Apskatīt Metāli izejas kodu

[[Attēls:Hot metalwork.jpg|thumbnail|235px|Nokaitēts metāls]]
'''Metāli''' ({{val|el|μέταλλον}} (''métallon'') — ‘[[raktuves]]’)<ref>{{Grāmatas atsauce |title=Svešvārdu vārdnīca |edition=trešais |year=2007 |publisher=[[Jumava]] |isbn=978-9984-38-332-3 |page=476}}</ref> ir tādu elementu veidotās [[vienkārša viela|vienkāršās vielas]] vai to [[sakausējums|sakausējumi]], kam piemīt metāliskas īpašības (salīdzinoši laba [[siltumvadītspēja]] un [[elektrovadītspēja]], metālisks spīdums, plastiskums u.c.). Metāliem raksturīgs īpaša veida [[kristālrežģis]], kurā liela daļa [[vērtības elektroni|vērtības elektronu]] ir visiem [[atomi]]em kopīgi un var brīvi pārvietoties. [[Ķīmiskā saite|Ķīmisko saiti]], kurai raksturīga atomu sasaiste ar šādu brīvo elektronu palīdzību, sauc par [[metāliskā saite|metālisko saiti]]. Metāliskas īpašības piemīt lielākajai daļai no pazīstamajiem ķīmiskajiem elementiem. Metālu [[sakausējums|sakausējumi]] ir nozīmīgi [[konstrukcija|konstrukciju]] materiāli. Ķīmiskajos savienojumos metāliem var būt tikai pozitīvas [[oksidēšanas pakāpe]]s, atšķirībā no [[nemetāli]]em, kam var būt arī negatīvas vērtības. Lielākā daļa metālu brīvā veidā nav stabili un oksidējas ([[korozija|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 [[deformācija|deformējas]]. Daži tērauda veidi [[korozija|nerūsē]] ([[nerūsošais tērauds]]).

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

== Metālu iedalījums ==

=== Pēc sastāva ===
Metālus [[tradīcija|tradicionāli]] iedala [[melnie metāli|melnajos metālos]] un [[krāsainie metāli|krāsainajos metālos]]. Melnie metāli ir galvenokārt [[dzelzs]] un tās [[sakausējums|sakausējumi]] ([[čuguns]], [[tērauds]]). Tēraudi savukārt mēdz būt [[rūsēšana|rūsoši]] un [[nerūsošais tērauds|nerūsoši]]. Pie melnajiem metāliem pieskaita arī [[hroms|hromu]] un [[mangāns|mangānu]], kā arī to sakausējumus.<ref>Zinātnes un tehnoloģijas vārdnīca. R:, Norden AB, 2001, 427. lpp.</ref> Pārējie metāli tiek dēvēti par krāsainajiem metāliem.

=== Pēc blīvuma ===
Pēc [[blīvums|blīvuma]] metālus iedala [[smagie metāli|smagajos metālos]] un [[Vieglie metāli|vieglajos metālos]]. Smagie metāli ir tādi metāli, kuru blīvums lielāks par 5 g/cm<sup>3</sup>. Mazāk blīvos metālus sauc par vieglajiem metāliem. Visblīvākais metāls ir [[osmijs]].

=== Pēc kušanas temperatūras ===
Metālus, kas kūst zemākā [[Temperatūra|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, [[ķīmisko elementu periodiskā sistēma|periodiskās sistēmas]] pirmās pamatgrupas elementus tradicionāli sauc par [[sārmu metāli]]em, 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 [[cērijs|cēriju]], [[rēnijs|rēniju]] vai volframu, sauc par retajiem metāliem. [[Lantanīdi|Lantanīdus]], kā arī [[itrijs|itriju]] un [[skandijs|skandiju]] dēvē par retzemju metāliem. Zeltu, sudrabu un platīna grupas metālus sauc par [[cēlmetāli]]em.

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

* izmantojot rūdas un ieža atšķirīgās [[adsorbcija]]s spējas, tiek veikta [[flotācija]];
* ievērojot rūdas un ieža atšķirības [[Magnētisms|magnētiskajās]] īpašībās, veicama [[Elektriskā separācija|elektriskā]] vai [[magnētiskā separācija]];
* rūdas un ieža atšķirīgie blīvumi ļauj pielietot [[Nostādināšana|nostādināšanu]] (gravitacionālā separācija).

Pēc tam no bagātinātās rūdas, izmantojot [[Oksidēšanās-reducēšanās reakcijas|reducēšanas]] procesu (metāla [[Jons|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 [[Elektrolīze|elektrolīzi]],
* hidrometalurģijā metālus iegūst ar [[Šķīdums|šķīdumā]] esošu metāla jonu reducēšanu, pirms kuras rūda tikusi apstrādāta ar šķīdumu, kurš reaģē tikai ar metālu, veidojot šķīstošu savienojumu.

