Щелочных металлов и их соединений

K, Na применяют в качестве теплоносителя в атомных реакторах и в авиационных двигателях; в качестве катализаторов в органическом синтезе; в уличных люминисцентных светильниках; для получения пероксида натрия Na₂O₂ и надпероксида калия KO₂, которые используются в подводных лодках и космических кораблях для получения кислорода:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂.

KОН, NaОН, K₂CO₃, Na₂CO₃ применяют для производства бумаги, мыла, стекла, искусственных волокон, для очистки нефтепроводов, в щелочных аккумуляторах.

NaНCO₃ применяют в медицине, кулинарии, в огнетушителях.

NaCl – в качестве сырья для получения Na, NaОН, Cl₂, HCl; в пищевой промышленности, в медицине.

KCl, NaNO₃, KNO₃, K₂SO₄ – в качестве удобрений.

 

Тема 8. ВОДОРОД

 

Водород – первый элемент периодической системы элементов.

В природе водород встречается в виде трех изотопов, которые имеют индивидуальные названия:

 

Изотоп водорода	Название	Массовое число	Содержание в природе ω, %
^1H	протий (Н)	1	99,9885 ± 0,0070
^2Н	дейтерий (D)	2	0,0115 ± 0,0070
^3Н	тритий (радиоактивный) (T)	3	следы

 

Катион H⁺ (и ядро) самого распространенного изотопа водорода протия ¹H – протон.

Атом водорода состоит из ядра и одного электрона. Электронная конфигурация 1 s ¹. Электронно-графическая схема:

На s -орбитали атома 1 неспаренный электрон. Водород можно отнести к элементам I А группы, так как у водорода, как и у щелочных металлов, на последнем энергетическом уровне находится один электрон, и для него наиболее характерна степень окисления +1. Но водород можно отнести и к элементам VII А группы, так как до завершения энергетического уровня ему не хватает одного электрона и он так же, как и галогены, может проявлять степень окисления, равную –1. Как и галогены, водород – газообразное вещество, молекулы состоят из двух атомов. Энергия ионизации водорода (1312,05 кДж/моль) близка энергии ионизации хлора (1251,19 кДж/моль). Для щелочных металлов значения энергии ионизации ниже (для натрия 495,8 кДж/моль). Значение относительной электроотрицательности водорода (2,20) ‒ промежуточное между значениями относительной электроотрицательности металлов и неметаллов. Поэтому водород в химических реакциях может выступать как  роли в окислителя (с менее электроотрицательными элементами), так и в роли восстановителя (с более электроотрицательными элементами). Однако окислительные свойства водорода из-за небольшого значения энергии сродства к электрону (72,769 кДж/моль) выражены менее ярко, чем восстановительные. Поэтому образование гидрид-иона Н^– наблюдается только при взаимодействии водорода с наиболее активными металлами – щелочными и щелочноземельными.

Распространение в природе. Водород – самый распространенный элемент во Вселенной (»92% всех атомов). Массовая доля водорода в земной коре составляет 1% – это десятый по распространенности элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17% (второе место после кислорода, доля атомов которого равна»52%). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, очень велико. Практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005% по объему).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 50%.

Простое вещество водород (H₂) – легкий газ без цвета, вкуса и запаха. Устойчив к нагреванию до 2000°С. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен, плохо растворим в воде, растворим в этаноле и ряде металлов: Fe, Ni, Pt, Pd. Основные физические характеристики H₂:

плотность                         0,0000899 г/см³ (при 273K (0°C));

температура плавления     –259,2°С;

температура кипения      –252,6°С;

D _{(по воздуху)}                          0,069;

растворимость в воде               0,0019 г /л (в 100объемах H₂O
растворяется 2 объема H₂)

Химические свойства водорода. Молекулы водорода Н₂ довольно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия. Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами и с единственным неметаллом – фтором. С большинством металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении.

Восстановительные свойства водород проявляет:

– с галогенами, образуя галогеноводороды. С фтором реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре:

F₂ + H₂ = 2HF.

