Увод
В този реферат са представени данни за физичните и химичните свойства на цветните метали. Приведена е информация за получаването на металите от техните руди, за цветната металургия в България, както и проблеми и тенденции в развитието й в нашата страна. Включени са и исторически и етимологични данни за цветните метали и снимки на същите.
Физични и химични данни за металите. Получаване.
Олово (Рlumbum) Рb — хим. елемент от главната подгрупа на IV група на периодичната система, пор. н. 82, ат.т, 207,19 (спрямо 12С). Познати са 4 изотопи на О. и 4 негови радиоактивни изотопа. В съед. си О. се явява като елемент от +2 и +4 валентност. О. е синкавобял тежък метал; плътност 11,336, т.т. 327,4°С и т.к. 1750°С; специфична електропроводимост 4,8.104Ω 1-см 1- ; нормален потенциал при 25°С — 0,130 V (за РЬ↔РЬ2 ++ 2е).Прясно отрязаната повърхност на О. е блестяща; на въздуха обаче блясъкът бързо се губи и металът придобива синьосиво матово оцветяване. О, е най-мекият от обикновените тежки метали, то се реже с нож и се дращи с нокът (твърдост по Моос 1,5). Лесно се валцува на листове, но поради незначителната си якост не се изтегля на тънка жица Топлопроводността на О. е равна на 8,5% от тази на среброто При стапяне О. отначало се покрива със сив окисен пласт, който при продължително загряване преминава в жълт оловен окис РbО — глеч, а след това в оранжевочервен Рb3О4—миниум. При загряване О. реагира непосредственои със сярата, селена, телура, с халогенните елементи; с водорода се съединява много трудно. С металите лесно образува сплави. О практически не се разтваря в разр. киселини. В някои случаи върху повърхността на О се образува неразтворим пласт, който го предпазва от по-нататъшно кородиране. В НNO3 О. се разтваря вследствие на голямата си способност към окисляване. При достъп на кислород О. бавно взаимодействува с всички к-ни. О. лесно се разтваря и в съдържащата въздух оцетна к-на. При разтварянвто си в к-ни О. минава в двувалентно състояние, като образува йоните Рb+2.От действието на силни окислители О. преминава в четиривалентно. Съед. на двувалентното О. се наричат плумбо, а тези на четиривалентното — плумбисъединения. В природата О. се среща главно под форма на негови руди, най-разпространена от които е галенитът РbS. Често се срещат и продукти от разлагането на галенита, като англезит — РbSО4 и церусит РbСО3. Общото съдържание на О. в земната кора възлиза на 1,6.103% тегл. За добиването на О. се употребява галенитът. Самият процес се извършва по няколко начина,по първия начин рудата се пържи, за да се превърне в оловен окис, който след това се редуцира до метал с кокс или въглероден окис. При втория начин рудата се подлага на непълно пържене, като се загрява умерено специални пещи при достъп на въздуха така, че да се окисли само част от PbS. При това се извършват следните хим,реакции: 2PbS +3О2=2РbО+2SО2, PbS+2О2=PbSO4.След това загряването се продължава без достъп на въздух, при което непромененият PbS реагира с образувалите се РbО и PbSO4 като се превръща в метално олово съгласно равенствата:
PbS+2PbO=3Pb+SO2
PbS+PbSO4=2Pb+2SO2
Полученото О. обикновено е онечистено с Сu, Sb, Аs, S, а често то съдържа и сребро. За да се освободи от тези примеси, О. се претопява. О. се употребява за изработване на тръбопроводи и обвивки на кабели. Листовото О. служи за покриване и облицованe на оловни камери при производството на сярна к-на; освен това то служи и за изработване на тигли, чаши и други хим. прибори, за акумулаторни плочи и пр. Благодарение на голямата си плътност О. се използува за пълнене на снаряди и за правене на сачми. Съединенията на О. са силно отровни. Дори следи от О. при продължително действие могат да причинят тежки заболявания (сатурнизъм) и смърт. На опасност от оловно отравяне са изложени най-много работниците, заети в оловното производство и производството на оловни соли.
