1

ImportanţaImportanţa disciplinelor disciplinelor

Peste 70% din valoarea unei construcţii o reprezintă costul materialelor.

Peste 65% din totalul factorilor care provoacă defecte sau, chiar, accidente tehnice se datorează “punerii în operă” a unor materiale necorespunzătoare sau în condiţii tehnologice greşite.

Obiectul disciplinei CHIMIE

Reamintirea noţiunilor de chimie fizică,

necesare înţelegerii fenomenelor fizico-chimice

specifice materialelor de construcţii, în relaţie

cu caracteristicile acestora: structura substanţelor; polimeri si silicati stări de agregare şi transformările lor; sisteme de substanţe (sisteme disperse) şi

fenomene de interfaţă;

I.Structura atomului

I.1.Atom. Element chimic. Izotopi

Multă vreme s-a crezut că materia este alcătuită din particule extrem de mici, indivizibile, numite atomi. Descoperirile ştiinţifice din domeniul fizicii şi chimiei de la începutul secolului trecut: descărcări electrice în gaze rarefiate, emisiile de electroni din metale incandescente, radioactivitatea etc. au dus la concluzia că: atomul este divizibil şi are o structură complexă.

Atomul este alcătuit din particule de dimensiuni foarte mici: protonii, neutronii, mezonii, electronii.

Toate particulele care alcătuiesc un atom se numesc particule elementare, iar protonul, neutronul şi electronul sunt considerate particule fundamentale.

Atomul (modelul Bohr - Sommrfeld)

Mişcarea periodică sub influenţa unei forţe centrale duce la orbite eliptice, cu nucleul aşezat în unul din focare.

e -

e -

e-

e-înveliş de electronin+

nucleu protonineutroni

Protonii şi neutronii formează partea centrală a atomului, nucleul şi de aceea se numesc nucleoni. Electronii se rotesc în jurul nucleului cu viteze foarte mari, formând învelişul electronic.

În atom numărul electronilor din învelişul electronic este egal cu numărul protonilor din nucleu.

Numărul protonilor (sarcinilor pozitive) din nucleu se notează cu Z şi se numeşte număr atomic.

Specia de atomi cu acelaşi număr atomic Z formează un element chimic.

Masa unui electron este foarte mică, aproape neglijabilă în comparaţie cu masa unui proton sau neutron. Cum protonii şi neutronii, particule grele, se află în nucleu, înseamnă că masa atomului este concentrată în nucleu.

Suma dintre numărul de protoni şi numărul de neutroni din nucleu poartă numele de număr de masă şi se notează cu A.

Deoarece masele electronilor sunt neglijabile şi notând cu cu N - numărul neutronilor din nucleu, atunci numărul de masă al unui atom este dat de relaţia:

A = Z + N

Există atomi care, deşi au acelaşi număr atomic (Z) au număr de masă diferit (A); ei se numesc izotopi (în greceşte isos=acelaşi; topos=loc). Izotopii ocupă acelaşi loc în sistemul periodic.

Izotopii sunt specii de atomi cu acelaşi număr atomic (acelaşi număr de protoni) dar cu număr de masă diferit (număr diferit de neutroni).

Un izotop se notează prescurtat prin simbolul elementului, în stânga lui fiind scrise: jos – numărul atomic iar sus numărul de masă. Uneori se indică numai numărul de masă .

C12

Masa atomică relativă a oricărui element se exprimă în raport cu a 12-a parte din masa izotopului 12C (unitate atomică de masă, notat u.a.m.).

Sunt multe elemente în natură formate din izotopi: putem spune că majoritatea elementelor chimice sunt amestecuri, în anumite proporţii, de izotopi.

De exemplu, în cazul elementului carbon s-au identificat 7 izotopi: 10C; 11C; 12C; 13C;14C; 15C; 16C.

I.2. ORBITALI. STRATURI. SUBSTRATURI

Totalitatea electronilor care gravitează în jurul nucleului unui atom formează învelişul electronic al atomului. Învelişul de electroni este format din straturi electronice, iar un strat poate avea mai multe substraturi.