С хлором реакция протекает при поджигании или при облучении ультрафиолетом:

Cl₂ + H₂  2HCl;

– с кислородом при поджигании или внесении в водородно-кислородную смесь платинового (Pt) катализатора:

О₂ + 2Н₂  2Н₂О;

– с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаротов (реакция обратима):

N₂ + 3H₂                       2NH₃;

– с серой при нагревании (реакция обратима):

S + H₂  Н₂S;

– с сажей взаимодействует при сильном нагревании:

C + 2H₂  CH₄.

Окислительные свойства водород проявляет только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами:

2Na + H₂  2NaH^–1 (гидрид натрия);

Ca + Н₂  СаН₂  (гидрид кальция).

Гидриды – солеобразные, твердые вещества. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления –1 менее характерна для водорода. Гидриды разлагаются водой и кислотами:

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂↑;

CaH₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂↑.

В реакциях со сложными веществами для водорода характерны восстановительные свойства. При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов:

CuO + Н₂  Cu + Н₂O;

Fe₂O₃ + 3H₂  2Fe + 3H₂O.

Водород может восстановить из оксидов только те металлы, которые в электрохимическом ряду расположены правее Zn.

Восстанавливает некоторые соли и бинарные соединения неметаллов:

SiCl₄ + 2H₂  Si + 4HCl;

2FeCl_3(р-р) + H_2(газ)  = 2FeCl_2(р-р) + 2HCl_(р-р);

CuCl_2(р-р) + H_2(газ)  = Cu↓ + 2HCl_(р-р).

Молекулярный водород применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений (реакции гидрирования):

СH₂═CH₂ + H₂                       СH₃─CH₃.

Качественная реакция на водород – сгорание с «хлопком» собранного в пробирку H₂.

Получение водорода

В промышленности

В лаборатории

1. Электролиз воды и водных растворов щелочей и солей: 2H2O  2H2↑ + O2↑; 2NaCl + 2H2O  H2↑ + + 2NaOH + Cl2↑ 2. Пропускание паров воды над раскаленным коксом (температура около 1000°C): H2O + C ⇄ H2↑ + CO↑ (смесь – водяной газ); H2O + CО ⇄ H2↑ + CO2↑ 3. Из природного газа. Конверсия метана с водяным паром (1000°C): CH4 + H2O ⇄ CO↑ + 3H2↑ Каталитическое окисление кислородом: 2CH4 + O2 ⇄ 2CO↑ + 4H2↑ 4. Пропусканием паров воды над раскаленным железом (500°C): 3Fe + 4H2O  Fe3O4 + 4H2 5. Крекинг (пиролиз) метана, в результате которого также получается сажа (очень чистый углерод): CH4  C + 2H2↑

1. Взаимодействие металлов, стоящих в электрохимическом ряду напряжений до водорода, с кислотами-неокислителями: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑; Fe + H2SO4 (разб) = FeSO4 + H2↑ 2. Взаимодействие алюминия, цинка или кремния с водными растворами щелочей: 2Al + 2NaOH + 6H2O = = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑; Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑ 3. Взаимодействие гидридов металлов с водой: CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2↑; NaH + H2O = NaOH + H2↑

Бинарные соединения водорода можно классифицировать на группы:

– молекулярные соединения водорода (B₂H₆, CH₄, H₂O, HF). Молекулярные соединения водорода подразделяют на электронодефицитные (B₂H₆), электроноизбыточные (H₂O, HF) и соединения, в которых все валентные электроны принимают участие в образовании связей (CH₄).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов изменяются по периоду и группе следующим образом:

		Кислотность возрастает				Кислотность
Cоединения с основными свойствами		NH3		H2O	HF
		PH3		H2S	HCl
		Амфотерное соединение		H2Se	HBr
				H2Te	HI
				Кислоты

 

Щелочная среда: NH₃ + HOH ⇄ NH₃∙H₂O ⇄ NH  + OH^–

Кислая среда:       HF ⇄ H⁺ + F^–

Нейтральная среда:   H₂O ⇄ H⁺ + OH^–

Возрастание кислотности водородных соединений слева направо по периоду объясняется возрастанием полярности связи Э‒Н, а по группе сверху вниз – увеличением длины связи.

