No ķīmiskā viedokļa Metāls ir elements, kam visos savienojumos ir pozitīvs oksidācijas stāvoklis. No 109 šobrīd zināmajiem elementiem 86 ir metāli. Galvenā metālu atšķirīgā iezīme ir brīvo elektronu klātbūtne kondensētā stāvoklī, kas nav saistīti ar konkrētu atomu. Šie elektroni spēj pārvietoties pa visu ķermeņa tilpumu. Brīvo elektronu klātbūtne nosaka visu metālu īpašību kopumu. Cietā stāvoklī lielākajai daļai metālu ir ļoti simetriska kristāliska struktūra, kas ir viena no šādiem veidiem: kubisks, kas centrēts uz ķermeni, kubisks ar seju vai sešstūrains, cieši saspiests (1. att.).
Rīsi. 1. Metāla kristāla tipiskā uzbūve: a – uz ķermeni centrēts kubisks; b–kubiskā seja centrēta; c – blīvs sešstūrains
Pastāv metālu tehniskā klasifikācija. Parasti izšķir šādas grupas: melnie metāli(Fe); smagie krāsainie metāli(Cu, Pb, Zn, Ni, Sn, Co, Sb, Bi, Hg, Cd), vieglie metāli ar blīvumu mazāku par 5 g/cm3 (Al, Mg, Ca utt.), dārgmetāli(Au, Ag un platīna metāli) Un reti metāli(Be, Sc, In, Ge un daži citi).
Ķīmijā metālus klasificē pēc to vietas elementu periodiskajā tabulā. Ir galvenās un sekundārās apakšgrupas metāli. Galveno apakšgrupu metālus sauc par intransīciju. Šiem metāliem ir raksturīgs tas, ka to atomos secīgi tiek pildīti s– un p– elektronu apvalki.
Tipiski metāli ir s-elementi(sārmu Li, Na, K, Rb, Cs, Fr un sārmzemju Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra metāli). Šie metāli atrodas Ia un IIa apakšgrupās (t.i., I un II grupas galvenajās apakšgrupās). Šie metāli atbilst valences elektronu apvalku konfigurācijai ns 1 vai ns 2 (n ir galvenais kvantu skaitlis). Šos metālus raksturo:
a) metāliem ārējā līmenī ir 1 – 2 elektroni, tāpēc tiem ir nemainīgi oksidācijas pakāpes +1, +2;
b) šo elementu oksīdi ir bāziski (izņēmums ir berilijs, jo mazais jona rādiuss piešķir tam amfoteriskas īpašības);
c) hidrīdi pēc būtības ir sāļiem līdzīgi un veido jonu kristālus;
d) elektronisko apakšlīmeņu ierosināšana iespējama tikai IIA grupas metālos ar sekojošu orbitāļu sp-hibridizāciju.
UZ p-metāli ietver elementus IIIa (Al, Ga, In, Tl), IVa (Ge, Sn, Pb), Va (Sb, Bi) un VIa (Po) grupas ar galvenajiem kvantu skaitļiem 3, 4, 5, 6. Šie metāli atbilst konfigurācijas valences elektronu apvalki ns 2 p z (z var iegūt vērtību no 1 līdz 4 un ir vienāds ar grupas skaitli mīnus 2). Šos metālus raksturo:
a) ķīmisko saišu veidošanos veic s - un p - elektroni to ierosināšanas un hibridizācijas procesā (sp - un spd), tomēr grupās no augšas uz leju samazinās spēja hibridizēties;
b) p-metālu oksīdi, amfoteriskie vai skābie (bāziskie oksīdi tikai In un Tl);
c) p-metālu hidrīdi pēc būtības ir polimēru (AlH 3) n vai gāzveida (SnH 4, PbH 4 utt.), kas apstiprina līdzību ar nemetāliem, kas atver šīs grupas.
Sānu apakšgrupu metālu atomos, ko sauc par pārejas metāliem, veidojas d- un f-čaulas, saskaņā ar kurām tie tiek sadalīti d-grupā un divās f-grupās, lantanīdos un aktinīdos.
Pārejas metālos ietilpst 37 d grupas elementi un 28 f grupas metāli. UZ d grupas metāli ietver elementus Ib (Cu, Ag, Au), IIb (Zn, Cd, Hg), IIIb (Sc, Y, La, Ac), IVb (Ti, Zr, Hf, Db), Vb (V, Nb, Ta, Jl), VIb (Cr, Mo, W, Rf), VIIb (Mn, Tc, Re, Bh) un VIII grupas (Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Rt, Hn, Mt, Db, Jl, Rf, Bh, Hn, Mt). Šie elementi atbilst konfigurācijai 3d z 4s 2. Izņēmums ir daži atomi, tostarp hroma atomi ar daļēji aizpildītu 3d 5 apvalku (3d 5 4s 1) un vara atomi ar pilnībā aizpildītu 3d 10 apvalku (3d 10 4s 1). Šiem elementiem ir dažas kopīgas īpašības:
1. tie visi veido sakausējumus savā starpā un citiem metāliem;
2. daļēji piepildītu elektronu apvalku klātbūtne nosaka d-metālu spēju veidot paramagnētiskus savienojumus;
3. ķīmiskajās reakcijās tiem ir mainīga valence (ar dažiem izņēmumiem), un to joni un savienojumi parasti ir krāsoti;
4. ķīmiskajos savienojumos d-elementi ir elektropozitīvi. “Cēlmetāli”, kuriem ir augsta pozitīvā standarta elektrodu potenciāla vērtība (E>0), neparastā veidā mijiedarbojas ar skābēm;
5. D-metālu joniem ir brīvas valences līmeņa atomu orbitāles (ns, np, (n–1) d), tāpēc tiem piemīt akceptora īpašības, darbojoties kā centrālais jons koordinācijas (kompleksos) savienojumos.
Elementu ķīmiskās īpašības nosaka to atrašanās vieta Mendeļejeva periodiskajā elementu tabulā. Tādējādi metāliskās īpašības grupā palielinās no augšas uz leju, kas ir saistīts ar mijiedarbības spēka samazināšanos starp valences elektroniem un kodolu atoma rādiusa palielināšanās dēļ un sakarā ar skrīninga palielināšanos par elektroni, kas atrodas iekšējās atomu orbitālēs. Tas noved pie vieglākas atoma jonizācijas. Periodā metāliskās īpašības samazinās no kreisās puses uz labo, jo tas ir saistīts ar kodola lādiņa palielināšanos un līdz ar to saites stiprības palielināšanos starp valences elektroniem un kodolu.