În mişcarea lor rapidă în jurul nucleului electronii nu urmează nişte traiectorii precise. Cu toate acestea, ei se pot găsi cu mare probabilitate în anumite regiuni ale spaţiului din jurul nucleului, formând nori de electricitate negativă (nori electronici) numiţi orbitali.

Atomul de hidrogen are un singur electron; în mişcarea sa neîntreruptă electronul se poate apropia mai mult sau mai puţin de nucleu, menţinându-se în interiorul unei regiuni de formă sferică (orbital de simetrie sferică).

Pe lângă mişcarea în jurul nucleului, electronul execută şi o mişcare în jurul axei sale, numită mişcare de spin. Mişcarea de spin se poate produce în două sensuri: una în sensul acelor de ceasornic şi alta în sens invers.

Dacă un electron se roteşte într-un sens şi alt electron în sens opus, se spune că cei doi electroni au spin opus. Într-un orbital nu pot exista decât maximum doi electroni cu spin opus, numiţi electroni cuplaţi. Un orbital ocupat cu doi electroni cuplaţi se execută convenţional: ↑↓. Orbitalii au diferite forme şi energii. Se cunosc patru tipuri de orbitali:

de tip s – au formă sferică şi conţin maxim doi electroni;de tip p – au doi lobi egali, situaţi de o parte şi de alta a

nucleului; într-un substrat sunt trei orbitali p, orientaţi în spaţiu după cele trei axe de coordonate (x, y, z) notându-se cu px, py, pz. Deoarece fiecare orbital conţine maximum doi electroni, substartul de tip p se completează cu până la 6 electroni;

de tip d – au formă mai complicată, sunt în număr de cinci şi se completează până la 10 electroni;

de tip f – sunt în număr de şapte şi sunt complet ocupaţi când au 14 electroni.

Electronii care formează învelişul unui atom sunt grupaţi în straturi electronice notate cu numerele 1,2,3,... 7 sau cu litere K, L, M, N, O, P, Q. Numerotarea straturilor se face dinspre nucleu spre exterior. Energia electronilor este cu atât mai mică cu cât sunt mai apropiaţi de nucleu, astfel încât electronii cu energia cea mai mică se află în stratul K iar cea mai mare energie o au electronii din ultimul strat, numit şi strat de valenţă. Fiecare strat este format din unul sau mai multe substraturi.

I.3. OCUPAREA CU ELECTRONI A

STRATURILOR ŞI SUBSTRATURILOR Distribuţia electronilor unui atom în straturi şi

substraturi se numeşte configuraţie electronică. S-a constatat experimental că electronii tind să aibă

energie cât mai mică, adică să ocupe în atom locuri cât mai apropiate de nucleu. Această tendinţă este însă limitată, deoarece un strat nu poate fi ocupat decât un număr determinat de electroni.

Notând numărul stratului cu n, numărul maxim de electroni dintr-un strat este dat de relaţia:

Nr. e- = 2n2

Astfel: stratul K conţine maximum 2 electroni; stratul L conţine maximum 8 electroni; stratul M conţine maximum 18 electroni; stratul N conţine maximum 32 electroni.

Ordinea ocupării cu electroni a straturilor şi substraturilor se stabileşte ţinând seama de următoarele reguli:

electronul distinctiv tinde să ocupe în atom locul vacant (liber) de energie minimă;

într-un orbital nu pot exista decât maximum doi electroni de spin opus (principiul lui Pauli);

un orbital nu poate fi ocupat cu doi electroni decât după ce toţi orbitalii substratului respectiv sunt ocupaţi cu câte 1e- (regula lui Hund).

PERIODICITATEA PROPRIETĂŢILOR ELEMENTELOR

Cercetând sistemul periodic al elementelor, se observă că unele proprietăţi variază în mod continuu - proprietăţi neperiodice (numărul atomic, masa atomică), iar altele variază după o anumită periodicitate – proprietăţi periodice (proprietăţile chimice şi unele proprietăţi fizice).

