धातु कौन से साधारण पदार्थ हैं। मुख्य शब्द और वाक्यांश

साधारण पदार्थ - धातु 109 . से रासायनिक तत्व PSKHEM 87 मुक्त अवस्था में एक धातु बंधन के साथ सरल पदार्थ बनाते हैं।

धातु निंदनीय, तन्य, चिपचिपे पदार्थ होते हैं जिनमें धात्विक चमक होती है, गर्मी और विद्युत प्रवाहकीय होते हैं। उनके पास बाहरी स्तर पर 1 से 3 इलेक्ट्रॉन होते हैं।

भौतिक गुणधातु: प्लास्टिसिटी है आवश्यक संपत्तिधातुएँ प्रभाव पर आकार बदलती हैं, लुढ़कती हैं पतली चादरेंऔर तार में खिंचाव। प्लास्टिक धातु: सोना (Au), चांदी (Ag), तांबा (Cu)। भंगुर धातुएँ: बिस्मथ (द्वि)।

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... कि सोना सबसे नमनीय धातु है। एक ग्राम सोना दो किलोमीटर लंबे तार में खींचा जा सकता है! शुद्ध सोना लगभग प्लास्टिसिन की तरह उखड़ जाता है! औ

धातुओं के भौतिक गुण: कठोरता। मृदु धातु - सोडियम (Na), पोटेशियम (K), इंडियम (In), एल्युमिनियम (Al), टिन (Sn), लेड (Pb)। कठोर धातुएँ - क्रोमियम (Cr), टाइटेनियम (Ti), मोलिब्डेनम (Mo)।

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... कि पोटैशियम सबसे कोमल धातु है। यह इतना नरम है कि आप इसे चाकू से काट सकते हैं! क

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... क्रोम सबसे ज्यादा क्या है कठोर धातु... वे कांच को खरोंच भी सकते हैं! करोड़

धातुओं के भौतिक गुण: धातुओं का गलनांक -39 ° C (पारा के लिए) से 3380 ° C (टंगस्टन के लिए) तक होता है, उदाहरण के लिए, गलनांक: 1) लोहा 1539 ° C 2) एल्यूमीनियम 660 ° C 3) क्रोमियम 1857 डिग्री सेल्सियस 4) टाइटेनियम 1660 ± 20 डिग्री सेल्सियस

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... वह टंगस्टन सबसे दुर्दम्य धातु है! इसका गलनांक 3380 ° CW . होता है

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... सामान्य परिस्थितियों में पारा एकमात्र तरल धातु है (n. y)। यह केवल -39°C Hg . पर ही ठोस हो जाता है

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... गैलियम एक बहुत ही गलनीय धातु है। गैलियम का गलनांक तापमान से थोड़ा नीचे होता है मानव शरीर, केवल 28.5 डिग्री सेल्सियस, इसलिए इसे मुट्ठी में पिघलाया जा सकता है! गा

धातुओं के भौतिक गुण: धातुओं का घनत्व 0.534 ग्राम / सेमी³ (लिथियम के लिए) से 22, 587 ग्राम / सेमी³ (ऑस्मियम के लिए) तक होता है, उदाहरण के लिए, घनत्व: 1) लोहा 7, 9 ग्राम / सेमी³ 2) एल्युमिनियम 2, 7 ग्राम / सेमी³ 3) क्रोमियम 7, 2 ग्राम / सेमी³ 4) टाइटेनियम 4, 54 ग्राम / सेमी³

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... वह ऑस्मियम सबसे भारी धातु है। इसका घनत्व मात्र 22, 587 g/cm³ है। ऑस्मियम के एक घन सेंटीमीटर का वजन लगभग 23 ग्राम होता है! ओएस

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... कि लिथियम सबसे हल्की धातु है। इसका घनत्व मात्र 0.534 g/cm³ है। लिथियम पानी की सतह पर तैरता है! ली

धातुओं के भौतिक गुण: ऊष्मा और विद्युत चालकता। सभी धातुएं गर्मी और विद्युत प्रवाह को अच्छी तरह से संचालित करती हैं। सबसे अच्छे कंडक्टर चांदी, तांबा, सोना, एल्यूमीनियम हैं।

क्या तुम्हें पता था? ... ... ... वह चांदी सबसे ज्यादा है प्रवाहकीय धातु... यदि आप चांदी के तारों के माध्यम से विद्युत प्रवाह चलाते हैं, तो प्रतिरोध व्यावहारिक रूप से शून्य होगा! एजी

निम्नलिखित यौगिकों में धातु के द्रव्यमान अंश की गणना करें: लेड ऑक्साइड (Pb. O); पोटेशियम नाइट्रेट (केएनओ 3); कॉपर सल्फेट(घन। SO 4)।

सामान्य परिस्थितियों में साधारण धातु पदार्थ ठोस (पारा के अपवाद के साथ) चमकदार ग्रे (एयू और सीयू को छोड़कर) पदार्थ होते हैं। कई धातुओं की बड़े विकृत भार का सामना करने की क्षमता उन्हें मुख्य संरचनात्मक सामग्री बनाती है। इसके अलावा, धातु प्लास्टिक हैं, जो उन्हें किसी भी आकार, चादरों में घुमाने, तार में खींचे जाने आदि की अनुमति देता है। उनके संरचनात्मक गुणों के अलावा, धातुओं के अन्य गुणों का भी उपयोग किया जाता है - उनकी उच्च विद्युत और तापीय चालकता, अच्छी परावर्तनशीलता , आदि। कुछ धातुओं के उच्च अपचायक गुणों का उपयोग धातु विज्ञान में भी किया जाता है। अतः उदाहरण के लिए Mg, Ca, Al की सहायता से Ti, Cr आदि धातुएँ प्राप्त होती हैं।
सभी धातुओं के कई सामान्य गुणों के बावजूद, कोई भी अंतर को नोटिस करने में विफल नहीं हो सकता है, उदाहरण के लिए, क्षार धातुएं बहुत हल्की, नरम, बहुत कम गलनांक वाली होती हैं, जबकि अधिकांश डी-धातुएं कठोर, मजबूत और दुर्दम्य होती हैं। गुणों में अंतर s-, p- और d-ब्लॉक की धातुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना की ख़ासियत के कारण होता है और वे भौतिक और रासायनिक दोनों गुणों में खुद को प्रकट करते हैं। भौतिक गुणों में अंतर विभिन्न ब्लॉकों से संबंधित धातुओं की कुछ भौतिक विशेषताओं की तालिका द्वारा प्रदर्शित किया जाता है।

एस-ब्लॉक धातुओं की कुछ भौतिक विशेषताएं

	घनत्व, जी / सेमी 3	गलनांक, о	क्वथनांक, о	मैं	घनत्व, जी / सेमी 3	गलनांक, о	क्वथनांक, о
ली	0,53	180,5	1340	होना	1,85	1285	2470
ना	0,97	97,9	886	मिलीग्राम	1,74	650	1095
क	0,86	63,5	771	सीए	1,54	842	1495
आरबी	1,53	39,3	690	एसआर	2,63	720	1390
सी	1,90	28,5	672	बी 0 ए 0	3,76	727	1860

सभी एस-ब्लॉक धातु- फेफड़े, घनत्व 4 ग्राम / सेमी 3 से कम है, और कुछ क्षार धातुओं ली, ना, के का घनत्व 1 ग्राम / सेमी 3 से कम है, यानी वे पानी से हल्के हैं। यह एस-तत्व परमाणुओं के बड़े आकार के कारण है। एक नई इलेक्ट्रॉन परत के प्रत्येक प्रकटन के साथ परमाणु का आकार बढ़ता है, और फिर, जैसे-जैसे यह अवधि के साथ अंत की ओर बढ़ता है, यह परमाणु आवेश में वृद्धि के कारण घटता जाता है। एस-तत्व प्रत्येक अवधि की शुरुआत में हैं। Be और Mg के आधार पर, वे विमान और रॉकेट के लिए मजबूत और हल्के मिश्र धातु बनाते हैं।

धातुओंएस-ब्लॉक (छोड़करहोना) नरम हैंउनमें से अधिकांश को चाकू से काटा जाता है। एस-धातुओं में धातु बंधन नाजुक हो जाता है, विशेष रूप से क्षार धातुओं में, क्योंकि धातु बंधन के निर्माण में केवल एक इलेक्ट्रॉन (प्रति परमाणु) भाग लेता है। यह बहुत कम गलनांक और क्वथनांक से प्रमाणित होता है। सभी क्षार धातुओं में गलनांक 100 डिग्री सेल्सियस (ली - 180 डिग्री सेल्सियस के लिए) से नीचे होता है। IIA उपसमूह की धातुओं में, धातु बंधन दो इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है, यह क्षार धातुओं की तुलना में अधिक मजबूत होता है, और पिघलने और क्वथनांक अधिक होते हैं, लेकिन वे अभी भी अधिकांश d-धातुओं की तुलना में कम होते हैं।
रासायनिक गुण ).

पी-ब्लॉक धातुओं की कुछ भौतिक विशेषताएं

	घनत्व, जी / सेमी 3	गलनांक, о	क्वथनांक, о		घनत्व, जी / सेमी 3	गलनांक, о	क्वथनांक, о
अली	2,7	660	2520	एस.एन.	7.31 (सफेद) 5.75 (ग्रे)	232	2623
गा	5,9	30	2200	पंजाब	11,34	327	1546
में	7,31	157	2020
टी एल	11,9	304	1470	द्वि	9,8	271	1560

पी-ब्लॉक धातुओं के गलनांक भी कम होते हैं, और वे भी विशेष कठोरता में भिन्न नहीं होते हैं। Ga का असामान्य रूप से कम गलनांक इस तथ्य के कारण है कि जालीदार स्थलों में Ga परमाणुओं के जोड़े होते हैं 2 ... 2.7 ग्राम / सेमी . के घनत्व वाले हल्के एल्यूमीनियम को छोड़कर 3 शेष p-धातुएँ भारी होती हैं। सबसे बड़ा व्यावहारिक महत्व एल्यूमीनियम है, जो उत्पादन के मामले में अलौह धातुओं के साथ-साथ सीसा और टिन में पहले स्थान पर है।
रासायनिक गुण (खंड "धातुओं के रासायनिक गुण" में देखें।).

