輕金屬一

輕金屬的共同特點是比重小於5，（又有一說是密度小於4.5克/立方釐米），包括鈹、鋁、鎂、鈉、鉀、鈣、鍶。

基本介紹

如鋁的比重是2.7，鎂的比重是1.74，而鉀的比重只有0.87，鈉只有0.97；

其次是化學活性大，與氧、硫、碳和鹵素的化合物均非常穩定。鋁是地殼中最多的一種金屬元素，約為8%，

呈銀白色，鋁是輕金屬中用量最大的一種，其產量和消費量均僅次於鋼鐵，是第二大金屬。

按冶金工業中有色金屬的分類法，密度小於4.5g/立方匣米的金屬並不都歸入輕金屬，

如鋰、銣、銫、鈹歸入稀有金屬（分屬稀有輕金屬），鈦歸入稀有金屬中的難熔金屬。

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鋁

銀白色輕金屬。有延展性。商品常製成棒狀、片狀、箔狀、粉狀、帶狀和絲狀。

在潮濕空氣中能形成一層防止金屬腐蝕的氧化膜。鋁粉和鋁箔在空氣中加熱能猛烈燃燒，並發出眩目的白色火焰。

易溶於稀硫酸、硝酸、鹽酸、氫氧化鈉和氫氧化鉀溶液，難溶于水。相對密度2.70。熔點660℃。沸點2327℃。

鋁元素在地殼中的含量僅次於氧和矽，居第三位，是地殼中含量最豐富的金屬元素。

航空、建築、汽車三大重要工業的發展，要求材料特性具有鋁及其合金的獨特性質，

這就大大有利於這種新金屬鋁的生產和應用。 應用極為廣泛。

發展歷史

鋁（Aluminium）的英文名出自明礬，即硫酸複鹽KAl(SO4)2·12H2O。

史前時代，人類已經使用含鋁化合物的黏土製成陶器。鋁在地殼中的含量僅次於氧和矽，位列第三。

但是由於鋁化合物的氧化性很弱，鋁不易從其化合物中被還原出來，因而遲遲不能分離出金屬鋁。

1854年，德國化學家德維爾利用鈉代替鉀還原氯化鋁，制得鋁錠。在以後的一段時期裏，鋁是帝王貴族們享用的珍寶。

法國皇帝拿破崙三世在宴會上使用過鋁制叉子；泰國國王使用過鋁制錶鏈。

1855年在巴黎博覽會上，它與王冠上的寶石一起展出，標籤上注明“來自黏土的白銀”。

1889年，門捷列夫還曾得到倫敦化學會贈送的鋁合金製成的花瓶和杯子。

到19世紀末，鋁的價格發生了成千倍的跌落。

首先是由於19世紀70年代西門子改進了發電機後，有了廉價的電力；

其次是由於法國的Heroult和美國的C. M. Hall於1886年分別發展了將氧化鋁溶解在冰晶石（Na3AlF6）中電解的方法。

當時他們都是22歲。這項創舉使鋁以大規模生產，奠定了今天世界電解鋁的工業方法。

至今各種鋁製品已廣泛進入千家萬戶。

含量分佈

地殼中含量最豐富的金屬元素，含量8.3%。主要以鋁矽酸鹽礦石存在，還有鋁土礦和冰晶石。

氧化鋁為一種白色無定形粉末，它有多種變體，其中最為人們所熟悉的是α－Al₂O₃和β－Al₂O₃。

自然界存在的剛玉即屬於α一Al₂O₃，它的硬度僅次於金剛石，熔點高、耐酸堿，常用來製作一些軸承，製造磨料、耐火材料。

如剛玉坩堝，可耐1800℃的高溫。

Al₂O₃由於含有不同的雜質而有多種顏色。例如含微量Cr（III）的呈紅色，稱為紅寶石；

含有Fe（II），Fe（III）或Ti（IV）的稱為藍寶石。

鋁是一種輕金屬，化學符號為Al，原子序數：13。鋁元素在地殼中的含量僅次於氧和矽，居第三位，

是地殼中含量最豐富的金屬元素，其蘊藏量在金屬中居第2位元。在金屬品種中，僅次於鋼鐵，為第二大類金屬。