– ионные (солеобразные) гидриды, не проводящие электрический ток. К ним относятся соединения водорода с активными металлами (NaH, CaH₂). Ионные гидриды выделяют водород при взаимодействии с водой и кислотами;

– металлоподобные нестехиометрические гидриды, проводящие электрический ток. Их образуют d - и f -элементы. Большинство металлоподобных гидридов имеют переменный состав и высокую подвижность водорода.

Биогенная роль водорода

Водород вместе с азотом, кислородом и углеродом входит в группу так называемых элементов-органогенов. Именно из этих элементов в основном и состоит организм человека. Доля водорода в нем по массе достигает 10%, а по числу атомов ‒ 50% (каждый второй атом в организме – водород). Водород входит в состав воды, белков, жиров, углеводов, витаминов, биологически активных веществ и т. д. Наибольшую ценность представляет соединение водорода с кислородом – вода, которая составляет основную массу любого живого организма. Содержание воды в теле только что родившегося человека составляет 77%, в зрелом возрасте оно уменьшается до 50% у женщин и 60–62% у мужчин. В организме непрерывно происходит обмен воды и растворенных в ней веществ. Поэтому рекомендуется каждому человеку употреблять не менее 1,5 л воды в день.

Другой группой важных соединений водорода являются кислоты. Их способность высвобождать ион водорода делает возможным формирование рН среды. Немаловажной функцией водорода также является его способность образовывать водородные связи, которые, например, формируют в пространстве активные формы белков и структуру ДНК.

Применение водорода

Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:

– как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием);

– кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов (температура до 4000°С);

– как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов;

– промышленный синтез NH₃, HCl, CH₃OH;

– гидрирование органических соединений (в частности, гидрогенизация растительных масел в твердые жиры);

– переработка тяжелых остатков нефти в более ценное моторное топливо; очистка нефти от соединений серы;

– в качестве экологически чистого топлива, ракетного топлива, в термоядерных реакциях.

 

Тема 9. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА d -ЭЛЕМЕНТОВ

d -элементы называют главными переходными элементами. Они характеризуются застройкой внутрених d -орбиталей, s -орбиталь их внешней оболочки заполняется до заполнения d -орбиталей. Валентными у d -элементов являются внешние s - и предвнешние
d -электроны.

d -Элементы образуют три переходных ряда – в 4-м, 5-м и 6-м периодах соответственно. Первый переходный ряд включает 10 элементов от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3 d -орбиталей:

Элемент	Символ	Атомный номер	Электронная конфигурация
Скандий Титан Ванадий Хром Марганец Железо Кобальт Никель Медь Цинк	Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn	21 22 23 24 25 26 27 28 29 30	1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^1 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^2 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^3 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^5 4s^1 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^5 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^6 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^7 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^8 4s^2 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^10 4s^1 1s^2 2s^22p^6 3s^23p^63d^10 4s^2

 

Хром и медь имеют на 4 s -орбиталях всего по одному электрону. Полузаполненные или заполненные d -подуровни обладают большей устойчивостью. В атоме хрома на каждой из пяти 3 d -орбиталей имеется по одному электрону (полузаполненная подоболочка). В атоме меди на каждой из пяти 3 d -орбиталей находится по паре электронов (заполненная подоболочка).

d -элементы и их соединения обладают рядом характерных свойств: переменные состояния окисления; способность к образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.

Цинк часто не относят к числу переходных элементов. Его физические и химические свойства не позволяют относить его к переходным металлам. В частности, в своих соединениях он проявляет только одну степень окисления +2, электроны d -подоболочки не участвуют в образовании связей, он не проявляет каталитической активности.

