1. Взаимодействие с кислородом

Общие свойства металлов.
Металлическая связь
1. Взаимодействие с кислородом
Для металлов характерны общие физические свойства: они обладают особенным металлическим
блеском, высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью.
Для металлов также характерны некоторые общие химические свойства. Важно запомнить, что в
химических реакциях металлы выступают в качестве восстановителей: отдают электроны и повышают
свою степень окисления. Рассмотрим некоторые реакции, в которых участвуют металлы.
ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОРОДОМ
Многие металлы могут вступать в реакцию с кислородом. Обычно продуктами этих реакций являются
оксиды, но есть и исключения, о которых вы узнаете на следующем уроке. Рассмотрим взаимодействие
магния с кислородом.
Магний горит в кислороде, при этом образуется оксид магния:
0
0
+2 -2
2Mg + O2 = 2MgO
Рис. 1. Горение магния в кислороде
Атомы магния отдают свои внешние электроны атомам кислорода: два атома магния отдают по два
электрона двум атомам кислорода. При этом магний выступает в роли восстановителя, а кислород – в
роли окислителя.
2. Взаимодействие с галогенами
Для металлов характерна реакция с галогенами. Продуктом такой реакции является галогенид металла,
например, хлорид.
Рис. 2. Горение калия в хлоре
Калий сгорает в хлоре образованием хлорида калия:
0
0
+1 -1
2К + Cl2 = 2KCl
Два атома калия отдают молекуле хлора по одному электрону. Калий, повышая степень окисления,
играет роль восстановителя, а хлор, понижая степень окисления,- роль окислителя
3. Взаимодействие с серой
Многие металлы реагируют с серой с образованием сульфидов. В этих реакциях металлы также
выступают в роли восстановителей, тогда как сера будет окислителем. Сера в сульфидах находится в
степени окисления -2, т.е. она понижает свою степень окисления с 0 до -2. Например, железо при
нагревании реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):
0 0 +2 -2
Fe + S = FeS
Рис. 3. Взаимодействие железа с серой
Металлы также могут реагировать с водородом, азотом и другими неметаллами при определенных
условиях.
4. Взаимодействие с водой
С водой без нагревания реагируют только активные металлы, например, щелочные и
щелочноземельные. В ходе этих реакций образуется щелочь и выделяется газообразный водород.
Например, кальций реагирует с водой с образованием гидроксида кальция и водорода, при этом
выделяется большое количество теплоты:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
Менее активные металлы, например, железо и цинк, реагируют с водой только при нагревании с
образованием оксида металла и водорода. Например:
0
+1 -2 +2 -2 0
Zn + H2O = ZnO + H2
В этих реакциях окислителем является атом водорода, входящий в состав воды.
Металлы, стоящие в ряду напряжении правее водорода, с водой не реагируют.
5. Взаимодействие с кислотами
Вы уже знаете, что с кислотами реагируют металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода. В
этих реакциях металлы отдают электроны и выступают в качестве восстановителя. Окислителем
являются катионы водорода, образующиеся в растворах кислот. Например, цинк реагирует с соляной
кислотой:
0
+1 -1 +2 -1
0
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
Иначе протекают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. В этих
реакциях водород практически не выделяется. Мы погорим о таких взаимодействиях на следующих
уроках.
6. Взаимодействие с солями
Металл может реагировать с раствором соли, если он активнее, чем металл, входящий в состав соли.
Например, железо замещает медь из сульфата меди (II):
0
+2
+2
0
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
Железо – восстановитель, катионы меди – окислитель.
7. Внутреннее строение металлов
Попробуем объяснить, почему металлы обладают общими физическими и химическими свойствами.
Для этого рассмотрим модель внутреннего строения металла.
Атомы металлов имеют относительно большие радиусы и малое число внешних электронов. Эти
электроны слабо притягиваются к ядру, поэтому в химических реакциях металлы выступают в роли
восстановителей, отдавая электроны с внешнего энергетического уровня.
В узлах кристаллической решетки металлов находятся не только нейтральные атомы, но и катионы
металла, т.к. внешние электроны свободно перемещаются по кристаллической решетке. При этом
атомы, отдавая электроны, становятся катионами, а катионы, принимая электроны, превращаются в
электронейтральные атомы.
Рис. 4. Модель внутреннего строения металла
Химическую связь, которая образуется в результате притяжения катионов металла к свободно
перемещающимся электронам, называют металлической.
