Металлы (стр. 1 )

Федеральное агентство по образованию

Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

«Братский государственный университет»

МЕТАЛЛЫ

Учебное пособие

Братск 2008

УДК 540

 А. Металлы: учеб. пособие / Т. А. Донская, М. А. Варданян, С. Ф. Лапина, . – Братск: ГОУ ВПО «БрГУ», 2008. – 65 с.

Учебное пособие соответствует требованиям Государственного образовательного стандарта по дисциплине «Химия». Рассмотрены общие вопросы химии металлов: распространенность в природе и способы получения, электронное строение и кристаллические решетки, физические свойства и химическая активность, сущность коррозионных процессов
и окислительно-восстановительные способности. Приводятся способы решения типовых задач, контрольные вопросы и задания.

Предназначено для оказания помощи студентам инженерно-технических специальностей при изучении раздела «Реакционная способность веществ».

Библиогр. 6 назв. Ил. 4. Табл.9.

Рецензент: А., д-р хим. наук; зав. кафедрой БЖД и экологии Иркутского государственного университета путей сообщения

ã ГОУ ВПО «БрГУ», 2008

ã Варданян Т. А.,

, , 2008

Введение

В подготовке специалистов различных профилей очень важную роль играют фундаментальные науки, и в том числе химия. Химическая подготовка современного специалиста заключается не в накоплении фактических сведений о свойствах различных материалов, не в запоминании технологических рекомендаций, а в создании химического мышления, помогающего решать самые разнообразные научно-практические задачи.

Данное учебное пособие предназначено для оказания помощи студентам при изучении раздела «Реакционная способность веществ».

В пособии излагаются важнейшие теоретические вопросы, касающиеся химии металлов: распространенность в природе, способы получения, особенности электронного строения, природа химической связи, строение кристаллических решеток, окислительно-восстановительные свойства.

Подробно рассмотрены способы решения задач по изучаемой теме и даны аналогичные задачи для тестового контроля. При
решении задач происходит более глубокое и полное усвоение учебного материала, вырабатываются навыки практического применения имеющихся знаний, развиваются способности к самостоятельной работе, происходит формирование умения логически мыслить, использовать приемы анализа и синтеза.

По мере знакомства с материалом пособия студенты углубят свои знания о химических свойствах металлов, и, в частности, об их отношении к неметаллам, воде, концентрированным и разбавленным кислотам, растворам кислот и щелочей, к комплексным соединениям, научатся связывать изучаемый в аудитории материал с результатами собственных лабораторных наблюдений.

Пособие не только окажет помощь студентам при изучении курса «Химии», но и будет способствовать фундаментальному усвоению ими в дальнейшем таких важных дисциплин, как «Материаловедение», «Электротехнические материалы».

1. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ

Проводники электрического тока бывают 2 типов:

§  проводники первого рода или проводники с электронной проводимостью, к которым относятся все металлы;

§  проводники второго рода обладающие ионной проводимостью и представленные растворами и расплавами электролитов.

Очень важное значение для техники имеют металлы. Физико-химические свойства металлов определяют возможности их использования в качестве основных конструкционных материалов в промышленности.

Металлами, с точки зрения химии, называются химические элементы, атомы которых склонны отдавать свои электроны. Большинство химических элементов (более 80) являются металлами: к ним относятся s-, d- и f-элементы, а также некоторые p-элементы. Все характерные металлические признаки обусловлены электронным строением и строением кристаллических решеток металлов.

1.1. Положение металлов в периодической системе
и их электронное строение

Если в Периодической системе условно провести диагональ от бора к астату, то металлы будут находиться слева от неё.

В первом периоде металлов нет, во втором периоде находятся металлы Li, Be, в третьем периоде – Na, Mg, Al, четвертый период состоит из металлов, за исключением As, Se, Br, Kr, в пятом периоде все металлы кроме Tc, I, Xe, в шестом периоде все металлы, кроме At, Rn, седьмой период – занят исключительно металлами.

Так как у металлов главных подгрупп первой и второй групп электроны заполняют s-орбитали внешних уровней, то они относятся к семейству s-металлов. Электронную конфигурацию s-металлов можно представить ns1–2, где n – номер внешнего энергетического уровня. Например, электронная формула атома натрия имеет вид 1s22s22p63s1, а соответствующая ей графическая формула

s

1 ↑↓

p

2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

d

3 ↑

Металлы главной подгруппы 1 группы называют щелочными металлами. Это название они получили потому, что их гидроксиды известны как щелочи. Металлы главной подгруппы 2 группы Ca, Sr, Ba – называют щелочноземельными. Атомы s-металлов легко теряют электроны внешнего слоя, превращаются в ионы и принимают электронную конфигурацию атомов ближайшего благородного газа.