4 डी-ब्लॉक धातुओं की अवधि की कुछ भौतिक विशेषताएं

समूह	3	4	5	6	7	8	9	10	11	I2
धातुओं 4 अवधि	21 अनुसूचित जाति	22 ती	23 वी	24 करोड़	25 एम.एन.	26 फ़े	27 सीओ	28 नी	29 घन	30 Zn
, जी / सेमी 3	3,02	4,51	6,11	7,19	7,44	7,87	8,84	8,91	8,96	7,13
गलनांक, о	1541	1677	1890	1855	1244	1539	1494	1455	1083	420
क्वथनांक, о	2850	3277	3540	2642	2190	2870	2960	2900	2543	906
298 डिग्री सेल्सियस पर जाली प्रकार	जीपीयू	गुप्त प्रतिलिपि	गुप्त प्रतिलिपि	गुप्त प्रतिलिपि	जीपीयू	केएचसी	केएचसी	केएचसी	केएचसी	जीपीयू

5 और 6 आवर्त के डी-ब्लॉक धातुओं की कुछ भौतिक विशेषताएं

समूह	3	4	5	6	7	8	9	10	11	I2
धातुओं 5 अवधि	39 यू	40 Zr	41 नायब	42 एमओ	43 टीसी	44 आरयू	45 राहु	46 पी.डी.	47 एजी	48 सीडी
, जी / सेमी 3	4,47	6,50	8,57	10,22	11,49	12.4	12,44	12.02	10,50	8,65
गलनांक, о	1528	1855	2500	2620	2200	2250	1963	1554	962	321
धातुओं 6 अवधि	57 ला	72 एचएफ	73 टा	74 वू	75 पुनः	76 ओएस	77 आईआर	78 पीटी	79 औ	80 एचजी
, जी / सेमी 3	6,16	13,31	16,6	19,35	21,04	22,5	22,4	21,45	19,3	13,5
क्वथनांक, о	920	2230	2014	3420	3190	3027	2447	1772	1046	-38,9

साधारण पदार्थों के विशिष्ट रासायनिक गुण - धातु

अधिकांश रासायनिक तत्वों को धातुओं के रूप में वर्गीकृत किया गया है - 114 ज्ञात तत्वों में से 92। धातुओं- ये रासायनिक तत्व हैं, जिनमें से परमाणु बाहरी (और कुछ - और पूर्व-बाहरी) इलेक्ट्रॉनिक परत के इलेक्ट्रॉनों को सकारात्मक आयनों में बदल देते हैं। धातु परमाणुओं की यह संपत्ति इस तथ्य से निर्धारित होती है कि उनके पास अपेक्षाकृत बड़ी त्रिज्या और कम संख्या में इलेक्ट्रॉन हैं(ज्यादातर बाहरी परत पर 1 से 3)। एकमात्र अपवाद 6 धातुएं हैं: बाहरी परत पर जर्मेनियम, टिन, सीसा परमाणुओं में 4 इलेक्ट्रॉन होते हैं, सुरमा और बिस्मथ परमाणु - 5, पोलोनियम परमाणु - 6. धातु परमाणुओं के लिए इलेक्ट्रोनगेटिविटी के छोटे मूल्य विशेषता हैं(0.7 से 1.9) और विशेष रूप से दृढ गुण, यानी, इलेक्ट्रॉनों को दान करने की क्षमता। डी.आई. मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी में, धातुएँ बोरॉन से नीचे हैं - एस्टैटिन विकर्ण, साथ ही इसके ऊपर, साइड उपसमूहों में। आवर्त और मुख्य उपसमूहों में, आपको ज्ञात नियमितताएं धातु के परिवर्तन में कार्य करती हैं, और इसलिए, तत्वों के परमाणुओं के घटते गुण।

बोरॉन के पास स्थित रासायनिक तत्व - एस्टैटिन विकर्ण (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb, आदि), दोहरे गुण हैं: अपने कुछ यौगिकों में वे धातुओं की तरह व्यवहार करते हैं, अन्य में वे अधातुओं के गुणों को प्रदर्शित करते हैं। पार्श्व उपसमूहों में, धातुओं के घटते गुण अक्सर क्रम संख्या बढ़ने के साथ घटते जाते हैं।

आपको ज्ञात द्वितीयक उपसमूह के I समूह की धातुओं की गतिविधि की तुलना करें: Cu, Ag, Au; समूह II पक्ष उपसमूह: Zn, Cd, Hg - और आप स्वयं देखेंगे। इसे इस तथ्य से समझाया जा सकता है कि इन धातुओं के परमाणुओं के नाभिक के साथ वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के बंधन की ताकत परमाणु आवेश के परिमाण से अधिक प्रभावित होती है, न कि परमाणु की त्रिज्या से। नाभिकीय आवेश का परिमाण काफी बढ़ जाता है, नाभिक के प्रति इलेक्ट्रॉनों का आकर्षण बढ़ जाता है। इस मामले में, परमाणु की त्रिज्या बढ़ जाती है, लेकिन उतना महत्वपूर्ण नहीं जितना कि मुख्य उपसमूहों की धातुओं के लिए।

रासायनिक तत्वों से बनने वाले साधारण पदार्थ - धातु और जटिल धातु युक्त पदार्थ खेलते हैं महत्वपूर्ण भूमिकापृथ्वी के खनिज और जैविक "जीवन" में। यह याद रखने के लिए पर्याप्त है कि धातु तत्वों के परमाणु (आयन) यौगिकों का एक अभिन्न अंग हैं जो मनुष्यों और जानवरों में चयापचय को निर्धारित करते हैं। उदाहरण के लिए, मानव रक्त में 76 तत्व पाए गए हैं, और उनमें से केवल 14 ही धातु नहीं हैं।

मानव शरीर में कुछ तत्व, धातु (कैल्शियम, पोटेशियम, सोडियम, मैग्नीशियम) बड़ी मात्रा में मौजूद होते हैं, यानी वे मैक्रोलेमेंट्स हैं। और क्रोमियम, मैंगनीज, लोहा, कोबाल्ट, तांबा, जस्ता, मोलिब्डेनम जैसी धातुएं कम मात्रा में मौजूद होती हैं, यानी ये ट्रेस तत्व हैं। यदि किसी व्यक्ति का वजन 70 किलो है, तो उसके शरीर में (ग्राम में) होता है: कैल्शियम - 1700, पोटेशियम - 250, सोडियम - 70, मैग्नीशियम - 42, लोहा - 5, जस्ता - 3. सभी धातुएँ अत्यंत महत्वपूर्ण हैं, स्वास्थ्य समस्याएं उत्पन्न होती हैं और उनकी कमी के साथ, और अधिकता के साथ।

उदाहरण के लिए, सोडियम आयन शरीर में पानी की मात्रा, तंत्रिका आवेगों के संचरण को नियंत्रित करते हैं। इसकी कमी से सिरदर्द, कमजोरी, याददाश्त कम होना, भूख न लगना और अधिकता से रक्तचाप, उच्च रक्तचाप, हृदय रोग हो जाता है।

सरल पदार्थ - धातु

धातुओं (साधारण पदार्थ) और मिश्र धातुओं के उत्पादन का विकास सभ्यता के उद्भव (कांस्य युग, लौह युग) लगभग 100 साल पहले शुरू हुई वैज्ञानिक और तकनीकी क्रांति, जिसने उद्योग और सामाजिक क्षेत्र दोनों को प्रभावित किया, का भी धातुओं के उत्पादन से गहरा संबंध है। टंगस्टन, मोलिब्डेनम, टाइटेनियम और अन्य धातुओं के आधार पर, उन्होंने संक्षारण प्रतिरोधी, सुपरहार्ड, दुर्दम्य मिश्र धातु बनाना शुरू किया, जिसके उपयोग से मैकेनिकल इंजीनियरिंग की संभावनाओं का बहुत विस्तार हुआ। परमाणु और अंतरिक्ष प्रौद्योगिकी में, टंगस्टन और रेनियम मिश्र धातुओं का उपयोग उन भागों को बनाने के लिए किया जाता है जो ३००० डिग्री सेल्सियस तक के तापमान पर काम करते हैं; दवा के उपयोग में सर्जिकल उपकरणटैंटलम और प्लैटिनम के मिश्र धातुओं से, टाइटेनियम और ज़िरकोनियम ऑक्साइड पर आधारित अद्वितीय सिरेमिक।

और, ज़ाहिर है, हमें यह नहीं भूलना चाहिए कि अधिकांश मिश्र धातु लंबे समय से ज्ञात धातु के लोहे का उपयोग करते हैं, और कई प्रकाश मिश्र धातुओं का आधार अपेक्षाकृत "युवा" धातुओं - एल्यूमीनियम और मैग्नीशियम से बना होता है। सुपरनोवा मिश्रित सामग्री बन गए हैं, उदाहरण के लिए, एक बहुलक या सिरेमिक, जो अंदर (लोहे की छड़ के साथ कंक्रीट की तरह) टंगस्टन, मोलिब्डेनम, स्टील और अन्य धातुओं और मिश्र धातुओं से धातु फाइबर के साथ प्रबलित होते हैं - यह सब लक्ष्य पर निर्भर करता है, इसे प्राप्त करने के लिए आवश्यक भौतिक गुण। यह चित्र धात्विक सोडियम के क्रिस्टल जालक का आरेख दिखाता है। इसमें प्रत्येक सोडियम परमाणु आठ पड़ोसियों से घिरा हुआ है। सोडियम परमाणु, सभी धातुओं की तरह, कई मुक्त वैलेंस ऑर्बिटल्स और कुछ वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। सोडियम परमाणु का इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, जहाँ 3s, 3p, 3d - संयोजकता कक्षक.

सोडियम परमाणु का एकमात्र संयोजकता इलेक्ट्रॉन 3s . है 1 नौ मुक्त कक्षकों में से कोई भी कब्जा कर सकता है - 3s (एक), 3p (तीन) और 3d (पांच), क्योंकि वे ऊर्जा स्तर में बहुत भिन्न नहीं हैं। जब परमाणु एक दूसरे के पास आते हैं, जब एक क्रिस्टल जाली बनती है, तो पड़ोसी परमाणुओं की संयोजकता कक्षाएँ ओवरलैप हो जाती हैं, जिसके कारण इलेक्ट्रॉन एक कक्षीय से दूसरे कक्ष में स्वतंत्र रूप से गति करते हैं, जिससे धातु क्रिस्टल के सभी परमाणुओं के बीच एक बंधन बन जाता है। इस रासायनिक बंधन को धात्विक कहा जाता है।

एक धातु बंधन उन तत्वों द्वारा बनता है जिनके बाहरी परत पर परमाणुओं में बड़ी संख्या में बाहरी ऊर्जावान रूप से निकट कक्षाओं की तुलना में कुछ वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। उनके संयोजकता इलेक्ट्रॉन परमाणु में दुर्बलता से धारित होते हैं। कनेक्शन बनाने वाले इलेक्ट्रॉनों का सामाजिककरण किया जाता है और समग्र रूप से तटस्थ धातु के पूरे क्रिस्टल जाली में चलते हैं। धात्विक-बंधित पदार्थों में धात्विक क्रिस्टल जाली होते हैं, जिन्हें आमतौर पर योजनाबद्ध रूप से दर्शाया जाता है जैसा कि चित्र में दिखाया गया है। क्रिस्टल जाली के नोड्स में स्थित धनायन और धातु परमाणु इसकी स्थिरता और ताकत सुनिश्चित करते हैं (सामाजिक इलेक्ट्रॉनों को काली छोटी गेंदों के रूप में दर्शाया गया है)।

धात्विक बंधन- यह क्रिस्टल जाली के नोड्स में स्थित धातु परमाणु-आयनों के बीच धातुओं और मिश्र धातुओं में एक बंधन है, जो साझा वैलेंस इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है। कुछ धातुएं दो या दो से अधिक क्रिस्टलीय रूपों में क्रिस्टलीकृत होती हैं। पदार्थों की यह संपत्ति - कई क्रिस्टलीय संशोधनों में मौजूद है - को बहुरूपता कहा जाता है। सरल पदार्थों के बहुरूपता को एलोट्रॉपी के रूप में जाना जाता है। उदाहरण के लिए, लोहे में चार क्रिस्टलीय संशोधन होते हैं, जिनमें से प्रत्येक एक निश्चित तापमान सीमा में स्थिर होता है:

α - 768 ° तक स्थिर, फेरोमैग्नेटिक;

β - 768 से 910 ° तक स्थिर, गैर-फेरोमैग्नेटिक, यानी। पैरामैग्नेटिक;

- 910 से 1390 ° तक स्थिर, गैर-फेरोमैग्नेटिक, यानी। पैरामैग्नेटिक;

- 1390 से 1539 ° C (लौह का £ ° pl), गैर-फेरोमैग्नेटिक से स्थिर।

टिन में दो क्रिस्टलीय संशोधन होते हैं:

α - 13.2 डिग्री सेल्सियस से नीचे स्थिर (पी = 5.75 ग्राम / सेमी 3)। यह ग्रे टिन है। इसमें हीरे की तरह का क्रिस्टल जाली (परमाणु) होता है;

