Metāli

Vikipēdijas lapa
Jump to navigation Jump to search
Nokaitēts metāls

Metāli (grieķu: μέταλλον (métallon) — ‘raktuves’)[1] ir tādu elementu veidotās vienkāršās vielas vai to sakausējumi, kam piemīt metāliskas īpašības (salīdzinoši laba siltumvadītspēja un elektrovadītspēja, metālisks spīdums, plastiskums u.c.). Metāliem raksturīgs īpaša veida kristālrežģis, kurā liela daļa vērtības elektronu ir visiem atomiem kopīgi un var brīvi pārvietoties. Ķīmisko saiti, kurai raksturīga atomu sasaiste ar šādu brīvo elektronu palīdzību, sauc par metālisko saiti. Metāliskas īpašības piemīt lielākajai daļai no pazīstamajiem ķīmiskajiem elementiem. Metālu sakausējumi ir nozīmīgi konstrukciju materiāli. Ķīmiskajos savienojumos metāliem var būt tikai pozitīvas oksidēšanas pakāpes, atšķirībā no nemetāliem, kam var būt arī negatīvas vērtības. Lielākā daļa metālu brīvā veidā nav stabili un oksidējas (korodē), veidojot stabilākus savienojumus. Metāliem parasti tiek pievienoti citi metāli, lai uzlabotu to izturību un citas īpašības.

Ja metālu pakļauj lielai fiziskai slodzei, tad cietie metāli (tērauds) salūst, bet mīkstie (svins, alumīnijs) lokās un deformējas. Daži tērauda veidi nerūsē (nerūsošais tērauds).

Cilvēku dzīvē nozīmīgākie metāli ir dzelzs, alumīnijs, varš, niķelis, cinks, zelts, sudrabs.

Metālu iedalījums[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Pēc sastāva[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Metālus tradicionāli iedala melnajos metālos un krāsainajos metālos. Melnie metāli ir galvenokārt dzelzs un tās sakausējumi (čuguns, tērauds). Tēraudi savukārt mēdz būt rūsoši un nerūsoši. Pie melnajiem metāliem pieskaita arī hromu un mangānu, kā arī to sakausējumus.[2] Pārējie metāli tiek dēvēti par krāsainajiem metāliem.

Pēc blīvuma[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Pēc blīvuma metālus iedala smagajos metālos un vieglajos metālos. Smagie metāli ir tādi metāli, kuru blīvums lielāks par 5 g/cm3. Mazāk blīvos metālus sauc par vieglajiem metāliem. Visblīvākais metāls ir osmijs.

Pēc kušanas temperatūras[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Metālus, kas kūst zemākā temperatūrā, nekā dzelzs (1538 °C), sauc par viegli kūstošiem metāliem. Tipiski viegli kūstošie metāli ir alva un svins. Pavisam viegli kūst sārmu metāli un sārmzemju metāli, savukārt dzīvsudrabs ir izkusis jau istabas temperatūrā. Augstās temperatūrās kūstošus metālus sauc par grūti kūstošiem metāliem. Tipiski grūti kūstošie metāli ir hroms, vanādijs, tantāls; visgrūtāk kūstošais metāls ir volframs (3422 °C).

Atsevišķi mēdz izdalīt vairākas metālisko elementu grupas. Piemēram, periodiskās sistēmas pirmās pamatgrupas elementus tradicionāli sauc par sārmu metāliem, jo to hidroksīdi ir stipri sārmi. Otrās pamatgrupas elementi ir sārmzemju metāli, jo to oksīdi (senāk saukti par "zemēm"), rada bāzisku vidi, iedarbojoties ar ūdeni. Retāk sastopamus metālus, kā cēriju, rēniju vai volframu, sauc par retajiem metāliem. Lantanīdus, kā arī itriju un skandiju dēvē par retzemju metāliem. Zeltu, sudrabu un platīna grupas metālus sauc par cēlmetāliem.

Metālu ķīmiskās īpašības[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Reakcijas ar nemetāliem[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Daudzi metāli reaģē ar ūdeņradi, veidojot hidrīdus, kuros ūdeņraža oksidēšanas pakāpe ir -1.

2Li + H2 → 2LiH

Ar halogēniem (VII A grupas elementiem) reaģē gandrīz visi metāli.

2Na + Cl2 → 2NaCl

Vairums metālu, izņemot pašus neaktīvākos (kā sudrabu, zeltu, platīnu) reaģē ar [skābeklis|skābekli]], veidojot oksīdus.

2Cu +O2 → 2CuO (varš nomelnē, jo vara (II) oksīds ir melnā krāsā)

Sārmu metāli (izņemot litiju), tieši reaģējot ar skābekli, veido peroksīdus vai superoksīdus.

