Metalai ir metalų junginiai

 IA grupės metalai yra gana minkšti. Lydymosi temperatūros, tankiai maži. Temperatūros grupėse kylant aukštyn didėja, tankiai - mažėja. IIA grupės metalų fizikinės savybės: kietesni už šarminius metalus, lydymosi temperatūra aukštesnė, tankiai didesni. IA grupės metalai turi po 1 valentinį elektroną (s1), IIA grupės - po 2 elektronus (s2). Susidarant metališkajam ryšiui, kiekvienas IA grupės metalo atomas duoda tik po vieną elektroną. Dėl to šarminiai metalai yra minkšti. IA ir IIA grupių metalų elektroninė sandara yra tokia, kad norėdami įgyti artimiausių intertinį dujų elektroninį apvalkalą, jie turi atiduoti savo valentinius elektronus. Vykstant oksidacijos, redukcijos reakcijoms, šie metalai būna tik reduktoriais. IA grupės metalai reaguoja: su vandeniliu (visi; reakcija vyksta kaitinant: 2Na+H22NaH); su halogenais (visi: 2Na+Cl22NaCl); su azotu (tiktais Li: 6Li+N22Li3N); visi reaguoja su S (Se, Te: 2Na+SNa2S); visi reaguoja su deguonimi (susidaro Li2O oksidas, Na2O2 peroksidas, KO2, RbO2, CsO2 superoksidas); visi su vandeniu (greičiausiai reaguoja K, Rb, Cs, lėčiausiai - Li: 2Na+2H2O2NaOH+H2); su rūgštimis (visi: 2Na+2HCl2NaCl+H2). IIA grupės metalai reaguoja: su vandeniliu (visi išskyrus Be ir Mg; vyksta tik kaitinant); su halogenais (visi); su azotu (visi, išskyrus Be); Visi, išskyrus Be su S (Se, Te); visi su deguonimi (Ba gali sudaryti oksidą ir peroksidą); visi, išskyrus Be su vandeniu (Mg reaguoja lėtai, kiti greičiau); su rūgštimis (visi). IA ir IIA grupių metalai linkę sudaryti junginius su VIIA, VIA ir VA grupių elementų nemetalais. Be ir Mg sąvybės skiriasi nuo kitų IIA grupės elementų, todėl šarminių žemių metalais paprastai laikomi tik Cs, Ba, Sr ir Ra. IA ir IIA grupių metalų oksidai ir hidroksidai turi bazinių savybių (išskyrus Be, kurio hidroksidas yra amfoterinis). Šarminiai metalai reaguodami su deguonimi labiau linkę sudaryti peroksidinius junginius, jų oksidus galima padaryti kitais būdais (Na2O2 + 2Na  2Na2O). natrio peroksidui reaguojant su CO2, išsiskiria deguonis (2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2). Visos šarminių metalų druskos ir hidroksidai yra tirpūs. Šarminių metalų oksidai reaguoja su vandeniu (Na2O + H2O  2Na+ + 2OH-). Panašiai atsitinka ir su hidridais, kurie sudaryti iš metalo katijonų ir H- anijonų (NaH + H2O  2Na+ + 2OH- + H2). Tas pats vandenyje atsitinka ir šarminių žemių metalų oksidams ir hodroksidams. Susidarantys jų hidroksidai mažiau tirpūs vandenyje. Aktyviausi nemetalai, VIIA grupės elementai - halogenai. Halogenams turėtų būti būdingi šie oksidacijos laipsniai: +7, +5 ir -1 (gali būti ir +3, +1). Fluoras labiausiai elektriškai neigiamas elementas. Halogenų oksidai yra nepatvarūs, sunkiai pagaminami junginiai. Dažniausias halogenų oksidacijos laipsnis yra -1. Visi halogenų junginiai, kuriuose halogenai turi teigiamą oksidacijos laipsnį yra nelabai patvarūs. Laisvi halogenai sudaro molekules: F2, Cl2, Br2, I2. Fizikinės halogenų savybės: F2 - gelsvos dujos; Cl2 - gelsvai žalsvos dujos; Br2 - raudonai rudas skystis, I2 - juoda kita medžiaga. Temperatūros grupėse aukštyn mažėja. Cheminės halogenų savybės: reaguoja su metalais (2Fe+3Cl22FeCl3); su vandeniliu (H2+Cl22HCl; su Cl