Электро– и теплопроводность металлов объясняются наличием свободных электронов, которые могут
быть носителями электрического тока и переносчиками теплоты. Пластичность металла объясняется
тем, что при механическом воздействии не рвется химическая связь, т.к. химическая связь
устанавливается не между конкретными атомами и катионами, а между всеми катионами металла со
всеми свободными электронами в кристалле металла.
Расположение металлов в
Периодической системе химических
элементов и их свойства
Положение в Периодической системе
Большая часть известных химических элементов образует простые вещества металлы.
К металлам относятся все элементы побочных (Б) подгрупп, а также элементы главных подгрупп,
расположенные ниже диагонали «бериллий – астат» (Рис. 1). Кроме того, химические элементы
металлы образуют группы лантаноидов и актиноидов.
Рис. 1. Расположение металлов среди элементов подгрупп А (выделены синим)
Особенности строения атомов
По сравнению с атомами неметаллов, атомы металлов имеют большие размеры и меньшее число
внешних электронов, обычно оно равно 1–2. Следовательно, внешние электроны атомов металлов
слабо связаны с ядром, металлы их легко отдают, проявляя в химических реакциях восстановительные
свойства.
Свойства элементов металлов
Рассмотрим закономерности изменения некоторых свойств металлов в группах и периодах.
В периодах с увеличением заряда ядра радиус атомов уменьшается. Ядра атомов все сильнее
притягивают внешние электроны, поэтому возрастает электроотрицательность атомов, металлические
свойства уменьшаются. Рис. 2.
Рис. 2. Изменение металлических свойств в периодах
В главных подгруппах сверху вниз в атомах металлов возрастает число электронных слоев,
следовательно, увеличивается радиус атомов. Тогда внешние электроны будут слабее притягиваться к
ядру, поэтому наблюдается уменьшение электроотрицательности атомов и увеличение металлических
свойств. Рис. 3.
Рис. 3. Изменение металлических свойств в подгруппах
Перечисленные закономерности характерны и для элементов побочных подгрупп, за редким
исключением.
Атомы элементов металлов склонны к отдаче электронов. В химических реакциях металлы проявляют
себя только как восстановители, они отдают электроны и повышают свою степень окисления.
Принимать электроны от атомов металлов могут атомы, составляющие простые вещества неметаллы, а
также атомы, входящие в состав сложных веществ, которые способны понизить свою степень
окисления. Например:
2Na0 + S0 = Na+12S-2
Zn0 + 2H+1Cl = Zn+2Cl2 + H02
Не все металлы обладают одинаковой химической активностью. Некоторые металлы при обычных
условиях практически не вступают в химические реакции, их называют благородными металлами. К
благородным металлам относятся: золото, серебро, платина, осмий, иридий, палладий, рутений, родий.
Благородные металлы очень мало распространены в природе и встречаются почти всегда в самородном
состоянии (Рис. 4). Несмотря на высокую устойчивость к коррозии-окислению, эти металлы все же
образуют оксиды и другие химические соединения, например, всем известны соли хлориды и нитраты
серебра.
Рис. 4. Самородок золота
Элементы подгруппы А I группы
1. Химические элементы IА группы
Химические элементы IА группы образуют естественное семейство щелочных металлов. В него входят
литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Из положения этих элементов в ПСХЭ следует, что у
них на внешнем электронном слое находится по 1 электрону. В химических реакциях атомы щелочных
металлов будут стремиться отдать свой единственный внешний электрон и превратиться в катион с
зарядом «1+». Сверху вниз по главной подгруппе увеличивается радиус атомов, а значит,
увеличивается восстановительная активность и уменьшается относительная электроотрицательность.
С электронным строением атомов щелочных металлов связана их способность окрашивать пламя в
разные цвета: например, литий окрашивает пламя в карминово-красный цвет, натрий – в желтый,
калий - в фиолетовый. По цвету пламени можно различить соли этих металлов.
В виде простых веществ щелочные металлы в природе не встречаются. Они распространены в виде
хлоридов, сульфатов, алюмосиликатов. Практически все щелочные металлы содержатся в морской
воде. Франций – радиоактивный элемент.
2. Свойства простых веществ
Физические свойства щелочных металлов: серебристо-белые вещества, очень мягкие (мягкость от
лития к цезию возрастает, а температура плавления - снижается).