β - 13.2 डिग्री सेल्सियस से ऊपर स्थिर (पी = 6.55 ग्राम / सेमी 3)। यह सफेद टिन है।

सफेद टिन एक चांदी की सफेद बहुत नरम धातु है। 13.2 डिग्री सेल्सियस से नीचे ठंडा होने पर, यह एक ग्रे पाउडर में विघटित हो जाता है, क्योंकि संक्रमण के दौरान इसकी विशिष्ट मात्रा में काफी वृद्धि होती है। इस घटना को "टिन प्लेग" कहा जाता है।

बेशक, विशेष प्रकार के रासायनिक बंधन और धातुओं के क्रिस्टल जाली के प्रकार को उनके भौतिक गुणों का निर्धारण और व्याख्या करना चाहिए। वे क्या हैं? यह धातु चमक, लचीलापन, उच्च विद्युत और तापीय चालकता, विकास है विद्युतीय प्रतिरोधबढ़ते तापमान के साथ-साथ घनत्व, उच्च गलनांक और क्वथनांक, कठोरता जैसे महत्वपूर्ण गुण, चुंबकीय गुण... एक धातु क्रिस्टल जाली के साथ एक क्रिस्टल पर यांत्रिक क्रिया एक दूसरे के सापेक्ष आयन-परमाणुओं की परतों के विस्थापन का कारण बनती है (चित्र 17), और चूंकि इलेक्ट्रॉन पूरे क्रिस्टल में चलते हैं, इसलिए बांड का टूटना नहीं होता है, इसलिए धातुएं हैं उच्च प्लास्टिसिटी द्वारा विशेषता। सहसंयोजक बंधों (परमाणु क्रिस्टल जाली) के साथ एक ठोस पर समान प्रभाव सहसंयोजक बंधों के टूटने की ओर जाता है। आयनिक जाली में बंधों के टूटने से समान आवेश वाले आयनों का परस्पर प्रतिकर्षण होता है। इसलिए, परमाणु और आयनिक क्रिस्टल जाली वाले पदार्थ नाजुक होते हैं। सबसे अधिक प्लास्टिक धातु Au, Ag, Sn, Pb, Zn हैं। वे आसानी से तार में खींचे जाते हैं, फोर्जिंग, दबाने, चादरों में लुढ़कने के लिए उत्तरदायी होते हैं। उदाहरण के लिए, सोने से 0.003 मिमी की मोटाई वाली सोने की पन्नी बनाई जा सकती है, और इस धातु के 0.5 ग्राम से 1 किमी लंबा धागा खींचा जा सकता है। यहां तक ​​कि पारा, जो कमरे के तापमान पर तरल होता है, ठोस अवस्था में कम तापमान पर सीसा की तरह लचीला हो जाता है। केवल Bi और Mn में प्लास्टिसिटी नहीं है, वे भंगुर हैं।

धातुओं में एक विशिष्ट चमक क्यों होती है और अपारदर्शी भी होती है?

इंटरटॉमिक स्पेस को भरने वाले इलेक्ट्रॉन प्रकाश किरणों (कांच की तरह संचारित करने के बजाय) को प्रतिबिंबित करते हैं, अधिकांश धातुएं स्पेक्ट्रम के दृश्य भाग की सभी किरणों को समान रूप से बिखराती हैं। इसलिए, उनके पास एक चांदी का सफेद या है ग्रे रंग... स्ट्रोंटियम, सोना और तांबा अधिक हद तक छोटी तरंगों को अवशोषित करते हैं (लगभग . के करीब) नील लोहित रंग का) और प्रकाश स्पेक्ट्रम की लंबी तरंगों को परावर्तित करते हैं, इसलिए उनके पास हल्के पीले, पीले और "तांबे" रंग होते हैं। हालांकि व्यवहार में धातु हमेशा हमें "हल्का शरीर" नहीं लगती है। सबसे पहले, इसकी सतह ऑक्सीकरण कर सकती है और इसकी चमक खो सकती है। इसलिए, देशी तांबा हरे रंग के पत्थर जैसा दिखता है। ए दूसरे, और शुद्ध धातु चमक नहीं सकती है। चांदी और सोने की बहुत पतली चादरें पूरी तरह से अप्रत्याशित दिखती हैं - उनका रंग नीला-हरा होता है। और महीन धातु के चूर्ण गहरे भूरे, यहाँ तक कि काले भी दिखाई देते हैं। सिल्वर, एल्युमिनियम, पैलेडियम में सबसे अधिक परावर्तन होता है। उनका उपयोग स्पॉटलाइट सहित दर्पणों के निर्माण में किया जाता है।

धातुओं में उच्च विद्युत और तापीय चालकता क्यों होती है?

एक लागू के प्रभाव में एक धातु में अराजक रूप से चलने वाले इलेक्ट्रॉन विद्युत वोल्टेजदिशात्मक गति प्राप्त करें, अर्थात विद्युत प्रवाह का संचालन करें। धातु के तापमान में वृद्धि के साथ, क्रिस्टल जाली के नोड्स में स्थित परमाणुओं और आयनों के कंपन के आयाम बढ़ जाते हैं। इससे इलेक्ट्रॉनों को स्थानांतरित करना मुश्किल हो जाता है, धातु की विद्युत चालकता गिर जाती है। कम तापमान पर, इसके विपरीत, कंपन गति बहुत कम हो जाती है और धातुओं की विद्युत चालकता तेजी से बढ़ जाती है। निरपेक्ष शून्य के पास, धातुओं में व्यावहारिक रूप से कोई प्रतिरोध नहीं होता है, और अधिकांश धातुओं में अतिचालकता दिखाई देती है।

यह ध्यान दिया जाना चाहिए कि विद्युत चालकता वाले गैर-धातु (उदाहरण के लिए, ग्रेफाइट), इसके विपरीत, मुक्त इलेक्ट्रॉनों की अनुपस्थिति के कारण कम तापमान पर विद्युत प्रवाह का संचालन नहीं करते हैं। और केवल तापमान में वृद्धि और कुछ के विनाश के साथ सहसंयोजक बांडउनकी विद्युत चालकता बढ़ने लगती है। चांदी, तांबा, साथ ही सोना, एल्यूमीनियम में सबसे अधिक विद्युत चालकता है, मैंगनीज, सीसा और पारा में सबसे कम विद्युत चालकता है।

सबसे अधिक बार, विद्युत चालकता के समान नियमितता के साथ, धातुओं की तापीय चालकता बदल जाती है। यह मुक्त इलेक्ट्रॉनों की उच्च गतिशीलता के कारण है, जो कंपन आयनों और परमाणुओं से टकराकर उनके साथ ऊर्जा का आदान-प्रदान करते हैं। धातु के पूरे टुकड़े में तापमान बराबर होता है।

धातुओं की यांत्रिक शक्ति, घनत्व, गलनांक बहुत भिन्न होते हैं।... इसके अलावा, आयन-परमाणुओं को बांधने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या में वृद्धि और क्रिस्टल में अंतर-परमाणु दूरी में कमी के साथ, इन गुणों के सूचकांक में वृद्धि होती है।

इसलिए, क्षारीय धातु(Li, K, Na, Rb, Cs), जिनके परमाणु होते हैं एक संयोजकता इलेक्ट्रॉन, नरम (चाकू से काटा गया), कम घनत्व के साथ (लिथियम पी = 0.53 ग्राम / सेमी 3 के साथ सबसे हल्की धातु है) और कम तापमान पर पिघलता है (उदाहरण के लिए, सीज़ियम का गलनांक 29 डिग्री सेल्सियस है)। एकमात्र धातु जो सामान्य परिस्थितियों में तरल होती है, पारा का गलनांक -38.9 ° C होता है। कैल्शियम, जिसमें परमाणुओं के बाहरी ऊर्जा स्तर पर दो इलेक्ट्रॉन होते हैं, बहुत कठिन होता है और अधिक पर पिघलता है उच्च तापमान(842 डिग्री सेल्सियस)। स्कैंडियम आयनों द्वारा बनाई गई क्रिस्टल जाली और भी मजबूत होती है, जिसमें तीन वैलेंस इलेक्ट्रॉन होते हैं। लेकिन सबसे मजबूत क्रिस्टल जाली, उच्च घनत्व और गलनांक पक्ष उपसमूह V, VI, VII, VIII समूहों की धातुओं में देखे जाते हैं। यह इस तथ्य के कारण है कि डी-सबलेवल पर अयुग्मित वैलेंस इलेक्ट्रॉनों के साथ साइड सबग्रुप की धातुओं को परमाणुओं के बीच बहुत मजबूत सहसंयोजक बंधनों के गठन की विशेषता है, धातु के अलावा, बाहरी परत के इलेक्ट्रॉनों द्वारा किया जाता है। एस-ऑर्बिटल्स।

सबसे भारी धातु- यह ऑस्मियम (Os) p = 22.5 g / cm 3 (सुपरहार्ड और पहनने के लिए प्रतिरोधी मिश्र धातुओं का एक घटक) के साथ है, सबसे दुर्दम्य धातु टंगस्टन W है जिसमें t = 3420 ° C (लैंप फिलामेंट्स के निर्माण के लिए उपयोग किया जाता है), सबसे कठोर धातु - यह क्रोम Cr (स्क्रैच ग्लास) है। वे उन सामग्रियों का हिस्सा हैं जिनसे वे बने हैं धातु काटने का उपकरण, भारी मशीनों के ब्रेक पैड आदि। धातुएं चुंबकीय क्षेत्र के साथ अलग तरह से क्रिया करती हैं। लोहा, कोबाल्ट, निकल और गैडोलीनियम जैसी धातुएँ अत्यधिक चुम्बकित होने की अपनी क्षमता के लिए विशिष्ट हैं। उन्हें फेरोमैग्नेट कहा जाता है। अधिकांश धातुएँ (क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएँ और संक्रमण धातुओं का एक महत्वपूर्ण हिस्सा) कमजोर रूप से चुम्बकित होती हैं और चुंबकीय क्षेत्र के बाहर इस अवस्था को बनाए नहीं रखती हैं - ये पैरामैग्नेट हैं। चुंबकीय क्षेत्र द्वारा बाहर धकेल दी जाने वाली धातुएं हीरा चुम्बक (तांबा, चांदी, सोना, बिस्मथ) हैं।

धातुओं की इलेक्ट्रॉनिक संरचना पर विचार करते समय, हमने धातुओं को मुख्य उपसमूहों (एस- और पी-तत्वों) और माध्यमिक उपसमूहों की धातुओं (संक्रमण डी- और एफ-तत्वों) में विभाजित किया।

प्रौद्योगिकी में, विभिन्न भौतिक गुणों के अनुसार धातुओं को वर्गीकृत करने की प्रथा है:

1. घनत्व - फेफड़े (p .)< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. गलनांक - गलनशील और दुर्दम्य।

धातुओं का उनके रासायनिक गुणों के अनुसार वर्गीकरण किया जाता है। कम अभिक्रियाशीलता वाली धातुएँ कहलाती हैं महान(चांदी, सोना, प्लैटिनम और इसके एनालॉग्स - ऑस्मियम, इरिडियम, रूथेनियम, पैलेडियम, रोडियम)। रासायनिक गुणों की निकटता से, वे प्रतिष्ठित हैं क्षारीय(समूह I के मुख्य उपसमूह की धातुएं), क्षारीय मृदा(कैल्शियम, स्ट्रोंटियम, बेरियम, रेडियम) और दुर्लभ पृथ्वी धातु(स्कैंडियम, येट्रियम, लैंथेनम और लैंथेनाइड्स, एनीमोन और एक्टिनाइड्स)।