化學性質

鋁是活潑金屬，在乾燥空氣中鋁的表面立即形成厚約50埃（1埃=0.1納米）的緻密氧化膜，使鋁不會進一步氧化並能耐水；

但鋁的粉末與空氣混合則極易燃燒；熔融的鋁能與水猛烈相應的金屬；鋁是兩性的，極易溶於強鹼，也能溶於稀酸。

反應實質：水是極弱的電解質，但在水中能電離出氫離子和氫氧根離子與鋁反應，生成Al(OH)₃和H₂。

反應條件可加熱也可以在常溫下進行，在常溫下起現象很難觀察。

根據鋁的還原性可推斷鋁可以與水反應，但實驗發現，鋁與沸水幾乎沒有反應現象，

不過鋁在加熱條件下就可以與水蒸汽發生明顯反應，但反應一開始就與水中的氧氣生成緻密氧化膜阻止反應進一步進行。

物理性質

鋁為銀白色輕金屬。有延展性。商品常製成柱狀、棒狀、片狀、箔狀、粉狀、帶狀和絲狀。

在潮濕空氣中能形成一層防止金屬腐蝕的氧化膜。用酸處理過的鋁粉在空氣中加熱能猛烈燃燒，並發出眩目的白色火焰。

易溶於稀硫酸、稀硝酸、鹽酸、氫氧化鈉和氫氧化鉀溶液，不溶于水，但可以和熱水緩慢地反應生成氫氧化鋁，

相對密度2.70，彈性模量70Gpa，泊松比0.33。熔點660℃。沸點2327℃。

以其輕、良好的導電和導熱性能、高反射性和耐氧化而被廣泛使用。做日用皿器的鋁通常叫“鋼精”或“鋼種”。

同位素：鋁有24種同位素，其中只有一種是穩定的。

主要用途

鋁及鋁合金是當前用途十分廣泛的、最經濟適用的材料之一。

世界鋁產量從1956年開始超過銅產量一直居有色金屬之首。

當前鋁的產量和用量僅次於鋼材，成為人類應用的第二大金屬；

而且鋁的資源十分豐富，據初步計算，鋁的礦藏儲存量約占地殼構成物質的8%以上。

鋁的重量輕和耐腐蝕，是其性能的兩大突出特點。

鋁的密度很小，僅為2.7 g/cm，雖然它比較軟，但可製成各種鋁合金，如硬鋁、超硬鋁、防銹鋁、鑄鋁等。

這些鋁合金廣泛應用於飛機、汽車、火車、船舶等製造工業。

此外，宇宙火箭、太空梭、人造衛星也使用大量的鋁及其鋁合金。

例如，一架超音速飛機約由70%的鋁及其鋁合金構成。

船舶建造中也大量使用鋁，一艘大型客船的用鋁量常達幾千噸。

鋁的導電性僅次於銀、銅和金，雖然它的導電率只有銅的2/3，但密度只有銅的1/3，所以輸送同量的電，鋁線的品質只有銅線的一半。

鋁表面的氧化膜不僅有耐腐蝕的能力，而且有一定的絕緣性，所以鋁在電器製造工業、電線電纜工業和無線電工業中有廣泛的用途。

鋁是熱的良導體，它的導熱能力比鐵大3倍，工業上可用鋁製造各種熱交換器、散熱材料和炊具等。 

鋁有較好的延展性(它的延展性僅次於金和銀)，在100 ℃～150 ℃時可製成薄於0.01 mm的鋁箔。

這些鋁箔廣泛用於包裝香煙、糖果等，還可製成鋁絲、鋁條，並能軋製各種鋁製品。 

鋁的表面因有緻密的氧化物保護膜，不易受到腐蝕，常被用來製造化學反應器、醫療器械、冷凍裝置、石油精煉裝置、石油和天然氣管道等。

鋁粉具有銀白色光澤(一般金屬在粉末狀時的顏色多為黑色)，常用來做塗料，俗稱銀粉、銀漆，以保護鐵製品不被腐蝕，而且美觀。

鋁在氧氣中燃燒能放出大量的熱和耀眼的光，常用於製造爆炸混合物，

如銨鋁炸藥(由硝酸銨、木炭粉、鋁粉、煙黑及其他可燃性有機物混合而成)、

燃燒混合物(如用鋁熱劑做的炸彈和炮彈可用來攻擊難以著火的目標或坦克、大炮等)

