Reine und hochreine Metalle. Gewinnung hochreiner Metalle Gibt es absolut reine Metalle?

Schwermetalle Zu dieser Gruppe gehören normalerweise Metalle mit einer höheren Dichte als Eisen, nämlich: Blei, Kupfer, Zink, Nickel, Cadmium, Kobalt, Antimon, Zinn, Wismut und Quecksilber. Trennen sie in Umgebung entsteht hauptsächlich bei der Verbrennung mineralischer Brennstoffe. In der Asche der Kohle

Metalle

Große sowjetische Enzyklopädie. - M.: Sowjetische Enzyklopädie. 1969-1978 .

Sehen Sie in anderen Wörterbüchern, was "reine Metalle" sind:

reine Metalle- Metalle mit geringem Gehalt an Verunreinigungen (< 5 мас. %). Выделяют м. повыш. чистоты (от 99,90 до 99,99 %) и особой чистоты (от 9,999 до 99,9999 %). Тематики металлургия в целом EN pure metals … Handbuch für technische Übersetzer

Metalle oder Legierungen mit geringem Gehalt an Verunreinigungen. Je nach Reinheitsgrad unterscheidet man Metalle vgl. Reinheit oder technisch rein (99,0 99,90 %). Zunahme Reinheit (99,90 99,99 %), hochrein oder chemisch rein (99,99 99,999 %). Besondere ... ... Großes enzyklopädisches polytechnisches Wörterbuch

reine Metalle- Metalle mit geringem Gehalt an Verunreinigungen (< 5 мас. %). Выделяют металлы повышенной чистоты (от 99,90 до 99,99 %) и особой чистоты (от 9,999 до 99,9999%); Смотри также: Металлы щелочные металлы ультрачистые металлы тяжелые металлы …

REINE METALLE- siehe Reinheitsgrad des Metalls oder der Legierung... Metallurgisches Wörterbuch

Einfache Substanzen, die unter normalen Bedingungen charakteristische Eigenschaften haben: hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, negativer Temperaturkoeffizient der elektrischen Leitfähigkeit, die Fähigkeit, elektromagnetische Wellen gut zu reflektieren ... ...

- (von griech. metallon, ursprünglich Bergwerk, Erz, Bergwerk), einfache in wa, die unter normalen Bedingungen charakteristische Eigenschaften haben: hohe elektrische und thermische Leitfähigkeit, negativer Temperaturkoeffizient. elektrische Leitfähigkeit, die Fähigkeit, gut ... ... Physikalische Enzyklopädie

hochreine Metalle- hochreine, hochreine Metalle, bei denen der Massenanteil an Verunreinigungen 1 10 3% nicht überschreitet. Die Hauptschritte der Technologie zur Herstellung von hochreinen Metallen: Gewinnung reiner chemischer Verbindungen, deren Reduktion zu ... ... Enzyklopädisches Wörterbuch der Metallurgie

Hochreine Metalle, Reinstmetalle, Metalle, deren Gesamtgehalt an Verunreinigungen 1․10 3 % (nach Masse) nicht überschreitet. Die Hauptphasen der U. m-Produktionstechnologie: Gewinnung reiner chemischer Verbindungen, Wiederherstellung zu ... ... Große sowjetische Enzyklopädie

radioaktive Metalle- Metalle, die Plätze im Periodensystem der Elemente mit einer Ordnungszahl von mehr als 83 (Bi) einnehmen und radioaktive Teilchen emittieren: Neutronen, Protonen, Alpha-, Beta-Teilchen oder Gamma-Quanten. In der Natur vorkommend: At, Ac, Np, Pa, Po ... Enzyklopädisches Wörterbuch der Metallurgie

Übergangsmetalle- Elemente Ib und VIIIb der Untergruppe des Periodensystems. Bei Übergangsmetallatomen sind die inneren Schalen nur teilweise gefüllt. Unterscheiden Sie d-Metalle, bei denen eine allmähliche Füllung von 3d (von Se bis Ni), 4d (von Y bis ... ... Enzyklopädisches Wörterbuch der Metallurgie

Wenn wir im Periodensystem der Elemente von D. I. Mendeleev eine Diagonale von Beryllium zu Astat zeichnen, befinden sich Metallelemente auf der Diagonale unten links (sie enthalten auch Elemente sekundärer Untergruppen, blau hervorgehoben) und oben rechts - nichtmetallische Elemente (gelb hervorgehoben). Elemente, die sich in der Nähe der Diagonale befinden - Halbmetalle oder Halbmetalle (B, Si, Ge, Sb usw.) haben einen doppelten Charakter (rosa hervorgehoben).

Wie aus der Abbildung ersichtlich ist, handelt es sich bei der überwiegenden Mehrheit der Elemente um Metalle.