Например, атом Na, отдавая один электрон, превращается
в ион Na+.

Электронная конфигурация иона натрия Na+ 1s22s22p6 соответствует конфигурации инертного газа неона 10Ne 1s22s22p6.

Внешние занятые электронами s- и p-орбитали создают вокруг себя плотные электронные облака, которые практически не деформируются под влиянием других частиц. Такие катионы называют жесткими.

Алюминий открывает семейство p-металлов, т. к. на внешней орбитали его появляется первый p-электрон. Электронная формула p-металлов: …ns2p1–3. Например, атому алюминия 13Al 1s22s22p63s23p1, соответствует графическая формула:

s

1 ↑↓

p

2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

d

3 ↑↓ ↑

Р-металлы находятся в главных подгруппах третьей, четвертой, пятой групп. Это Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Bi.

В четвертом периоде после 4s-орбитали согласно правилу Клечковского начинается заполнение 3d-орбиталей.

Скандий – первый d-металл. Его электронная конфигурация и графическая формула следующие 1s22s22p63s23p64s23d1

s

1 ↑↓

p

2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

d

3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

4 ↑↓

Общая формула d-металлов: …ns2 (n – 1) d1–10

Все элементы d-семейства – это металлы. Они образуют побочные подгруппы всех групп периодической системы. d-металлы принадлежат к переходным элементам. Особенность построения электронных оболочек этих металлов по сравнению с предшествующими заключается в том, что при переходе к каждому последующему d-элементу новый электрон появляется не на внешней,
а на второй снаружи электронной оболочке. При отрыве внешних s-электронов атомы d-металлов превращаются в ионы. Во внешних оболочках ионов d-металлов находятся d-облака, которые являются более диффузными и легче деформируются под влиянием внешних электрических полей. Такие ионы называют мягкими. Мягкие катионы взаимодействуют с окружающими их частицами сильнее, чем жесткие.

В шестом периоде после заполнения орбитали 6s-подуровня атома бария электроны должны поступать на 4f-орбиталь. Однако у лантана имеет место отступление от правила Клечковского. И у него появляется не 4f, а 5d-электрон. И электронная структура лантана соответствует формуле 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p65d16s2.

Однако уже со следующего за лантаном элемента церия действительно начинается застройка 4f-подуровня, на который переходит электрон с 5d-подуровня, имевшийся в атоме лантана.
Расположенные в этой части шестого периода элементы относятся к f-металлам и называют лантаноидами. Характерной особенностью построения их электронных оболочек является то, что новые электроны занимают место в третьем снаружи электронном слое. Электронная формула ns2 (n – 2) f1–14. f-элементы характеризуются отсутствием существенных различий в структуре внешней и предвнешней электронных оболочек. Поэтому лантаноиды имеют сходство с лантаном и расположены в одной с ними подгруппе.

После четырнадцати f-элементов шестого периода возобновляется заполнение d-орбиталей предвнешнего уровня.

Седьмой, пока незавершенный период системы элементов построен аналогично шестому. В электронной структуре элемента актиния Ас так же прослеживается отступление от правила Клечковского. Следующие за актинием f-элементы (начиная с Th) имеют сходство с ним и называются актиноидами.

Некоторые d-металлы имеют частные особенности электронной структуры. Например, атом меди за счет «проскока» одного из 4s-электронов на 3d-подуровень имеет следующее электронное строение 1s22s22p63s23p63d104s1, соответствующее графической формуле:

s

1 ↑↓

p

2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

d

3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

4 ↑

Аналогичный «проскок» с внешнего s- на предвнешний
d-подуровень предыдущего слоя происходит в атомах Ag, Au, Cr, Mo. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью или наполовину занятым энергетическим подуровням.

Например, Cr за счет «проскока» электрона имеет электронную формулу 1s22s22p63s23p63d54s1, которой соответствует следующая графическая формула:

s

1 ↑↓

p

2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

d

3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑

4 ↑

Анализ электронных структур атомов металлов показывает, что все металлы характеризуются небольшим числом электронов и большим количеством свободных орбиталей на внешних энергетических уровнях.