和照明混合物(如含硝酸鋇68%、鋁粉28%、蟲膠4%)。 

鋁熱劑常用來熔煉難熔金屬和焊接鋼軌等。鋁還用做煉鋼過程中的去氧劑。

鋁粉和石墨、二氧化鈦(或其他高熔點金屬的氧化物)按一定比率均勻混合後，塗在金屬上，

經高溫煆燒而製成耐高溫的金屬陶瓷，它在火箭及導彈技術上有重要應用。 

鋁板對光的反射性能也很好，反射紫外線比銀強，鋁越純，其反射能力越好，因此常用來製造高品質的反射鏡，如太陽灶反射鏡等。

鋁具有吸音性能，音響效果也較好，所以廣播室、現代化大型建築室內的天花板等也採用鋁。

耐低溫，鋁在溫度低時，它的強度反而增加而無脆性，因此它是理想的用於低溫裝置材料，如冷藏庫、冷凍庫、南極雪上車輛、氧化氫的生產裝置。

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鎂

英國大衛於1808年用鉀還原氧化鎂制得金屬鎂。

它是一種銀白色的輕質鹼土金屬，化學性質活潑，能與酸反應生成氫氣，具有一定的延展性和熱消散性。

鎂元素在自然界廣泛分佈，是人體的必需元素之一。

發現簡史

第一個確認鎂是一種元素的是Joseph Black，在愛丁堡（英國）於1755年。

他辨別了石灰（CaO）中的苦土（氧化鎂，MgO），兩者各自都是由加熱類似於碳酸鹽岩，菱鎂礦和石灰石來制取。

另一種鎂礦石叫做海泡石（矽酸鎂），於1799年由Thomas Henry報告，他說這種礦石在土耳其更多的用於製作煙斗。

不純淨的鎂金屬在1792年由Anton Rupprecht首次制取，他加熱苦土和木炭的混合物。

純淨但非常小量的金屬鎂在1808年由Humphry Davy電解氧化鎂制取。

然而，是法國科學家Antoine-Alexandre-Brutus Bussy

使用氯化鎂和鉀反應制取了相當大量的金屬鎂於1831年，之後他開始研究它的特性。

許多世紀以前，古羅馬人認為“magnesia”（希臘Magnesia地區出產的一種白色鎂鹽，鎂元素即因此得名）能治療多種疾病。

直到1808年，英國化學家大衛採用電解苦土（含鎂）的方法分離出元素鎂。

鎂是在自然界中分佈最廣的十個元素之一（鎂是在地球的地殼中第八豐富的元素，約占2%的品質，亦是宇宙中第九多元素），

但由於它不易從化合物中還原成單質狀態，所以遲遲未被發現。

長時期裏，化學家們將從含碳酸鎂的菱鎂礦焙燒獲得的鎂的氧化物苦土，當作是不可再分割的物質。

在1789年拉瓦錫發表的元素表中就列有它。

1808年，大衛在成功制得鈣以後，使用同樣的辦法又成功的制得了金屬鎂。

從此鎂被確定為元素，並被命名為magnesium，元素符號是Mg。

Magnesium來自希臘城市美格裏亞Magnesia，因為在這個城市附近出產氧化鎂，被稱為magnesia alba，

即白色氧化鎂，元素符號Mg。鎂的原子序為12，原子量為24.3，是典型的二價金屬，具有金屬的共有特性。

由於鎂的氧化物性質與鈣一樣介於“鹼性”和“土性”之間，故稱為鹼土金屬元素。

物理性質

外觀與性狀：銀白色有金屬光澤的粉末。溶解性：不溶于水、堿液，溶於酸。

化學性質

具有比較強的還原性，能與沸水反應放出氫氣，燃燒時能產生眩目的白光，鎂與氟化物、氫氟酸和鉻酸不發生作用，

也不受苛性鹼侵蝕，但極易溶解於有機和無機酸中，鎂能直接與氮、硫和鹵素等化合，