धातुओं के सामान्य रासायनिक गुण

धातु के परमाणु अपेक्षाकृत आसान होते हैं वैलेंस इलेक्ट्रॉनों का दान करेंऔर धनावेशित आयनों में चले जाते हैं, अर्थात वे ऑक्सीकृत हो जाते हैं। यह परमाणुओं और साधारण पदार्थों - धातुओं दोनों का मुख्य सामान्य गुण है। रासायनिक अभिक्रियाओं में धातुएँ सदैव अपचायक होती हैं। साधारण पदार्थों के परमाणुओं की कम करने की क्षमता - धातु, एक अवधि के रासायनिक तत्वों या डीआई मेंडेलीव की आवर्त सारणी के एक मुख्य उपसमूह द्वारा गठित, स्वाभाविक रूप से बदल जाती है।

जलीय घोल में होने वाली रासायनिक प्रतिक्रियाओं में धातु की घटती गतिविधि धातु वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में इसकी स्थिति को दर्शाती है।

तनावों की इस श्रृंखला के आधार पर, मानक परिस्थितियों (t = 25 ° C, p = 1 atm) के तहत जलीय घोल में होने वाली प्रतिक्रियाओं में धातुओं की रासायनिक गतिविधि के बारे में निम्नलिखित महत्वपूर्ण निष्कर्ष निकाले जा सकते हैं।

· इस पंक्ति में धातु जितनी बाईं ओर होगी, उतनी ही शक्तिशाली यह एक कम करने वाला एजेंट है।

· प्रत्येक धातु उन धातुओं के घोल में लवण से विस्थापित (घटाने) में सक्षम है जो इसके बाद वोल्टेज की श्रृंखला में हैं (दाईं ओर)।

· हाइड्रोजन के बाईं ओर वोल्टेज की श्रृंखला में स्थित धातुएं इसे समाधान में एसिड से विस्थापित करने में सक्षम हैं

· धातु, जो किसी भी जलीय घोल में सबसे मजबूत कम करने वाले एजेंट (क्षारीय और क्षारीय पृथ्वी) हैं, मुख्य रूप से पानी के साथ बातचीत करते हैं।

इलेक्ट्रोकेमिकल श्रृंखला द्वारा निर्धारित धातु की कम करने वाली गतिविधि हमेशा आवर्त सारणी में अपनी स्थिति के अनुरूप नहीं होती है। यह इस तथ्य से समझाया गया है कि वोल्टेज की एक श्रृंखला में धातु की स्थिति का निर्धारण करते समय, न केवल व्यक्तिगत परमाणुओं से इलेक्ट्रॉन अलगाव की ऊर्जा को ध्यान में रखा जाता है, बल्कि क्रिस्टल जाली के विनाश पर खर्च की जाने वाली ऊर्जा भी होती है। आयनों के जलयोजन के दौरान जारी ऊर्जा के रूप में। उदाहरण के लिए, सोडियम की तुलना में लिथियम जलीय घोलों में अधिक सक्रिय है (हालाँकि आवर्त सारणी में इसकी स्थिति के अनुसार, Na अधिक सक्रिय धातु है)। तथ्य यह है कि ली + आयनों की जलयोजन ऊर्जा Na + की जलयोजन ऊर्जा की तुलना में बहुत अधिक है, इसलिए पहली प्रक्रिया ऊर्जावान रूप से अधिक अनुकूल है। विचार करके सामान्य प्रावधानधातुओं के घटते गुणों की विशेषता बताते हुए, हम विशिष्ट रासायनिक प्रतिक्रियाओं की ओर मुड़ते हैं।

अधातुओं के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया

· ऑक्सीजन के साथ, अधिकांश धातुएँ ऑक्साइड बनाती हैं- बुनियादी और उभयचर। संक्रमण धातुओं के अम्लीय ऑक्साइड, उदाहरण के लिए, क्रोमियम (VI) ऑक्साइड CrOg या मैंगनीज (VII) ऑक्साइड Mn 2 O 7, धातु के ऑक्सीजन के साथ सीधे ऑक्सीकरण से नहीं बनते हैं। वे अप्रत्यक्ष रूप से प्राप्त होते हैं।

क्षार धातु Na, K वायुमंडलीय ऑक्सीजन के साथ सक्रिय रूप से प्रतिक्रिया करते हैंपेरोक्साइड बनाना:

सोडियम ऑक्साइड अप्रत्यक्ष रूप से संबंधित धातुओं के साथ पेरोक्साइड को शांत करके प्राप्त किया जाता है:

लिथियम और क्षारीय पृथ्वी धातुएं वायुमंडलीय ऑक्सीजन के साथ मिलकर मूल ऑक्साइड बनाती हैं:

सोने और प्लेटिनम धातुओं के अलावा अन्य धातुएँ, जो वायुमंडलीय ऑक्सीजन द्वारा बिल्कुल भी ऑक्सीकृत नहीं होती हैं, इसके साथ कम सक्रिय रूप से या गर्म होने पर परस्पर क्रिया करती हैं:

· हैलोजन के साथ, धातुएं हाइड्रोहेलिक एसिड के लवण बनाती हैं, उदाहरण के लिए:

· हाइड्रोजन के साथ, सबसे सक्रिय धातुएं हाइड्राइड बनाती हैं- आयनिक नमक जैसे पदार्थ जिनमें हाइड्रोजन की ऑक्सीकरण अवस्था -1 होती है, उदाहरण के लिए:

कई संक्रमण धातुएं हाइड्रोजन के साथ एक विशेष प्रकार के हाइड्राइड बनाती हैं - परमाणुओं और आयनों के बीच धातुओं के क्रिस्टल जाली में हाइड्रोजन का एक प्रकार का विघटन या परिचय होता है, जबकि धातु अपनी उपस्थिति बरकरार रखती है, लेकिन मात्रा में वृद्धि करती है। अवशोषित हाइड्रोजन धातु में, जाहिरा तौर पर, परमाणु रूप में है।

मध्यवर्ती धातु हाइड्राइड भी हैं।

· धूसर धातुओं से लवण बनते हैं - सल्फाइड, उदाहरण के लिए:

· धातुएं नाइट्रोजन के साथ थोड़ी अधिक कठिन प्रतिक्रिया करती हैं।क्योंकि नाइट्रोजन अणु N2 में रासायनिक बंधन बहुत मजबूत है; इस मामले में, नाइट्राइड बनते हैं। सामान्य तापमान पर, केवल लिथियम नाइट्रोजन के साथ बातचीत करता है:

जटिल पदार्थों के साथ धातुओं की सहभागिता

· पानी के साथ। सामान्य परिस्थितियों में, क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुएं पानी से हाइड्रोजन को विस्थापित करती हैं और बनाती हैं घुलनशील क्षार- क्षार, उदाहरण के लिए:

अन्य धातुएँ, जो हाइड्रोजन से पहले वोल्टेज की श्रृंखला में हैं, कुछ शर्तों के तहत पानी से हाइड्रोजन को भी विस्थापित कर सकती हैं। लेकिन एल्यूमीनियम पानी के साथ हिंसक रूप से तभी प्रतिक्रिया करता है जब ऑक्साइड फिल्म को इसकी सतह से हटा दिया जाता है:

मैग्नीशियम केवल उबालने पर पानी के साथ क्रिया करता है, जबकि हाइड्रोजन भी निकलता है:

यदि जलते हुए मैग्नीशियम को पानी में मिलाया जाता है, तो दहन जारी रहता है, क्योंकि प्रतिक्रिया आगे बढ़ती है:

लोहा केवल लाल-गर्म अवस्था में ही पानी के साथ क्रिया करता है:

· समाधान में एसिड के साथ (एचसीएल, एच 2 इसलिए 4 ), सीएच 3 COOH आदि, HNO . को छोड़कर 3 ) हाइड्रोजन तक तनाव की श्रृंखला में खड़े धातुओं के साथ बातचीत करते हैं।यह नमक और हाइड्रोजन का उत्पादन करता है।

लेकिन सीसा (और कुछ अन्य धातु), वोल्टेज की श्रृंखला (हाइड्रोजन के बाईं ओर) में अपनी स्थिति के बावजूद, तनु सल्फ्यूरिक एसिड में लगभग भंग नहीं होता है, क्योंकि परिणामस्वरूप लेड सल्फेट PbSO 4 अघुलनशील होता है और एक सुरक्षात्मक फिल्म बनाता है। धातु की सतह।

· घोल में कम सक्रिय धातुओं के लवण के साथ। इस अभिक्रिया के परिणामस्वरूप अधिक सक्रिय धातु का लवण बनता है और कम सक्रिय धातु मुक्त रूप में मुक्त होती है।

यह याद रखना चाहिए कि प्रतिक्रिया तब होती है जब परिणामी नमक घुलनशील होता है। अन्य धातुओं द्वारा उनके यौगिकों से धातुओं के विस्थापन का सबसे पहले भौतिक रसायन विज्ञान के क्षेत्र में एक महान रूसी वैज्ञानिक एनएन बेकेटोव द्वारा विस्तार से अध्ययन किया गया था। उन्होंने "विस्थापन श्रृंखला" में धातुओं को उनकी रासायनिक गतिविधि के अनुसार व्यवस्थित किया, जो कई धातु तनावों का प्रोटोटाइप बन गया।

· साथ कार्बनिक पदार्थ... कार्बनिक अम्लों के साथ अंतःक्रिया खनिज अम्लों के साथ अभिक्रिया के समान है। क्षार धातुओं के साथ परस्पर क्रिया करने पर अल्कोहल कमजोर अम्लीय गुण दिखा सकता है:

फिनोल समान रूप से प्रतिक्रिया करता है:

धातुएँ हेलोऐल्केन के साथ अभिक्रियाओं में भाग लेती हैं, जिनका उपयोग निम्न साइक्लोऐल्केन प्राप्त करने और संश्लेषण के लिए किया जाता है, जिसके दौरान अणु का कार्बन कंकाल अधिक जटिल हो जाता है (ए। वर्टज़ की प्रतिक्रिया):

· धातु, हाइड्रॉक्साइड जिनमें से उभयचर हैं, घोल में क्षार के साथ परस्पर क्रिया करते हैं।उदाहरण के लिए:

धातु एक दूसरे के साथ बन सकते हैं रासायनिक यौगिक, जिन्हें सामूहिक रूप से इंटरमेटेलिक यौगिक कहा जाता है। वे अक्सर परमाणुओं के ऑक्सीकरण राज्यों को नहीं दिखाते हैं, जो गैर-धातुओं के साथ धातुओं के यौगिकों की विशेषता है। उदाहरण के लिए:

Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2, आदि।

इंटरमेटेलिक यौगिकों में आमतौर पर एक स्थिर संरचना नहीं होती है, उनमें रासायनिक बंधन मुख्य रूप से धात्विक होता है। इन यौगिकों का निर्माण पार्श्व उपसमूहों की धातुओं के लिए अधिक विशिष्ट है।

डी। आई। मेंडेलीव के रासायनिक तत्वों की आवर्त सारणी के समूह I-III के मुख्य उपसमूहों की धातु