reikia švitinti, su Br ir I - kaitinti. Didėjant halogeno atominiam skaičiui - rūgštis stiprėja). Reaguoja su vandeniu (2F2+2H2O4HF+O2; Cl2+H2OHCl+HClO; F - smarkiai; Cl - tik dalis; Br ir I - nežymiai); aktyvesni halogenai išstumia mažiau aktyvius( Cl2+2KBr2KCl+Br2. Reaguoja su (ne)sočiaisiais angliavandeniliais (CH4+Cl2CH3Cl+HCl; C2H4+Cl2C2H4Cl2). Chloro junginiuose didėjant Ch oksidacijos laipsniui, deguoninių Ch rūgščių stiprumas ir rūgščių bei druskų terminis stabilumas didėja, o oksidacinės savybės silpnėja. Elementai, sudarantys junginius, būdingus ir metalams, ir nemetalams - amfoteriniai elementai (dažniausiai būna prie įstrižianės, skiriančios metalus nuo nemetalų (Be, Al, Zn)). 2Al+6HCl2AlCl3+3H2; 2Al+2NaOH2Na[Al(OH) 4]+3H2; Aliuminis yra vienas iš aktyvesnių metalų, bet dėl saveikos su oru aliuminio pavuiršiuje susidaro intertiško oksido Al2O3 plėvelė (ją tirpina koncentruoti šarmų tirpalai: AlO+2NaOH+3HO2Na[Al(OH) 4]). Aliuminio hodroksidas reaguoja ir su rūgštimis ir su šarmais. (Al(OH)3+NaOHNa[Al(OH) 4]; Al(OH) 3+3HClAlCl3+3H2O) Atsargiai parūgštinus natrio aliuminato tirpalą, gali vėl susidaryti aliuminio hidroksido nuosėdos (Na[Al(OH) 4]+HClAl(OH) 3+NaCl+H2O). Svarbiausios iš stipriųjų rūgščių yra druskos, sieros ir azoto rūgštys. Tirpaluose jos visiškai jonizuojasi. Stipriosios rūgštys reaguoja su metalų oksidais, hodroksidais, kai kuriomis druskomis (mainų reakcijos).CaO+2HClCaCl2+H2O; KOH+HClKCl+H2O; K2CO3+2HCl2KCl+CO2+H2O. Svarbus mainų reakcijų bruožas: joms vykstant, nė vienas elementas nekeičia savo oksidacijos laipsnio. Mainų reakcijos niekada nebūna oksidacijos - redukcijos reakcijomis. Pavadavimos reakcijos: vien.med. + sud.med.  nauj.vien.med. + nauj.sud.med. (pvz.: metalų reakcijos su druskomis). Metalas gali išstumti visus, toliau už jį įtampų eilėje ęsančius metalus. Pavadavimos reakcijos priklauso oksidacijos - redukcijos reakcijoms. Dauguma rūgščių reaguoja su laisvaisiais metalais, veikiamos tų pačių dėsningumų, kaip ir metalų bei druskų reakcijos. Rūgščių vandenilį gali pavaduoti visi metalai, kurie įtampų eilėje yra iki vandenilio. (CuO+2HClCuCl2+H2O) Praskiesta sieros rūgštis su metalais reaguoja lygiai taip pat kaip druskos rūgštis. Tačiau koncentruota sieros rūgštis ir bet kokios koncentracijos azoto rūgštis yra stiprūs oksidatoriai. Joms reaguojant su metalais keičiasi ne vandenilio, bet sieors ir azoto oksidacijos laipsniai. (2H2SO4(konc)+CuCuSO4+SO2+2H2O) Koncentruota sieros rūgštis pasyvina palyginti aktyvius metalus (geležis, aliuminis, chloras). Reaguojant tiek koncentruotai, tiek praskiestai sieros rūgščiai u metalais, vandenilis neišsiskiria. Vykstant tokioms reakcijoms, azoto rūgštis gali redukuotis iki NO2, NO, N2O, N2, NH4+. Su koncentruota azoto rūgštimi taurieji metalai (Pt, Au) nereaguoja; mažo aktyvumo metalai (Ag, Hg, Pb) reaguoja (HNO3+CuCu(NO3) 2+NO2+H2O); su Fe, Cr, Al nereaguoja (juos pasyvina); su vidutinio aktyvumo metalais (Zn) reaguoja (HNO3+ZnZn(NO3)2+NO+H2O); su nemetalais (S, P, C) reaguoja (S+HNO3H2SO4+NO2+H2O). Su praskiesta azoto rūgštimi taurieji metalai (Pt, Au) nereaguoja; mažo aktyvumo metalai (Ag, Hg, Pb) reaguoja (HNO3+CuCu(NO3) 2+NO+H2O) ; su Fe, Cr, Al reaguoja (kaip visutinio aktyumo metalai); su