Ķīmiski visu metālu atomus raksturo relatīvā viegluma atteikšanās no valences elektroniem (t.i., zema jonizācijas enerģija) un zema elektronu afinitāte (t.i., zema spēja noturēt liekos elektronus). Tā rezultātā ir zema elektronegativitātes vērtība, t.i., spēja veidot tikai pozitīvi lādētus jonus un uzrādīt tikai pozitīvu oksidācijas stāvokli savos savienojumos. Šajā sakarā metāli brīvā stāvoklī ir reducētāji.
Dažādu metālu reducēšanas spēja nav vienāda. Reakcijām ūdens šķīdumos to nosaka metāla standarta elektrodu potenciāla vērtība (t.i., metāla stāvoklis sprieguma virknē) un tā jonu koncentrācija (aktivitāte) šķīdumā.
Metālu mijiedarbība ar elementāriem oksidētājiem(F 2, Cl 2, O 2, N 2, S utt.). Piemēram, reakcija ar skābekli parasti notiek šādi
2Me + 0,5nO 2 = Me 2 O n,
kur n ir metāla valence.
Metālu mijiedarbība ar ūdeni. Metāli, kuru standarta potenciāls ir mazāks par -2,71 V, aukstumā izspiež ūdeņradi no ūdens, veidojot metālu hidroksīdus un ūdeņradi. Metāli ar standarta potenciālu no –2,7 līdz –1,23 V karsējot izspiež ūdeņradi no ūdens
Me + nH2O = Me(OH)n + 0,5n H2.
Citi metāli nereaģē ar ūdeni.
Mijiedarbība ar sārmiem. Metāli, kas ražo amfotērus oksīdus, un metāli ar augstu oksidācijas pakāpi var reaģēt ar sārmiem spēcīga oksidētāja klātbūtnē. Pirmajā gadījumā metāli veido savu skābju anjonus. Tādējādi reakcija starp alumīniju un sārmu tiks uzrakstīta ar vienādojumu
2Al + 6H2O + 2NaOH = 2Na + 3H2
kurā ligands ir hidroksīda jons. Otrajā gadījumā veidojas sāļi, piemēram, K 2 CrO 4 .
Metālu mijiedarbība ar skābēm. Metāli dažādi reaģē ar skābēm atkarībā no standarta elektroda potenciāla (E) skaitliskās vērtības (t.i., no metāla stāvokļa sprieguma virknē) un skābes oksidatīvajām īpašībām:
· ūdeņraža halogenīdu un atšķaidītas sērskābes šķīdumos tikai H + jons ir oksidētājs, un tāpēc metāli, kuru standarta potenciāls ir mazāks par ūdeņraža standarta potenciālu, mijiedarbojas ar šīm skābēm:
Me + 2n H + = Me n+ + n H2;
· koncentrētā sērskābe izšķīdina gandrīz visus metālus neatkarīgi no to atrašanās vietas standarta elektrodu potenciālu virknē (izņemot Au un Pt). Ūdeņradis šajā gadījumā neizdalās, jo Oksidētāja funkciju skābē veic sulfātjons (SO 4 2–). Atkarībā no koncentrācijas un eksperimenta apstākļiem sulfāta jons tiek reducēts līdz dažādiem produktiem. Tādējādi cinks atkarībā no sērskābes koncentrācijas un temperatūras reaģē šādi:
Zn + H 2 SO 4 (atšķaidīts) = ZnSO 4 + H 2
Zn + 2H 2 SO 4 (konc.) = ZnSO 4 + SO 2 + H 2 O
– sildot 3Zn + 4H 2 SO 4 (konc.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O
– ļoti augstā temperatūrā 4Zn + 5H 2 SO 4 (konc.) = 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O;
· atšķaidītā un koncentrētā slāpekļskābē nitrātu jons (NO 3 –) pilda oksidētāja funkciju, tāpēc reducēšanās produkti ir atkarīgi no slāpekļskābes atšķaidīšanas pakāpes un metālu aktivitātes. Atkarībā no skābes, metāla koncentrācijas (tā standarta elektroda potenciāla vērtības) un eksperimenta apstākļiem nitrātjonu reducē līdz dažādiem produktiem. Tādējādi kalcijs atkarībā no slāpekļskābes koncentrācijas reaģē šādi:
4Ca +10HNO3 (ultra atšķaidīts) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
4Ca + 10HNO3(konc) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O.
Koncentrēta slāpekļskābe nereaģē (pasivējas) ar dzelzi, alumīniju, hromu, platīnu un dažiem citiem metāliem.
Metālu mijiedarbība savā starpā. Augstās temperatūrās metāli spēj reaģēt viens ar otru, veidojot sakausējumus. Sakausējumi var būt cieti šķīdumi un ķīmiski (intermetāliski) savienojumi (Mg 2 Pb, SnSb, Na 3 Sb 8, Na 2 K utt.).
Metāla hroma īpašības (…3d 5 4s 1). Vienkāršā viela hroms ir sudrabains metāls, kas lūstot spīd, labi vada elektrību, ar augstu kušanas temperatūru (1890°C) un viršanas temperatūru (2430°C), lielu cietību (piemaisījumu klātbūtnē ļoti tīrs hroms ir mīksts ) un blīvumu (7 ,2 g/cm 3).
Parastā temperatūrā hroms ir izturīgs pret elementāriem oksidētājiem un ūdeni, pateicoties tā blīvajai oksīda plēvei. Augstās temperatūrās hroms mijiedarbojas ar skābekli un citiem oksidētājiem.
4Cr + 3O 2 ® 2Cr 2 O 3
2Cr + 3S (tvaiks) ® Cr 2 S 3
Cr + Cl 2 (gāze) ® CrCl 3 (aveņu krāsa)
Cr + HCl (gāze) ® CrCl 2
2Cr + N 2 ® 2CrN (vai Cr 2 N)
Sakausējot ar metāliem, hroms veido intermetāliskus savienojumus (FeCr 2, CrMn 3). 600°C temperatūrā hroms reaģē ar ūdens tvaikiem:
2Cr + 3H 2 O ® Cr 2 O 3 + 3H 2
Elektroķīmiski hroma metāls ir tuvs dzelzs: Tāpēc tas var izšķīst neoksidējošās (ar anjonu) minerālskābēs, piemēram, hidrohalogenīdos:
Cr + 2HCl ® CrCl 2 (zilā krāsā) + H 2.