Физические свойства. Все d -элементы являются металлами. Большинство из них имеют характерный металлический блеск. По сравнению с s -металлами их прочность в целом значительно выше. Для них характерны ковкость (их можно расплющить ударами в листы), тягучесть, высокий предел прочности на разрыв. d -элементы в целом характеризуются высокими температурами плавления и кипения. Их твердость и высокие температуры плавления и кипения объясняются прочными связями. Наличие прочной металлической связи обусловлено способностью d -элементов поставлять на образование связи электроны не только из внешней, но и из предвнешней электронной d -подоболочки.

d -Элементы характеризуются высокой плотностью. Это объясняется сравнительно малыми радиусами их атомов. Атомные радиусы
d -элементов мало изменяются по периоду:

 

Элемент	Металлический радиус атома, нм	Энергия ионизации I 1, кДж/моль	Электроотрицательность c (по шкале Полинга)	ρ, г/см^3	t пл, ^оС	t кип, ^оС
Cr Mn Fe Cu Zn	0,127 0,130 0,126 0,128 0,139	652,87 717,27 762,47 745,48 906,40	1,66 1,55 1,83 1,90 1,65	7,19 7,44 7,87 8,96 7,13	1907 1246 1538 1085 420	2671 1962 2861 2562 907

d -Элементы – хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s -электрон сверх полузаполненной или заполненной d -оболочки. Металлы с заполненной s -оболочкой обладают меньшей электропроводностью. Медь, серебро, золото, обладающие внешней электронной конфигурацией d ¹⁰ s ¹, проводят электрический ток лучше, чем цинк, кадмий и ртуть, обладающие электронной конфигурацией d ¹⁰ s ². Хром, молибден и вольфрам, имеющие электронную конфигурацию d ⁵ s ¹, характеризуются более высокой электропроводностью по сравнению с марганцем, технецием и рением, имеющими конфигурацию d ⁵ s ².

d -Элементы обладают некоторыми особенностями по сравнению с элементами главных подгрупп.

1. У d -элементов лишь небольшая часть валентных электронов делокализована по всему кристаллу (тогда как у щелочных и щелочноземельных металлов валентные электроны полностью отданы в коллективное пользование). Часть d -электронов участвуют в образовании направленных ковалентных связей между соседними атомами. Таким образом, эти элементы в кристаллическом состоянии обладают не чисто металлической связью, а ковалентно-металлической. Поэтому все они твердые (кроме Hg) и тугоплавкие (за исключением Zn, Cd) металлы.

Наиболее тугоплавки металлы V В и VI В групп. У них максимально возможное число неспаренных электронов, а следовательно, наибольшее число ковалентных связей. Дальнейшее заполнение приводит к уменьшению числа ковалентных связей и падению температур плавления.

2. Вследствие незаполненности d -подуровня и наличия близких по энергии незаполненных ns - и np -подуровней катионы d -элементов склонны к комплексообразованию; их комплексные соединения, как правило, окрашены и парамагнитны.

3. Для d -элементов характерен большой набор валентных состояний и, как следствие этого, изменение кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств в широких пределах.

Поскольку часть валентных электронов находится на s -орбиталях, то проявляемые ими низшие степени окисления, как правило, равны +2. Исключение составляют элементы, ионы которых Э³⁺ и Э⁺ имеют устойчивые конфигурации d ⁰, d ⁵ и d ¹⁰: Sc³⁺, Fe³⁺, Cu⁺, Ag⁺, Au⁺.

Соединения, в которых d -элементы находятся в низшей степени окисления, образуют кристаллы ионного типа, в химических реакциях проявляют основные свойства и являются, как правило, восстановителями.