1. Proprietăţile neperiodice Aceste proprietăţi variază continuu.

Numărul de ordine (Z) creşte de la 1 (hidrogen) până la 116 .

Masa atomică A creşte de la 1,008 (hidrogen) până la 292 .

2. Proprietăţi periodice.

2.1. Proprietăţi fizice Razele atomice cresc în grupă de

sus în jos, o dată cu creşterea numărului de straturi. În perioade, raza atomică scade de la elementul din grupa I la cel din grupa a VIIa. Volumele atomice variază similar cu razele atomice.

Razele ionilor pozitivi şi negativi cresc în grupă de sus în jos, în acelaşi sens cu razele atomice. Razele ionilor pozitivi scad în perioadă de la grupa IA la grupa a III-a A, ionii metalelor din grupa IA au cele mai mari raze dintre ionii pozitivi ai metalelor din perioada respectivă. Razele ionilor negativi scad în perioadă de la stânga la dreapta.

Energia de ionizare este energia consumată în procesul de formare a ionilor pozitivi, din atomi în stare gazoasă.

Energia de ionizare este o caracteristică a fiecărui element şi valoarea ei depinde de structura electronică a atomului respectiv. Dacă se compară energiile de ionizare ale elementelor perioadei a 3-a se constată că cea mai mică energie de ionizare o are sodiul (cu un e- de valenţă); energia de ionizare creşte la magneziu (cu 2e- pe ultimul strat) şi este şi mai mare la aluminiu (cu 3e- de valenţă). Energia de ionizare este deci o proprietate periodică; în perioadă energia de ionizare creşte de la stânga la dreapta, de la grupa IA la grupa a VIII-a A. În grupă, energia de ionizare scade de sus în jos.

2.1. Proprietăţi chimice Valenţa elementelor este o altă proprietate

care variază periodic (deşi există şi excepţii). În combinaţiile cu elementele mai electonegative decât ele, stările de oxidare maximă ale elementelor sunt pozitive şi egale cu nr. grupei (A sau B din S.P.).

În combinaţiile cu elementele mai electropozitive decât ele, stările de oxidare maximă ale elementelor sunt negative şi egale cu diferenţa dintre opt şi numărul grupei de care aparţine elementul în sistemul periodic.

Tendinţa de a ceda electroni - caracterul electropozitiv (manifestat de elementele cu caracter metalic) creşte în grupă odată cu masa atomică şi scade în perioadă cu numărul grupei. Caracterul electronegativ (manifestat de elementele cu caracter nemetalic) scade în grupă odată cu creşterea masei atomice şi creşte în perioadă cu numărul grupei (de la stânga la dreapta).

H4SiO4 H3 PO4 H2 SO4 HClO4

acid ortosilicic acid fosforic acid sulfuric acid percloric

tăria acizilor creşte

II.LEGĂTURI CHIMICETeoria electronică a valenţei a lămurit în mod

raţional stabilitatea şi proprietăţile speciale ale configuraţiilor electronice complete de dublet şi de octet.

S-a fundamentat principiul că transformările chimice ale atomilor sunt datorate tendinţei acestora de a-şi modifica stratul exterior de electron, astfel încât să dobândească configuraţie de gaz rar.

Configuraţia electronică a gazelor rare este foarte stabilă. Atomii care au configuraţie diferită de acestea, deci mai puţin stabilă, manifestă tendinţa să şi-o stabilizeze. După modul cum se realizează configuraţia de gaz rar, se deosebesc: electrovalenţa şi covalenţa.

II.1. LEGĂTURA IONICĂ

Legătura rezultată prin transfer de electroni este cunoscută sub numele de legătură ionică sau electrovalentă, iar proprietatea atomului de-a forma o astfel de legătură se numeşte electrovalenţă. Ea este determinată de numărul de electroni pe care atomul îi poate primi sau ceda.

Acest tip de legătură se întâlneşte la compuşii formaţi din elemente cu caracter chimic opus: un metal (capabil să cedeze electroni) şi un nemetal (capabil să accepte electroni).