Gaisā ātri notiek šāds posms:
2CrCl 2 + 1/2O 2 + 2HCl ® 2CrCl 3 (zaļš) + H 2 O
Oksidējošās (ar anjonu) minerālskābes izšķīdina hromu līdz trīsvērtīgajam stāvoklim:
2Cr + 6H 2 SO 4 ® Cr 2 (SO 4) 3 + 3SO 2 + 6H 2 O
HNO 3 (konc) gadījumā notiek hroma pasivācija - uz virsmas veidojas spēcīga oksīda plēve - un metāls nereaģē ar skābi. (Pasīvajam hromam ir augsts redokspotenciāls = +1,3 V.)
Galvenā hroma pielietojuma joma ir metalurģija: hroma tēraudu radīšana. Tādējādi instrumentu tēraudam tiek pievienots 3 - 4% hroma, lodīšu gultņu tērauds satur 0,5 - 1,5% hroma, nerūsējošais tērauds (viena no iespējām): 18 - 25% hroma, 6 - 10% niķeļa,< 0,14% углерода, ~0,8% титана, остальное – железо.
Metāla dzelzs īpašības (…3d 6 4s 2). Dzelzs ir balts spīdīgs metāls. Veido vairākas kristāliskas modifikācijas, kas ir stabilas noteiktā temperatūras diapazonā.
Metāla dzelzs ķīmiskās īpašības nosaka tā atrašanās vieta metāla spriegumu virknē: .
Sildot sausā gaisa atmosfērā, dzelzs oksidējas:
2Fe + 3/2O 2 ® Fe 2 O 3
Atkarībā no apstākļiem un nemetālu aktivitātes dzelzs var veidot metāliem līdzīgus (Fe 3 C, Fe 3 Si, Fe 4 N), sāļiem līdzīgus (FeCl 2, FeS) savienojumus un cietus šķīdumus (ar C, Si , N, B, P, H ).
Dzelzs intensīvi korodē ūdenī:
2Fe + 3/2O 2 +nH 2 O ® Fe 2 O 3 × nH 2 O.
Ar skābekļa trūkumu veidojas jaukts oksīds Fe 3 O 4:
3Fe + 2O 2 + nH 2 O ® Fe 3 O 4 × nH 2 O
Atšķaidīta sālsskābe, sērskābe un slāpekļskābe izšķīdina dzelzi divvērtīgā jonā:
Fe + 2HCl ® FeCl 2 + H 2
4Fe + 10HNO 3 (ultra dil.) ® 4Fe(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Koncentrētāka slāpekļskābe un karsta koncentrēta sērskābe oksidē dzelzi līdz trīsvērtīgajam stāvoklim (attiecīgi izdalās NO un SO 2):
Fe + 4HNO 3 ® Fe(NO 3) 3 + NO + 2H 2 O
Ļoti koncentrēta slāpekļskābe (blīvums 1,4 g/cm3) un sērskābe (oleums) pasīvā dzelzi, veidojot uz metāla virsmas oksīda plēves.
Dzelzs tiek izmantots dzelzs-oglekļa sakausējumu ražošanai. Dzelzs bioloģiskā nozīme ir liela, jo tā ir hemoglobīna sastāvdaļa asinīs. Cilvēka organismā ir aptuveni 3 g dzelzs.
Metāliskā cinka ķīmiskās īpašības (…3d 10 4s 2). Cinks ir zilgani balts, kaļams un kaļams metāls, bet virs 200°C tas kļūst trausls. Mitrā gaisā to pārklāj ar bāzes sāls ZnCO 3 × 3Zn(OH) 2 vai ZnO aizsargplēvi un tālāka oksidēšanās nenotiek. Augstā temperatūrā tas mijiedarbojas:
2Zn + O 2 ® 2ZnO
Zn + Cl 2 ® ZnCl 2
Zn + H 2 O (tvaiks) ® Zn(OH) 2 + H 2 .
Pamatojoties uz standarta elektrodu potenciālu vērtībām, cinks izspiež kadmiju, kas ir tā elektroniskais analogs, no sāļiem: Cd 2+ + Zn ® Cd + Zn 2+.
Pateicoties cinka hidroksīda amfoteriskajam raksturam, cinka metāls spēj izšķīst sārmos:
Zn + 2KOH + H 2 O ® K 2 + H 2
Atšķaidītās skābēs:
Zn + H 2 SO 4 ® ZnSO 4 + H 2
4Zn + 10HNO 3 ® 4Zn(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O
Koncentrētās skābēs:
4Zn + 5H2SO4® 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
3Zn + 8HNO 3 ® 3Zn(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O
Ievērojama cinka daļa tiek izmantota dzelzs un tērauda izstrādājumu cinkošanai. Rūpnieciski plaši tiek izmantoti cinka-vara sakausējumi (niķeļa sudrabs, misiņš). Cinks tiek plaši izmantots galvanisko elementu ražošanā.
Vara metāla ķīmiskās īpašības (…3d 10 4s 1). Metāliskais varš kristalizējas uz seju centrētā kubiskā kristāla režģī. Tas ir kaļams, mīksts, viskozs rozā metāls ar kušanas temperatūru 1083°C. Vara ir otrajā vietā aiz sudraba pēc elektriskās un siltumvadītspējas, kas nosaka vara nozīmi zinātnes un tehnikas attīstībā.
Varš reaģē no virsmas ar atmosfēras skābekli istabas temperatūrā, virsmas krāsa kļūst tumšāka, un CO 2, SO 2 un ūdens tvaiku klātbūtnē to pārklāj ar zaļganu bāzisko sāļu (CuOH) 2 CO 3 plēvi, (CuOH)2SO4.
Varš tieši savienojas ar skābekli, halogēniem, sēru:
2Cu + O2 
2 CuO
4CuO 2Cu 2O + O 2
Cu + S ® Cu 2 S
Skābekļa klātbūtnē vara metāls parastā temperatūrā reaģē ar amonjaka šķīdumu:
Atrodoties sprieguma virknē aiz ūdeņraža, varš to neizspiež no atšķaidītām sālsskābēm un sērskābēm. Tomēr atmosfēras skābekļa klātbūtnē varš izšķīst šajās skābēs:
2Cu + 4HCl + O 2 ® 2CuCl 2 + 2H 2 O
Oksidējošās skābes izšķīdina varu, pārvēršot to divvērtīgā stāvoklī:
Cu + 2H 2 SO 4 ® CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
3Cu + 8HNO 3(konc.) ® 3Cu(NO 3) 2 + NO 2 + 4H 2 O
Varš nesadarbojas ar sārmiem.