सामान्य विशेषताएँ

ये समूह I के मुख्य उपसमूह की धातुएँ हैं। बाहरी ऊर्जा स्तर पर उनके परमाणुओं में प्रत्येक में एक इलेक्ट्रॉन होता है। क्षारीय धातु - मजबूत कम करने वाले एजेंट... तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि (यानी, आवर्त सारणी में ऊपर से नीचे तक) के साथ उनकी रिडक्टिव क्षमता और प्रतिक्रियाशीलता में वृद्धि होती है। ये सभी इलेक्ट्रॉनिक रूप से प्रवाहकीय हैं। क्षार धातु परमाणुओं के बीच बंधन शक्ति तत्व की क्रमिक संख्या में वृद्धि के साथ घट जाती है। उनके गलनांक और क्वथनांक भी कम हो जाते हैं। क्षार धातुएँ कई सरल पदार्थों के साथ परस्पर क्रिया करती हैं - oxidants... पानी के साथ प्रतिक्रिया में, वे पानी में घुलनशील क्षार (क्षार) बनाते हैं। क्षारीय पृथ्वी तत्वसमूह II के मुख्य उपसमूह के तत्वों को कहा जाता है। इन तत्वों के परमाणुओं में बाह्य ऊर्जा स्तर होता है दो इलेक्ट्रॉन... वे सबसे मजबूत रिडक्टेंट्स,+2 की ऑक्सीकरण अवस्था होती है। इस मुख्य उपसमूह में, ऊपर से नीचे तक समूह में परमाणुओं के आकार में वृद्धि के साथ जुड़े भौतिक और रासायनिक गुणों में परिवर्तन में सामान्य पैटर्न देखे जाते हैं, और परमाणुओं के बीच रासायनिक बंधन भी कमजोर होता है। आयन के आकार में वृद्धि के साथ, अम्लीय गुण कमजोर हो जाते हैं और ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड के मूल गुण बढ़ जाते हैं।

समूह III का मुख्य उपसमूह बोरॉन, एल्युमिनियम, गैलियम, इंडियम और थैलियम तत्वों से बना है। सभी तत्व पी-तत्व हैं। बाहरी ऊर्जा स्तर पर, उनके पास है तीन (एस 2 पी 1 ) इलेक्ट्रॉन, जो गुणों की समानता की व्याख्या करता है। ऑक्सीकरण अवस्था +3। एक समूह के भीतर, नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ, धात्विक गुणों में वृद्धि होती है। बोरॉन एक अधात्विक तत्व है, जबकि एल्युमीनियम में पहले से ही धात्विक गुण होते हैं। सभी तत्व ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड बनाते हैं।

अधिकांश धातुएँ आवर्त सारणी के उपसमूहों में पाई जाती हैं। मुख्य उपसमूहों के तत्वों के विपरीत, जहां इलेक्ट्रॉनों के साथ परमाणु कक्षाओं के बाहरी स्तर को धीरे-धीरे भरना होता है, सहायक उपसमूहों के तत्व उप-ऊर्जा स्तर के डी-ऑर्बिटल्स और के एस-ऑर्बिटल्स से भरे होते हैं। बाद वाला। इलेक्ट्रॉनों की संख्या समूह संख्या से मेल खाती है। समान संख्या में वैलेंस इलेक्ट्रॉनों वाले तत्वों को एक संख्या के तहत एक समूह में शामिल किया जाता है। उपसमूहों के सभी तत्व धातु हैं।

उपसमूहों की धातुओं द्वारा निर्मित सरल पदार्थों में मजबूत क्रिस्टल जाली होती है जो गर्मी के प्रतिरोधी होती हैं। ये धातुएं अन्य धातुओं में सबसे मजबूत और सबसे दुर्दम्य हैं। डी-तत्वों में, उभयचर से अम्लीय में मूल गुणों से उनकी वैधता में वृद्धि के साथ संक्रमण स्पष्ट रूप से प्रकट होता है।

क्षार धातु (Na, K)

बाह्य ऊर्जा स्तर पर, तत्वों के क्षार धातु परमाणुओं में होते हैं एक समय में एक इलेक्ट्रॉननाभिक से काफी दूरी पर स्थित है। वे आसानी से इस इलेक्ट्रॉन को दान कर देते हैं, इसलिए वे मजबूत कम करने वाले एजेंट हैं। सभी यौगिकों में, क्षार धातुएं +1 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करती हैं। ली से सीएस . तक परमाणु त्रिज्या बढ़ने के साथ उनके कम करने वाले गुण बढ़ते हैं... ये सभी विशिष्ट धातुएं हैं, एक चांदी-सफेद रंग है, नरम (चाकू से काटा गया), हल्का और फ्यूसिबल है। सभी के साथ सक्रिय रूप से बातचीत करें गैर धातु:

सभी क्षार धातुएं ऑक्सीजन (ली को छोड़कर) के साथ परॉक्साइड बनाने के लिए प्रतिक्रिया करती हैं। क्षार धातुएँ अपनी उच्च रासायनिक क्रिया के कारण मुक्त रूप में नहीं पाई जाती हैं।

आक्साइड- ठोस, मूल गुण होते हैं। वे संबंधित धातुओं के साथ पेरोक्साइड को शांत करके प्राप्त किए जाते हैं:

हाइड्रॉक्साइड्स NaOH, KOH- ठोस सफेद पदार्थ, हीड्रोस्कोपिक, गर्मी की रिहाई के साथ पानी में आसानी से घुलनशील, उन्हें क्षार कहा जाता है:

लगभग सभी क्षार धातु लवण पानी में घुलनशील होते हैं। उनमें से सबसे महत्वपूर्ण: ना 2 सीओ 3 - सोडियम कार्बोनेट; ना 2 सीओ 3 10 एच 2 ओ - क्रिस्टलीय सोडा; NaHCO 3 - सोडियम बाइकार्बोनेट, पाक सोडा; के 2 सीओ 3 - पोटेशियम कार्बोनेट, पोटाश; ना 2 SO 4 10H 2 O - ग्लौबर का नमक; NaCl - सोडियम क्लोराइड, खाने योग्य नमक।

तालिका में समूह I के तत्व

क्षारीय पृथ्वी धातु (Ca, Mg)

कैल्शियम (Ca) एक प्रतिनिधि है क्षारीय पृथ्वी धातु, जिन्हें समूह II के मुख्य उपसमूह के तत्व कहा जाता है, लेकिन सभी नहीं, बल्कि केवल कैल्शियम से शुरू होकर समूह के नीचे। ये रासायनिक तत्व हैं जो पानी के साथ मिलकर क्षार बनाते हैं। बाहरी ऊर्जा स्तर पर कैल्शियम होता है दो इलेक्ट्रॉन, ऑक्सीकरण अवस्था +2।

कैल्शियम और उसके यौगिकों के भौतिक और रासायनिक गुण तालिका में प्रस्तुत किए गए हैं।

मैग्नीशियम (एमजी)कैल्शियम के समान परमाणु संरचना है, इसकी ऑक्सीकरण अवस्था भी +2 है। नरम धातु, लेकिन इसकी सतह हवा से ढकी होती है सुरक्षात्मक फिल्म, जो रासायनिक गतिविधि को थोड़ा कम करता है। इसके जलने के साथ एक चकाचौंध फ्लैश भी होता है। MgO और Mg (OH) 2 मूल गुण प्रदर्शित करते हैं। हालांकि Mg (OH) 2 थोड़ा घुलनशील है, लेकिन यह फिनोलफथेलिन के घोल को लाल रंग में रंग देता है।

एमजी + ओ 2 = एमजीओ 2

एमओ ऑक्साइड ठोस सफेद अपवर्तक पदार्थ हैं। CaO तकनीक में, नहीं कास्टिक चूना, और MgO - जले हुए मैग्नेशिया के साथ, इन ऑक्साइड का उपयोग निर्माण सामग्री के उत्पादन में किया जाता है। पानी के साथ कैल्शियम ऑक्साइड की प्रतिक्रिया गर्मी की रिहाई के साथ होती है और इसे लाइम स्लेकिंग कहा जाता है, और परिणामस्वरूप सीए (ओएच) 2 को बुझा हुआ चूना कहा जाता है। कैल्शियम हाइड्रॉक्साइड के एक स्पष्ट घोल को चूने का पानी कहा जाता है, और पानी में Ca (OH) 2 के सफेद निलंबन को चूने का दूध कहा जाता है।

मैग्नीशियम और कैल्शियम लवण अम्लों के साथ परस्पर क्रिया से प्राप्त होते हैं।

CaCO 3 - कैल्शियम कार्बोनेट, चाक, संगमरमर, चूना पत्थर। इसका उपयोग निर्माण में किया जाता है। MgCO 3 - मैग्नीशियम कार्बोनेट - धातु विज्ञान में धातुमल को हटाने के लिए प्रयोग किया जाता है।

CaSO 4 2H 2 O - जिप्सम। MgSO 4 - मैग्नीशियम सल्फेट - को कड़वा कहा जाता है, या एप्सम, नमक, में निहित है समुद्र का पानी... BaSO 4 - बेरियम सल्फेट - इसकी अघुलनशीलता और एक्स-रे को अवरुद्ध करने की क्षमता के कारण, इसका उपयोग जठरांत्र संबंधी मार्ग के निदान ("बैराइट दलिया") में किया जाता है।

कैल्शियम मानव शरीर के वजन का 1.5% है, कैल्शियम का 98% हड्डियों में पाया जाता है। मैग्नीशियम एक जैव तत्व है, मानव शरीर में इसका लगभग 40 ग्राम होता है, यह प्रोटीन अणुओं के निर्माण में शामिल होता है।

टेबल में क्षारीय पृथ्वी धातु

अल्युमीनियम

एल्यूमिनियम (अल)- डी। आई। मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली के III समूह के मुख्य उपसमूह का एक तत्व। एल्युमिनियम परमाणु में बाह्य ऊर्जा स्तर होता है तीन इलेक्ट्रॉन, जिसे वह रासायनिक बातचीत के दौरान आसानी से छोड़ देता है। उपसमूह के पूर्वज और एल्यूमीनियम के ऊपरी पड़ोसी - बोरॉन - में एक छोटा परमाणु त्रिज्या होता है (बोरॉन के लिए यह 0.080 एनएम के बराबर होता है, एल्यूमीनियम के लिए - 0.143 एनएम)। इसके अलावा, एल्यूमीनियम परमाणु में एक मध्यवर्ती आठ-इलेक्ट्रॉन परत (2e; 8e; 3e) होती है, जो बाहरी इलेक्ट्रॉनों को नाभिक तक फैलने से रोकती है। इसलिए, एल्यूमीनियम परमाणुओं के कम करने वाले गुण काफी स्पष्ट हैं।

इसके लगभग सभी यौगिकों में, एल्युमिनियम होता है ऑक्सीकरण अवस्था +3.