Устойчивость соединений, в которых d -элементы находятся в высшей степени окисления (равной номеру группы), увеличивается в пределах каждого переходного ряда слева направо, достигая максимума для 3 d -элементов у Mn, а во втором и третьем переходных рядах – у Ru и Os соответственно. В пределах одной подгруппы стабильность соединений высшей степени окисления уменьшается в ряду 5 d > 4 d > 3 d, о чем свидетельствует характер изменения значений стандартных энергий Гиббса образования однотипных соединений, например:

	CrO3	MoO3	WO3	Mn2O7	Tc2O7	Re2O7
Δ G ,кДж/моль	–506	–677	–763	–543,4	–936,3	–1165

Это явление связано с тем, что при увеличении главного квантового числа в пределах одной подгруппы происходит уменьшение разности энергий (n – 1) d - и ns -подуровней. Соединения, в которых
d -элементы находятся в высших степенях окисления, имеют кислотный характер, являются окислителями (CrO₃ и K₂CrO₄, Mn₂O₇, KMnO₄).

Соединения, в которых d -элементы находятся в промежуточных степенях окисления, проявляют амфотерные свойства и окислительно-восстановительную двойственность.

Поскольку для d -элементов в пределах подгруппы устойчивость высших степеней окисления сверху вниз растет, то окислительные свойства соединений высшей степени окисления резко падают. Так, соединения хрома (VI) (CrO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇) и марганца (VII) (Mn₂O₇, KMnO₄) – сильные окислители, а WO₃, Re₂O₇ и соли соответствующих им кислот (H₂WO₄, HReO₄) восстанавливаются с трудом.

4. Сходство d -элементов с элементами главных подгрупп в полной мере проявляется у элементов третьей группы ns ² np ¹ и (n – 1) d ¹ ns ². С возрастанием номера группы оно уменьшается; элементы VIII А подгруппы – газы, VIII В – металлы. В первой группе снова появляется отдаленное сходство (все элементы – металлы), а элементы I В подгруппы – хорошие проводники; это сходство усиливается во второй группе, так как d -электроны Zn, Cd и Hg не участвуют в образовании химической связи.

5. d -элементы III В – VII В подгрупп в высших степенях окисления по свойствам подобны соответствующим p -элементам. Так, в высших степенях окисления Mn (VII) и Cl (VII) являются электронными аналогами. Подобие электронных конфигураций (s ² p ⁶) приводит к подобию свойств соединений семивалентных марганца и хлора. Mn₂O₇ и Cl₂O₇ в обычных условиях малоустойчивые жидкости, являющиеся ангидридами сильных кислот с общей формулой НЭО₄. В низших степенях окисления марганец и хлор имеют различное электронное строение, что обусловливает резкое отличие свойств их соединений. Например, низший оксид хлора Cl₂O (s ² p ⁴) – газообразное вещество, являющееся ангидридом хлорноватистой кислоты (HClO), тогда как низший оксид марганца MnO (d ⁵) представляет собой твердое кристаллическое вещество основного характера.

6. Восстановительная способность металла определяется не только его энергией ионизации (М – ne ^– → М ^{n +}; ∆ H ^о_иониз > 0), но и энтальпией гидратации образовавшегося катиона (М ^{n +} + m H₂O = М ^{n +} · m H₂O; ∆ H  < 0). Энергии ионизации d -элементов в сравнении с другими металлами велики, но они компенсируются большими энтальпиями гидратации их ионов. Вследствие этого электродные потенциалы большинства d -элементов отрицательны.

В периоде с ростом порядкового номера восстановительные свойства металлов уменьшаются, достигая минимума у элементов I В группы. Тяжелые металлы VIII В и I В групп за свою инертность названы благородными.

7. На кислотно-основные свойства гидроксидов d -элементов влияют те же факторы (величина ионного радиуса и заряд иона), что и на гидроксиды p -элементов.

Гидроксиды низших степеней окисления d -элементов обычно проявляют основные свойства, а отвечающие высшим степеням окисления – кислотные. В промежуточных степенях окисления гидроксиды амфотерны. Особенно отчетливо изменение кислотно-основных свойств гидроксидов при изменении степени окисления проявляется в соединенинях марганца. В ряду Mn(OH)₂ – Mn(OH)₃ – Mn(OH)₄ – H₂MnO₄ – HMnO₄ свойства гидроксидов меняются от слабого основания Mn(OH)₂ через амфотерные Mn(OH)₃ и Mn(OH)₄ к сильной кислоте HMnO₄.