Щелочные металлы очень химически активны. Именно поэтому их нельзя хранить на воздухе, они
быстро окисляются. Их активность возрастает от лития к цезию.
Щелочные металлы реагируют с кислородом воздуха. Но оксид из них при этом образует только
литий:
4Li + O2 = 2Li2O + Q
Натрий, калий, рубидий и цезий образуют сложные пероксидные соединения:
2Na + O2= Na2O2 +Q
(пероксид натрия)
Литий способен реагировать с азотом при комнатной температуре, при этом образуется нитрид лития,
остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании:
2Li + 3N2 = 2Li3N
Щелочные металлы могут реагировать и с другими неметаллами, например серой, водородом,
галогенами.
Рис. 1. Взаимодействие натрия с серой при комнатной температуре
Щелочные металлы энергично реагируют с водой. При этом образуется щелочь, выделяется водород и
теплота:
2Na + 2H2O= 2NaOH + H2 + Q
Рис. 2. Взаимодействие натрия с водой
Щелочные металлы могут реагировать с кислотами с выделением водорода.
3. Свойства оксидов, гидроксидов и солей
Оксиды и гидроксиды щелочных металлов обладают основными свойствами. Все оксиды щелочных
металлов реагируют с водой с образованием щелочи:
Na2O + H2O = 2 NaOH
Оксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами и кислотами.
Гидроксиды щелочных металлов являются щелочами и обладают всеми характерными для щелочей
свойствами. Они изменяют окраску индикаторов, взаимодействуют с кислотами и кислотными
оксидами.
Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Исключение составляют
некоторые соли лития: фторид, фосфат, силикат.
Элементы подгруппы А II группы
1. Химические элементы IIА группы
Во IIА группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре
элемента получили название щелочноземельных. Такое название обусловлено тем, что эти элементы
встречаются в природе в составе минералов-карбонатов, прокаливание которых и дальнейшее
растворение полученных продуктов приводит к образованию щелочного раствора. Отсюда и название
«щелочные земли».
У атомов химических элементов IIА группы на внешнем слое находится по 2 электрона. В химических
реакциях атомы этих элементов выступают в качестве восстановителей, отдавая внешние электроны и
превращаясь в ионы с зарядом «2+». Щелочноземельные металлы и их соли окрашивают пламя в
разные цвета: например, кальций – в кирпично-красный, стронций – в красный, барий – в зеленый.
Рис. 1. Окрашивание пламени солями элементов группы IIА: а- солью кальция, б – солью стронция, всолью бария
2. Нахождение в природе
В виде простых веществ элементы IIА группы в природе не встречаются. Самые распространенные из
них – кальций и магний – встречаются в природе в составе минералов, содержащих, как правило,
карбонаты и сульфаты этих элементов. Также соли кальция и магния содержатся в пресной и морской
воде.
Радий – радиоактивный элемент. В природе он встречается в составе минералов урана.
3. Свойства простых веществ
Теперь рассмотрим химические свойства простых веществ, образованных элементами IIА группы.
Простые вещества бериллий, магний и щелочноземельные металлы химически довольно активны.
Щелочноземельные металлы нельзя хранить на воздухе, их, как и щелочные металлы, хранят под
слоем керосина. Бериллий и магний более устойчивы к воздействию воздуха.
Металлы IIА группы взаимодействуют с кислородом с образованием оксидов и выделением теплоты:
2Ba + O2 = 2BaO + Q
Рис. 2. Горение кальция в кислороде
Как и щелочные металлы, они могут взаимодействовать со многими неметаллами, в том числе с серой,
галогенами, фосфором, водородом:
Ca + S = CaS
Mg + Cl2 = MgCl2
3Ca + 2P = Ca3P2
Ba + H2 = BaH2
Щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, при этом образуются щелочи и выделяется
водород. Эти реакции являются экзотермическими:
Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2
Являясь активными металлами, бериллий, магний и щелочноземельные металлы способны реагировать
с кислотами, вытесняя из них водород.
Бериллий является переходным элементом. Поэтому простое веществ бериллий способно реагировать
не только с кислотами, но со щелочами.
Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерными свойствами: реагируют и с кислотами, и со
щелочами:
Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + H2O
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2(Be(OH)4)
4. Свойства сложных веществ
Оксиды и гидроксиды остальных металлов из IIА группы обладают типично основными свойствами.
Гидроксид магния – нерастворимое основание. Гидроксиды кальция, стронция, бария и радия –
щелочи.
