Metāli

Metāli (grieķu: μέταλλον (métallon) — ‘raktuves’)^[1] ir tādu elementu veidotās vienkāršās vielas vai to sakausējumi, kam piemīt metāliskas īpašības (salīdzinoši laba siltumvadītspēja un elektrovadītspēja, metālisks spīdums, plastiskums u.c.). Metāliem raksturīgs īpaša veida kristālrežģis, kurā liela daļa vērtības elektronu ir visiem atomiem kopīgi un var brīvi pārvietoties. Ķīmisko saiti, kurai raksturīga atomu sasaiste ar šādu brīvo elektronu palīdzību, sauc par metālisko saiti. Metāliskas īpašības piemīt lielākajai daļai no pazīstamajiem ķīmiskajiem elementiem. Metālu sakausējumi ir nozīmīgi konstrukciju materiāli. Ķīmiskajos savienojumos metāliem var būt tikai pozitīvas oksidēšanas pakāpes, atšķirībā no nemetāliem, kam var būt arī negatīvas vērtības. Lielākā daļa metālu brīvā veidā nav stabili un oksidējas (korodē), veidojot stabilākus savienojumus. Metāliem parasti tiek pievienoti citi metāli, lai uzlabotu to izturību un citas īpašības.

Ja metālu pakļauj lielai fiziskai slodzei, tad cietie metāli (tērauds) salūst, bet mīkstie (svins, alumīnijs) lokās un deformējas. Daži tērauda veidi nerūsē (nerūsošais tērauds).

Cilvēku dzīvē nozīmīgākie metāli ir dzelzs, alumīnijs, varš, niķelis, cinks, zelts, sudrabs.

Metālus tradicionāli iedala melnajos metālos un krāsainajos metālos. Melnie metāli ir galvenokārt dzelzs un tās sakausējumi (čuguns, tērauds). Tēraudi savukārt mēdz būt rūsoši un nerūsoši. Pie melnajiem metāliem pieskaita arī hromu un mangānu, kā arī to sakausējumus.^[2] Pārējie metāli tiek dēvēti par krāsainajiem metāliem.

Pēc blīvuma metālus iedala smagajos metālos un vieglajos metālos. Smagie metāli ir tādi metāli, kuru blīvums lielāks par 5 g/cm³. Mazāk blīvos metālus sauc par vieglajiem metāliem. Visblīvākais metāls ir osmijs.

Metālus, kas kūst zemākā temperatūrā, nekā dzelzs (1538 °C), sauc par viegli kūstošiem metāliem. Tipiski viegli kūstošie metāli ir alva un svins. Pavisam viegli kūst sārmu metāli un sārmzemju metāli, savukārt dzīvsudrabs ir izkusis jau istabas temperatūrā. Augstās temperatūrās kūstošus metālus sauc par grūti kūstošiem metāliem. Tipiski grūti kūstošie metāli ir hroms, vanādijs, tantāls; visgrūtāk kūstošais metāls ir volframs (3422 °C).

Atsevišķi mēdz izdalīt vairākas metālisko elementu grupas. Piemēram, periodiskās sistēmas pirmās pamatgrupas elementus tradicionāli sauc par sārmu metāliem, jo to hidroksīdi ir stipri sārmi. Otrās pamatgrupas elementi ir sārmzemju metāli, jo to oksīdi (senāk saukti par "zemēm"), rada bāzisku vidi, iedarbojoties ar ūdeni. Retāk sastopamus metālus, kā cēriju, rēniju vai volframu, sauc par retajiem metāliem. Lantanīdus, kā arī itriju un skandiju dēvē par retzemju metāliem. Zeltu, sudrabu un platīna grupas metālus sauc par cēlmetāliem.

Lielākā daļa metālu dabā sastopami rūdās, tīrā veidā pastāv vien daži mazaktīvi metāli. Ar metālu iegūšanu no rūdām nodarbojas metalurģija. Vispirms rūdu bagātina, atdalot no tās nevajadzīgos iežus. To var izdarīt ar dažādām metodēm, kuras darbojas pēc rūdas un ieža savstarpējām atšķirībām:

• izmantojot rūdas un ieža atšķirīgās adsorbcijas spējas, tiek veikta flotācija;
• ievērojot rūdas un ieža atšķirības magnētiskajās īpašībās, veicama elektriskā vai magnētiskā separācija;
• rūdas un ieža atšķirīgie blīvumi ļauj pielietot nostādināšanu (gravitacionālā separācija).