Metalle sind ihrer chemischen Natur nach chemische Elemente, deren Atome Elektronen aus den äußeren oder voräußeren Energieebenen abgeben und so positiv geladene Ionen bilden.

Fast alle Metalle haben relativ große Radien und eine kleine Anzahl von Elektronen (von 1 bis 3) auf der äußeren Energieebene. Metalle zeichnen sich durch niedrige Elektronegativitätswerte und reduzierende Eigenschaften aus.

Die typischsten Metalle befinden sich zu Beginn der Periode (ab der zweiten), weiter von links nach rechts schwächen sich die metallischen Eigenschaften ab. In einer Gruppe von oben nach unten werden die metallischen Eigenschaften verstärkt, da der Radius der Atome zunimmt (aufgrund einer Zunahme der Anzahl von Energieniveaus). Dies führt zu einer Abnahme der Elektronegativität (der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) der Elemente und einer Zunahme der reduzierenden Eigenschaften (der Fähigkeit, bei chemischen Reaktionen Elektronen an andere Atome abzugeben).

typisch Metalle sind s-Elemente (Elemente der IA-Gruppe von Li bis Fr. Elemente der PA-Gruppe von Mg bis Ra). Die allgemeine elektronische Formel ihrer Atome ist ns 1-2. Sie sind durch die Oxidationsstufen + I bzw. + II gekennzeichnet.

Die geringe Anzahl von Elektronen (1–2) im äußeren Energieniveau typischer Metallatome legt nahe, dass diese Elektronen leicht verloren gehen und stark reduzierende Eigenschaften aufweisen, die niedrige Elektronegativitätswerte widerspiegeln. Dies impliziert die begrenzten chemischen Eigenschaften und Verfahren zur Gewinnung typischer Metalle.

Ein charakteristisches Merkmal typischer Metalle ist die Tendenz ihrer Atome, Kationen und ionische chemische Bindungen mit Nichtmetallatomen zu bilden. Verbindungen typischer Metalle mit Nichtmetallen sind Ionenkristalle „Metallkationen, Anionen von Nichtmetallen“, zB K + Br – , Ca 2+ O 2– . Typische Metallkationen sind auch in Verbindungen mit komplexen Anionen enthalten - Hydroxide und Salze, zum Beispiel Mg 2+ (OH -) 2, (Li +) 2CO 3 2-.

Die Metalle der Gruppe A, die die amphotere Diagonale im Be-Al-Ge-Sb-Po-Periodensystem bilden, sowie die ihnen benachbarten Metalle (Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi) weisen keine typischen metallischen Eigenschaften auf . Die allgemeine elektronische Formel ihrer Atome ns 2 np 0-4 impliziert eine größere Vielfalt an Oxidationsstufen, eine größere Fähigkeit, eigene Elektronen zu halten, eine allmähliche Abnahme ihrer Reduktionsfähigkeit und das Auftreten einer Oxidationsfähigkeit, insbesondere in hohen Oxidationsstufen (typische Beispiele sind die Verbindungen Tl III, Pb IV, Bi v ). Ein ähnliches chemisches Verhalten ist auch für die meisten (d-Elemente, also Elemente der B-Gruppen des Periodensystems (typische Beispiele sind die amphoteren Elemente Cr und Zn) charakteristisch.

Diese Manifestation von dualen (amphoteren) Eigenschaften, sowohl metallisch (basisch) als auch nichtmetallisch, ist auf die Natur der chemischen Bindung zurückzuführen. Verbindungen atypischer Metalle mit Nichtmetallen enthalten im festen Zustand überwiegend kovalente Bindungen (jedoch weniger stark als Bindungen zwischen Nichtmetallen). In Lösung werden diese Bindungen leicht aufgebrochen, und die Verbindungen dissoziieren (vollständig oder teilweise) in Ionen. Zum Beispiel besteht Galliummetall aus Ga 2 -Molekülen, im festen Zustand enthalten Aluminium- und Quecksilber (II) -Chloride AlCl 3 und HgCl 2 stark kovalente Bindungen, aber in einer Lösung dissoziiert AlCl 3 fast vollständig und HgCl 2 - zu einem sehr kleinen Ausmaß (und dann in HgCl + und Cl - Ionen).

Allgemeine physikalische Eigenschaften von Metallen

Aufgrund des Vorhandenseins freier Elektronen ("Elektronengas") im Kristallgitter weisen alle Metalle folgende charakteristische allgemeine Eigenschaften auf:

1) Kunststoff- die Fähigkeit, die Form leicht zu ändern, sich zu einem Draht zu dehnen und zu dünnen Blättern zu rollen.

2) metallischer Schimmer und Opazität. Dies ist auf die Wechselwirkung freier Elektronen mit auf das Metall einfallendem Licht zurückzuführen.