vidutinio aktyvumo metalais (Zn) reaguoja (HNO3+ZnZn(NO3)2+N2O+H2O; HNO3+ZnZn(NO3)2+NH4NO3+H2O); su nemetalais (S, P, C) nereaguoja. Didelė druskų dalis kaitinama skyla. Druskos patvarumas priklauso nuo metalų aktyvumo (vietos metalų įtampų eilėje) ir nuo anijono prigimties. Kuo aktyvesnis metalas tuo jo druskos termiškai patvaresnės. Chloridai yra termiškai atsaparūs, sulfatai gana atsparūs kaitrai (visutinio ir mažo aktyvumo metalų sulfatai aukštose temperatūrose skyla į oksidus). Nitratai skyla (išsiskiria deguonis). Didžioji dauguma karbonatų neatsaparūs kaitrai (2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2). Šarminių metalų karbonatai atsaprūs kaitrai, šarminių metalų rūgštieji karbonatai lengvai skyla. Šarminių žemių karbonatai skyla 800-1000 laipsnių t (CaCO3CaO+CO2). šarminių žemių rūgštiesji karbonatai egzistuoja tik tirpaluose (pvz.: Ca(HCO3) 2CaCO3+H2O+CO2). Kitų metalų karbanatai skyla į metalo oksią ir CO2 palyginti žemoje temperatūroje. Nitratų skilimo reakcijos: nuo Li iki Mg (imtinai) susidaro nitratai ir O2. Mg - Cu (imtinai) skyla į metalo oksidą, azoto oksidą (IV) ir deguonį. Po Cu skyla į lasivąjį metalą, azoto (IV) oksidą ir deguonį. Geležis yra ketvirtasis pagal paplitimą Žemės plutos elementas – Žemės plutoje jos yra 4,7% masės. Gryna geležis sutinkama labai retai. Kai kurie meteoritai sudaryti iš geležies. Grynos geležies aptikta Mėnulio grunte. Manoma, kad daugiausiai geležies (kartu su nikeliu) yra Žemės branduolyje. Svarbiausios geležies rūdos – magnetitas Fe3O4, hematitas – Fe2O3, sideritas – FeCO3, limonitas – HFeO2 · nH2O, getitas – FeOOH. Rūda, turinti daugiau kaip 50% geležies, vadinama sodria, 50-25% - vidutine, mažiau kaip 25% - skurdžia rūda. Vidutinė ir skurdi rūda sodrinama prieš dedant ją į aukštakrosnę ketui gauti. Didžiausi geležies rūdų telkiniai yra Australijoje, Brazilijoje, JAV, Indijoje, Kanadoje, Rusijoje. Lietuvoje rasta magnetito intarpų netoli Marcinkonių. Pelkėse ir upių, tekančių pelkėtomis vietomis, šlaituose rasta limonito. Nedideliais kiekiais randama ir kitų geležies rūdų. GELEŽIES GAVIMAS Pirmiausia žmogus savo reikmėms panaudojo meteoritinę geležį. Tik II tūkstantmetyje pr.Kr. jis išmoko geležį gauti iš rūdų. Senovėje geležis buvo lydoma iš limonito. Geležis ir jos dirbiniai įvairiose pasaulio šalyse pradėti naudoti ir gaminti įvairiu laiku: Mažojoje Azijoje, Egipte, Mesopotamijoje, Užkaukazėje, Indijoje – XII – IX a.pr.Kr., Viduržemio jūros pakrantėse – XII – X a.pr.Kr., Europoje – VIII – II a.pr.Kr. Lietuvoje geležies amžiaus pradžia laikomas V a.pr.Kr. Vietinė geležis pradėta gaminti maždaug I a., o iki to laiko geležinių dirbinių turėta nedaug. Kaip ir anksčiau, įrankiai buvo daromi iš akmens, žalvario, medžio, kaulo, rago. Tuo laikotarpiu jau atsirado piliakalnių. Juose rasta židinių, krosnelių metalams lydyti, gynybinių įrengimų. Iki XIV a. geležis iš rūdos buvo redukuojama medžio anglimi žaizdre, į kurį buvo pučiamas oras dumplėmis, kai kur naudojo medinius stūmoklinius siurblius. Vėliau atsirado šachtinės krosnys, o nuo XVI a. – aukštakrosnės. Lietuvoje geležis buvo lydoma iki XIX a. Liejyklos XV a. veikė Rūdininkų girioje, vėliau – Kražiuose, Linkmenų, Raseinių, Ukmergės apylinkėse. Ilgainiui