Pēc tam no bagātinātās rūdas, izmantojot reducēšanas procesu (metāla joniem tiek pievienoti elektroni, šajā procesā enerģija tiek patērēta), tiek iegūts atbilstošais metāls. Šis process var norisināties dažādos apstākļos:

• pirometalurģijā metālus iegūst paaugstinātā temperatūrā noteikta reducētāja (tas var būt aktīvāks metāls vai oglekļa monoksīds) klātbūtnē,
• elektrometalurģijā metālus iegūst ar elektrolīzi,
• hidrometalurģijā metālus iegūst ar šķīdumā esošu metāla jonu reducēšanu, pirms kuras rūda tikusi apstrādāta ar šķīdumu, kurš reaģē tikai ar metālu, veidojot šķīstošu savienojumu.

• Vairumā ķīmisko reakciju metālu atomi oksidējas un iegūst pozitīvu oksidēšanās pakāpi (tas nozīmē, ka metāli parasti ir reducētāji).
• Metālu ķīmiskās īpašības ir atkarīgas no metālu aktivitātes.
• Jo vieglāk metāls atdod elektronus, jo tas ir aktīvāks (stiprāks reducētājs).^[3]

Daudzi metāli reaģē ar ūdeņradi, veidojot hidrīdus, kuros ūdeņraža oksidēšanas pakāpe ir -1.

2Li + H₂ → 2LiH

Ar halogēniem (VII A grupas elementiem) reaģē gandrīz visi metāli.

2Na + Cl₂ → 2NaCl

Vairums metālu, izņemot pašus neaktīvākos (kā sudrabu, zeltu, platīnu) reaģē ar skābekli, veidojot oksīdus.

2Cu +O₂ → 2CuO (varš nomelnē, jo vara(II) oksīds ir melnā krāsā)

Sārmu metāli (izņemot litiju), tieši reaģējot ar skābekli, veido peroksīdus vai superoksīdus.

2Na + O₂ → Na₂O₂

Vairums metālu, ieskaitot tādu neaktīvu metālu kā sudrabs, reaģē ar sēru. Ar sēru nereaģē, piemēram, platīns un zelts.

2Ag + S → Ag₂S

Aktīvākie metāli spēj reaģēt arī ar citiem nemetāliem, kā slāpekli vai fosforu.

Reakcija	Reakcijas produkts
3Ca + N2 → Ca3N2	Kalcija nitrīds
3K + P → K3P	Kālija fosfīds
2Mg + Si → Mg2Si	Magnija silicīds
4Al + 3C → Al4C3	Alumīnija karbīds

Ar ūdeni spēj reaģēt aktīvie un vidēji aktīvie metāli. Aktīvie metāli reaģē ar ūdeni parastos apstākļos, izdalās ūdeņradis un veidojas šķīstošs hidroksīds — sārms.^[3]

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

Vidēji aktīvie metāli ar ūdeni parastos apstākļos nereaģē, jo to hidroksīdi ir praktiski nešķīstoši un uz metāla virsmas veido aizsargkārtiņu, kas traucē reakcijas tālāku norisi. Vidēji aktīvie metāli sasmalcinātā un sakarsētā veidā reaģē ar ūdens tvaiku. Reakcijā rodas attiecīgā metāla oksīds un ūdeņradis.^[3]

Zn + H₂O → ZnO + H₂↑

Šo reakciju norise un rezultāts ir atkarīgi no dažādiem faktoriem: no metāla aktivitātes, skābes stipruma un stabilitātes, skābes šķīduma koncentrācijas, temperatūras, kā arī no tā, vai reaģējošās skābes anjons ir oksidētājs.

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ (izmanto H₂ iegūšanai Kipa aparātā)^[3]

Cu + HCl → NENOTIEK (jo metāli, kas ir metālu elektroķīmiskajā sprieguma rindā aiz ūdeņraža, nereaģē ar neoksidējošām skābēm)

Tomēr arī neaktīvie metāli spēj reaģēt ar oksidējošām skābēm, bet ar karaļūdeni reaģē arī paši neaktīvākie metāli.

To, kā noritēs metālu reakcijas ar sāļu ūdens šķīdumiem, var noteikt pēc metālu elektroķīmisko spriegumu rindas. Šīs metālu katjonu reducēšanas reakcijas sāļu ūdens šķīdumos norit ar metāliem, kas elektroķīmiskajā spriegumu rindā atrodas aiz magnija (par magniju aktīvāki metāli paši kāri reaģē ar ūdeni). Tās ir tipiskas aizvietošanas reakcijas, kas noris līdz galam, ja rodas šķīstoši sāļi. Nešķīstošie sāļi izgulsnējas uz metāla virsmas un to pasivē.^[3]

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

Savukārt varš ar dzelzs sulfātu nereaģē, jo varš ir vājāks, skatoties pēc metālu elektroķīmiskās sprieguma rindas, nekā dzelzs.