एल्युमिनियम एक साधारण पदार्थ है

चांदी-सफेद प्रकाश धातु। 660 डिग्री सेल्सियस पर पिघला देता है। यह बहुत प्लास्टिक है, आसानी से तार में खींचा जाता है और 0.01 मिमी मोटी तक पन्नी में घुमाया जाता है। इसमें बहुत अधिक विद्युत और तापीय चालकता है। वे अन्य धातुओं के साथ हल्की और मजबूत मिश्रधातु बनाते हैं। एल्युमिनियम एक अत्यधिक सक्रिय धातु है। अगर एल्युमिनियम पाउडर या फाइन एल्यूमीनियम पन्नीजोर से गरम करें, फिर वे प्रज्वलित करें और एक अंधी लौ के साथ जलें:

फुलझड़ी और आतिशबाजी जलाने पर यह प्रतिक्रिया देखी जा सकती है। एल्युमिनियम, सभी धातुओं की तरह, गैर-धातुओं के साथ आसानी से प्रतिक्रिया करता है, विशेष रूप से एक ख़स्ता अवस्था में। प्रतिक्रिया शुरू करने के लिए, हैलोजन - क्लोरीन और ब्रोमीन के साथ प्रतिक्रियाओं के अपवाद के साथ, प्रारंभिक हीटिंग आवश्यक है, लेकिन फिर गैर-धातुओं के साथ एल्यूमीनियम की सभी प्रतिक्रियाएं बहुत हिंसक रूप से होती हैं और बड़ी मात्रा में गर्मी की रिहाई के साथ होती हैं। :

अल्युमीनियम तनु सल्फ्यूरिक और हाइड्रोक्लोरिक एसिड में अच्छी तरह से घुल जाता है:

और यहाँ केंद्रित सल्फ्यूरिक और नाइट्रिक एसिड एल्यूमीनियम को निष्क्रिय करते हैंधातु की सतह पर गठन घने टिकाऊ ऑक्साइड फिल्म, जो प्रतिक्रिया के आगे के पाठ्यक्रम को रोकता है। इसलिए, इन एसिड को एल्यूमीनियम टैंकों में ले जाया जाता है।

एल्युमिनियम ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड में एम्फोटेरिक गुण होते हैं, इसलिए, एल्युमिनियम क्षार के जलीय घोल में घुल जाता है, जिससे लवण बनता है - एलुमिनेट्स:

धातुओं को प्राप्त करने के लिए एल्यूमीनियम का व्यापक रूप से धातु विज्ञान में उपयोग किया जाता है - क्रोमियम, मैंगनीज, वैनेडियम, टाइटेनियम, ज़िरकोनियम उनके ऑक्साइड से। इस विधि को एल्युमोथर्मी कहा जाता है। व्यवहार में, अक्सर थर्माइट का उपयोग किया जाता है - एल्यूमीनियम पाउडर के साथ Fe 3 O 4 का मिश्रण। यदि इस मिश्रण को प्रज्वलित किया जाता है, उदाहरण के लिए, मैग्नीशियम टेप के साथ, तो रिहाई के साथ एक जोरदार प्रतिक्रिया होती है एक लंबी संख्यागरमाहट:

जारी की गई गर्मी गठित लोहे के पूर्ण पिघलने के लिए पर्याप्त है, इसलिए इस प्रक्रिया का उपयोग स्टील उत्पादों की वेल्डिंग के लिए किया जाता है।

एल्युमिनियम इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किया जा सकता है - एक विद्युत प्रवाह का उपयोग करके इसके ऑक्साइड अल 2 ओ 3 के पिघलने का इसके घटक भागों में अपघटन। लेकिन एल्यूमीनियम ऑक्साइड का गलनांक लगभग 2050 ° C होता है, इसलिए इलेक्ट्रोलिसिस के लिए उच्च ऊर्जा लागत की आवश्यकता होती है।

एल्युमिनियम यौगिक

एल्युमिनोसिलिकेट्स... इन यौगिकों को एल्यूमीनियम, सिलिकॉन, क्षार और क्षारीय पृथ्वी धातुओं के ऑक्साइड द्वारा निर्मित लवण माना जा सकता है। वे थोक बनाते हैं पपड़ी... विशेष रूप से, एल्युमिनोसिलिकेट्स फेल्डस्पार में पाए जाते हैं, सबसे आम खनिज और मिट्टी।

बाक्साइट- वह चट्टान जिससे एल्युमिनियम प्राप्त होता है। इसमें एल्यूमीनियम ऑक्साइड अल 2 ओ 3 होता है।

कोरन्डम- रचना अल 2 ओ 3 के एक खनिज में बहुत अधिक कठोरता होती है, इसकी महीन दाने वाली किस्म, जिसमें अशुद्धियाँ होती हैं, - एमरी, एक अपघर्षक (पीसने) सामग्री के रूप में उपयोग की जाती है। एक अन्य प्राकृतिक यौगिक, एल्यूमिना, का सूत्र समान है।

जाने-माने पारदर्शी, अशुद्धियों से रंगे, कोरन्डम के क्रिस्टल: लाल - माणिक और नीला - नीलम, जिनका उपयोग किया जाता है जवाहरात... वर्तमान में, वे कृत्रिम रूप से प्राप्त किए जाते हैं और न केवल गहनों के लिए, बल्कि तकनीकी उद्देश्यों के लिए भी उपयोग किए जाते हैं, उदाहरण के लिए, घड़ियों और अन्य सटीक उपकरणों के लिए भागों के निर्माण के लिए। लेज़रों में रूबी क्रिस्टल का उपयोग किया जाता है।

एल्युमिनियम ऑक्साइड Al 2 हे 3 - एक सफेद पदार्थ जिसमें बहुत अधिक गलनांक होता है। यह एल्यूमीनियम हाइड्रॉक्साइड को गर्म करके अपघटन द्वारा प्राप्त किया जा सकता है:

एल्युमिनियम हाइड्रॉक्साइड अल (OH) 3 एल्युमिनियम लवण के घोल पर क्षार की क्रिया के तहत एक जिलेटिनस अवक्षेप के रूप में अवक्षेपित होता है:

कैसे उभयधर्मी हाइड्रॉक्साइडयह अम्ल और क्षार के घोल में आसानी से घुल जाता है:

एलुमिनेट्सअस्थिर एल्यूमीनियम एसिड के लवण कहा जाता है - ऑर्थो-एल्यूमीनियम एच 2 अल ओ 3, मेटा-एल्यूमीनियम एचएएलओ 2 (इसे ऑर्थो-एल्यूमीनियम एसिड माना जा सकता है, जिसके अणु से पानी के अणु को हटा दिया गया था)। प्राकृतिक एलुमिनेट्स में नोबल स्पिनल और कीमती क्राइसोबेरील शामिल हैं। फॉस्फेट को छोड़कर एल्युमीनियम लवण पानी में आसानी से घुलनशील होते हैं। कुछ लवण (सल्फाइड, सल्फाइट) पानी से विघटित हो जाते हैं। एल्युमिनियम क्लोराइड AlCl3 का उपयोग कई कार्बनिक पदार्थों के उत्पादन में उत्प्रेरक के रूप में किया जाता है।

तालिका में समूह III तत्व

संक्रमण तत्वों की विशेषता - तांबा, जस्ता, क्रोमियम, लोहा

कॉपर (घन)- पहले समूह के द्वितीयक उपसमूह का एक तत्व। इलेक्ट्रॉनिक सूत्र: (… 3डी 10 4एस 1)। इसका दसवां डी-इलेक्ट्रॉन मोबाइल है, क्योंकि यह 4S-उप-स्तर से स्थानांतरित हो गया है। यौगिकों में कॉपर ऑक्सीकरण अवस्था +1 (Cu 2 O) और +2 (CuO) प्रदर्शित करता है। कॉपर एक हल्की गुलाबी धातु, चिपचिपा, चिपचिपा, बिजली का एक उत्कृष्ट संवाहक है। गलनांक 1083 डिग्री सेल्सियस।

आवधिक प्रणाली के समूह के उपसमूह I की अन्य धातुओं की तरह, तांबा गतिविधि की पंक्ति में हाइड्रोजन के दायीं ओर खड़ा हैऔर इसे एसिड से विस्थापित नहीं करता है, लेकिन ऑक्सीकरण एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है:

तांबे के लवण के घोल पर क्षार की क्रिया के तहत, नीले रंग के कमजोर आधार का अवक्षेप- कॉपर (II) हाइड्रॉक्साइड, जो गर्म होने पर मूल ब्लैक ऑक्साइड CuO और पानी में विघटित हो जाता है:

तालिकाओं में कॉपर रासायनिक गुण

जिंक (Zn)- समूह II के द्वितीयक उपसमूह का एक तत्व। इसका इलेक्ट्रॉनिक सूत्र इस प्रकार है: (… 3डी 10 4एस 2)। चूंकि जिंक परमाणुओं में अंतिम डी-सबलेवल पूरी तरह से पूरा हो गया है, यौगिकों में जिंक +2 की ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित करता है।

जस्ता एक चांदी-सफेद धातु है जो व्यावहारिक रूप से हवा में नहीं बदलती है। इसकी सतह पर ऑक्साइड फिल्म की उपस्थिति के कारण इसका संक्षारण प्रतिरोध होता है। ऊंचे तापमान पर जिंक सबसे सक्रिय धातुओं में से एक है सरल पदार्थों के साथ प्रतिक्रिया करता है:

अम्लों से हाइड्रोजन विस्थापित करता है:

जिंक, अन्य धातुओं की तरह विस्थापित करता है उनके लवणों से कम सक्रिय धातु:

Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn (NO 3) 2

जिंक हाइड्रॉक्साइड एम्फोटेरिनअर्थात् यह अम्ल और क्षार दोनों के गुणों को प्रदर्शित करता है। जिंक नमक के घोल में क्षार घोल के क्रमिक जोड़ के साथ, शुरू में अवक्षेपित अवक्षेप घुल जाता है (एल्यूमीनियम के साथ भी ऐसा ही होता है):

तालिकाओं में जिंक रासायनिक गुण

उदाहरण के लिए क्रोमियम (सीआर)यह दिखाया जा सकता है कि संक्रमण तत्वों के गुण मूल रूप से नहीं, अवधि के साथ बदलते हैं: संयोजकता कक्षकों में इलेक्ट्रॉनों की संख्या में परिवर्तन से जुड़ा एक मात्रात्मक परिवर्तन होता है। क्रोमियम की अधिकतम ऑक्सीकरण अवस्था +6 है। गतिविधि की पंक्ति में धातु हाइड्रोजन के बाईं ओर है और इसे एसिड से विस्थापित करती है:

जब इस तरह के घोल में क्षार घोल मिलाया जाता है, तो Me (OH) का अवक्षेप बनता है 2 , जो वायुमंडलीय ऑक्सीजन द्वारा तेजी से ऑक्सीकृत होता है:

यह एम्फ़ोटेरिक ऑक्साइड Cr 2 O 3 से मेल खाती है। क्रोमियम ऑक्साइड और हाइड्रॉक्साइड (में .) उच्चतम डिग्रीऑक्सीकरण) क्रमशः अम्लीय ऑक्साइड और अम्ल के गुणों को प्रदर्शित करते हैं। क्रोमिक एसिड लवण (H 2 सीआर ओ 4 ) एक अम्लीय माध्यम में डाइक्रोमेट्स में बदल जाते हैं- डाइक्रोमिक एसिड लवण (एच 2 सीआर 2 ओ 7)। क्रोमियम यौगिक अत्यधिक ऑक्सीकरण कर रहे हैं।

तालिकाओं में क्रोमियम के रासायनिक गुण

आयरन फे- आठवीं समूह के एक पक्ष उपसमूह का एक तत्व और डी.आई. मेंडेलीव की आवधिक प्रणाली की चौथी अवधि। लोहे के परमाणुओं को मुख्य उपसमूहों के तत्वों के परमाणुओं से कुछ अलग तरीके से व्यवस्थित किया जाता है। चौथी अवधि के एक तत्व के रूप में, लोहे के परमाणुओं में चार ऊर्जा स्तर होते हैं, लेकिन अंतिम नहीं भरा होता है, लेकिन नाभिक से तीसरा, स्तर। अंतिम स्तर पर, लोहे के परमाणुओं में दो इलेक्ट्रॉन होते हैं। अंतिम स्तर पर, जो 18 इलेक्ट्रॉनों को धारण कर सकता है, लोहे के परमाणु में 14 इलेक्ट्रॉन होते हैं। नतीजतन, लोहे के परमाणुओं में स्तरों पर इलेक्ट्रॉनों का वितरण इस प्रकार है: 2e; 8ई; 14ई; 2ई. सभी धातुओं की तरह लौह परमाणु गुणों को कम करने का प्रदर्शन करते हैं, रासायनिक अंतःक्रियाओं के दौरान न केवल अंतिम स्तर से दो इलेक्ट्रॉनों का दान करना, और ऑक्सीकरण अवस्था +2 प्राप्त करना, बल्कि एक इलेक्ट्रॉन भी अंतिम स्तर से प्राप्त करना, जबकि परमाणु की ऑक्सीकरण अवस्था +3 तक बढ़ जाती है।

