Мэтал

Мэта́л (па-грэцку: metallon — копі) — простае рэчыва, атамы якога вызначаюцца здольнасьцю аддаваць валентныя электроны й пераходзіць у дадатна зараджаныя іёны. Абагуленыя валентныя электроны вольна перамяшчаюцца ў крышталічнай рашотцы, што забясьпечвае хімічную сувязь між атамамі. Будова мэталу апісваецца зонавай тэорыяй.

Большасьць (больш за 85) вядомых хімічных элемэнтаў — мэталы і толькі каля 22 — немэталы.

Адрозьніваюць мэталы галоўных і пабочных падгрупаў Пэрыядычнай сыстэмы хімічных элемэнтаў. Мэталы галоўных падгрупаў завуцца непераходнымі. У іх атамах адбываецца запаўненьне s- і р-электронных абалонак. Мэталы пабочных падгрупаў завуцца пераходнымі. У іх дабудоўваюцца d- і f-абалонкі, у адпаведнасьці з чым яны падзяляюцца на d-групу і дзьве f-групы — лантаноіды й актыноіды.

Фізычныя ўласцівасьці

Мэталы вызначаюцца высокай электра- й цеплаправоднасьцю, здольнасьцю адбіваць сьветлавыя хвалі ды плястычнасьцю. У цьвёрдым выглядзе звычайна маюць крышталічную будову. Большасьць крышталізуецца ў простых структурах (кубічных і гексаганальных), якія адпавядаюць найшчыльнейшай кампаноўцы атамаў. Шмат якія з мэталаў могуць існаваць у дзьвюх і больш крышталічных мадыфікацыях. Паліморфныя пераходы часам спалучаюцца са стратаю мэталічных уласьцівасьцяў (напрыклад, пераход белага волава (b-Sn) ў шэрае (a-Sn).

Хімічныя ўласьцівасьці

Агульныя для мэталаў хімічныя ўласьцівасьці абумоўленыя слабой сувязьзю валентных электронаў з ядром атама: утварэньне дадатна зараджаных іёнаў (катыёнаў), станоўчая ступень акісьленьня ў злучэньнях, утварэньне асноўных аксыдаў і гідраксыдаў, выцісканьне вадароду з кіслотаў.

Мэталічныя ўласьцівасьці элемэнта праяўляюцца тым яскравей, чым ніжэй ягоная электраадмоўнасьць. У падгрупах Пэрыядычнай сыстэмы з узрастаньнем атамнага нумару электраадмоўнасьць у цэлым зьмяншаецца, а мэталічныя ўласьцівасьці ўзмацняюцца.

Мэталы ад літыя да натрыя лёгка рэагуюць з тленам на холадзе. Іншыя злучаюцца з тленам толькі пры награваньні, а ірыд, плятына й золата з тленам не ўзаемадзейнічаюць. Уласьцівасьці мэталаў характарызуюцца іх месцам у электрахімічным шэрагу. Мэталы ад літыя да натрыя выціскаюць вадарод з вады пры нармальных умовах, а ад магнія да талю — пры награваньні. Мэталы, якія стаяць у электрахімічным шэрагу перад вадародам, выціскаюць яго з разбаўленых кіслотаў (на холадзе або пры награваньні). Мэталы, якія стаяць у электрахімічным шэрагу пасьля вадароду, раствараюцца толькі ў тленавых кіслотах (канцэнтраваная серная або азотная), а плятына й золата — толькі ў сумесі гэтых кіслотаў. Аксыды мэталаў ад літыя да алюмінія ды ад лянтана да цынка аднаўляюцца цяжка. Бліжэй да канца электрахімічнага шэрагу схільнасьць да аднаўленьня павялічваецца. Аксыды апошніх у электрахімічным шэрагу мэталаў распадаюцца на мэталы й тлен ужо пры невялікім награваньні.