Varš mijiedarbojas ar aktīvāku metālu sāļiem, un šī redoksreakcija ir dažu galvanisko šūnu pamatā:
Cu SO 4 + Zn® Zn SO 4 + Cu; E o = 1,1 B
Mg + CuCl 2 ® MgCl 2 + Cu; E o = 1,75 V.
Varš veido lielu skaitu intermetālisku savienojumu ar citiem metāliem. Slavenākie un vērtīgākie sakausējumi ir: misiņš Cu–Zn (18 – 40 % Zn), bronza Cu–Sn (zvanu bronza – 20 % Sn), instrumentu bronza Cu–Zn–Sn (11 % Zn, 3 – 8 % Sn ), vara niķelis Cu–Ni–Mn–Fe (68% Cu, 30% Ni, 1% Mn, 1% Fe).
Metālu atrašana dabā un ražošanas metodes. Pateicoties augstajai ķīmiskajai aktivitātei, metāli dabā ir sastopami dažādu savienojumu veidā, un tikai zemas aktivitātes (cēl)metāli - platīns, zelts u.c. – atrasts dzimtajā (brīvā) štatā.
Visizplatītākie dabiskie metālu savienojumi ir oksīdi (hematīts Fe 2 O 3, magnetīts Fe 3 O 4, kuprīts Cu 2 O, korunds Al 2 O 3, piroluzīts MnO 2 u.c.), sulfīdi (galēna PbS, sfalerīts ZnS, halkopirīts CuFeS , cinobra HgS u.c.), kā arī skābekli saturošu skābju sāļi (karbonāti, silikāti, fosfāti un sulfāti). Sārmu un sārmzemju metāli galvenokārt sastopami halogenīdu (fluorīdu vai hlorīdu) veidā.
Lielāko daļu metālu iegūst, apstrādājot minerālus – rūdu. Tā kā metāli, kas veido rūdas, ir oksidētā stāvoklī, tos iegūst reducēšanas reakcijā. Rūdu vispirms attīra no atkritumiem.
Iegūtais metāla oksīda koncentrāts tiek attīrīts no ūdens, un sulfīdi turpmākās apstrādes ērtībai tiek pārvērsti oksīdos, apdedzinot, piemēram:
2ZnS + 2O 2 = 2ZnO + 2SO 2.
Lai atdalītu polimetālu rūdu elementus, tiek izmantota hlorēšanas metode. Rūdas apstrādājot ar hloru reducētāja klātbūtnē, veidojas dažādu metālu hlorīdi, kurus ievērojamas un mainīgas nepastāvības dēļ var viegli atdalīt vienu no otra.
Metālu reģenerācija rūpniecībā tiek veikta ar dažādu procesu palīdzību. Bezūdens metālu savienojumu reducēšanas procesu augstā temperatūrā sauc par pirometalurģiju. Kā reducētājus izmanto metālus, kas ir aktīvāki par iegūto materiālu vai oglekli. Pirmajā gadījumā viņi runā par metalotermiju, otrajā - par karbotermiju, piemēram:
Ga 2O 3 + 3C = 2Ga + 3CO,
Cr 2 O 3 + 2Al = 2Cr + Al 2 O 3,
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2.
Ogleklis ieguva īpašu nozīmi kā dzelzs reducētājs. Ogli parasti izmanto metāla reducēšanai koksa veidā.
Metālu atgūšanas process no to sāļu ūdens šķīdumiem pieder hidrometalurģijas jomai. Metālu ražošana tiek veikta parastā temperatūrā, un salīdzinoši aktīvos metālus vai katoda elektronus elektrolīzes laikā var izmantot kā reducētājus. Ar sāļu ūdens šķīdumu elektrolīzi var iegūt tikai salīdzinoši zemas aktivitātes metālus, kas atrodas virknē spriegumu (standarta elektrodu potenciāli) tieši pirms vai pēc ūdeņraža. Aktīvos metālus - sārmu, sārmzemju, alumīniju un dažus citus - iegūst izkausētu sāļu elektrolīzē.
Metālu ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar skābekli, halogēniem, sēru un saistība ar ūdeni, skābēm, sāļiem.
Metālu ķīmiskās īpašības nosaka to atomu spēja viegli atdot elektronus no ārējā enerģijas līmeņa, pārvēršoties pozitīvi lādētos jonos. Tādējādi ķīmiskajās reakcijās metāli izrādās enerģiski reducējoši aģenti. Šī ir viņu galvenā kopējā ķīmiskā īpašība.
Spēja ziedot elektronus atšķiras starp atsevišķu metāla elementu atomiem. Jo vieglāk metāls atdod savus elektronus, jo aktīvāks tas ir un jo enerģiskāk reaģē ar citām vielām. Pamatojoties uz pētījumiem, visi metāli tika sakārtoti to aktivitātes samazināšanās secībā. Šo sēriju pirmo reizi ierosināja izcilais zinātnieks N. N. Beketovs. Šo metālu aktivitāšu sēriju sauc arī par metālu nobīdes sēriju vai metāla spriegumu elektroķīmisko sēriju. Tas izskatās šādi:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Pt, Au
Ar šīs sērijas palīdzību jūs varat atklāt, kurš metāls ir aktīvs citā. Šī sērija satur ūdeņradi, kas nav metāls. Tās redzamās īpašības salīdzināšanai tiek ņemtas par sava veida nulli.
Ņemot vērā reducētāju īpašības, metāli reaģē ar dažādiem oksidētājiem, galvenokārt ar nemetāliem. Metāli reaģē ar skābekli normālos apstākļos vai karsējot, veidojot oksīdus, piemēram:
2Mg0 + O02 = 2Mg+2O-2
Šajā reakcijā magnija atomi tiek oksidēti un skābekļa atomi tiek reducēti. Sērijas beigās esošie cēlmetāli reaģē ar skābekli. Aktīvi notiek reakcijas ar halogēniem, piemēram, vara sadegšana hlorā:
Cu0 + Cl02 = Cu+2Cl-2
Reakcijas ar sēru visbiežāk notiek karsējot, piemēram:
Fe0 + S0 = Fe+2S-2
Aktīvie metāli Mg metālu aktivitāšu sērijā reaģē ar ūdeni, veidojot sārmus un ūdeņradi:
2Na0 + 2H+2O → 2Na+OH + H02
Vidējas aktivitātes metāli no Al līdz H2 reaģē ar ūdeni smagākos apstākļos un veido oksīdus un ūdeņradi:
Pb0 + H+2O Metālu ķīmiskās īpašības: mijiedarbība ar skābekli Pb+2O + H02.