Гидроксиды и карбонаты элементов IIА группы разлагаются при нагревании:
Mg(OH)2 = MgO + H2O
CaCO3 = CaO + CO2
Соли бериллия, стронция, бария и радия ядовиты, а соединения кальция и магния жизненно
необходимы живым организмам. Кальций входит в состав скорлупы яиц, «домиков» улиток, костей
человека и животных. Магний входит в состав хлорофилла.
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы широко применяются в промышленности и технике.
Свойства алюминия
1. Свойства химического элемента алюминия
Алюминий — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы
химических элементов Д.И. Менделеева, с атомным номером 13. Обозначается символом Al. На
внешнем электронном слое у атома алюминия находится 3 электрона. В химических реакциях он
выступает в качестве восстановителя. Характерная степень окисления алюминия +3, заряд иона – 3+.
Рис. 1. Графическая схема атома алюминия
Алюминий относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по
распространённости (после кислорода и кремния) химический элемент в земной коре.
В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в
виде соединений. Наиболее распространены алюмосиликаты и бокситы. Оксид алюминия входит в
состав ряда самоцветов (рубин, сапфир).
Рис. 2. Минералы, содержащие алюминий: а – корунд, б- боксит, в- рубин, г- сапфир
2. Свойства простого вещества алюминия
Простое вещество алюминий — лёгкий, парамагнитный металл серебристо-белого цвета, легко
поддающийся формовке, литью, механической обработке. Алюминий обладает высокой тепло- и
электропроводностью, стойкостью к коррозии за счёт быстрого образования прочных оксидных
плёнок, защищающих поверхность от дальнейшего взаимодействия. Температура плавления алюминия
660°С.
Алюминий образует сплавы почти со всеми металлами. Наиболее известны сплавы с медью и магнием
(дюралюминий) и кремнием (силумин).
Алюминий – активный металл. Но при нормальных условиях алюминий покрыт тонкой и прочной
оксидной плёнкой и потому не реагирует с классическими окислителями: с H2O (t°);O2, HNO3 (без
нагревания). Благодаря этому алюминий практически не подвержен коррозии. Однако при разрушении
оксидной плёнки алюминий выступает как активный металл-восстановитель.
Легко реагирует с простыми веществами:
- с кислородом:
4Al + 3O2 = 2Al2O3
- с галогенами:
2Al + 3Br2 = 2AlBr3
- с другими неметаллами реагирует при нагревании:
а) с серой, образуя сульфид алюминия:
2Al + 3S = Al2S3
б) с азотом, образуя нитрид алюминия:
2Al + N2 = 2AlN
в) с углеродом, образуя карбид алюминия:
4Al + 3С = Al4С3
Алюминий реагирует со сложными веществами:
- с водой (после удаления защитной оксидной пленки, например, амальгамированием или растворами
горячей щёлочи):
2Al + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
- со щелочами (с образованием тетрагидроксоалюминатов и других алюминатов):
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2
- Легко растворяется в соляной и разбавленной серной кислотах:
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2
- При нагревании растворяется в кислотах — окислителях, образующих растворимые соли алюминия:
2Al + 6H2SO4(конц) = Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Al + 6HNO3(конц) = Al(NO3)3 + 3NO2+ 3H2O
- восстанавливает металлы из их оксидов (этот метод получения простых веществ металлов называется
алюминотермией):
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe
2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr
3. Свойства оксида и гидроксида алюминия
Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами, т.е. взаимодействуют как с
кислотами, так и со щелочами.
Гидроксид алюминия разлагается при нагревании, в результате чего образуются оксид алюминия и
вода:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
Применение алюминия и его сплавов
1. Применение алюминия и его физические свойства, на которых оно
основано
Алюминий называют «крылатым металлом». Такое название этот металл получил за свою легкость и
широкое применение, в первую очередь, в самолетостроении. Алюминий прочно вошел в нашу жизнь:
каждому с детства знакомы алюминиевая фольга, посуда, проволока. А ведь когда-то изделия из
алюминия считались роскошью. Например, в 1852 году стоимость 1 кг алюминия была 1200 долларов,
т.е. дороже золота. Почему же со временем цена на алюминий так упала?
Дело в том, что алюминий широко распространен в земной коре (8%), самый распространенный
металл. Но для восстановления алюминия из руд необходимо затратить большое количество энергии. К
концу 19 века разработали новый способ получения алюминия с помощью электролиза, ежегодное
получение металла возросло в тысячи раз, и цена на него упала.