लोहा एक साधारण पदार्थ है

यह एक चांदी की सफेद चमकदार धातु है जिसका गलनांक 1539 ° C होता है। यह बहुत प्लास्टिक है, इसलिए इसे आसानी से संसाधित, जाली, लुढ़का, मुहर लगाया जाता है। लोहे में चुम्बकित करने और विचुम्बकित करने की क्षमता होती है। इसे थर्मल और मैकेनिकल क्रिया के तरीकों से अधिक ताकत और कठोरता दी जा सकती है। तकनीकी रूप से शुद्ध और रासायनिक रूप से अंतर करें शुद्ध लोहा... तकनीकी रूप से शुद्ध लोहा, वास्तव में, कम कार्बन वाला स्टील है, इसमें 0.02-0.04% कार्बन होता है, और इससे भी कम ऑक्सीजन, सल्फर, नाइट्रोजन और फास्फोरस होता है। रासायनिक रूप से शुद्ध लोहे में 0.01% से कम अशुद्धियाँ होती हैं। उदाहरण के लिए, पेपर क्लिप और बटन तकनीकी रूप से शुद्ध लोहे से बने होते हैं। ऐसा लोहा आसानी से जंग खा जाता है, जबकि रासायनिक रूप से शुद्ध लोहा शायद ही कभी संक्षारक होता है। वर्तमान में लोहा आधुनिक तकनीक और कृषि इंजीनियरिंग, परिवहन और संचार का आधार है। अंतरिक्ष यानऔर सामान्य तौर पर पूरी आधुनिक सभ्यता। सिलाई की सुइयों से लेकर अंतरिक्ष यान तक के अधिकांश उत्पाद लोहे के उपयोग के बिना नहीं बनाए जा सकते।

लौह रासायनिक गुण

लोहा +2 और +3 . ऑक्सीकरण अवस्था प्रदर्शित कर सकता है, तदनुसार, लोहा यौगिकों की दो श्रृंखला देता है। रासायनिक अभिक्रियाओं में लोहे के परमाणु द्वारा छोड़े जाने वाले इलेक्ट्रॉनों की संख्या इसके साथ प्रतिक्रिया करने वाले पदार्थों की ऑक्सीकरण क्षमता पर निर्भर करती है।

उदाहरण के लिए, हैलोजन के साथ, लोहा हैलाइड बनाता है, जिसमें इसकी ऑक्सीकरण अवस्था +3 होती है:

और सल्फर के साथ - लोहा (II) सल्फाइड:

गर्म लोहा ऑक्सीजन में जलता हैलोहे के पैमाने के गठन के साथ:

उच्च तापमान (700-900 डिग्री सेल्सियस) पर लोहा जल वाष्प के साथ प्रतिक्रिया करता है:

वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में लोहे की स्थिति के अनुसार, यह इसके दाईं ओर खड़ी धातुओं को उनके लवण के जलीय घोल से विस्थापित कर सकता है, उदाहरण के लिए:

तनु हाइड्रोक्लोरिक और सल्फ्यूरिक एसिड में लोहा घुल जाता है, अर्थात यह हाइड्रोजन आयनों द्वारा ऑक्सीकृत होता है:

तनु नाइट्रिक अम्ल में लोहा घुल जाता है, इस मामले में, लोहा (III) नाइट्रेट, पानी और नाइट्रिक एसिड कम करने वाले उत्पाद - N 2, NO या NH 3 (NH 4 NO 3) बनते हैं, जो एसिड की सांद्रता पर निर्भर करता है।

लौह यौगिक

प्रकृति में, लोहा कई खनिजों का निर्माण करता है। ये चुंबकीय लौह अयस्क (मैग्नेटाइट) Fe 3 O 4, लाल लौह अयस्क (हेमेटाइट) Fe 2 O 3, भूरा लौह अयस्क (लिमोनाइट) 2Fe 2 O 3 3H 2 O हैं। एक अन्य प्राकृतिक लौह यौगिक लोहा, या सल्फर, पाइराइट है ( पाइराइट) FeS 2, धातु उत्पादन के लिए लौह अयस्क के रूप में काम नहीं करता है, लेकिन इसका उपयोग सल्फ्यूरिक एसिड के उत्पादन के लिए किया जाता है।

लोहे को यौगिकों की दो श्रृंखलाओं की विशेषता है: लोहा (II) और लोहा (III) यौगिक।आयरन (II) ऑक्साइड FeO और संबंधित आयरन (II) हाइड्रॉक्साइड Fe (OH) 2 अप्रत्यक्ष रूप से, विशेष रूप से, निम्नलिखित परिवर्तन श्रृंखला के माध्यम से प्राप्त किए जाते हैं:

दोनों यौगिकों ने बुनियादी गुणों का उच्चारण किया है।

लौह (द्वितीय) उद्धरण Fe 2 + वायुमंडलीय ऑक्सीजन द्वारा लोहे के धनायनों में आसानी से ऑक्सीकृत (III) Fe 3 + ... इसलिए, लोहे (II) हाइड्रॉक्साइड का सफेद अवक्षेप हरा हो जाता है, और फिर भूरा हो जाता है, लोहे (III) हाइड्रॉक्साइड में बदल जाता है:

आयरन (III) ऑक्साइड Fe 2 हे 3 और संबंधित लोहा (III) हाइड्रॉक्साइड Fe (OH) 3 भी अप्रत्यक्ष रूप से प्राप्त होता है, उदाहरण के लिए, श्रृंखला के साथ:

लौह लवणों में से, सल्फेट और क्लोराइड सबसे बड़े तकनीकी महत्व के हैं।

आयरन सल्फेट (II) FeSO 4 7H 2 O के क्रिस्टलीय हाइड्रेट, जिसे फेरस सल्फेट के रूप में जाना जाता है, का उपयोग पौधों के कीटों से लड़ने, खनिज पेंट तैयार करने और अन्य उद्देश्यों के लिए किया जाता है। आयरन (III) क्लोराइड FeCl3 का उपयोग कपड़ों की रंगाई के लिए मोर्डेंट के रूप में किया जाता है। आयरन (III) सल्फेट Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O का उपयोग जल शोधन और अन्य उद्देश्यों के लिए किया जाता है।

लोहे और उसके यौगिकों के भौतिक और रासायनिक गुणों को तालिका में संक्षेपित किया गया है:

तालिकाओं में लौह रासायनिक गुण

Fe 2+ और Fe 3+ आयनों के लिए गुणात्मक प्रतिक्रियाएं

लोहे (II) और (III) यौगिकों की मान्यता के लिए Fe आयनों के लिए गुणात्मक प्रतिक्रियाएँ करना 2+ और फी 3+ ... Fe 2+ आयनों के लिए एक गुणात्मक प्रतिक्रिया एक यौगिक K3 के साथ लोहे (II) लवण की प्रतिक्रिया है, जिसे लाल रक्त नमक कहा जाता है। यह लवणों का एक विशेष समूह है, जिसे जटिल लवण कहते हैं, भविष्य में आप इनसे परिचित होंगे। इस बीच, आपको यह जानने की जरूरत है कि ऐसे लवण कैसे अलग हो जाते हैं:

Fe 3+ आयनों के लिए अभिकर्मक एक और जटिल यौगिक है - पीला रक्त नमक - K 4, जो उसी तरह घोल में घुल जाता है:

यदि, क्रमशः, लाल रक्त नमक (Fe 2+ के लिए अभिकर्मक) और पीले रक्त नमक (Fe 3+ के लिए अभिकर्मक) के घोल को Fe 2+ और Fe 3+ आयनों वाले घोल में मिलाया जाता है, तो दोनों ही मामलों में एक ही नीला अवक्षेप होगा प्रपत्र:

Fe 3+ आयनों का पता लगाने के लिए, पोटेशियम थायोसाइनेट KNCS या अमोनियम NH 4 NCS के साथ आयरन (III) लवण की परस्पर क्रिया का भी उपयोग किया जाता है। इस मामले में, एक चमकीले रंग का FeNCNS 2+ आयन बनता है, जिसके परिणामस्वरूप संपूर्ण घोल एक तीव्र लाल रंग प्राप्त कर लेता है:

घुलनशीलता तालिका

धातुओं के निम्नलिखित भौतिक गुण सबसे अधिक विशेषता हैं:

• कठोरता,
• धातु आभा,
• लचीलापन,
• प्लास्टिक,
• बिजली और गर्मी की अच्छी चालकता।

सभी प्रकार की धातुओं को एक क्रिस्टलीय धातु जाली की विशेषता होती है। इसके नोड्स में धनावेशित आयन होते हैं, जिनके बीच इलेक्ट्रॉन स्वतंत्र रूप से गति करते हैं। इलेक्ट्रॉनों की उपस्थिति और उच्च तापीय और विद्युत चालकता, साथ ही साथ झुकने की क्षमता की व्याख्या करती है मशीनिंग... धातुओं के सामान्य भौतिक गुणों पर अधिक विस्तार से विचार करना उचित है।

धातुओं के बुनियादी भौतिक गुण

शुद्ध धातुओं का गलनांक -39 से 3410°C तक होता है। क्षार धातुओं को छोड़कर अधिकांश धातुओं का गलनांक बहुत अधिक होता है। हालाँकि, ऐसी धातुएँ भी हैं जिन्हें पारंपरिक तरीके से आसानी से पिघलाया जा सकता है गैस - चूल्हा... इन धातुओं में शामिल हैं, उदाहरण के लिए, सीसा या टिन। घनत्व के आधार पर, सभी धातुओं को भारी (5/22.5 ग्राम / सेमी 3) और प्रकाश (0.53 / 5 ग्राम / सेमी 3) में विभाजित किया जाता है। इन धातुओं में सबसे हल्की लिथियम (0.53 ग्राम / सेमी 3) है। लगभग सभी धातुओं में अच्छा लचीलापन होता है। यह परमाणुओं की परतों के बीच के बंधन को तोड़े बिना विस्थापन के कारण होता है। सबसे नमनीय धातु सोना, चांदी और तांबा हैं। प्लास्टिसिटी धातु की शुद्धता पर भी निर्भर करती है। क्रोमियम को एक बहुत ही शुद्ध धातु माना जाता है, हालांकि, मामूली संदूषण के साथ भी, यह कठिन और अधिक भंगुर हो जाता है। धातुओं के भौतिक गुणों की विशेषता में तापीय चालकता जैसी अवधारणा भी शामिल है। यह सीधे मुक्त इलेक्ट्रॉनों की गतिशीलता पर निर्भर करता है। तो, सबसे सबसे अच्छा मार्गदर्शकबिजली और गर्मी चांदी है, उसके बाद सोडियम है। यह ऑटोमोटिव इंजन वाल्व में बहुत अच्छा अनुप्रयोग पाता है।

क्षार धातुओं के भौतिक गुण

इस प्रकार की धातु में शामिल हैं:

• सोडियम,
• लिथियम,
• पोटैशियम,
• रूबिडियम,
• सीज़ियम

ये सभी धातुएँ बहुत नमनीय और मुलायम होती हैं। लिथियम में सबसे बड़ी कठोरता होती है, अन्य धातुओं की तरह, उन्हें आसानी से चाकू से काटा जाता है और यहां तक ​​कि पन्नी में भी घुमाया जा सकता है। क्रिस्टलीय अवस्था में सभी क्षार धातुओं में शरीर-केंद्रित क्रिस्टल जाली होती है धातु का प्रकाररसायनिक बंध। यह इस प्रकार की धातु की उच्च विद्युत और तापीय चालकता को निर्धारित करता है। क्षार धातुओं का घनत्व अत्यंत कम होता है। तो उनमें से सबसे हल्का लिथियम है। इसका घनत्व 0.53 ग्राम / सेमी 3 है। इन धातुओं के क्वथनांक और गलनांक काफी कम होते हैं। धातु की क्रम संख्या में वृद्धि के साथ, इसका गलनांक कम हो जाता है। सभी क्षार धातुएँ अत्यंत सक्रिय हैं। इस कारण से, उन्हें मिट्टी के तेल की एक परत के नीचे सीलबंद ampoules में संग्रहित किया जाना चाहिए पेट्रोलियम जेली... ये सभी धातुओं के भौतिक गुण हैं। धातु विज्ञान में रसायन विज्ञान भी महत्वपूर्ण भूमिका निभाता है।