Exemplu: în reacţia sodiului cu clorul fiecare atom tinde să-şi formeze configuraţia stabilă a gazului rar cel mai apropiat: atomul de sodiu cedează electronul de pe ultimul strat şi devine ion pozitiv de sodiu:

Na - 1e- Na+ atomul de clor acceptă un electron şi

devine ion negativ ion negativ de clor:

Cl + 1e- Cl-

Cei doi ioni de semn contrar Na+ şi Cl- se atrag datorită forţelor electrostatice şi formează compusul ionic clorură de sodiu. În acest caz are loc un transfer de electroni de la sodiu la clor.

Prin legături ionice se formează sărurile, unii oxizi bazici şi cei mai mulţi hidroxizi. Majoritatea substanţelor formate din ioni se prezintă sub formă de cristale ionice. Unul din cele mai cunoscute cristale ionice este cel de NaCl - clorură de sodiu (sarea de bucătărie), care cristalizează în reţea cubică, în nodurile căreia se găsesc ioni de Na+ care alternează cu ioni de Cl- . În realitate ionii sunt mult mai apropiaţi, determinând o structură compactă.

Proprietăţile substanţelor ionice

Starea de agregare: la temperatură obişnuită substanţele ionice sunt solide.

Punctul de topire: legătura ionică este o legătură puternică; pentru a rupe o astfel de legătură ce se stabileşte între ioni de semn contrar, este necesară o cantitate mare de energie. Din această cauză compuşii ionici au puncte de topire şi de fierbere ridicate. Cu cât forţa de atracţie dintre ioni este mai puternică, cu atât punctul de topire este mai ridicat.

Tăria legăturii ionice, deci şi valoarea punctului de topire creşte cu diferenţa dintre caracterul electrochimic al elementului:

NaBr NaCl NaF 7400C 8010C 9920C

Creşterea punctului de topire

Comportarea la lovire: sub acţiunea unei forţe exterioare, prin lovire, un cristal ionic se sfărâmă în cristale mai mici – este casant. Aceasta se explică prin faptul că sub acţiunea unei forţe exterioare, planele de ioni se deplasează astfel încât la un moment dat ionii de acelaşi semn din planele vecine se apropie mult unii de alţii şi astfel iau naştere forţe de respingere care duc la spargerea cristalului în fragmente mai mici.

Solubilitatea: substanţele ionice sunt solubile în solvenţi polari, cum este apa.

Conductibilitatea electrică: în stare solidă ionii ocupă poziţii fixe în cristal. Aceste poziţii sunt determinate de legătura electrovalentă, care este o legătură puternică. Din acest motiv, sub acţiunea câmpului electric, ionii nu se deplasează, curentul nu trece prin cristale. În topitură sau în soluţie, ionii părăsesc poziţiile fixe, devin mobili, se mişcă liber şi se pot deplasa spre electrozi; astfel devine posibilă trecerea curentului electric.

II.2. LEGĂTURA COVALENTĂ

Combinaţiile rezultate în urma punerii în comun a unor perechi de electroni între doi atomi se numesc combinaţii covalente.

Legătura formată datorită participării în comun a electronilor proveniţi de la doi atomi diferiţi se numeşte legătură covalentă sau omeopolară sau atomică, iar proprietatea atomului de-a forma o astfel de legătură se numeşte covalenţă.

2.1. Legătura covalentă polarăCând legătura covalentă se formează între doi

atomi diferiţi (HF, HCl, H2O, NH3) - atomul mai electronegativ atrage mai puternic electronii puşi în comun şi-i menţine mai aproape de nucleul său. Molecula este mai alungită, are doi poli şi se numeşte moleculă polară (dipol). Întrucât electronii puşi în comun nu sunt complet deplasaţi spre atomul cu caracter electronegativ (ceea ce ar corespunde unei ionizări), sarcinile care apar în dipol nu au valoare întreagă, ci fracţionară; pentru a se nota astfel de sarcini se utilizează notaţia δ+ şi δ-.

