: а) 1s²2s¹; б) 1s²2s²2p⁶3s²3p¹.
6. Скільки літрів карбон(IV) оксиду можна добути при розкладі кальцій карбонату масою 26 г, що містить 4% не карбонатних домішок;
7. Який об’єм газу виділиться при взаємодії кальцію масою 4,22 г, масова частка домішок в якому 5%.
8. Атом елемента має на 9 електронів більше ніж йон магнію. Назвіть елемент. Складіть електронну формулу його атома та йона.
9. Атом елемента має на 7 електронів менше ніж йон хлору. Назвіть елемент. Складіть електронну формулу його атома та йона.
10. За скороченою йонною формулою:
    а) Mg0 + 2H⁺→  Mg²⁺+ H₂;    б) Zn⁰ + Cu²⁺ →  Zn²⁺ + Cu⁰.
    Складіть рівняння можливої реакції, та виразити його в повній йонній формі.
11. Сплав магнію з міддю масою 5,4 г розчинили у надлишку хлоридної кислоти, при цьому виділилось 3,36 л водню. Визначте масові частки металів у суміші.
12. Сплав магнію з міддю масою 3 г обробили надлишком хлоридної кислот, при цьому виділилось 1,12 г газу. Визначте масові частки металів у суміші.
13. Лужний метал масою 5,32 г провзаємодіяв з достатньою кількістю хлору. Одержану тверду речовину розчинили у воді, до розчину додали надлишок аргентум нітрату. При цьому випав осад масою 5,74 г. Визначте метал.
14. Залізо масою 16,8 г сплавили з достатньою кількістю сірки. До одержаного продукту додали надлишок хлоридної кислоти. Газ, що виділився, пропустили через розчин купрум(II) хлориду. Яка маса осаду утворилась?

Контрольні питання:

1. Внесок А.Л. Лавуазьє в хімії?
2. Який феномен відкриття металів?
3. Який найпоширеніший хімічний елемент-метал у земній корі?
4. Які є групи металів за використанням?
5. Дайте коротку характеристику будову металів.
6. Які найпоширеніші метали в природі?
7. Які хімічні і фізичні властивості металів?
8. Яка роль металів та їх сплавів?
9. Як добувають метали з руд?
10. Дайте коротку характеристику s- елементів І групи.
11. Яка електропровідність у металів?
12. Що таке руди?
13. Які методи добування металів?
14. Поняття «метали» – коротка характеристика.
15. Як відбувається корозія металів?
16. Які є мнтоди захисту металевих конструкцій, що занурені у воду?

17. Напишіть рівняння всіх виконаних вами реакцій у молекулярній, повній і скороченій йонній формах.

    На підставі виконаних дослідів зробіть висновки:

    1. Як хімічним шляхом можна визначити якісний склад даної речовини?
    2. Чи існує зв’язок між класами неорганічних сполук? Відповідь обґрунтуйте.

18. Що таке тверда вода?

19. Які етапи зняття твердості води?

Узагальнення та систематизація знань.

Виконання самостійної роботи( Тести).

1. Алюміній має атомну масу: 1—23; 2—24; 3—25; 4—27.
2. Елемент Алюміній стоїть у: 1—І групі; 2—ІІ групі; 3—ІІІ групі; IV—групі.
3. Алюміній добувають з: 1—каолініту; 2—піриту; 3—магнетиту; 4—гематиту.
4. Атом Алюмінію має ступінь окиснення: 1)+3; 2)+4; 3)+1; 4)+2.
5. Елемент Алюміній стоїть у періоді: 1—І; 2—ІІ; 3—ІІІ; 4—IV.
6. Алюміній не добувають з: 1—каолініту;2—бокситів; 3—нефеліну; 4—гепатиту.
7. При взаємодії Алюмінію з водою утворюється: 1)кислота; 2)гідроксид; 3)оксид; 4)сіль.
8. Алюміній горить у повітрі з утворенням: 1)гідроксидів; 2)оксидів;3)кислоти; 4)солі.

Завдання для самоконтролю:

1. Здійснити перетворення та вказати назви утворених речовин.

Варіант І. Fe → FeCl₂ → Fe(OH)₂ → FeO

Варіант ІI. Fe → FeCl₃ → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃

Задача 1. Яку масу сірки слід узяти, щоб у ній було стільки ж атомів, скільки їх міститься в залізі масою 12,32 г?

Задача 2. Яка маса сульфатної кислоти потрібна для розчинення 3 г ферум (ІІІ) гідроксиду.

Лабораторний дослід. Ознайомлення зі зразками сплавів металів

Ознайомтеся из зовнішнім виглядом, кольором, ковкістю, пластичністю виданих вам зразків сплавов металлов. Назвіть галузіїх застоування.

Завдання для самоконтролю :

1. Чи можна розчинити без залишку чавун у хлорид ній кислоті? Відповідь поясніть.
2. Яку кислоту – нітратну чи хлоридну – слід узяти для розчинення мідно-срібного сплава?
3. Сплав вольфраму и алюмінію застекл. Для производства автомобильных и авіаційних моторів. Які властивості повинен мати цей сплава?
4. Вибрируют формули легких элементов: Al, Cr, Ni, Zn, K, W, V, Na.