Metāla spēja reaģēt ar skābēm un sāļiem šķīdumā ir atkarīga arī no tā atrašanās vietas metālu pārvietošanās rindā. Metāli, kas atrodas izstumjošajā metālu rindā pa kreisi no ūdeņraža, parasti izspiež (reducē) ūdeņradi no atšķaidītām skābēm, savukārt metāli, kas atrodas pa labi no ūdeņraža, to neizspiež. Tādējādi cinks un magnijs reaģē ar skābes šķīdumiem, izdalot ūdeņradi un veidojot sāļus, bet varš nereaģē.
Mg0 + 2H+Cl → Mg+2Cl2 + H02
Zn0 + H+2SO4 → Zn+2SO4 + H02.
Metālu atomi šajās reakcijās ir reducētāji, un ūdeņraža joni ir oksidētāji.
Metāli reaģē ar sāļiem ūdens šķīdumos. Aktīvie metāli izspiež mazāk aktīvos metālus no sāļu sastāva. To var noteikt pēc metālu aktivitāšu sērijas. Reakcijas produkti ir jauns sāls un jauns metāls. Tātad, ja dzelzs plāksne tiek iegremdēta vara (II) sulfāta šķīdumā, pēc kāda laika uz tās izdalīsies varš sarkana pārklājuma veidā:
Fe0 + Cu+2SO4 → Fe+2SO4 + Cu0.
Bet, ja sudraba plāksne ir iegremdēta vara (II) sulfāta šķīdumā, reakcija nenotiks:
Ag + CuSO4 ≠ .
Lai veiktu šādas reakcijas, jūs nevarat izmantot metālus, kas ir pārāk aktīvi (no litija līdz nātrijam), kas var reaģēt ar ūdeni.
Tāpēc metāli spēj reaģēt ar nemetāliem, ūdeni, skābēm un sāļiem. Visos šajos gadījumos metāli tiek oksidēti un ir reducētāji. Lai prognozētu ķīmisko reakciju norisi ar metāliem, jāizmanto metālu nobīdes sērija.
Pirmkārt, atcerieties, ka metālus parasti iedala trīs grupās:
1) Reaktīvie metāli: Šajos metālos ietilpst visi sārmu metāli, sārmzemju metāli, kā arī magnijs un alumīnijs.
2) Vidējas aktivitātes metāli: tie ietver metālus, kas atrodas aktivitāšu rindā starp alumīniju un ūdeņradi.
3) Zemi aktīvie metāli: metāli, kas atrodas aktivitāšu rindā pa labi no ūdeņraža.
Pirmkārt, jāatceras, ka zemi aktīvie metāli (t.i., tie, kas atrodas aiz ūdeņraža) nekādos apstākļos nereaģē ar ūdeni.
Sārmu un sārmzemju metāli reaģē ar ūdeni jebkuros apstākļos (pat parastā temperatūrā un aukstumā), un reakciju pavada ūdeņraža izdalīšanās un metāla hidroksīda veidošanās. Piemēram:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Ca + 2H 2O = Ca(OH)2 + H2
Magnijs, pateicoties tam, ka tas ir pārklāts ar aizsargājošu oksīda plēvi, reaģē ar ūdeni tikai vārot. Karsējot ūdenī, oksīda plēve, kas sastāv no MgO, tiek iznīcināta, un apakšā esošais magnijs sāk reaģēt ar ūdeni. Šajā gadījumā reakciju pavada arī ūdeņraža izdalīšanās un metāla hidroksīda veidošanās, kas tomēr magnija gadījumā ir nešķīstošs:
Mg + 2H 2O = Mg(OH)2↓ + H2
Alumīnijs, tāpat kā magnijs, ir pārklāts ar aizsargājošu oksīda plēvi, taču šajā gadījumā to nevar iznīcināt vārot. Lai to noņemtu, nepieciešama mehāniska tīrīšana (ar kādu abrazīvu) vai ķīmiska iznīcināšana ar sārmu, dzīvsudraba sāļu vai amonija sāļu šķīdumiem:
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
Vidējas aktivitātes metāli reaģē ar ūdeni tikai tad, kad tas ir pārkarsētu ūdens tvaiku stāvoklī. Pats metāls jāuzsilda līdz sarkanīgi karstai temperatūrai (apmēram 600-800 o C). Atšķirībā no aktīvajiem metāliem metāli ar vidēju aktivitāti reaģē ar ūdeni, hidroksīdu vietā veidojot metālu oksīdus. Reducēšanās produkts šajā gadījumā ir ūdeņradis:
Zn + H 2 O = ZnO + H 2
3Fe + 4H 2 O = Fe 3 O 4 + 4H 2 vai
Fe + H 2 O = FeO + H 2 (atkarībā no sildīšanas pakāpes)
Metālu vispārīgās īpašības.
Ar kodolu vāji saistītu valences elektronu klātbūtne nosaka metālu vispārējās ķīmiskās īpašības. Ķīmiskajās reakcijās tie vienmēr darbojas kā reducētājs; vienkāršām metāliskām vielām nekad nav oksidējošas īpašības.
Metālu iegūšana:
- reducēšana no oksīdiem ar oglekli (C), oglekļa monoksīdu (CO), ūdeņradi (H2) vai aktīvāku metālu (Al, Ca, Mg);
- reducēšana no sāls šķīdumiem ar aktīvāku metālu;
- metālu savienojumu šķīdumu vai kausējumu elektrolīze - aktīvāko metālu (sārmu, sārmzemju metālu un alumīnija) reducēšana, izmantojot elektrisko strāvu.
Dabā metāli ir sastopami galvenokārt savienojumu veidā, tikai zemas aktivitātes metāli ir sastopami vienkāršu vielu (vietējo metālu) veidā.
Metālu ķīmiskās īpašības.
1. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām, nemetāliem:
Lielāko daļu metālu var oksidēt nemetāli, piemēram, halogēni, skābeklis, sērs un slāpeklis. Bet vairumam šo reakciju ir nepieciešama iepriekšēja uzsildīšana, lai sāktu. Pēc tam reakcija var notikt, izdalot lielu daudzumu siltuma, kas noved pie metāla aizdegšanās.
Istabas temperatūrā reakcijas iespējamas tikai starp aktīvākajiem metāliem (sārmu un sārmzemju) un visaktīvākajiem nemetāliem (halogēniem, skābeklim). Sārmu metāli (Na, K) reaģē ar skābekli, veidojot peroksīdus un superoksīdus (Na2O2, KO2).
a) metālu mijiedarbība ar ūdeni.
Istabas temperatūrā sārmu un sārmzemju metāli mijiedarbojas ar ūdeni. Aizvietošanas reakcijas rezultātā veidojas sārms (šķīstošā bāze) un ūdeņradis: Metāls + H2O = Me(OH) + H2
Sildot, citi metāli, kas atrodas pa kreisi no ūdeņraža aktivitāšu sērijā, mijiedarbojas ar ūdeni. Magnijs reaģē ar verdošu ūdeni, alumīnijs – pēc speciālas virsmas apstrādes, kā rezultātā veidojas nešķīstošas bāzes – magnija hidroksīds vai alumīnija hidroksīds – un izdalās ūdeņradis. Metāli aktivitāšu virknē no cinka (ieskaitot) līdz svinam (ieskaitot) mijiedarbojas ar ūdens tvaikiem (t.i. virs 100 C), un veidojas atbilstošo metālu un ūdeņraža oksīdi.
Metāli, kas atrodas aktivitāšu sērijā pa labi no ūdeņraža, nesadarbojas ar ūdeni.
b) mijiedarbība ar oksīdiem:
aktīvie metāli reaģē aizvietošanas reakcijā ar citu metālu vai nemetālu oksīdiem, reducējot tos līdz vienkāršām vielām.
c) mijiedarbība ar skābēm:
Metāli, kas atrodas aktivitāšu rindā pa kreisi no ūdeņraža, reaģē ar skābēm, atbrīvojot ūdeņradi un veidojot atbilstošo sāli. Metāli, kas atrodas aktivitāšu sērijā pa labi no ūdeņraža, nesadarbojas ar skābes šķīdumiem.
Īpašu vietu ieņem metālu reakcijas ar slāpekļskābi un koncentrētu sērskābi. Ar šīm oksidējošām skābēm var oksidēt visus metālus, izņemot cēlos (zeltu, platīnu). Šīs reakcijas vienmēr radīs atbilstošos sāļus, ūdeni un attiecīgi slāpekļa vai sēra reducēšanas produktu.
d) ar sārmiem
Metāli, kas veido amfotēriskus savienojumus (alumīnijs, berilijs, cinks), spēj reaģēt ar kausējumiem (šajā gadījumā veidojas vidēji sāļi alumināti, berilāti vai cinkāti) vai sārmu šķīdumiem (šajā gadījumā veidojas attiecīgie kompleksie sāļi). Visas reakcijas radīs ūdeņradi.
e) Atbilstoši metāla novietojumam aktivitāšu rindā ir iespējamas mazāk aktīvā metāla reducēšanas (pārvietošanas) reakcijas no tā sāls šķīduma ar citu aktīvāku metālu. Reakcijas rezultātā veidojas aktīvāka metāla sāls un vienkārša viela - mazāk aktīvā metāla.
Nemetālu vispārīgās īpašības.
Nemetālu ir daudz mazāk nekā metālu (22 elementi). Tomēr nemetālu ķīmija ir daudz sarežģītāka, jo to atomu ārējā enerģijas līmenis ir lielāks.
Nemetālu fizikālās īpašības ir daudzveidīgākas: starp tām ir gāzveida (fluors, hlors, skābeklis, slāpeklis, ūdeņradis), šķidras (broms) un cietas vielas, kas ļoti atšķiras viena no otras kušanas temperatūrā. Lielākā daļa nemetālu nevada elektrību, bet silīcijam, grafītam un germānijam ir pusvadītāju īpašības.
Gāzveida, šķidriem un dažiem cietiem nemetāliem (jodam) ir kristāliskā režģa molekulārā struktūra, citiem nemetāliem ir atomu kristāliskais režģis.
Fluors, hlors, broms, jods, skābeklis, slāpeklis un ūdeņradis normālos apstākļos pastāv diatomu molekulu veidā.
Daudzi nemetāliski elementi veido vairākas vienkāršu vielu alotropiskas modifikācijas. Tātad skābeklim ir divas allotropās modifikācijas - skābeklis O2 un ozons O3, sēram ir trīs allotropās modifikācijas - ortorombiskais, plastiskais un monoklīniskais sērs, fosforam ir trīs alotropās modifikācijas - sarkanais, baltais un melnais fosfors, ogleklim - sešas alotropās modifikācijas - sodrēji, grafīts, dimants. , karbīns, fullerēns, grafēns.
Atšķirībā no metāliem, kuriem piemīt tikai reducējošas īpašības, nemetāli reakcijās ar vienkāršām un sarežģītām vielām var darboties gan kā reducētājs, gan kā oksidētājs. Atbilstoši savai aktivitātei nemetāli ieņem noteiktu vietu elektronegativitātes rindā. Fluors tiek uzskatīts par visaktīvāko nemetālu. Tam ir tikai oksidējošas īpašības. Otrajā vietā aktivitātē ir skābeklis, trešajā ir slāpeklis, tad halogēni un citi nemetāli. Ūdeņradim ir viszemākā elektronegativitāte starp nemetāliem.
Nemetālu ķīmiskās īpašības.
1. Mijiedarbība ar vienkāršām vielām:
Nemetāli mijiedarbojas ar metāliem. Šādās reakcijās metāli darbojas kā reducētājs, bet nemetāli - kā oksidētājs. Savienojuma reakcijas rezultātā veidojas bināri savienojumi - oksīdi, peroksīdi, nitrīdi, hidrīdi, bezskābekļa skābju sāļi.
Nemetālu savstarpējās reakcijās, jo elektronnegatīvāks nemetāls uzrāda oksidētāja īpašības, un mazāk elektronegatīvs - reducētāja īpašības. Savienojuma reakcija rada binārus savienojumus. Jāatceras, ka nemetāliem savos savienojumos var būt dažādi oksidācijas stāvokļi.