1.2. Природа химической связи в металлах

Существенные сведения относительно природы химической связи в металлах можно получить на основании двух характерных особенностей, отличающих их от ковалентных и ионных соединений. Металлы, во-первых, отличаются высокой электро - и теплопроводностью. Во-вторых, в обычных условиях являются кристаллическими веществами, структуры которых характеризуются высокими координационными числами (т. е. связями между большим количеством атомов). Все это показывает, что в металлах имеет место особый тип химической связи. Ее называют металлической. Для описания металлической связи лучше всего подходит метод молекулярных орбиталей.

Исходные положения этого метода заключаются в следующем:

1. Все молекулы рассматриваются как единое целое: при взаимодействии двух атомов вместо исходных атомных орбиталей (АО) образуются две молекулярные орбитали (МО), отвечающие разным уровням энергии. Если взаимодействуют три атома, то образуются три МО, принадлежащих трем атомам. С ростом числа взаимодействующих атомов увеличивается число делокализованных МО.

2. Все электроны являются общими для всех атомов, они перемещаются с АО на МО. Заполнение МО происходит в соответствии с принципами и правилами, по которым заполняются АО (принцип минимума энергии и т. д.)

Как видно из рис. 1, с ростом числа взаимодействующих атомов возрастает число разрешенных энергетических состояний, а расстояния между соседними энергетическими уровнями уменьшаются.

При взаимодействии большого количества атомов (а в макроскопическом кристалле металла находится порядка 6×1024 атомов) расстояние между молекулярными орбиталями соседних атомов ничтожно мало, энергии их настолько мало отличаются, что образуются практически непрерывная энергетическая зона, и переход атомов на ближайший более высокий уровень может осуществляться при затрате ничтожно малой энергии. Если такой ближайший уровень не занят электронами, то находящийся на предшествующем уровне электрон ведет себя как свободный, он может перемещаться по кристаллу, т. е. электрон становится делокализованным.

N

Число атомов

Рис. 1. Схема образования энергетических уровней МО
при увеличении числа взаимодействующих атомов

В кристалле какого-нибудь щелочного металла, например калия, атомные орбитали внутренних электронных оболочек практически не перекрываются. Можно считать, что в этом случае непрерывная энергетическая зона создается только за счет орбиталей внешней электронной оболочки. В кристалле, содержащем N атомов, из исходных s-АО внешней электронной оболочки образуется энергетическая зона, содержащая N уровней (рис. 2). В этой зоне размещаются N внешних s-электронов атомов щелочного элемента, которые занимают N/2 энергетических уровня (по 2 на каждом уровне). Совокупность этих занятых валентными электронами уровней называется валентной зоной. В рассматриваемом случае валентная зона занимает лишь половину имеющихся энергетических уровней. Остальные уровни остаются незаполненными, образуя зону проводимости (рис. 2).

Здесь, в непосредственной близости от верхних занятых уровней имеются свободные уровни, на которые могут переходить электроны под действием электрического поля. Это и создает возможность переноса тока электронами, обеспечивая электрическую проводимость металла. В кристалле элементов главной подгруппы второй группы (например, кальция) из исходных s-АО внешних энергетических уровней атомов также образуется зона, состоящая из N уровней. Но, поскольку здесь каждый атом обладает двумя внешними s-электронами, то в этой зоне должно разместиться 2 N электронов, так что все ее уровни окажутся полностью занятыми. Однако при взаимодействии атомов металла перекрываются не только внешние s-орбитали, но и внешние p-орбитали. В результате также образуется непрерывная энергетическая зона, незаполненная электронами. При этом зоны, образованные s - и p-орбиталями, перекрываются (рис. 3), так что и в этом случае зона проводимости, содержащая свободные энергетические уровни, непосредственно примыкает к валентной зоне.

 

Рис. 2. Схема заполнения электронами энергетических уровней в кристалле щелочного металла: 1 – незанятые уровни (зона проводимости); 2 – занятые уровни (валентная зона)

Рис. 3. Схема заполнения электронами энергетических уровней в кристалле элемента главной подгруппы второй группы: 1 – зона проводимости, образованная из исходных внешних p-орбиталей; 2 – валентная зона, образованная из исходных внешних s-орбита-лей

На рис. 2 и 3 изображена граница между валентной зоной
и зоной проводимости. В действительности эта граница размыта; вследствие теплового движения электроны могут переходить
с верхних уровней валентной зоны на нижние уровни зоны проводимости.