== Metālu ķīmiskās īpašības ==
* Vairumā ķīmisko reakciju metālu atomi [[oksidēšanās|oksidējas]] un iegūst pozitīvu [[oksidēšanās pakāpe|oksidēšanās pakāpi]] (tas nozīmē, ka metāli parasti ir [[reducētāji]]).
* Metālu ķīmiskās īpašības ir atkarīgas no [[elektroķīmiskā spriegumu rinda|metālu aktivitātes]].
* Jo vieglāk metāls atdod elektronus, jo tas ir aktīvāks (stiprāks reducētājs).<ref name=":0">{{Tīmekļa atsauce|url=http://www.uzdevumi.lv/p/kimija/11-klase/metali-7420/re-197b51d0-d833-4972-9ac6-72d57c56e3a9|title=uzdevumi.lv|last=|first=|access-date=|date=}}</ref>

=== Reakcijas ar nemetāliem ===
Daudzi metāli reaģē ar [[ūdeņradis|ūdeņradi]], veidojot [[hidrīdi|hidrīdus]], kuros ūdeņraža oksidēšanas pakāpe ir -1.
: 2Li + H<sub>2</sub> → 2[[litija hidrīds|LiH]]

Ar [[halogēni]]em (VII A grupas elementiem) reaģē gandrīz visi metāli.
: 2Na + Cl<sub>2</sub> → 2[[nātrija hlorīds|NaCl]]

Vairums metālu, izņemot pašus neaktīvākos (kā sudrabu, zeltu, platīnu) reaģē ar [[skābeklis|skābekli]], veidojot [[oksīdi|oksīdus]].
: 2Cu +O<sub>2</sub> → 2[[vara(II) oksīds|CuO]] (varš nomelnē, jo vara(II) oksīds ir melnā krāsā)

[[Sārmu metāli]] (izņemot [[litijs|litiju]]), tieši reaģējot ar skābekli, veido [[peroksīdi|peroksīdus]] vai [[superoksīdi|superoksīdus]].
: 2Na + O<sub>2</sub> → [[nātrija peroksīds|Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub>]]

Vairums metālu, ieskaitot tādu neaktīvu metālu kā [[sudrabs]], reaģē ar [[sērs|sēru]]. Ar sēru nereaģē, piemēram, platīns un zelts.
: 2Ag + S → [[sudraba sulfīds|Ag<sub>2</sub>S]]

Aktīvākie metāli spēj reaģēt arī ar citiem nemetāliem, kā [[slāpeklis|slāpekli]] vai [[fosfors|fosforu]].
{| class="wikitable"
|-
! Reakcija !! Reakcijas produkts
|-
|3Ca + N<sub>2</sub> → Ca<sub>3</sub>N<sub>2</sub>
|[[Kalcija nitrīds]]
|-
|3K + P → K<sub>3</sub>P
|[[Kālija fosfīds]]
|-
|2Mg + Si → Mg<sub>2</sub>Si
|[[Magnija silicīds]]
|-
|4Al + 3C → Al<sub>4</sub>C<sub>3</sub>
|[[Alumīnija karbīds]]
|}

=== Reakcijas ar ūdeni ===
Ar [[ūdens|ūdeni]] spēj reaģēt aktīvie un vidēji aktīvie metāli. Aktīvie metāli reaģē ar ūdeni parastos apstākļos, izdalās ūdeņradis un veidojas šķīstošs [[hidroksīdi|hidroksīds]] — [[sārmi|sārms]].<ref name=":0" />
: Ca + 2H<sub>2</sub>O → [[kalcija hidroksīds|Ca(OH)<sub>2</sub>]] + H<sub>2</sub>↑

Vidēji aktīvie metāli ar ūdeni parastos apstākļos nereaģē, jo to hidroksīdi ir praktiski nešķīstoši un uz metāla virsmas veido [[aizsargkārtiņa (ķīmija)|aizsargkārtiņu]], kas traucē reakcijas tālāku norisi. Vidēji aktīvie metāli sasmalcinātā un sakarsētā veidā reaģē ar ūdens tvaiku. Reakcijā rodas attiecīgā metāla oksīds un ūdeņradis.<ref name=":0" />
: Zn + H<sub>2</sub>O → [[cinka oksīds|ZnO]] + H<sub>2</sub>↑

=== Reakcijas ar skābēm ===
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 → [[cinka hlorīds|ZnCl<sub>2</sub>]] + H<sub>2</sub> (izmanto H<sub>2</sub> iegūšanai [[Kipa aparāts|Kipa aparātā]])<ref name=":0" />
: Cu + HCl → NENOTIEK (jo metāli, kas ir metālu elektroķīmiskajā sprieguma rindā aiz ūdeņraža, nereaģē ar neoksidējošām skābēm)

Tomēr arī neaktīvie metāli spēj reaģēt ar [[oksidējošās skābes|oksidējošām skābēm]], bet ar [[karaļūdens|karaļūdeni]] reaģē arī paši neaktīvākie metāli.