В пределах одной подгруппы гидроксиды d -элементов одинаковой степени окисления характеризуются увеличением основных свойств при движении сверху вниз. Например, в III В группе Sc(OH)₃ – слабое, а La(OH)₃ – сильное основание. Элементы IV В группы Ti, Zr, Hf образуют амфотерные гидроксиды Э(OH)₄, но кислотные свойства их ослабевают при переходе от Ti к Hf.

8. Отличительной особенностью переходных элементов является образование фаз переменного состава. Это, во-первых, твердые растворы внедрения и замещения и, во-вторых, соединения переменного состава. Твердые растворы образуются элементами с близкими электроотрицательностями, атомными радиусами и одинаковыми кристаллическими решетками. Чем больше отличаются элементы по своей природе, тем менее они растворяются друг в друге и тем более склонны к образованию химических соединений. Такие соединения могут иметь как постоянный, так и переменный состав. В отличие от твердых растворов, в которых сохраняется решетка одного из компонентов, для соединений характерно образование новой решетки и новых химических связей. Другими словами, к химическим соединениям относят лишь те фазы переменного состава, которые резко отличаются по строению и свойствам от исходных.

Для соединений переменного состава характерны следующие особенности:

а) состав этих соединений зависит от способа получения. Так, в зависимости от условий синтеза оксиды титана имеют состав TiO_1,2–1,5 и TiO_1,9–2,0; карбиды титана и ванадия – TiC_0,6–1,0 и VС_0,58–1,09, нитрид титана TiN_0,45–1,00;

б) соединения сохраняют свою кристаллическую решетку при значительных колебаниях количественного состава, то есть имеют широкую область гомогенности. Так, TiC_0,6–1,0, как следует из формулы, сохраняет решетку карбида титана при недостатке в ней до 40% атомов углерода;

в) природа связи в таких соединениях определяется степенью заполнения d -орбиталей металла. Электроны внедренного неметалла заселяют вакантные d -орбитали, что приводит к усилению ковалентности связей. Именно поэтому доля металлической связи в соединениях начальных элементов d -рядов (IV–V групп) понижена.

Наличие ковалентной связи в них подтверждается большими положительными энтальпиями образования соединений, более высокими твердостью и температурой плавления, меньшей электропроводностью по сравнению с образующими их металлами.

Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы всех металлов первого переходного ряда, за исключением меди (и серебра во втором переходном ряду), в системах М²⁺/М отрицательны. Металлы первого переходного ряда, за исключением меди, расположены в электрохимическом ряду напряжений до водорода. Поэтому они должны вытеснять водород из минеральных кислот. Однако некоторые из них реагируют с кислотами медленно, потому что на поверхности металла образуется защитный слой оксида. Это объясняет пассивность таких металлов, как хром, в коррозионных средах.

Нахождение металлов в природе. Самыми распространенными в земной коре металлами являются:

Al, Fe, Ca, Mg, Na, K, Ti, Mn…

распространенность возрастает

Редкие металлы – это металлы, массовая доля которых в земной коре ≤ 0,01% (например: Ti, Pt, Pd).

Рассеянные металлы – это металлы, которые не образуют собственных руд (например: Sc, Tl, Hf).

Форма нахождения металлов в природе определяется их химической активностью. Малоактивные металлы встречаются в природе, как в соединениях, так и в свободном виде (самородные металлы): Au, Cu, Ag, Pt, Hg. Химически активные металлы находятся в природе только в виде соединений.

Получение металлов из их соединений – это задача металлургии. Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов из руд. Любой металлургический процесс является процессом восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей, в результате которого получаются металлы в свободном виде. Металлургическими методами получают большинство металлов и множество сплавов. В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.