Рассмотренная картина электронного строения твердых металлов показывает, что валентные электроны, осуществляющие химическую связь принадлежат всему кристаллу металла, и они способны свободно перемещаться в объеме кристалла. Такую в высшей степени делокализованную химическую связь и называют металлической. Металл можно рассматривать как плотно упакованную структуру из катионов, связанных друг с другом делокализованными электронами – электронным газом.

1.3. Строение кристаллических решеток металлов

Важнейшие свойства металлов тесно связаны со строением их кристаллических решеток. У металлов встречаются структуры трех следующих типов: гранецентрированная кубическая (ГЦК), гексагональная (Г), объемноцентрированная кубическая (ОЦК).

а б в

Рис. 4. Виды основных кристаллических решеток металлов:
а – объемноцентрированная кубическая;
б – гранецентрированная кубическая;
в – гексагональная

Объемноцентрированная кубическая решетка имеется в металлах: Li, Na, K, V, Cr, Fe при температурах до 911° и от 139° до плавления у Pb, W и др.; гранецентрированная кубическая – Al, Ca, Fe при температурах от 911 до 1 392 °С, Ni, Cu, Ag, Au и др. Гексагональная характерна для Be, Mg, Cd, Co, Zn и др.

Атомы металлов в металлическом кристалле образуют плотноупакованные структуры, где не обнаруживается никакой видимой связи с их валентностью. Удерживаются атомы в едином кристалле за счет металлической связи. Кристаллическая решетка металла состоит из его ионов и подвижных электронов. Взаимодействие ионов решетки с «электронной решеткой» и обеспечивает прочность кристалла.

При образовании ОЦК решетки, которая свойственна, например, металлическому натрию, атом, имея один валентный электрон образует металлическую связь с другими атомами. В то же время остальные его валентные орбитали являются вакантными. Избыток числа орбиталей над числом электронов приводит к образованию такой структуры, когда каждый атом натрия «создает» у себя устойчивую восьми – электронную оболочку благородных газов. Это достигается при количестве ближайших атомов (координационном числе), равном восьми. Аналогично атом хрома в основном состоянии имеет электронную конфигурацию Cr …3s2p6d54s1 с одним валентным s-электроном, как у натрия. Его кристаллическая решетка также является решеткой ОЦК.

Всегда по известной конфигурации атома можно определить симметрию кристаллической решетки простого вещества данного элемента. Так, алюминию с электронной конфигурацией атома в возбужденном состоянии Al* …3s1p2 свойственно ГЦК решетка (К. Ч. = 12), а для атомов магния (Mg* …3s1p1), скандия (Sc* …4s1p1) – гексагональная решетка.

На симметрию кристаллической решетки d-элементов их
(n – 1) d- электроны практически не влияют. Но если атом металла содержит неспаренные d-электроны, то эти электроны могут
взаимодействовать с d-электронами соседних атомов металла и образовывать дополнительные ковалентные связи. Аналогичное взаимодействие возможно и для p-элементов. В этих металлах существуют металлическая и ковалентная связи одновременно. Ковалентная локализованная связь обладает свойством направленности, а металлическая – ненаправленная связь. Поэтому первый вид связи обуславливает более упорядоченное состояние, а второй – менее упорядоченное, т. е. характеризуется большей энтропией. При более высоких температурах на структуре кристаллической решетки и свойствах простого вещества сказывается, в основном, наличие металлической связи. Понижение температуры приводит к уменьшению отрицательного энтропийного (– Т × ΔS) вклада в изменение энергии Гиббса и начинает преобладать более упорядоченная локализованная ковалентная связь. Типичным примером проявления этого эффекта является олово. Так, стабильной модификацией олова при t > 13,2 °C является мягкий металл – «белое» олово, в то время как при более низких температурах – устойчивее «серое» олово, представляющее собой твердый и хрупкий порошок с кристаллической решеткой типа алмаза – кристалла с ковалентной связью.

