Більшість металів характеризуються специфічним блиском, ковкістю, високою електро- і теплопровідністю. Ці ознаки, властиві більшості металів, не завжди достатні для чіткого поділу простих речовин на метали і неметали, між якими зовсім немає різкої межі.
Метали складаються з геометрично правильних кристалів, кожному металу властива певна структура кристалічної ґратки. У вузлах ґраток знаходяться іони, що постійно коливаються, і атоми металу. Електрони деяких атомів слабо зв'язані з ядром, вони відриваються і повертаються знову. При цьому атоми перетворюються на іони, а іони - в атоми.
У результаті можна сказати, що у кристалічній ґратці металів знаходяться атоми і іони, а між ними вільно і безладно переміщаються вільні електрони. На рис. 1.1 показана схема кристалічної ґратки металів, а на рис. 1.2 наведені її типи, що найбільш часто зустрічаються.
Рисунок 1.1 - Схема розміщення атомів, іонів та електронів у кристалічних гратках металів: 1 – атоми; 2 – іони; 3 – електрони
Рисунок 1.2 - Найпростіші кристалічні структури металів:
а – мідь (аналогічні Au, Ag, Al, Pt та інші); б – залізо (аналогічні К, Ва та інші); в – магній
На атоми і іони у вузлах кристалічної гратки діють сили взаємного тяжіння і відштовхування. Амплітуди коливання іонів і атомів залежать від температури і зростають з нею. При температурі плавлення амплітуди коливань такі великі, що ґратки руйнуються: атоми й іони втрачають свої постійні місця і переходять в безладний рух, властивий рідкому стану. Зв'язок між іонами і електронами називають металевим, а між атомами – ковалентним. Від співвідношення цих видів хімічного зв'язку залежить кількість блукаючих електронів. Чим більша ця кількість, тим яскравіше виражені металеві властивості елементів.
Міцністю металевого зв'язку пояснюються багато фізичних і механічних властивостей металів, показники яких наведені у табл. 1.1.
Зовнішні механічні дії на метал викликають зрушення шарів кристалічної ґратки, проте зв'язок між іонами і електронами при цьому не порушується через вільну рухливість електронів. З цієї причини метали міцні і пластичні, вони змінюють форму, не втрачають міцності. У міді і золоті багато вільних електронів, металевий зв'язок значно переважає над ковалентним – ці метали пластичні, ковкі, в'язкі. У сурми і вісмуту вільних електронів порівняно мало, тому вони крихкі.
Свобода переміщення електронів у просторі між вузлами кристалічної гратки пояснює високу електропровідність металів, при накладенні потенціалу рух електронів легко переходить з безладного у направлений. З підвищенням температури амплітуди коливання іонів і атомів наростають, рухливості електронів від цього важко, і електропровідність металів знижується. При температурах, близьких до абсолютного нуля, коливання у вузлах ґраток майже згасають, і електропровідність різко збільшується. Електроопір деяких металів при температурах, близьких до 00 К, зникаюче мало (надпровідність). Домішки, навіть у малих кількостях, порушують будову кристалічної гратки, утрудняють переміщення електронів і цим знижують електропровідність.
Теплопровідність металів – результат руху електронів, а також коливань іонів і атомів. Із цього зрозуміло, чому електропровідність і теплопровідність металів – властивості, що паралельно змінюються. У більшості випадків найбільш електропровідні метали характеризуються і високою теплопровідністю.
Таблиця 1.1 - Фізичні та механічні властивості найважливіших металів
Метали
Атомна маса
Густина
при 200С, кг/м3
Температура, 0С
Коефіцієнт теплопровідності (при 200С)
Питомий опір при 200С,
Ом ? м
Механічні властивості
плавлення
кипін-ня
вт
(м ? град)
кал
(см ? град)
межа міцності при розтяганні
міцність
за Бринелем
н/м2
кг/мм2
н/м2
кг/мм2
Важкі
Мідь
63,54
8,960
1083
2600
393,56
0,94
0,018
215,8
22
343,4
35
Нікель
58,69
8,900
1455
2730
92,11
0,22
0,068
441,5
45
686,7
70
Свинець
207,21
11,340
327,4
1840
35,17
0,084
0,206
14,7
1,5
49,1
5
Цинк
65,38
7,140
419,5
907
112,23
0,268
0,059
127,5
13
372,8
38
Легкі
Алюміній
26,98
2,680
660,2
2060
221,9
0,53
0,026
98,1
10
264,9
27
Магній
24,32
1,740
650
1107
159,1
0,38
0.047
176,6
18
245,3
25
Титан
47,90
4,540
1800
3400
15,9
0,036
0,47
313,9
32
833,9
85
Тугоплавкі
Вольфрам
183,92
19,350
3377
6000
167,47
0,4
5,03
343,4
35
2943
300
Молібден
95,95
10,200
2625
4800
146,54
0,35
0,0517
686,7
70
1226,3
125
При нагріванні металів може початися викидання електронів. Цей термоелектричний ефект залежить від температури і особливостей будови ґраток. У деяких металів він особливо великий і тому використовується в електроніці.
Рідкі метали відрізняються від твердих порівняно малим зв'язком між атомами і іонами. Але свобода руху електронів і тут збережена, тому рідкі метали також електропровідні і теплопровідні.
Іноді один і той самий метал при різних температурах має різні кристалічні ґратки. Перехід з однієї кристалічної системи в іншу (поліморфне перетворення) змінює відстань між вузлами ґраток і їх розташування, він істотно відбивається і на властивостях поліморфних модифікацій. Наприклад олово, відоме при звичайних температурах як пластичний блискучий метал з щільністю 7,29 г/см3 (? - модифікація), при температурах нижче 13,2° З, а особливо швидко – при переохолодженні перетворюється на сірий порошок з щільністю 5,85 г/см3 (? - модифікація).