Aktīvo metālu reakcijas ar sāļu kausējumiem arī pieder pie aizvietošanas reakcijām, taču metālu elektroķīmisko spriegumu rinda uz tām neattiecas. Piemēram, iespējams iegūt metālisko kāliju, reaģējot izkausētam alumīnijam ar kālija hlorīdu vai kālija hidroksīdu, kaut arī alumīnijs ir daudz mazāk aktīvs par kāliju. Tas izskaidrojams ar kālija relatīvi zemo viršanas temperatūru — kad alumīnijs un kālija hlorīds ir izkusuši, kālijam ir pārsniegta viršanas temperatūra, tādēļ tas iztvaiko, pamet apgriezeniskās reakcijas zonu un ir kondensējams brīvā veidā. Līdzīgas reakcijas notiek pat, izmantojot tik neaktīvu metālu kā dzelzs.

Al + 3KCl → AlCl₃ + 3K^[3]

Amfotērie metāli, kā cinks vai alumīnijs, spēj reaģēt ar sārmiem vai sārmu šķīdumiem.

Zn +2H₂O + 2KOH → K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑^[3]

Metālu sakausējums ir divu vai vairāku metālu rupji dispersa sistēma vai ciets šķīdums, kas veidojas, vakuumā vai inertā atmosfērā izkausējot kopā šos metālus un ļaujot tiem izkristalizēties. Iegūstamos sakausējumus pamatā iedala nosacīti neviendabīgos (viena metāla kristālrežģa atomi nav aizstāti ar cita metāla atomiem, t.s. mehāniskie maisījumi) un viendabīgos (cietie šķīdumi un intermetāliskie savienojumi).

Metāliem piemīt tādas fizikālās īpašības kā liela elektrovadītspēja un siltumvadītspēja, plastiskums.

Metālus veido jonu kristālrežģis, kurā kustas brīvie elektroni. Šo elektronu plūsma metālos rada elektrisko strāvu, tā ir elektronvadītspēja. Jonvadītspēju metāliem praktiski var neievērot (atšķirībā no elektrolītiem).

Metāliem visā praktiski īstenojamo elektriskā lauka intensitāšu diapazonā ir pareizs diferenciālais Oma likums ${\displaystyle {\vec {j}}=\sigma {\vec {E}}}$, kur ${\displaystyle {\vec {j}}}$ ir elektronu strāvas blīvums, ${\displaystyle \sigma }$ ir īpatnējā elektrovadītspēja, ${\displaystyle {\vec {E}}}$ ir elektriskā lauka intensitāte.

Salīdzinājumā ar citām vielām metālu īpatnējā vadītspēja ${\displaystyle \sigma }$ ir liela un īpatnējā pretestība ${\displaystyle \rho }$ ir maza. Metālu ${\displaystyle \rho }$ atkarībā no temperatūras mainās pēc sarežģītām likumsakarībām. Augstās temperatūrās (vairumam metālu tādas, kas augstākas par 100— 200 K) metālu ${\displaystyle \rho }$ ir lineāri atkarīga no temperatūras ${\displaystyle t}$ (Celsija grādos): ${\displaystyle \rho =\rho _{0}(1+\alpha t)}$, kur ${\displaystyle \rho _{0}}$ ir īpatnējā pretestība 0°C un ${\displaystyle \alpha }$ ir elektriskās pretestības termiskais koeficients. Zemās temperatūrās metālu ${\displaystyle \rho }$ strauji samazinās pēc likuma ${\displaystyle \rho \sim T^{5}}$, kur ${\displaystyle T}$ ir absolūtā temperatūra. Metālu pretestība pieaug, ja tiem ir piejaukumi, neatkarīgi no tīra metāla un piejaukumvielas ${\displaystyle \rho }$ atsevišķi.

• Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Metāli.

• Encyclopædia Britannica raksts (angliski)
• Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)
• Encyclopædia Universalis raksts (franciski)
• Metālu uzbūve, to mehāniskās un fizikālās īpašības

Autoritatīvā vadība GND: 4038860-8 NDL: 00565895 NKC: ph114995 BNE: XX524901