3) Elektrische Leitfähigkeit. Sie wird durch die gerichtete Bewegung freier Elektronen vom Minus- zum Pluspol unter dem Einfluss einer kleinen Potentialdifferenz erklärt. Bei Erwärmung nimmt die elektrische Leitfähigkeit ab, weil. Mit steigender Temperatur nehmen die Schwingungen von Atomen und Ionen in den Knoten des Kristallgitters zu, was die gerichtete Bewegung des „Elektronengases“ erschwert.

4) Wärmeleitfähigkeit. Dies liegt an der hohen Beweglichkeit freier Elektronen, wodurch die Temperatur schnell durch die Masse des Metalls ausgeglichen wird. Die höchste Wärmeleitfähigkeit haben Wismut und Quecksilber.

5) Härte. Am härtesten ist Chrom (schneidet Glas); Die weichsten - Alkalimetalle - Kalium, Natrium, Rubidium und Cäsium - werden mit einem Messer geschnitten.

6) Dichte. Sie ist umso kleiner, je kleiner die Atommasse des Metalls und je größer der Radius des Atoms ist. Am leichtesten ist Lithium (ρ=0,53 g/cm3); das schwerste ist Osmium (ρ=22,6 g/cm3). Metalle mit einer Dichte von weniger als 5 g/cm3 gelten als „Leichtmetalle“.

7) Schmelz- und Siedepunkte. Das am leichtesten schmelzbare Metall ist Quecksilber (Schmp. = -39°C), das schwerste Metall ist Wolfram (T. = 3390°C). Metalle mit t°pl. über 1000°C gelten als feuerfest, darunter - niedriger Schmelzpunkt.

Allgemeine chemische Eigenschaften von Metallen

Starke Reduktionsmittel: Me 0 – nē → Me n +

Eine Reihe von Belastungen charakterisieren die vergleichbare Aktivität von Metallen bei Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen.

I. Reaktionen von Metallen mit Nichtmetallen

1) Mit Sauerstoff:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) Mit Schwefel:
Hg + S → HgS

3) Mit Halogenen:
Ni + Cl 2 – t° → NiCl 2

4) Mit Stickstoff:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) Mit Phosphor:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) Mit Wasserstoff (nur Alkali- und Erdalkalimetalle reagieren):
2Li + H2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

II. Reaktionen von Metallen mit Säuren

1) Metalle, die in der elektrochemischen Spannungsreihe bis H stehen, reduzieren nicht oxidierende Säuren zu Wasserstoff:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) Bei oxidierenden Säuren:

Bei der Wechselwirkung von Salpetersäure beliebiger Konzentration und konzentrierter Schwefelsäure mit Metallen Wasserstoff wird niemals freigesetzt!

Zn + 2H 2 SO 4 (K) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(K) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4 (K) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4 (c) + Cu → Cu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (c) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

III. Wechselwirkung von Metallen mit Wasser

1) Aktive (Alkali- und Erdalkalimetalle) bilden eine lösliche Base (Alkali) und Wasserstoff:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Metalle mittlerer Aktivität werden durch Wasser beim Erhitzen zu Oxid oxidiert:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Inaktiv (Au, Ag, Pt) - reagieren nicht.

IV. Verdrängung von weniger aktiven Metallen durch aktivere Metalle aus Lösungen ihrer Salze:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

In der Industrie werden oft nicht reine Metalle verwendet, sondern deren Mischungen - Legierungen bei dem die vorteilhaften Eigenschaften eines Metalls durch die vorteilhaften Eigenschaften eines anderen ergänzt werden. So hat Kupfer eine geringe Härte und ist für die Herstellung von Maschinenteilen wenig geeignet, während Legierungen von Kupfer mit Zink ( Messing) sind schon recht hart und im Maschinenbau weit verbreitet. Aluminium hat eine hohe Duktilität und ausreichende Leichtigkeit (geringe Dichte), ist aber zu weich. Auf seiner Basis wird eine Legierung mit Magnesium, Kupfer und Mangan hergestellt - Duraluminium (Duralumin), das, ohne die nützlichen Eigenschaften von Aluminium zu verlieren, eine hohe Härte erlangt und sich für die Flugzeugindustrie eignet. Legierungen von Eisen mit Kohlenstoff (und Zusätzen anderer Metalle) sind weithin bekannt Gusseisen und Stahl.

Metalle in freier Form sind Reduktionsmittel. Die Reaktivität einiger Metalle ist jedoch gering, da sie mit bedeckt sind Oberflächenoxidfilm, in unterschiedlichem Maße beständig gegen die Einwirkung von chemischen Reagenzien wie Wasser, Lösungen von Säuren und Laugen.