Molecula este cu atât mai polară cu cât diferenţa dintre caracterul nemetalic şi metalic al elementelor care se leagă, este mai mare. Dintre hidracizii halogenilor, molecula cea mai polară o are HF, deoarece fluorul este cel mai electronegativ din grupă.

HI HBr HCl HF

Creşte polaritatea moleculei

2.2. Legătura covalentă nepolară

În cazul moleculelor diatomice de gaze cu atomi identici: H2, O2, Cl2, N2 se realizează legături covalente nepolare.

Exemplu: molecula diatomică de hidrogen se formează prin legătură covalentă nepolară. Atomul de hidrogen are în orbitalul 1s un singur electron necuplat; doi atomi de hidrogen (care au spin opus) pun în comun fiecare câte un electron, realizându-se o covalenţă printr-un dublet comun de electroni:

H· + H· H:H

Cei doi electroni puşi în comun (dubletul comun) se prezintă grafic printr-o linie ce uneşte cei doi atomi legaţi: H:H sau H – H.

Atomii se pot unii şi prin mai multe covalenţe (legături multiple); de exemplu, în molecula de azot cei doi atomi pun în comun câte trei electroni (electronii necuplaţi din stratul de valenţă); atomii de azot se unesc, deci, prin trei dublete comune (trei covalenţe).

Deoarece în cazul moleculelor diatomice (H2, O2, Cl2, N2), atomii care participă la legătură sunt identici, dubletul comun de electroni aparţin în egală măsură celor doi atomi. Asta înseamnă că densitatea norului electronic este distribuită simetric între cele două nuclee. Tot molecule nepolare formează şi unele substanţe care prezintă o simetrie geometrică a moleculei (exemple: CH4, CCl4, CO2).

3. REŢELE COVALENTE (ATOMICE)

Substanţele solide care formează reţele atomice au în nodurile reţelei atomi uniţi între ei prin legături covalente.

Astfel, în cazul cristalului de diamant, format din atomi de carbon, atomii din reţea se unesc prin legături covalente; fiecare atom de carbon pune în comun cei patru electroni de valenţă cu alţi patru atomi vecini. Celula elementară a diamantului este un cub.

Legăturile covalente sunt orientate în spaţiu, sunt rigide şi sunt mai puternice decât legăturile ionice; aceste caracteristici explică proprietăţile substanţelor construite din reţele atomice: duritate mare, puncte de topire ridicate, insolubilitate în apă şi-n alţi solvenţi, prost conducătoare de căldură şi electricitate.

Pentru exemplificare – câteva proprietăţi ale diamantului:

punct de topire ridicat;duritate foarte mare (10 în scara Mohs);densitate mare (3,5 g/cm3);nu conduce căldura şi nici curentul electric; insolubil în apă, alcool, sulfură de carbon; reactivitate chimică foarte mică.

O altă formă cristalină sub care se prezintă carbonul este grafitul. Acesta are un tip special de reţea atomică, numită reţea stratificată. Reţeaua stratificată a grafitului este o reţea atomică hexagonală formată din planuri paralele de atomi de carbon (figura 2).

S-a determinat că atomii de carbon dintr-un plan ocupă colţurile unor hexagoane regulate şi fiecare atom se leagă covalent de alţi trei atomi de carbon, unul dintre electronii de valenţă rămânând liber şi mobil. Între atomii de carbon din acelaşi plan se manifestă legături covalente puternice, în timp ce între atomii de carbon situaţi în planuri paralele suprapuse legăturile sunt slabe.

Proprietăţile grafitului sunt determinate sunt determinate de aceeaşi structură cristalină:

duritate mică (1 pe scara Mohs) din cauza distanţelor mari şi a forţelor de legătură slabe dintre straturi;

densitate mai mică decât a diamantului (2,2g/cm3);

lasă urme pe hârtie şi clivează deoarece între planurile paralele forţele de legătură sunt slabe şi este posibilă alunecarea planurilor;

conduce curentul electric datorită electronilor liberi mobili existenţi în planurile cu cicluri hexagonale;

reactivitate mai mare decât a diamantului.