2. РАСПРОСТРАНЕННОСТЬ И СОСТОЯНИЕ МЕТАЛЛОВ

В ПРИРОДЕ

Распределение металлов в земной коре может быть равномерным (рассеянные металлы) и неравномерным (в виде месторождений). Металлы могут находиться в природе в свободном состоянии (в виде простых веществ), а также в виде химических соединений с другими элементами в виде минералов.

Рассмотрим распространенность и состояние металлов, имеющих наиболее практическое значение.

Распространенность металлов выражается чаще в процентах от массы земной коры. Состояние металлов в земной коре зависит от их химической активности. Например, s-металлы, вследствие высокой активности атомов, в природе встречаются только в виде соединений. К наиболее распространенным из них относятся кальций (3,6 %), натрий (2,64 %), калий (2,6 %), магний (2,1 %),
встречающихся в виде следующих минералов: NaNO3 – чилий-
ская селитра, NaCl – каменная соль, Na2B4O7 × 10H2O – бура, Na2SO4 × 10H2O – глауберова соль, KCl × NaCl – сильвинит, CaCO3 × MgCO3 – доломит, MgCO3 – магнезит, СаСО3 – кальцит, CaSO4 × 2H2O – гипс, BaSO4 – тяжелый шпат.

Из p-металлов самым распространенным в природе является алюминий (8,8 %). К основным природным соединениям алюминия относятся:

а) алюмосиликаты: Al2O3 × 2SiO2 × 2H2O – белая глина;
K2O × Al2O3 × SiO2 – полевой шпат; K2O × 3Al2O3 × 6SiO2 × 2H2O – слюда;

б) бокситы Al2O3 × nH2O;

в) корунд Al2O3;

г) криолит Na3AlF6.

Олово встречается в природе в виде минерала SnO2 (оловянный камень), а свинец в виде сульфида PbS – свинцового блеска.

На долю d-металлов в земной коре приходится 5,88 %, из них 5,85 % составляют металлы четвертого периода. Интересно отметить, что более распространены в природе d-металлы с четным
порядковым номером. Например, распространенность железа (порядковый номер 26) составляет 5,1 %, а марганца (порядковый номер 25) всего 0,09 %, а меди (порядковый номер 29) – 0,01 %.

Важнейшими минералами, входящими в состав медных руд, являются халькозин Cu2S, медный колчедан CuFeS2, малахит (CuOH)2CO3. Медь довольно часто встречается также в виде самородков. Суммарные запасы меди в земной коре оцениваются
в 1015 т, в то время как разведанные извлекаемые запасы на 6 порядков меньше (1–2 млрд т). Если темпы роста производства меди сохранятся, то к первой четверти нынешнего столетия потребление меди составит 5×108 т, и ее ресурсы могут быть исчерпаны уже
к концу столетия.

Железо – самый распространенный после алюминия металл. Большая часть железа земной коры содержится в различных алюмосиликатах, однако для получения железа используют руды, содержащие следующие минералы: магнезит Fe3O4, гематит Fe2O3, лимонит Fe2O3 × H2O.

Кобальт и никель – малораспространенные элементы. В металлическом состоянии они встречаются в сплаве с железом
в метеоритах, а в связанном виде – в минералах, например купферникель NiAs, кобальтовый блеск CoAs.

Минералы, содержащие титан, находятся в природе повсе-местно. Важнейшими из них являются титаномагнетиты
FeTiO3 × nFe3O4, ильменит FeTiO2. Хром встречается в природе главным образом в виде хромистого железняка FeO × Cr2O3. Из соединений, содержащих марганец, наиболее часто встречается минерал пиролюзит MnO2. Главные природные соединения цинка – минералы галмей ZnCO3 и цинковая обманка ZnS. Ртуть главным образом находится в природе в виде минерала киновари HgS.

Самым важным минералом серебра является серебряный блеск Ag2S. В качестве примеси серебро присутствует почти во всех медных и особенно в свинцовых рудах.

Главным природным соединением молибдена является молибденит MoS2. Природные соединения вольфрама в большинстве случаев представляет собой вольфраматы, например, часто встречается минерал шеелит CaWO4. Золото, платина ввиду своей малой химической активности встречаются почти исключительно в самородном состоянии.

Некоторые металлы такие как, например, америций, кюрий в природе не встречаются. Они получены искусственным путем.

3. ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ

Как уже отмечалось, отличительные особенности физических свойств металлов обусловлены электронным строением их атомов, и как следствие наличием металлической связи, а также типом кристаллических решеток.