包括烴、醛、醇、酚、胺、脂和大多數油類在內的有機化學藥品與鎂僅僅輕微地或者根本不起作用。

但和鹵代烴在無水的條件下反應卻較為劇烈、鎂能和二氧化碳發生燃燒反應，因此鎂燃燒不能用二氧化碳滅火器滅火。

鎂由於能和N₂和O₂反應，所以鎂在空氣中燃燒時，劇烈燃燒發出耀眼白光，放熱，生成白色固體。

在食醋中的變化為快速冒出氣泡，浮在醋液面上，逐漸消失。

一些煙花和照明彈裏都含有鎂粉，就是利用了鎂在空氣中燃燒能發出耀眼的白光的性質。

同位素

已發現鎂的同位素共有22種，包括鎂19至鎂40，其中只有鎂24、鎂25、鎂26是天然存在並且穩定的，其他鎂的同位素都帶有放射性。

鎂屬於元素週期表上的IIA（第二主族）族鹼土金屬元素。金屬鎂是銀白色的金屬，質硬，略有延展性。鎂的密度小，離子化傾向大。

日常用途

醫療用途：治療缺鎂和痙攣。

體育用途：在緊張運動幾小時前注射鎂化合物，或在緊張運動後注射以彌補鎂的流失。

體操運動員常塗堿式碳酸鎂來增加摩擦力。醫療中：如果注射鎂鹽速度太快，會造成發燒和全身不適。

金屬鎂能與大多數非金屬和酸反應；在高壓下能與氫直接合成氫化鎂；

鎂能與鹵化烴作用合成格氏試劑，廣泛應用於有機合成。鎂具有生成配位化合物的明顯傾向。

鎂是航空工業的重要材料，鎂合金用於製造飛機機身、發動機零件等；鎂還用來製造照相和光學儀器等；

鎂及其合金的非結構應用也很廣；鎂作為一種強還原劑，還用於鈦、鋯、鈹、鈾和鉿等的生產中。

純鎂的強度小，但鎂合金是良好的輕型結構材料，廣泛用於空間技術、航空、汽車和儀錶等工業部門。

一架超音速飛機約有5%的鎂合金構件，一枚導彈一般消耗100～200公斤鎂合金。

鎂是其他合金（特別是鋁合金）的主要組元，它與其他元素配合能使鋁合金熱處理強化；球墨鑄鐵用鎂作球化劑；

而有些金屬（如鈦和鋯）生產又用鎂作還原劑；鎂是燃燒彈和照明彈不能缺少的組成物；鎂粉是節日煙花必需的原料；

鎂是核工業上的結構材料或包裝材料；鎂肥能促使植物對磷的吸收利用，缺鎂植物則生長趨於停滯。

鎂在人民生活中佔有重要地位的一種基礎材料。

植物用途：

鎂主要存在於幼嫩器官和組織中，植物成熟時則集中於種子。

鎂離子在光合和呼吸過程中，可以活化各種磷酸變位酶和磷酸激酶。同樣，鎂也可以活化DNA和RNA的合成過程。

鎂是葉綠素的合成成分之一。缺乏鎂，葉綠素即不能合成，葉脈仍綠而葉脈之間變黃，有時呈紅紫色。

若缺鎂嚴重，則形成褐斑壞死。在植物體內以離子或有機物結合的形式存在。

鎂是葉綠素的組分，也是許多酶的活化劑，在光合磷酸化中是氫離子的主要對應離子。 

生理用途

鎂是人體細胞內的主要陽離子，濃集於線粒體中，僅次於鉀和磷，在細胞外液僅次於鈉和鈣居第三位，

是體內多種細胞基本生化反應的必需物質。

正常成人身體總鎂含量約25g，其中60%～65%存在於骨、齒，27%分佈於軟組織。

鎂主要分佈於細胞內，細胞外液的鎂不超過1%。在鈣、維生素C、磷、鈉、鉀等的代謝上，鎂是必要的物質，

在神經肌肉的機能正常運作、血糖轉化等過程中扮演著重要角色。

鎂是一種參與生物體正常生命活動及新陳代謝過程必不可少的元素。

鎂影響細胞的多種生物功能：影響鉀離子和鈣離子的轉運，調控信號的傳遞，參與能量代謝、蛋白質和核酸的合成；