darbo įrankių reikėjo vis daugiau, todėl teko tobulinti ir plėsti geležies gamybą. Iš geležies rūdų pirmiausia gaminamas ketus, o iš jo lydomas plienas.Ketus gaunamas aukštakrosnėse. Jos būna įvairių dydžių. Aukštakrosnėse iš vidaus išklota kaitrai atspari medžiaga, iš viršaus apdengta plieniniais lakštais. Be pertraukos veikia apie 5-10 metų. Ji veikia priešpriešinės srovės principu. Kietos medžiagos – įkrova juda iš viršaus žemyn, o dujų – iš apačios į viršų. Degimui reikalingas pakaitintas iki 800-1200 oC oras teikiamas pūstuvais. Pastaruoju metu vartojamas deguonimi įsodrintas oras arba deguonis. Degant koksui susidaro CO2, kuris kildamas aukštyn reaguoja su įkaitinta anglimi: CO2 + C  2CO Karštas dujų mišinys teka pro įkrovą ir ją įkaitina. Iš įkrovos išgaruoja drėgmė, redukuojama geležis ir kiti elementai, išsilydo metalas, susidaro šlakas. Geležis redukuojama anglimi, anglies(II) oksidu ir vandeniliu: >570 oC Fe2O3  Fe3O4  FeO  Fe arba 570 oC Fe + H2O  FeO + H2 Geležis išstumia iš druskų tirpalų, esančius metalų įtampų eilėje į dešinę nuo jos: Fe + CuSO4  Cu FeSO4 Fe + Cu2+  Cu + Fe2+ GELEŽIES OKSIDAI IR HIDROKSIDAI. JŲ SAVYBĖS Geležis sudaro tokius oksidus: FeO, Fe2O3 ir mišrųjį Fe3O4. Jei gaunami oksiduojant geležį arba skaidant karbonatus, hidroksidus, nitratus, sulfatus: 400 oC 3FeCO3  Fe3O4 + 2CO2 + CO >480 oC 2FeSO4  Fe2O3 + SO2 + SO3 >500 oC Fe2(SO4)3  Fe2O3 + 3SO3 >500 oC 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O FeO galima gauti redukuojant Fe2O3 arba Fe3O4 anglies(II) oksidu ar vandeniliu: >500 oC Fe2O3 + CO  2FeO + CO2 t Fe2O3 + H2  2FeO + H2O >500 oC Fe3O4 + CO  3FeO + CO2 FeO yra bazinis oksidas, tirpstantis tik rūgštyse: FeO + 2HCl  FeCl2 + H2O Juodi šviesiai Milteliai žalsvas Vandeniniuose tirpaluose egzistuoja šviesiai žalsvas [Fe(H2O)6]2+ jonas, todėl FeO sąveikos su HCl lygtį teisingiau rašyti taip: FeO + 2H3O+ + 3H2O  [Fe(H2O)6]2+ Fe2O3 – amfoterinių savybių turintis oksidas (vyrauja bazinės savybės). Tai raudoni, vandenyje netirpstantys milteliai. Lydomas su šarmais, šarminių metalų karbonatais ar baziniai oksidais sudaro feritus arba dioksoferatus(III): t Fe2O3 + 2NaOH  2NaFeO2 + H2O t Fe2O3 + Na2CO3  2NaFeO2 + CO2 Per šias reakcijas išryškėja rūgštinės Fe2O3 savybės. Reaguodamas su HCL šis oksidas elgiasi kaip bazė: Fe2O3 + 6HCl  2FeCl3 + 3H2O Tirpale susidaro šviesiai violetinis kompleksinis jonas [Fe(H2O)6]3+ Fe2O3 + 6H3O+ + 3H2O  2[Fe(H2O)6]3+ Fe(OH)2 – balta, vandenyje netirpstanti, bazinių savybių turinti medžiaga. Reaguoja su rūgštimis: Fe(OH)2 + 2H3O+ + 2H2O  [Fe(H2O)6]2+ Ore greitai oksiduojasi: 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O  4Fe(OH)3 Fe(OH)3 – raudonai ruda, vandenyje netirpstanti kristalinė medžiaga. Amfoterinis junginys, kuriame vyrauja bazinės savybės (rūgštinės savybės labai silpnos): Fe(OH)3 + 3HCl  FeCl3 + 3H2O arba Fe(OH)3 + 3H3O+  [Fe(H2O)6]3+ šviesiai violetinis Iš rūgščių tirpalų kristalizuojasi kristalhidratas FeCl3 · 6H2O. Neutraliuose tirpaluose Fe(III) druskos smarkiai hidrolizuojasi ir įgyja geltonai rudą atspalvį: H+ [Fe(H2O)6]3+ + H2O  [Fe(H2O)5OH]2+ + H­3O+ [Fe(H2O)5OH]2+ + H2O  [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H3O+ [Fe(H2O)4(OH)2]+ + H2O  [Fe(H2O)3(OH)3] + H3O+ Tirpalą pašildžius susidaro koloidinės dalelės, kurios sukimba į stambesnius sambūrius ir iškrinta rudai raudonos spalvos drebučių pavidalo nuosėdos CO3 · nH2O. Fe(OH)3 lydant su šarmais gaunami feritai: Fe(OH)3 + NaOH  NaFeO2 + 2H2O Fe(OH)3 tirpsta koncentruotuose šarmų tirpaluose: Fe(OH)3 + KOH  K[Fe(OH)4] kalio tetrahidroksoferatas(III) Geležies(III) junginiai daug stabilesni už geležies(II) junginius. ISTORINĖ APŽVALGA Labiausiai įtikima, kad pirmą kartą žmogus susipažino su meteoritų geležimi. Senovės egiptiečiai geležį vadino tokiu vardu, kuris reiškė „dangiškos prigimties”. Meteoritų geležį žinojo ir Mesopotamijos* civilizacijos III tūkstantmetyje pr. Kr. ir vadino ją „ugnimi iš dangaus”. Aiškią naktį „krintančios žvaigždės” palieka ryškų švytintį pėdsaką dangaus skliaute, tačiau tai ne žvaigždės, o krintančių akmeninių ar geležinių meteoritų gabalai. Geležiniai meteoritai sudaro apie 5,7% visų krintančių meteoritų. Kadangi meteoritinės geležies buvo randama retai ir mažai, iš jos buvo daromi papuošalai. Nedidelius jos gabalėlius įteikdavo karo, bei sporto varžybų nugalėtojams. Homero „Odisėjoje” pasakojama, kad žaidynių nugalėtojui buvo įteiktas gabalėlis aukso ir gabalėlis geležies. II tūkstantmetyje pr. Kr. Babilonijoje geležis buvo 8 kartus brangesnė už sidabrą. Geležis buvo naudojama kaip pinigai. Romos valstybės veikėjas, karvedys ir rašytojas Julijus Cezaris (Caesar; 102 ar 100-44 m. pr. Kr.) „Galų karo užrašuose” mini britų naudojamus pinigus – varines ir auksines monetas bei tam tikro svorio geležines lazdeles. Tokie pinigai buvo paplitę ir Spartoje. Geležies amžius atėjo tuomet, kai žmogus išmoko išgauti geležį iš „akmens”, kuriame ji „slepiasi”. Statydamas būstą žmogus pastebėjo, kad veikiami karščio ir anglių akmenys kinta, iš jų gauta medžiaga tinka peiliams, kirviams, ginklams gaminti. Italų archeologai Kafue upės krantuose aptiko geležies lydymo krosnies ir šlako liekanų bei meteoritinės prigimties kirvį. Radiniai gali būti III tūkstantmečio pr. Kr. Pabaigos arba II tūkstantmečio pr. Kr. Pradžios. Alchemikai tvirtino, kad yra mistinis ryšys tarp geležies ir raudonos judrios dangaus planetos Marso. Geležis – metalas, iš kurio daromi ginklai, o Marsas – planeta, kuri senovės romėnams simbolizavo karo dievą Marsą. Viduramžiais geležis ir Marsas buvo vaizduojami tuo pačiu ženklu ♂. Lotyniškas geležies pavadinimas ferrum gali būti siejamas su graikų ir lotynų kalbų žodžiu fars, kuris reiškia „būti kietam”. Jis panašus į žodį ferrus - „nejautrus”, „tvirtas”, „nepalenkiamas” Žmogus organizme apie 65% geležies įeina į hemoglobino sudėtį ir dalyvauja deguonies apykaitoje, oksidacijos reakcijose; 20-25% geležies yra susijungę su baltymais ir kaip geležies atsarga būna kepenyse. Geležis geriau įsisavinama iš gyvulinių maisto produktų (iki 30%), blogiau (iki 10%) – iš augalinių. Įsisavinimą skatina vitaminas C, fosfatai, tanino rūgštis (taninų yra rabarbaro, sidabražolės šaknyse, akacijos, maumedžio žievėje, arkliauogės, pūkenio lapuose). Paros norma vyrui apie 10mg, moteriai – apie 15mg geležies.

Daugiau informacijos...

★ Klientai rekomenduoja

Šį rašto darbą rekomenduoja mūsų klientai. Ką tai reiškia?

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