धातुओं के रासायनिक गुण

रासायनिक रूप से, धातुओं को वैलेंस इलेक्ट्रॉनों को छोड़ने में आसानी के साथ-साथ सकारात्मक रूप से चार्ज किए गए आयनों को बनाने की क्षमता की विशेषता है। इस प्रकार, सभी धातुएँ मुक्त अपचायक हैं। उनकी पुनर्स्थापना क्षमता समान नहीं है। यह धातुओं के वोल्टेज की विद्युत रासायनिक श्रृंखला में स्थिति से निर्धारित होता है। सभी धातुओं को उनके घटते गुणों के साथ-साथ आयनों के ऑक्सीकरण गुणों में वृद्धि के संबंध में घटते क्रम में व्यवस्थित किया जाता है। यह श्रृंखला विशेष रूप से एक जलीय माध्यम में होने वाली रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं में धातु की रासायनिक गतिविधि की विशेषता है। तो, विशेषता रासायनिक गुणधातुओं के लिए उनकी कमी और पानी के साथ बातचीत हैं।

गैर-धातुओं की वसूली

वायुमंडलीय ऑक्सीजन और हैलोजन के साथ विभिन्न प्रतिक्रियाएं अलग-अलग दरों पर होती हैं और अलग तापमान... उदाहरण के लिए, क्षार धातुएं वायुमंडलीय ऑक्सीजन द्वारा आसानी से ऑक्सीकृत हो जाती हैं, और सरल पदार्थों के साथ भी परस्पर क्रिया करती हैं। तांबे और लोहे के लिए, वे गर्म होने पर साधारण पदार्थों के साथ बातचीत करते हैं, और प्लैटिनम धातु और सोना बिल्कुल भी ऑक्सीकरण नहीं करते हैं। कई धातुएं सतह पर एक ऑक्साइड फिल्म बना सकती हैं, जो उन्हें बाद के ऑक्सीकरण से बचाती है:
2K + Cl 2 = 2KCl 2Mg + O 2 = 2MgO

पानी के साथ बातचीत

क्षार धातुएं पानी के साथ परस्पर क्रिया कर सकती हैं। यह प्रक्रिया सामान्य परिस्थितियों में हाइड्रोजन के विकास और हाइड्रॉक्साइड के निर्माण के साथ होती है:
2Аl + 6Н 2 O = 2Аl (ОН) 3 + ЗН 2 2Nа + 2Н 2 = 2NаОН + Н 2

पाठ मकसद

• धातु परमाणुओं की संरचनात्मक विशेषताओं को दोहराएं, धातु के गुणों में अवधियों और मुख्य उपसमूहों में परिवर्तन, धातु बंधन .
• छात्रों को धातुओं के सामान्य भौतिक गुणों और उनके अनुप्रयोगों से परिचित कराना राष्ट्रीय अर्थव्यवस्था.
• एलोट्रॉपी की अवधारणा दें और धातुओं और अधातुओं में विभाजन की सापेक्षता दिखाएं।

पाठ मकसद

• सरल और जटिल पदार्थों के गुणों, ऑक्सीकरण की डिग्री, रेडॉक्स प्रतिक्रियाओं के बारे में छात्रों के ज्ञान को सामान्य और गहरा करने के लिए; OVR का उपयोग करके इलेक्ट्रॉनिक संतुलन बनाने और रासायनिक प्रतिक्रियाओं को बराबर करने के कौशल में सुधार; ओवीआर के आधार पर रासायनिक प्रतिक्रियाओं के पाठ्यक्रम की भविष्यवाणी करने की क्षमता बनाने के लिए।

मूल शर्तें

• धातुओं वे रासायनिक तत्व हैं जिनके परमाणु आसानी से अपने बाहरी इलेक्ट्रॉनों को दान कर देते हैं, सकारात्मक आयनों में बदल जाते हैं।
• रासायनिक तत्व हैं जिनके परमाणु इलेक्ट्रॉनों को बाहरी स्तर पर ले जाते हैं, नकारात्मक आयनों में बदल जाते हैं
• जोनाह - आवेशित कण, जो इलेक्ट्रॉन देने या स्वीकार करने के बाद परमाणु में बदल जाते हैं।
• वैद्युतीयऋणात्मकता एक रासायनिक तत्व के एक परमाणु की दूसरे परमाणु के इलेक्ट्रॉनों को अपनी ओर आकर्षित करने की क्षमता है।
• रसायनिक बंध परमाणुओं के बीच बातचीत का एक तरीका है, जिससे अणुओं का निर्माण होता है।

  कक्षाओं के दौरान

पिछले पाठ की पुनरावृत्ति। होमवर्क चेक

• एक रासायनिक तत्व के अस्तित्व के कौन से रूप हैं?
• धातु परमाणुओं की संरचना की विशेषताएं?
• बढ़ते आवेशों के साथ आवर्त और समूहों द्वारा रासायनिक तत्वों के धात्विक गुण कैसे बदलते हैं परमाणु नाभिकऔर क्यों?
• धातु के परमाणु किस प्रकार के बंधों में शामिल होते हैं?
• उदाहरण दो

सरल पदार्थ। धातुओं

में धातु आवधिक प्रणाली डि मेंडलीवगैर-धातुओं की तुलना में बहुत अधिक, उनमें से 88 हैं, वे बी-एट विकर्ण और यहां तक ​​\u200b\u200bकि बड़ी अवधि की पंक्तियों के नीचे स्थित हैं।

चावल। 1. धातु
आवर्त में, परमाणु नाभिक के आवेश में वृद्धि के साथ, धात्विक गुण कम हो जाते हैं, क्योंकि बाह्य ऊर्जा स्तर पर इलेक्ट्रॉनों की संख्या बढ़ जाती है, परमाणुओं की त्रिज्या कम हो जाती है और इसलिए, धात्विक गुण कम हो जाते हैं, जैसा कि हम पहले ही नोट कर चुके हैं। .

चावल। 2. धातुओं के उदाहरण
आइए चुंबकीय क्षेत्र में तरल धातु का वीडियो देखें

मुख्य उपसमूहों में, परमाणु नाभिक के आवेशों में वृद्धि के साथ, ऊर्जा स्तरों की संख्या में वृद्धि होती है और धात्विक गुणों में वृद्धि होती है।
और इसलिए, प्रकृति में पाए जाने वाले अधिकांश साधारण पदार्थ धातु हैं। हम उनसे मिलते हैं दिनचर्या या रोज़मर्रा की ज़िंदगी: कारें, धातु निर्माणइमारतों, संरचनाओं (पुलों), विमान और रॉकेट्री, कृषि मशीनों, रोजमर्रा की जिंदगी में, आभूषणआदि।
आकृति में धातु पदार्थों के उदाहरणों पर विचार करें

चावल। 3. पदार्थ-धातु

आइए धातुओं के भौतिक गुणों से परिचित हों जो उन्हें राष्ट्रीय अर्थव्यवस्था में उपयोग करने की अनुमति देते हैं:
एकत्रीकरण की स्थिति - पारा को छोड़कर ठोस, सामान्य परिस्थितियों में यह तरल है;
ठोस;
लचीलापन, लचीलापन, लचीलापन (अल पन्नी के लचीलेपन का प्रदर्शन);
पिघल - अलग;
गर्मी और विद्युत चालकता;
प्लास्टिक।

आइए देखें वीडियो में सल्फ्यूरिक एसिड की धातुओं के साथ बातचीत।

लवणों के साथ धातुओं की परस्पर क्रिया

चावल। 4. धातुओं के भौतिक गुण
आइए भौतिक गुणों पर निष्कर्ष लिखें।
और अधिक, अंगूठी - इस संपत्ति का उपयोग घंटियाँ और घंटियाँ बनाने के लिए किया जाता है। सबसे अधिक आवाज उठाई गई एजी हैं; औ; Cu (चांदी, सोना, तांबा)। घन (तांबा) एक मोटी, गुनगुनाती हुई रिंगिंग, "क्रिमसन" के साथ बजता है। यह आलंकारिक अभिव्यक्ति बेरी के नाम से नहीं, बल्कि डच शहर मालिना के सम्मान में आई थी, जहाँ से पहली चर्च की घंटियाँ वितरित की गई थीं।
धातुओं के उदाहरण

चावल। 5. सोना

चावल। 6. चांदी

चावल। 7. लोहा

सबक निष्कर्ष

1. कब कमरे का तापमानधातु - ठोस, पारा को छोड़कर (यह तरल है)
2. सोने और तांबे के अपवाद के साथ, अधिकांश धातुएं अलग-अलग रंगों के साथ सिल्वर-ग्रे रंग की होती हैं।
3. सभी धातुओं में एक विशिष्ट चमक होती है जिसे धात्विक चमक कहते हैं।
4. धातुएँ ऊष्मा और विद्युत का सुचालक अच्छी तरह से करती हैं।
5. धातु कठोरता में भिन्न होते हैं और गलनांक में बहुत भिन्न होते हैं।
6. धातुएँ लचीली और निंदनीय होती हैं।
7. धातु घनत्व में काफी भिन्न होते हैं, उदाहरण के लिए: सोडियम का घनत्व 0.97 ग्राम / सेमी 3 है, और प्लैटिनम का घनत्व 21.45 ग्राम / सेमी 3 है

होम वर्क

अभ्यास 1।रिक्त स्थान को भरने का उपयोग कर सही शब्दऔर अभिव्यक्तियाँ।
कमरे के तापमान पर, धातु …………… को छोड़कर, …… समग्र अवस्था में हैं;
वे ………, ……… और तांबे के अपवाद के साथ हैं;
उनकी एक विशेषता है ……………;
वे अच्छी तरह से ……… .. और बिजली का संचालन करते हैं।
व्यायाम 2।कौन सी धातु चांदी जैसी सफेद होती है और इसका उपयोग बर्तन और खाद्य पन्नी (लोहा, जस्ता, चांदी, एल्यूमीनियम) बनाने के लिए किया जाता है?
व्यायाम 3.तांबे का उपयोग किस संपत्ति के निर्माण के लिए किया जा सकता है बिजली की तारें?
लाल-भूरा रंग;
धातु आभा;
लचीलापन;
विद्युत चालकता
व्यायाम 4.निम्नलिखित में से कौन सा गुण हमें किसी पदार्थ को धातु के रूप में वर्गीकृत करने की अनुमति देता है?
नाजुकता और पीला रंग;
पानी में अच्छी घुलनशीलता;
गर्मी और विद्युत चालकता, एक धातु चमक की उपस्थिति;
ऑक्सीजन के साथ संयोजन करने की क्षमता;

ग्रन्थसूची

1. पाठ इवानोव आई.ए. "धातु" विषय पर, मिनसिन्स्क में एक रसायन विज्ञान शिक्षक, माध्यमिक विद्यालय 16।
3. F. A. Derkach "रसायन विज्ञान" - वैज्ञानिक और कार्यप्रणाली मैनुअल। - कीव, 2008।
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ए.वी. लिस्न्याक द्वारा संपादित और भेजा गया

सबक पर काम किया:
इवानोवा आई.ए.
लिस्न्याक ए.वी