2. Mijiedarbība ar sarežģītām vielām:
a) ar ūdeni:
Normālos apstākļos tikai halogēni mijiedarbojas ar ūdeni.
b) ar metālu un nemetālu oksīdiem:
Daudzi nemetāli augstās temperatūrās var reaģēt ar citu nemetālu oksīdiem, reducējot tos līdz vienkāršām vielām. Nemetāli, kas atrodas pa kreisi no sēra elektronegativitātes sērijā, var arī mijiedarboties ar metālu oksīdiem, reducējot metālus līdz vienkāršām vielām.
c) ar skābēm:
Dažus nemetālus var oksidēt ar koncentrētu sērskābi vai slāpekļskābi.
d) ar sārmiem:
Sārmu ietekmē daži nemetāli var izmainīties, jo tie ir gan oksidētājs, gan reducētājs.
Piemēram, halogēnu reakcijā ar sārmu šķīdumiem bez karsēšanas: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O vai karsējot: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) ar sāļiem:
Mijiedarbojoties, tie ir spēcīgi oksidētāji un tiem piemīt reducējošas īpašības.
Halogēni (izņemot fluoru) nonāk aizvietošanas reakcijās ar halogenūdeņražskābju sāļu šķīdumiem: aktīvāks halogēns no sāls šķīduma izspiež mazāk aktīvo halogēnu.
Metālu īpašības.
1. Metālu pamatīpašības.
Metālu īpašības iedala fizikālajās, ķīmiskajās, mehāniskajās un tehnoloģiskajās.
Pie fizikālajām īpašībām pieder: krāsa, īpatnējais svars, kausējamība, elektrovadītspēja, magnētiskās īpašības, siltumvadītspēja, izplešanās karsējot.
Ķīmiskās īpašības ietver oksidāciju, šķīdību un izturību pret koroziju.
Mehāniskā - izturība, cietība, elastība, viskozitāte, plastiskums.
Tehnoloģiskās ietver rūdāmību, plūstamību, kaļamību, metināmību, apstrādājamību.
1. Fizikālās un ķīmiskās īpašības.
Krāsa. Metāli ir necaurspīdīgi, t.i. neļaujiet gaismai iziet cauri tām, un šajā atstarotajā gaismā katram metālam ir sava īpašā nokrāsa - krāsa.
No tehniskajiem metāliem krāso tikai varu (sarkanu) un tā sakausējumus. Citu metālu krāsa svārstās no tērauda pelēkas līdz sudrabaini baltai. Plānākās oksīdu plēves uz metāla izstrādājumu virsmas piešķir tiem papildu krāsas.
Īpaša gravitāte. Vielas viena kubikcentimetra svaru, kas izteikts gramos, sauc par īpatnējo svaru.
Pamatojoties uz to īpatnējo svaru, izšķir vieglos metālus un smagos metālus. No tehniskajiem metāliem vieglākais ir magnijs (īpatnējais svars 1,74), vissmagākais ir volframs (īpatnējais svars 19,3). Metālu īpatnējais svars zināmā mērā ir atkarīgs no to ražošanas un apstrādes metodes.
Sakausējamība. Spēja karsējot pārvērsties no cieta stāvokļa šķidrā stāvoklī ir vissvarīgākā metālu īpašība. Sildot, visi metāli pāriet no cieta stāvokļa uz šķidru stāvokli, un, kad izkausēts metāls tiek atdzesēts, no šķidra stāvokļa kļūst ciets. Tehnisko sakausējumu kušanas temperatūrai nav viena konkrēta kušanas temperatūra, bet temperatūras diapazons, dažreiz diezgan ievērojams.
Elektrovadītspēja. Elektriskā vadītspēja ietver elektroenerģijas pārnesi ar brīvajiem elektroniem. Metālu elektrovadītspēja ir tūkstošiem reižu lielāka nekā nemetālisku ķermeņu elektrovadītspēja. Paaugstinoties temperatūrai, metālu elektrovadītspēja samazinās, un, samazinoties, tā palielinās. Tuvojoties absolūtajai nullei (- 273 0 C), bezgalīgo metālu elektrovadītspēja svārstās no +232 0 (alva) līdz 3370 0 (volframa). Lielākā daļa palielinās (pretestība samazinās līdz gandrīz nullei).
Sakausējumu elektrovadītspēja vienmēr ir zemāka par vienas no sakausējumus veidojošām sastāvdaļām elektrovadītspēju.
Magnētiskās īpašības. Tikai trīs metāli ir skaidri magnētiski (feromagnētiski): dzelzs, niķelis un kobalts, kā arī daži to sakausējumi. Karsējot līdz noteiktai temperatūrai, šie metāli zaudē arī savas magnētiskās īpašības. Daži dzelzs sakausējumi nav feromagnētiski pat istabas temperatūrā. Visi pārējie metāli ir sadalīti paramagnētiskajos (pievelk magnēti) un diamagnētiskajos (atbaida magnēti).
Siltumvadītspēja. Siltumvadītspēja ir siltuma pārnešana ķermenī no vairāk apsildāmas vietas uz mazāk apsildāmu vietu bez redzamas šī ķermeņa daļiņu kustības. Metālu augstā siltumvadītspēja ļauj tos ātri un vienmērīgi uzsildīt un atdzesēt.
No tehniskajiem metāliem vara ir visaugstākā siltumvadītspēja. Dzelzs siltumvadītspēja ir daudz zemāka, un tērauda siltumvadītspēja mainās atkarībā no komponentu satura tajā. Paaugstinoties temperatūrai, siltumvadītspēja samazinās, un, temperatūrai pazeminoties, tā palielinās.
Siltuma jauda. Siltuma jauda ir siltuma daudzums, kas nepieciešams ķermeņa temperatūras paaugstināšanai par 10.
Vielas īpatnējā siltumietilpība ir siltuma daudzums kilogramos - kalorijas, kas jāpiešķir 1 kg vielas, lai paaugstinātu tās temperatūru par 1 0.
Metālu īpatnējā siltumietilpība salīdzinājumā ar citām vielām ir zema, kas ļauj tos salīdzinoši viegli uzsildīt līdz augstām temperatūrām.