Ступені акісьленьня непераходных мэталаў: +1 для падгрупы I а; +2 для II a; +1 і +3 для III a; +2 і +4 для IV a; +2, +3 і +5 для V a; — 2, +2, +4, +6 для VI a. У пераходных М.: +1, +2, +3 для падгрупы I б, +2 для II б; +3 для III б; +2, +3, +4 для IV б; +2, +3, +4, +5 для V б; +2, +3, +4, +5, +6 для VI б, +2, +3, +4, +5, +6, +7 для VII б, от +2 до +8 в VIII б. У лантаноідаў: +2, +3 и +4, у актыноідаў — ад +3 да +6. Аксыды мэталаў з малой ступеньню акісьленьня маюць асноўныя ўласьцівасьці. Аксыды з высокай ступеньню акісьленьня зьяўляюцца ангідрыдамі кіслотаў. Мэталы зь пераменнаю валентнасьцю (напрыклад, хром, марганец, жалеза), у злучэньнях, дзе яны маюць нізкія ступені акісьленьня, (хром (+2), марганец (+2), жалеза (+2)), выяўляюць аднаўленчыя ўласьцівасьці, а ў злучэньнях, дзе яны маюць вышэйшыя ступені акісьленьня (хром (+6), марганец (+7), жалеза (+3)), — акісьляльныя.

Здольнасьць мэталаў да ўтварэньня злучэньняў і паліморфных пераходаў стварае аснову для атрыманьня шматлікіх стопкаў з разнастайнымі карыснымі ўласьцівасьцямі. Колькасьць вядомых стопкаў перавышае 10 тысячаў.

Гісторыя

Назоў «мэтал» паходзіць ад грэцкага слова métallon (ад metalléuo — выкапваю, здабываю зь зямлі), якое спачатку азначала копі, руднікі (у Герадота, 5 стагодзьдзе да н. э.). У Старажытнасьці й Сярэднявеччы ведалі 7 мэталаў: золата, срэбра, медзь, волава, сьвінец, жалеза ды ртуць. У 1-й палове 19 ст. былі атрыманыя мэталы плятынавай групы, лужныя й лужназямельныя мэталы, адкрытыя невядомыя мэталы пры хімічным аналізе мінэралаў. У 1860—63 гадох мэтадам спэктральнага аналізу былі адкрытыя цэз, рубід, таль ды інд. У другой палове 20 ст. былі штучна атрыманыя радыяактыўныя мэталы, у прыватнасьці, трансураніды.

Мэталы й іх стопкі шырока выкарыстоўваюцца ў вытворчасьці, перш за ўсё як канструкцыйны матэрыял.

Мікраскапічная будова

Характэрныя ўласьцівасьці мэталаў можна апісаць, сыходзячы зь іх унутранай будовы. Усе яны маюць слабую сувязь электронаў зьнешняга энэргетычнага ўзроўню (іншымі словамі, валентных электронаў) зь ядром. Дзякуючы гэтаму створаная рознасьць патэнцыялаў у правадніку прыводзіць да лавінападобнага руху электронаў (званых электронамі праводнасьці) у крышталічнай краце. Сукупнасьць такіх электронаў часта называюць электронным газам. Уклад у цеплаправоднасьць, апроч электронаў, даюць фаноны (ваганьні краткі). Плястычнасьць можна растлумачыць вялікай колькасьцю структурных дэфэктаў (міжвузлавыя атамы, вакансіі і інш.).

Празь лёгкую аддачу электронаў магчыма атляненьне мэталаў, што можа прывесьці да карозіі і далейшай дэградацыі ўласьцівасьцяў. Здольнасьць для атляненьня можна пазнаць па стандартнаму шэрагу актыўнасьці мэталаў. Гэты факт пацьвярджае неабходнасьць выкарыстаньня мэталаў у камбінацыі зь іншымі элемэнтамі (сплаў, важнейшым зь якіх зьяўляецца сталь), іх легіраваньне і прымяненьне розных пакрыцьцяў.

Для больш канкрэтнага апісаньня электронных уласьцівасьцяў мэталаў патрэбна выкарыстоўваць квантавую мэханіку. Ва ўсіх цьвёрдых целах з дастатковай сымэтрыяй узроўні энэргіі электронаў асобных атамаў перакрываюцца і ўтвараюць дазволеныя зоны, прычым зона, утвораная валентнымі электронамі, называецца валентнай зонай. Кволая сувязь валентных электронаў у мэталах прыводзіць да таго, што валентная зона ў мэталах атрымліваецца вельмі шырокай, і ўсіх валентных электронаў не хапае для яе поўнага запаўненьня.

Глядзіце таксама

• Чарнавыя мэталы