Весь комплекс физических свойств металлов отражен в табл. 1.

Непрозрачность и характерный металлический блеск металлов обусловлены структурой энергетических уровней металлов. Близость энергий большого количества занятых и свободных уровней приводит к тому, что любому кванту видимого света
с энергией E = h · v всегда соответствует такая пара энергетических уровней, один из которых находится в валентной зоне, а другой – в зоне проводимости, а разность их энергий равна Е. В этом случае электрон, поглощая квант света из валентной зоны, переходит в зону проводимости. Свет не отражается, а поглощается. Поэтому металлы непрозрачны. В то же время металлам характерен блеск, который появляется в результате испускания света при возвращении возбужденных светом электронов на более низкие энергетические уровни.

Плотность металлов изменяется в очень широких пределах.

Характер изменения плотности металлов определяется совместным влиянием ряда факторов: симметрии кристаллической решетки, координационного числа и размера атома. Так, в 4 периоде радиус атомов от s-элементов к d-элементам, находящимся в центре периода, уменьшается. Поэтому максимум плотности приходится на металлы элементов центра периода. В 6 периоде
плотность металлов еще более увеличивается за счет лантаноидного сжатия радиусов атомов элементов.

Плотность металлов заметно меняется с температурой. Из-за увеличения амплитуды колебаний атомов при повышении температуры среднее равновесное расстояние между атомами увеличивается, а плотность, следовательно, уменьшается. Чем больше доля
металлической связи и меньше доля ковалентной связи в металле, тем выше коэффициент термического расширения металла. Так, например, для Mg, Al, Zn коэффициент термического расширения
в 2–4 раза больше, чем для Cr и Fe. Этот параметр важен при подборе пар металлов, эксплуатируемых в широком интервале температур: значения коэффициентов термического расширения должны быть, как можно ближе друг к другу.

Таблица 1

Физические свойства металлов

Свойство	Значение для некоторых металлов	Примечание
Металлический блеск	–	In и Ag отражают свет лучше других металлов, поэтому применяются для изготовления зеркал
Плотность ρ, кг/м3 (г/см3, г/мл)	ρ < 5 000 кг/м3 – легкие металлы: Li, Ca, Na, Mg, Al ρ > 5 000 кг/м3 – тяжелые металлы: Zn, Fe, Ni, Cr, Pb, Ag, Au, Os	Самый легкий металл – литий: ρ(Li) = 530 кг/м3 Самый тяжелый – осмий: ρ(Os) =кг/м3
Твердость Н	Твердость некоторых металлов по шкале Мооса: Н(Na) = 0,4; H(Sn) = 1,8; H(Au) = 2,5; H(Al) = 2,9; H(Fe) = 4; H(Ni) = 5; H(Cr) = 9	Самые мягкие металлы: K, Rb, Cs, Na (режутся ножом) Самый твердый – Cr (режет стекло)
Пластичность	Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe   Уменьшение пластичности	Из пластичного Au можно изготовить фольгу толщиной 0,003 мм
Температура плавления Тпл, °С	Тпл > 1 000 °C – тугоплавкие металлы: Au, Cu, Ni, Fe, Pt, Ta, Nb, Mo, W Тпл < 1 000 °C – легкоплавкие металлы: Hg, K, Na, Sn, Pb, Zn, Mg, Al, Ca	Самая низкая Тпл у ртути: Тпл (Hg) = – 39 °С, а самая высокая – у вольфрама: Тпл(W)=3410 °C
Теплопроводность λ	Ag, Cu, Au, Al, W, Fe   Уменьшение λ	–
Электропроводность σ	Ag, Cu, Au, Al, W, Fe   Уменьшение σ	При нагревании σ уменьшается, так как усиливается колебательное движение атомов и ионов в узлах решетки и затрудняется движение электронов

Твердость металлов – сопротивление проникновению в данный металл другого твердого тела. При сочетании металлических поверхностей (трущиеся пары, зубчатые колеса) необходимо учитывать относительную твердость металлов, так как это определяет надежность и долговечность контакта. Так, например, в редукторах с червячной передачей материал червяка выбирается более твердым (сталь), чем материал червячного колеса (бронза). При эксплуатации этой пары нарезка зубчатого колеса постепенно прирабатывается по нарезке червяка. Это обеспечивает более высокое значение коэффициента полезного действия передачи, долговечность и бесшумность в работе.