=== Reakcijas ar sāļiem ===
To, kā noritēs metālu reakcijas ar [[sāļi|sāļu]] ūdens šķīdumiem, var noteikt pēc [[metālu elektroķīmisko spriegumu rinda]]s. Šīs metālu [[katjons|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.<ref name=":0" />
: Fe + [[vara(II) sulfāts|CuSO<sub>4</sub>]] → [[dzelzs(II) sulfāts|FeSO<sub>4</sub>]] + Cu

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

==== Reakcijas ar termiski stabiliem sāļu kausējumiem ====
Aktīvo metālu reakcijas ar sāļu kausējumiem arī pieder pie aizvietošanas reakcijām, taču metālu elektroķīmisko spriegumu rinda uz tām neattiecas. Piemēram, iespējams iegūt metālisko [[kālijs|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 → [[alumīnija hlorīds|AlCl<sub>3</sub>]] + 3K<ref name=":0" />

=== Reakcijas ar sārmu ūdens šķīdumiem ===
[[Amfotēriskums|Amfotērie]] metāli, kā cinks vai alumīnijs, spēj reaģēt ar sārmiem vai sārmu šķīdumiem.
: Zn +2H<sub>2</sub>O + 2KOH → [[kālija cinkāts|K<sub>2</sub>[Zn(OH)<sub>4</sub>]]] + H<sub>2</sub>↑<ref name=":0" />

=== Metālu sakausējumi ===
Metālu [[sakausējums]] ir divu vai vairāku metālu rupji dispersa sistēma vai ciets šķīdums, kas veidojas, [[Vakuums|vakuumā]] vai [[Cēlgāzes|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).

== Metālu fizikālās īpašības ==
Metāliem piemīt tādas fizikālās īpašības kā liela [[elektrovadītspēja]] un [[siltumvadītspēja]], plastiskums.

=== Metālu elektrovadītspēja ===
Metālus veido [[Jons|jonu]] [[kristālrežģis]], kurā kustas brīvie [[Elektrons|elektroni]]. Šo elektronu plūsma metālos rada [[Elektriskā strāva|elektrisko strāvu]], tā ir elektronvadītspēja. Jonvadītspēju metāliem praktiski var neievērot (atšķirībā no [[Elektrolīts|elektrolītiem]]).

Metāliem visā praktiski īstenojamo elektriskā lauka intensitāšu diapazonā ir pareizs diferenciālais [[Oma likums]] <math>\vec{j}=\sigma\vec{E}</math>, kur <math>\vec{j}</math> ir elektronu [[strāvas blīvums]], <math>\sigma</math> ir īpatnējā [[elektrovadītspēja]], <math>\vec{E}</math> ir [[Elektriskais lauks|elektriskā lauka]] intensitāte.

Salīdzinājumā ar citām [[Viela|vielām]] metālu īpatnējā [[Elektrovadītspēja|vadītspēja]] <math>\sigma</math> ir liela un [[īpatnējā pretestība]] <math>\rho</math> ir maza. Metālu <math>\rho</math> atkarībā no [[temperatūra]]s mainās pēc sarežģītām likumsakarībām. Augstās temperatūrās (vairumam metālu tādas, kas augstākas par 100— 200 [[Kelvins|K]]) metālu <math>\rho</math> ir lineāri atkarīga no temperatūras <math>t</math> ([[Celsija grāds|Celsija grādos]]): <math>\rho=\rho_0(1+\alpha t)</math>, kur <math>\rho_0</math> ir īpatnējā pretestība 0°C un <math>\alpha</math> ir [[elektriskās pretestības termiskais koeficients]]. Zemās temperatūrās metālu <math>\rho</math> strauji samazinās pēc likuma <math>\rho \sim T^5</math>, kur <math>T</math> ir [[absolūtā temperatūra]]. Metālu pretestība pieaug, ja tiem ir piejaukumi, neatkarīgi no tīra metāla un piejaukumvielas <math>\rho</math> atsevišķi.

== Atsauces ==
{{atsauces}}

== Ārējās saites ==
{{sisterlinks-inline}}
{{enciklopēdiju ārējās saites}}
* [https://web.archive.org/web/20120214112607/http://dzm.lv/kim/IT/K_11/default.aspx%40tabid%3D21%26id%3D120.html Metālu uzbūve, to mehāniskās un fizikālās īpašības]

{{periodiskā sistēma}}

{{autoritatīvā vadība}}

[[Kategorija:Metāli| ]]