可以通過絡合負電荷基團，尤其核苷酸中的磷酸基團來發揮維持物質的結構和功能；

催化酶的啟動和抑制及對細胞週期、細胞增殖及細胞分化的調控；

鎂還參與維持基因組的穩定性，並且還與機體氧化應激和腫瘤發生有關。

鎂的吸收代謝：成人身體總鎂含量約25g，其中60%～65%存在於骨、齒，27%分佈於軟組織。

膳食中促進鎂吸收的成分主要有氨基酸、乳糖等；抑制鎂吸收的主要成分有過多的磷、草酸、植酸和膳食纖維等。

成人從膳食中攝入的鎂大量從膽汁、胰液和腸液分泌到腸道，其中60%～70%隨糞便排出，部分從汗和脫落的皮膚細胞丟失。

鎂離子是生物機體中含量較多的一種正離子，其量在整體中僅次於鈣、鈉、鉀而居第四位；

鎂離子在細胞內的含量則僅次於鉀離子而居第二位。

整粒的種子、未經碾磨的穀物、青葉蔬菜、豆類和堅果是日糧鎂最為豐富的來源；魚、肉、奶和水果中鎂含量較低；

經過加工的食物，在加工過程中鎂幾乎全部損失。肌酸六磷酸、粗纖維、乙醇、過量的磷酸鹽和鈣離子削弱了鎂的吸收，

這可能是因為降低了內腔鎂的濃度。

鎂屬於人體營養素——礦物質元素中的一種，屬於礦物質的常量元素類。

人體中的鎂60～65%存在於骨骼和牙齒中，27%存在於軟組織中，細胞內鎂離子僅占1%，多以活性形式Mg2+ -ATP形式存在。

作為酶的啟動劑，參與300種以上的酶促反應。糖酵解、脂肪酸氧化、蛋白質的合成、核酸代謝等需要鎂離子參加。

促進骨的形成。在骨骼中僅次於鈣、磷，是骨細胞結構和功能所必需的元素，對促進骨形成和骨再生，

維持骨骼和牙齒的強度和密度具有重要作用。

調節神經肌肉的興奮性。能抑制鉀、鈣通道。鎂、鈣、鉀離子協同維持神經肌肉的興奮性。

血中鎂過低或鈣過低，興奮性均增高；反之則有鎮靜作用。

維護胃腸道和激素的功能。

鎂也是重要的神經傳導物質，它可以讓肌肉放鬆下來；與含鈣食品一同補充，能促進鈣的吸收。

鎂缺乏在臨床上主要表現為情緒不安、易激動、手足抽搐、反射亢進等，正常情況下，

由於腎的調節作用，口服過量的鎂一般不會發生鎂中毒。

當腎功能不全時，大量口服鎂可引起鎂中毒，表現為腹痛、腹瀉、嘔吐、煩渴、疲乏無力，

嚴重者出現呼吸困難、紫紺、瞳孔散大等。

鎂廣泛分佈於植物中，肌肉和臟器中較多，乳製品中較少。

動物性食品中鎂的利用率較高，達30%～40%，植物性食品中鎂的利用率較低。

缺乏表現

鎂缺乏可致血清鈣下降，神經肌肉興奮性亢進；對血管功能可能有潛在的影響，

有人報告低鎂血症患者可有房室性早搏、房顫以及室速與室顫，半數有血壓升高；

鎂對骨礦物質的內穩態有重要作用，鎂缺乏可能是絕經後骨質疏鬆症的一種危險因素；

少數研究表明鎂耗竭可以導致胰島素抵抗。

鈣代謝異常。

造成神經系統問題，如記憶力衰退、神經錯亂、抑鬱症、幻覺、肌肉震顫等。

影響心臟、骨骼及胃腸道等器官功能。引致肌肉無力、抽筋等肌肉問題。

治療措施

輕度缺鎂時，可由飲食或口服補充鎂劑，可給予氧化鎂或用氫氧化鎂，為避免腹瀉可與氫氧化鋁膠聯用。

口服不能耐受或不能吸收時，可採用肌肉注射鎂劑，一般採用20%～50%硫酸鎂。

靜脈給鎂時需注意急性鎂中毒的發生，以免引起心搏驟停。

故避免給鎂過多、過快，如遇鎂中毒，應給注射葡萄糖酸鈣或氯化鈣對抗之。 

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