Цинк (Zincum) Zn — хим. елемент от плавната подгрупа на II група на периодичната система, пор. н. 30, ат.т. 65,37 (спрямо 12С). Има 5 стабилни изотопа с масови числа: 64 (48,9%), 66 (27,8%), 68 (18,6%), 67 (4,11%), 70 (0,62%); изкуствено са получени и радиоактивни изотопи. В древността Ц. е бил известен само като руди и съед. (цинков окис), а също и като сплав с мед (месинг), Ц. e синкавобял метал, т.т. 419,5°С, т.к. 907 С. Плътността на излетия Ц. е 7,14, Има твърдост по Моос 2,5, електропроводимост 17.104 Ω1-сm1-, нормален ел. потенциал 0,763 V при 25°С (за Zn ↔Zn2 + 2е) Ц. изменя св-вата си в зависимост от температурата; наприер при обикновена температура той е крехък, а при загряване до 100— 150°С става изтегли в и пластичен. При червена жар разлага водните пари. Лесно измества от р-ри Сd, Со, Сu, Аg, Аu и други по-електроположителни от него метали, затова цинков прах се използува за утаяване на тези метали. Ц. се явява от +2 валентност. Съдържанието на Ц. в земната кора е 1,5.103-% тегл. Среща се главно като минералите сфалерит ZnS и смитсонит ZnСО3. Цинкови находеща има в България. При получаването на Ц. цинковите руди най-напред се обогатяват, за да се получи концентрат, съдържащ 40—60% Ц. За извличането на Ц. от концентрата се използуват два начина: пирометалургичен и хидрометалургичен. Първият начин се състои в пържене на концентратите до възможно по-пълното отстраняване на сярата и в редуцирането на образувалия се цинков окис с въглерода на горивото: ZnО+С=Zn+СО. Цинкът се получава във вид на пари, които минават през кондензатори и се втечняват, Пирометалургичният метод изисква много голям разход на гориво, затова се предпочита хидрометалургичният. Последният метод също започва с пържене на концентрата, Получената огарка се обработва със сярна к-на: ZnО+Н2SO4 = ZnSO4+Н2О. Р-рът се пречиства от примеси (Fе, Сu, Сd) и Ц. се отделя чрез електролиза, при което сярната к-на се регенерира, а Ц. се претопява на кюлчета. Хидрометалур-гичният начин дава по-чист Ц, и е по-рентабилен.Ц. се употребява главно за покриваме на стоманени листове (поцинкована ламарина) и за приготвяне на сплави, от които най-разпространен е месингът. Употребява се също и в чист вид (благодарение на антикорозионните си св-ва) за приготвяне на галванични елементи и др.
Алуминий (Аluminium) Аl—хим. елемент от главната подгрупа на III група на периодичната система;пор. и. 13, ат. т. 26, 93. Състои се от един стабилен изотоп — 27Аl(100%). По изкуствен начин са получени няколко радиоактивни алуминиеви изотопа, но повечето от тях имат краткотрайно съществуване. Като хим. елемент А. заема трето място по разпространение в природата след О и Si, а от металите — първо. Съдържанието му в земната кора е 7,50 тегл. %. Среща се главно под формата на двойни алуминиеви силикати, ортоклаз, фелдшпат, албит, криолит, глини и пр. От хидроокисите му най-голямо значение има бокситът АlO(ОH). А. е. сребърнобял метал с плътност 2,70, т. т. 660,2°С, т. к. 2270°С. Кристализира в кубични кристали, α=4,0414 Ắ; топлопроводността на А. при обикновена температура е λ= 0,5, а електропроводността му е равна на 60% от тази на медта. Може да се кове и изтегля и е слабо парамагнитен.А не се атакува от H2S, разтваря се в повечето к-ни. А. реагира с алкални основи, като образува алуминати при отделяне на водород. При изгаряне в кислород на 1g Аl се отделят 7,47 kсаl топлина. Поради голямото му хим. сродство с кислорода А. се използува като редуктор при получаването на някои метали от техните окиси и за получаване на високи температури, необходими напр. при заваряване на релси и др. железни детайли. Създаденият от Голдшмид метод за получаване на някои метали от техните окиси с помощта на А. се нарича алуминотермия. В трайните си съединения А. се явява от +З валентност, но при високи температури се проявява като едновалентен и много рядко - като двувалентен елемент. А. не реагира с водорода, но по косвен начин може да се получи алуминиев хидрид. С елементите от I и II група на периодичната система А. образува съвместно двойни хидриди МНn.n АlН3. А. реагира при обикновена температура с флуор, като образува АlF3. При високо загряване реакцията се извършва енергично. С хлора и брома А. реагира както при обикновена температура, така и при нагряване, а с йода — само при нагряване. На въздуха чистият компактен А. се съхранява добре. А. е траен спрямо действието на вода и водна пара при висока температура. Окисляването на Аl се извършва особено бързо, когато той е в силно раздробено състояние; при нагряване на въздуха А. прах се запалва и изгаря. В ток от чист кислород се достига температура над 3000°С. При висока температура А. реагира със S. Над 800°С реагира с азота. При 1400°С А. реагира енергично с въглерода. При червена жар реагира с СО и СО2. Всички метали за получаване на А. в днешно време са основани на електролизното разлагане на Аl2О3, разтворен в стопен криолит. За електроди се използува ретортен графит. Електролизата се извършва при температура, не по-висока от 1000°С. Отделящият се на катода стопен метален А. се събира в дъното на пещта, а на анода се образува СО, който изгаря и се превръща във СО2, А.намира широко приложение в практиката: за производство на леки А. сплави, за откисляване на стоманата преди отливането й във форми, за получаване на някои метали (Са, Ва, Li и др.), за изработване на хим. апаратури, ел. проводници, за домакински съдове. А. на прах се употребява като литографски бои и за приготвяне на взривни в-ва. Сплавите на А. намират голямо приложение в самолетостроенето и автомобилостроенето. Алуминиева фолия с дебелина около 0,5 mm се употребява във фотографията за получаване на светкавици за нощни снимки и пр. Понастоящем употребяваният станиол за опаковка на шоколади и др. представлява също алуминий. При вдишване на А. прах се поразяват белите дробове от т. нар. «алуминоза». При непродължителна работа с А. прах (не повече от 1 година) се явява силна умора, задух, кашлица, намаление на теглото, сухи и влажни хрипове в белите дробове и затъмнения в тях.