Алюминий очень устойчив по отношению к кислороду и воде. Эта устойчивость обусловлена
образованием на его поверхности тонкой, но плотной и прочной оксидной пленки – Al2O3. Благодаря
этому свойству алюминий и его сплавы нашли широкое применение в быту и промышленности. Вам
хорошо известно о применении алюминия для изготовления кухонной посуды.
Рис. 1. Алюминий применяется для изготовления кухонной посуды
Высокая электропроводность алюминия (по этому качеству он уступает лишь серебру и меди)
позволяет широко его применять в электротехнике. Кроме того, алюминий дешевле и легче, чем медь и
серебро.
Но мы перечислили пока не все достоинства этого удивительно практичного металла. При 100-150°С
алюминий настолько пластичен, что из него можно получить тонкую фольгу, толщиной менее 0,01 мм.
Алюминиевая фольга применяется для изготовления электрических конденсаторов и изделий,
защищающих от тепловой радиации.
Алюминий также используют для алитирования, т.е. насыщения поверхностей стальных и чугунных
изделий алюминием с целью защиты их от коррозии. Порошок алюминия используют для
изготовления серебряной краски, устойчивой к атмосферным воздействиям.
2. Сплавы алюминия
Алюминий применяют для производства различных сплавов. Наибольшее распространение имеют
дуралюмины, содержащие медь и магний, и силумины – сплавы алюминия с кремнием. Основные
преимущества этих сплавов – легкость, высокая прочность и коррозионная стойкость.
Сплавы алюминия широко используют в качестве конструкционного материала в авиастроении, а
также в авто-, судо- и приборостроении, в ракетной технике и строительстве.
Рис. 2. Дюралюмины широко применяются в авиастроении
3. Восстановительные свойства алюминия
Методом алюмотермии получают в лаборатории многие металлы и некоторые неметаллы. Смесь
алюминиевого порошка с железной окалиной (термитную смесь) использовали при сварке стыков
железных рельсов. В основе этого процесса лежит следующая реакция:
3Fe3O4 + 8Al = 4Al2O3 + 9Fe + Q
В результате данной реакции выделяется так много теплоты, что поверхность рельса на стыке
расплавляется, а пространство в стыке рельсов занимает расплавленное железо.
Свойства железа
1. Химический элемент железо
Железо — элемент побочной подгруппы восьмой группы четвёртого периода периодической системы
химических элементов Д.И.Менделеева, с атомным номером 26. Обозначается символом Fe. На
внешнем четвертом слое атома железа находится 2 электрона:
Основные степени окисления железа — +2 и +3, менее характерна для железа степень окисления +6.
Железо - один из самых распространённых в земной коре металлов (второе место после алюминия). В
природе железо редко встречается в чистом виде, чаще всего оно встречается в составе железоникелевых метеоритов. Распространённость железа в земной коре — 4,65 % (4-е место после O, Si, Al).
Считается также, что железо составляет бо́льшую часть земного ядра.
Известно большое число руд и минералов, содержащих железо. Наибольшее практическое значение
имеют красный железняк (гематит, Fe2O3), магнитный железняк (магнетит, Fe3O4), бурый железняк или
лимонит.
а)
б)
в)
Рис. 1. Железные руды: а - магнетит, б- красный железняк, в – железный колчедан (пирит)
2. Простое вещество железо
Простое вещество железо— ковкий металл серебристо-белого цвета с высокой химической
реакционной способностью: железо быстро коррозирует при высоких температурах или при высокой
влажности на воздухе. В чистом кислороде железо горит, а в мелкодисперсном состоянии
самовозгорается и на воздухе.
При хранении на воздухе при температуре до 200 C железо постепенно покрывается плотной плёнкой
оксида, препятствующего дальнейшему окислению металла. Во влажном воздухе железо покрывается
рыхлым слоем ржавчины, который не препятствует доступу кислорода и влаги к металлу и его
разрушению. Ржавчина не имеет постоянного химического состава, приближённо её химическую
формулу можно записать как Fe2O3·xH2O.
С кислородом железо реагирует при нагревании. При сгорании железа в кислороде образуется оксид
Fe3O4 (железная окалина):
3Fe + 2O2 = Fe3O4
Рис. 2. Горение железной проволоки в атмосфере кислорода
При нагревании порошка серы и железа образуется сульфид, приближённую формулу которого можно
записать как FeS.