Paplašināmība sildot.Ķermeņa garuma pieauguma attiecību, kad tas tiek uzkarsēts par 1 0, pret sākotnējo garumu sauc par lineārās izplešanās koeficientu. Dažādiem metāliem lineārās izplešanās koeficients ir ļoti atšķirīgs. Piemēram, volframa lineārās izplešanās koeficients ir 4,0 · 10 -6, bet svina - 29,5 · 10 -6.
Izturība pret koroziju. Korozija ir metāla iznīcināšana tā ķīmiskās vai elektroķīmiskās mijiedarbības ar ārējo vidi dēļ. Korozijas piemērs ir dzelzs rūsēšana.
Augsta izturība pret koroziju (korozijas izturība) ir svarīga dažu metālu: platīna, zelta un sudraba dabiska īpašība, tāpēc tos sauc par cēliem. Niķelis un citi krāsainie metāli arī labi iztur koroziju. Melnie metāli korozējas spēcīgāk un ātrāk nekā krāsainie metāli.
2. Mehāniskās īpašības.
Spēks. Metāla stiprums ir tā spēja pretoties ārējiem spēkiem, nesalaužot.
Cietība. Cietība ir ķermeņa spēja pretoties cita, cietāka ķermeņa iekļūšanai.
Elastība. Metāla elastība ir tā spēja atjaunot formu pēc ārējo spēku darbības pārtraukšanas, kas izraisīja formas izmaiņas (deformāciju).
Viskozitāte. Stingrība ir metāla spēja pretoties strauji augošiem (triecieniem) ārējiem spēkiem. Viskozitāte ir pretēja trausluma īpašība.
Plastmasa. Plastiskums ir metāla īpašība ārējo spēku ietekmē deformēties bez iznīcināšanas un saglabāt jaunu formu pēc spēka pārtraukšanas. Plastiskums ir pretēja elastības īpašība.
Tabulā 1 parāda tehnisko metālu īpašības.
1. tabula.
Tehnisko metālu īpašības.
| Metāla nosaukums | Īpatnējais svars (blīvums) gsm 3 | Kušanas temperatūra 0 C | Brinela cietība | Stiepes izturība (īslaicīgā pretestība) kgmm 2 | Relatīvais paplašinājums % | Šķērsgriezuma relatīvais sašaurinājums % |
| AlumīnijsVolframsDzelzsKobaltsMagnijsMangānsVaršNiķelisAlvaSvinsChromiumCinks | 2,7 19,3 7,87 8,9 1,74 7,44 8,84 8,9 7,3 11,34 7,14 7,14 | 658 3370 1530 1490 651 1242 1083 1452 232 327 1550 419 | 20-37 160 50 125 25 20 35 60 5-10 4-6 108 30-42 | 8-11 110 25-33 70 17-20 Trausls22 40-50 2-4 1,8 Trausls11,3-15 | 40 - 21-55 3 15 Trausls60 40 40 50 Trausls5-20 | 85 - 68-55 - 20 Trausls75 70 74 100 Trausls- |
3. Metālu īpašību nozīme.
Mehāniskās īpašības. Pirmā prasība jebkuram produktam ir pietiekama izturība.
Metāliem ir lielāka izturība salīdzinājumā ar citiem materiāliem, tāpēc noslogotās mašīnu daļas, mehānismi un konstrukcijas parasti ir izgatavotas no metāliem.
Daudziem izstrādājumiem papildus vispārējai izturībai ir jābūt arī īpašām īpašībām, kas raksturīgas šī izstrādājuma darbībai. Piemēram, griezējinstrumentiem jābūt ar augstu cietību. Instrumentu tēraudus un sakausējumus izmanto citu griezējinstrumentu ražošanai.
Atsperu un atsperu ražošanai tiek izmantoti īpaši tēraudi un sakausējumi ar augstu elastību
Viskozos metālus izmanto gadījumos, kad detaļas ekspluatācijas laikā ir pakļautas trieciena slodzei.
Metālu plastiskums ļauj tos apstrādāt ar spiedienu (kalšana, velmēšana).
Fizikālās īpašības. Lidmašīnu, automobiļu un vagonu konstrukcijās detaļu svars bieži vien ir svarīgākais raksturlielums, tāpēc alumīnijs un īpaši magnija sakausējumi šeit ir neaizstājami. Dažu, piemēram, alumīnija, sakausējumu īpatnējā izturība (stiepes izturības attiecība pret īpatnējo svaru) ir augstāka nekā vieglajam tēraudam.
Sakausējamība izmanto lējumu ražošanai, veidnēs ielejot kausētu metālu. Zemas kušanas metālus (piemēram, svinu) izmanto kā tērauda rūdīšanas līdzekli. Dažiem sarežģītiem sakausējumiem ir tik zema kušanas temperatūra, ka tie kūst karstā ūdenī. Šādus sakausējumus izmanto tipogrāfisko matricu liešanai un ierīcēs, ko izmanto aizsardzībai pret ugunsgrēkiem.
Metāli ar augstu elektrovadītspēja(varš, alumīnijs) izmanto elektrotehnikā, elektropārvades līniju izbūvei, bet sakausējumus ar augstu elektrisko pretestību izmanto kvēlspuldzēm un elektriskām sildīšanas ierīcēm.
Magnētiskās īpašības metāliem ir galvenā loma elektrotehnikā (dinamo, motori, transformatori), sakaru ierīcēm (telefona un telegrāfa ierīcēm), un tos izmanto daudzu citu veidu mašīnās un ierīcēs.
Siltumvadītspēja metāli ļauj iegūt to fizikālās īpašības. Siltumvadītspēja tiek izmantota arī metālu lodēšanai un metināšanai.
Dažiem metālu sakausējumiem ir lineārās izplešanās koeficients, tuvu nullei; Šādus sakausējumus izmanto precīzu instrumentu un radiolampu ražošanā. Būvējot garas konstrukcijas, piemēram, tiltus, jāņem vērā metālu izplešanās. Jāņem vērā arī tas, ka divas detaļas, kas izgatavotas no metāliem ar dažādiem izplešanās koeficientiem un sastiprinātas kopā, karsējot var izlocīties un pat salūzt.
Ķīmiskās īpašības. Izturība pret koroziju ir īpaši svarīga produktiem, kas darbojas ļoti oksidējošā vidē (režģi, ķīmisko iekārtu daļas un instrumenti). Lai panāktu augstu izturību pret koroziju, tiek ražoti īpaši nerūsējošie, skābes izturīgie un karstumizturīgie tēraudi, kā arī tiek izmantoti aizsargpārklājumi.