Beispielsweise ist Blei immer mit einem Oxidfilm bedeckt, sein Übergang in Lösung erfordert nicht nur die Einwirkung eines Reagenz (z. B. verdünnte Salpetersäure), sondern auch Erhitzen. Der Oxidfilm auf Aluminium verhindert dessen Reaktion mit Wasser, wird aber unter Einwirkung von Säuren und Laugen zerstört. Loser Oxidfilm (Rost), das an der Oberfläche von Eisen in feuchter Luft gebildet wird, stört die weitere Oxidation von Eisen nicht.

Unter dem Einfluss konzentriert Auf Metallen bilden sich Säuren nachhaltig Oxidfilm. Dieses Phänomen heißt Passivierung. Also konzentriert Schwefelsäure passiviert (und dann nicht mit Säure reagieren) solche Metalle wie Be, Bi, Co, Fe, Mg und Nb, und in konzentrierter Salpetersäure - Metalle A1, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb , Th und U.

Bei der Wechselwirkung mit Oxidationsmitteln in sauren Lösungen verwandeln sich die meisten Metalle in Kationen, deren Ladung durch den stabilen Oxidationszustand eines bestimmten Elements in Verbindungen (Na +, Ca 2+, A1 3+, Fe 2+ und Fe 3) bestimmt wird +)

Die Reduktionsaktivität von Metallen in saurer Lösung wird durch eine Reihe von Spannungen übertragen. Die meisten Metalle werden in eine Lösung aus Salzsäure und verdünnter Schwefelsäure umgewandelt, aber Cu, Ag und Hg - nur Schwefelsäure (konzentriert) und Salpetersäure sowie Pt und Au - "Königswasser".

Korrosion von Metallen

unerwünscht chemische Eigenschaft Metalle gehören ihnen, d.h. aktive Zerstörung (Oxidation) bei Kontakt mit Wasser und unter dem Einfluss von darin gelöstem Sauerstoff (Sauerstoffkorrosion). Beispielsweise ist die Korrosion von Eisenprodukten in Wasser weithin bekannt, wodurch sich Rost bildet und die Produkte zu Pulver zerfallen.

Die Korrosion von Metallen erfolgt in Wasser auch aufgrund des Vorhandenseins von gelösten CO 2 - und SO 2 -Gasen; es entsteht eine saure Umgebung und H + -Kationen werden durch aktive Metalle in Form von Wasserstoff H 2 ( Wasserstoffkorrosion).

Die Kontaktstelle zwischen zwei unterschiedlichen Metallen kann besonders korrosiv sein ( Kontaktkorrosion). Zwischen einem Metall wie Fe und einem anderen Metall wie Sn oder Cu, die in Wasser eingebracht werden, tritt ein galvanisches Paar auf. Der Elektronenfluss geht vom aktiveren Metall, das in der Spannungsreihe links liegt (Re), zum weniger aktiven Metall (Sn, Cu), und das aktivere Metall wird zerstört (korrodiert).

Dadurch rostet die verzinnte Oberfläche. Büchsen(verzinntes Eisen), wenn es in feuchter Atmosphäre gelagert und unvorsichtig behandelt wird (Eisen zersetzt sich schnell, selbst wenn ein kleiner Kratzer entsteht, wodurch Eisen mit Feuchtigkeit in Kontakt kommen kann). Im Gegenteil, die verzinkte Oberfläche eines Eiseneimers rostet lange nicht, denn selbst bei Kratzern korrodiert nicht Eisen, sondern Zink (ein aktiveres Metall als Eisen).

Die Korrosionsbeständigkeit für ein bestimmtes Metall wird verbessert, wenn es mit einem aktiveren Metall beschichtet oder geschmolzen wird; Beispielsweise verhindert das Beschichten von Eisen mit Chrom oder das Herstellen einer Legierung von Eisen mit Chrom die Korrosion von Eisen. Chromeisen und chromhaltiger Stahl ( Edelstahl) haben eine hohe Korrosionsbeständigkeit.

Elektrometallurgie, d.h. Gewinnung von Metallen durch Elektrolyse von Schmelzen (für die aktivsten Metalle) oder Salzlösungen;

Pyrometallurgie, d. h. die Rückgewinnung von Metallen aus Erzen bei hoher Temperatur (z. B. die Herstellung von Eisen im Hochofenprozess);

Hydrometallurgie, d. h. die Isolierung von Metallen aus Lösungen ihrer Salze durch aktivere Metalle (z. B. die Herstellung von Kupfer aus einer CuSO 4 -Lösung durch Einwirkung von Zink, Eisen oder Aluminium).

Natürliche Metalle kommen manchmal in der Natur vor (typische Beispiele sind Ag, Au, Pt, Hg), aber häufiger liegen Metalle in Form von Verbindungen vor ( Metallerze). Durch die Verbreitung in der Erdkruste unterscheiden sich Metalle: von den häufigsten - Al, Na, Ca, Fe, Mg, K, Ti) bis zu den seltensten - Bi, In, Ag, Au, Pt, Re.