2Na + O2Na2O2

Vairums metālu, ieskaitot tādu neaktīvu metālu kā sudrabs, reaģē ar sēru. Ar sēru nereaģē, piemēram, platīns un zelts.

2Ag + S → Ag2S

Aktīvākie metāli spēj reaģēt arī ar citiem nemetāliem, kā slāpekli vai fosforu.

Reakcija Reakcijas produkts
3Ca + N2 → Ca3N2 Kalcija nitrīds
3K + P → K3P Kālija fosfīds
2Mg + Si → Mg2Si Magnija silicīds
4Al + 3C → Al4C3 Alumīnija karbīds

Reakcijas ar ūdeni[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Ar ūdeni spēj reaģēt aktīvie un vidēji aktīvie metāli. Aktīvie metāli reaģē ar ūdeni parastos apstākļos, izdalās ūdeņradis un veidojas šķīstošs hidroksīdssārms.[3]

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

Vidēji aktīvie metāli ar ūdeni parastos apstākļos nereaģē, jo to hidroksīdi ir praktiski nešķīstoši un uz metāla virsmas veido aizsargkārtiņu, kas traucē reakcijas tālāku norisi. Vidēji aktīvie metāli sasmalcinātā un sakarsētā veidā reaģē ar ūdens tvaiku. Reakcijā rodas attiecīgā metāla oksīds un ūdeņradis.[3]

Zn + H 2 O → ZnO + H2

Reakcijas ar skābēm[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Šo reakciju norise un rezultāts ir atkarīgi no dažādiem faktoriem: no metāla aktivitātes, skābes stipruma un stabilitātes, skābes šķīduma koncentrācijas, temperatūras, kā arī no tā, vai reaģējošās skābes anjons ir oksidētājs.

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2 (izmanto H2 iegūšanai Kipa aparātā)[3]
Cu + HCl → NENOTIEK (jo metāli, kas ir metālu elektroķīmiskajā sprieguma rindā aiz ūdeņraža, nereaģē ar neoksidējošām skābēm)

Tomēr arī neaktīvie metāli spēj reaģēt ar oksidējošām skābēm, bet ar karaļūdeni reaģē arī paši neaktīvākie metāli.

Reakcijas ar sāļiem[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

To, kā noritēs metālu reakcijas ar sāļu ūdens šķīdumiem, var noteikt pēc metālu elektroķīmisko spriegumu rindas. Šīs metālu katjonu reducēšanas reakcijas sāļu ūdens šķīdumos norit ar metāliem, kas elektroķīmiskajā spriegumu rindā atrodas aiz magnija (par magniju aktīvāki metāli paši kāri reaģē ar ūdeni). Tās ir tipiskas aizvietošanas reakcijas, kas noris līdz galam, ja rodas šķīstoši sāļi. Nešķīstošie sāļi izgulsnējas uz metāla virsmas un to pasivē.[3]

Fe + CuSO4FeSO4 + Cu

Savukārt varš ar dzelzs sulfātu nereaģē, jo varš ir vājāks, skatoties pēc metālu elektroķīmiskās sprieguma rindas, nekā dzelzs.

Reakcijas ar termiski stabiliem sāļu kausējumiem[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Aktīvo metālu reakcijas ar sāļu kausējumiem arī pieder pie aizvietošanas reakcijām, taču metālu elektroķīmisko spriegumu rinda uz tām neattiecas. Piemēram, iespējams iegūt metālisko kāliju, reaģējot izkausētam alumīnijam ar kālija hlorīdu vai kālija hidroksīdu, kaut arī alumīnijs ir daudz mazāk aktīvs par kāliju. Tas izskaidrojams ar kālija relatīvi zemo viršanas temperatūru — kad alumīnijs un kālija hlorīds ir izkusuši, kālijam ir pārsniegta viršanas temperatūra, tādēļ tas iztvaiko, pamet apgriezeniskās reakcijas zonu un ir kondensējams brīvā veidā. Līdzīgas reakcijas notiek pat, izmantojot tik neaktīvu metālu kā dzelzs.

Al + 3KCl → AlCl3 + 3K[3]

Reakcijas ar sārmu ūdens šķīdumiem[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

Amfotērie metāli, kā cinks vai alumīnijs, spēj reaģēt ar sārmiem vai sārmu šķīdumiem.

Zn +2H2O + 2KOH → K2[Zn(OH)4] + H2[3]

Atsauces[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]

  1. Svešvārdu vārdnīca (trešais izd.). Jumava. 2007. 476. lpp. ISBN 978-9984-38-332-3.
  2. Zinātnes un tehnoloģijas vārdnīca. R:, Norden AB, 2001, 427. lpp.
  3. 3,0 3,1 3,2 3,3 3,4 3,5 3,6 «uzdevumi.lv».

Ārējās saites[labot šo sadaļu | labot pirmkodu]