При нагревании железо реагирует с галогенами, азотом, фосфором, кремнием, углеродом.
Рис. 3. Горение железной проволоки в атмосфере хлора
При высокой температуре (выше 700°С) железо реагирует с парами воды:
3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2.
Железо не растворяется в холодных концентрированных серной и азотной кислотах из-за пассивации
поверхности металла прочной оксидной плёнкой. Горячая концентрированная серная кислота, являясь
более сильным окислителем, взаимодействует с железом.
С соляной и разбавленной (приблизительно 20%-й) серной кислотами железо реагирует с образованием
солей железа(II):
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑;
Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2↑.
При взаимодействии железа с приблизительно 70%-й серной кислотой реакция протекает с
образованием сульфата железа(III):
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.
3. Оксиды и гидроксиды железа
Оксид железа(II) FeO обладает основными свойствами, ему отвечает основание Fe(OH)2. Оксид
железа(III) Fe2O3 слабо амфотерен, ему отвечает ещё более слабое, чем Fe(OH)2, основание Fe(OH)3,
которое реагирует с кислотами:
2Fe(OH)3 + 3H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 проявляет слабо амфотерные свойства, он способен реагировать только
с концентрированными растворами щелочей:
Fe(OH)3 + 3КОН → K3[Fe(OH)6].
При хранении водных растворов солей железа(II) наблюдается окисление железа(II) до железа(III).
Применение железа и его сплавов
1. Классификация сплавов железа с углеродом
Железо люди используют с древнейших времен. Однако железо в присутствии кислорода и воды легко
подвергается коррозии. Поэтому чистое железо практически не используется, а применяются
различные сплавы этого металла.
Сплавы железа с углеродом - это чугуны и стали. Эти сплавы классифицируются по содержанию в них
углерода. В чугунах содержание углерода от 2 до 4% по массе, в небольших количествах в нем
содержатся кремний, марганец, фосфор и сера.
Рис. 1. Сплавы железа с углеродом
2. Чугуны
Из-за содержания большого количества углерода чугун хрупок, и его нельзя ковать. Из чугуна
отливают тяжелые детали станков, машин, маховики, разнообразные плиты, красивые чугунные
решетки и другие декоративные изделия. Из чугуна делают посуду, которая не подгорает при
нагревании в печах открытым пламенем. Это и чугунки, и тяжелые чугунные сковородки.
Рис. 2. Изделия из чугуна
3. Стали
В сталях содержание всех примесей меньше, чем в чугунах. В зависимости от того, какие добавки
определяют свойства стали, сталь подразделяется на углеродистую и легированную Свойства
углеродистой стали определяются содержание углерода. Если массовая доля углерода в стали менее
0,3%, то ее называют малоуглеродистой. Из малоуглеродистой стали изготавливают кровельное
железо, стальные листы, кузова легковых автомобилей.
Среднеуглеродистая сталь содержит около 0,65% углерода и служит для изготовления рельсов, труб,
проволоки, деталей машин. Высокоуглеродистая сталь содержит от 0,65 до 2% углерода. Из нее
изготавливают различные инструменты.
Если сталь нагреть до температуры 500-700°С, а затем быстро охладить, получается закаленная сталь,
отличающаяся особой твердостью. Из закаленной стали изготавливают топоры, пилы, рубанки,
кухонные и охотничьи ножи и другие инструменты.
Для придания стали особых свойств в нее добавляют легирующие добавки. Добавление кремния
приводит к увеличению эластичности, марганца – вязкости, вольфрама – твердости. Комбинируя
различные добавки, получают специальные легированные стали. Наиболее ценные свойства
легированных сталей – твердость, жаропрочность, устойчивость к агрессивным средам – определяют
их чрезвычайно широкое применение.
Рис. 3. Изделия из легированной стали
Хромоникелевые стали используется для изготовления химических реакторов, молибденовые –
дробильных установок, титановые – деталей самолетов и ракет, вольфрамовые – нитей электрических
ламп накаливания.
Широкое применение нашли нержавеющие стали – это сплавы железа, содержащие около 18% хрома и
9% никеля. Её антикоррозийные свойства появляются благодаря наличию на поверхности металла слоя
оксида хрома. Этот защитный слой очень устойчив и даже после механического или химического
повреждения быстро приобретает свой прежний вид, и антикоррозийные качества металла остаются
без изменений.