Багато металів взаємно розчинні в рідкому і твердому станах, деякі з них утворюють між собою хімічні сполуки (інтерметалеві з'єднання). Все це приводить до утворення інших кристалічних систем і широкої зміни властивостей. Мова йде про утворення сплавів, які відкривають широкий простір отримання нових цінних матеріалів з потрібними властивостями. У сучасній техніці застосовуються тисячі подвійних, потрійних і складніших металевих сплавів.
У періодичній системі елементів Д.І.Менделєєва метали розміщені у всіх групах, окрім нульової і сьомої. У кожній із головних підгруп металеві властивості елементів посилюються зверху вниз, а в кожному із семи горизонтальних рядів вони слабшають зліва направо. Всі ці зміни властивостей закономірно пов’язані з електронною будовою атомів.
Хімічну активність металів можна характеризувати положенням в електрохімічному ряді напруги, де метали розміщені в порядку наростання нормальних електрохімічних або електродних потенціалів. Нагадаємо, що величина нормального електрохімічного потенціалу, що виникає між металом і однополярным розчином його іонів, характеризує здатність металу віддавати електрон (окиснюватися), тобто бути відновником. Чим більша величина нормального електродного потенціалу, тим менша відновна здатність і хімічна активність металу. У ряді напруги кожен метал здатний витісняти правіші за нього метали з водних розчинів і сольових розплавів.
Метали з негативними електрохімічними потенціалами легко схильні до окиснення, тому вони трапляються в природі тільки у вигляді хімічних сполук: оксидів, галогенідів, а також сульфідів, силікатів та інших солей. У міру підвищення потенціалу, а отже, і зниження хімічної активності вільний стан металів стає все більш стійким. Наприклад, мідь, срібло і ртуть знаходяться в природі не тільки у вигляді солей, але і у вільному стані, а золото і платина – переважно у вільному стані. Зв'язок між електродними потенціалами і деякими властивостями металів показаний в табл. 1.2.
Періодична система елементів Д.І.Менделєєва дає чітку класифікацію металів за їх хімічними властивостями, але вона, природно, не відображає важливих для металургії особливостей виробництва і застосування металів. З цієї причини склалася промислова або технічна класифікація металів, що не має наукової основи, але традиційно прийнята в технічній літературі і практиці.
Залізо далеко випереджає всі інші метали за масштабами виробництва і застосування. Тому розрізняють «залізні метали» (залізо і його багатообразні сплави – чавуни і сталі) та інші «незалізні метали». У російській мові цьому відповідають прийняті назви «чорні» і «кольорові» метали.
Кольорові метали, у свою чергу, поділяються за деякими умовними ознаками на ряд груп і підгруп (табл. 1.3).
Таблиця 1.2 - Ряд напружень і деякі властивості металів
Властивості
металів
Са/Са2+
Nа/Nа+
Mg/Mg2+
Al/Al3+
Ti/Ti2+
Zn/Zn2+
Fe/Fe2+
Cd/Cd2+
Co/Co2+
Ni/Ni2+
Sn/Sn2+
Pb/Pb2+
H/2H+
Cu/Cu2+
Ag/Ag+
Pt/Pt2+
Au/Au3+
2,87
2,71
2,37
1,66
1,63
0,76
0,44
0,40
0,28
0.24
0,14
0,13
0,0
0,34
0,88
1,20
1,50
Окиснюються киснем повітря при звичайній температурі
Швидко
Повільно, з різною швидкістю
Не
окиснюються
Відновлюються із окислів вуглецю
При температурах вище 10000С
При температурах нижче 10000С
Витісняють водень із кислот (сірчаної, соляної)
Бурхливо
З різною швидкістю
Не витісняють
Знаходяться в природі у вигляді
Галогенідів та сполук окислів
Сполуки окислів
Сульфідів і сполук окислів
Переважно в елементарному стані
Способи отримання
Електроліз розплавів і металотермія (силікокарботермія)
Відновлення вуглецем.
Електроліз водних розчинів
Одночасно з цинком, свинцем, нікелем
Таблиця 1.3 – Промислова класифікація металів
Група
Підгрупа
Метали
Чорні метали
Fe - залізо та його сплави – чугуни та сталі
Важкі
Cu – мідь, Ni – нікель, Pb – свинець, Zn – цинк, Sn – олово
Кольорові метали
Легкі
Al – алюміній, Mg – магній, Ti – титан, Be – берилій, Ca – кальцій, Sr – стронцій, Ba – барій, Li – літій, Na – натрій, K – калій, Rb – рубідій, Cs – цезій
Малі
(молодщі)
Co – кобальт, Cd – кадмій, Sb – сурма, Bi – вісмут, Hg – ртуть, As – миш’як
Благородні
Au – золото, Ag – срібло, Pt – платина, Os – осмій, Ru – рутеній, Rh – родій, Pd – паладій
Тугоплавкі
W – вольфрам, Mo – молібден, V – ванадій, Ta – тантал, Nb – ніобій, Cr – хром, Mn – марганець, Zr - цирконій
Рідкоземельні
Sc – скандій, Y – ітрій, La – лантан, Ce – церій, Pr – празеодим, Nd – неодим, Sm – самарій, Eu – європій, Gd – гадоліній, Tb – тербій, Yb – ітербій, Dy – диспрозій, Ho – гольмій, Er – ербій, Tu – тулій, Lu – лютецій
Розсіяні
Ge – германій,Ga – галій, Tl – талій,Re – реній, Hf – гафній, Se – селен, Te - телур
Радіоактивні
U – уран, Th – торій, Pa – протактиній, Ra - радій