Diamantul şi grafitul sunt substanţe formate din aceeaşi specie de atomi (de carbon), dispuşi însă diferit în reţeaua cristalină. Acest aranjament diferit al atomilor în cristal conferă proprietăţi diferite substanţelor respective.

Caracteristica unor elemente de a exista în două sau mai multe forme (sisteme de cristalizare), cu proprietăţi diferite se numeşte alotropie.

4. LEGĂTURA COVALENTĂ COORDINATIVĂ –

COMPLECŞI Este un caz particular al legăturii covalente şi

constă în punerea în comun de electroni de către un singur atom, care posedă dublete neparticipante şi care funcţionează ca un atom donor de electroni. Celălalt atom, care nu participă cu electroni la formarea legăturii, are rolul de acceptor de electroni:

A: + B A : B Legătura coordinativă este întâlnită la

formarea ionilor poliatomici ca: NH4+, H3O+ etc. şi la formarea unei clase de combinaţii chimice importante, numite combinaţii complexe.

În scrierea formulelor chimice, legătura covalentă coordinativă se reprezintă printr-o săgeată ce indică sensul deplasării electronilor de la atomul donor spre atomul acceptor. Ionul complex se scrie între paranteze drepte. O combinaţie complexă este formată dintr-un ion metalic (ion central) de care sunt legaţi prin legături covalente coordinative molecule sau ioni (liganzi). Numărul liganzilor legaţi coordinativ de ionul central de numeşte număr de coordinaţie.

Liganzii pot fi:molecule, de exemplu: H2O, NH3, CO etc.

În acest caz sarcina electrică a ionului complex va fi dată de sarcina pozitivă a ionului metalic (ex.: [Cu(NH3)4]2+;

ioni negativi, de exemplu: SO42-, PO4

2-, HO- etc. În acest caz sarcina ionului complex se calculează făcând suma algebrică între sarcina pozitivă a ionului metalic şi produsul dintre numărul de liganzi şi sarcina negativă a ligandului.

La denumirea unei combinaţii complexe se iau în considerare:

1. clasa de compuşi din care face parte combinaţia complexă: acid, hidroxid, sare;

2. numărul de coordinare;3. numele ligandului;4. numele ionului central;5. numele ionului care neutralizează sarcina ionului central

şi numărul acestor ioni Totdeauna se denumeşte mai întâi ionul cu sarcina

negativă şi apoi cel cu sarcina pozitivă, legaţi prin prepoziţia „de”, deşi în scrierea formulei chimice a combinaţiei complexe ordinea este inversă.

Exemple:[Cu(NH3)4](OH) - hidroxid de tetraaminocupru (II)[Ag(NH3)2] NO3 - azotat de diaminoargint (I)[Co(NH3)6] Cl3 - triclorură de hexaaminocobalt (III)

4. LEGĂTURA METALICĂ. REŢELE METALICE

Prin metode fizice moderne s-a demonstrat că metalele au structură cristalină. Majoritatea metalelor cristalizează astfel încât fiecare atom să fie înconjurat de numărul maxim de atomi pe care-i permite geometria cristalului, iar întreg ansamblul său să ocupe cel mai mic volum posibil. Astfel, în cristalele compacte ale multor metale, fiecare atom este înconjurat, în imediata vecinătate, de alţi 12 atomi ( sau, pentru un număr redus de metale, de alţi 8 atomi).

Majoritatea metalelor formează trei tipuri de reţele cristaline:

a) reţele cubice centrate intern - în această reţea, atomii metalului ocupă vârfurile şi centrul spaţial al unui cub, astfel încât fiecare atom este înconjurat de alţi opt atomi (litiul, bariul, sodiul, cromul etc.);

b) reţele cubice cu feţe centrate – în care atomii sunt dispuşi în vârfurile şi centrele feţelor unui cub; acest tip de reţea corespunde unei structuri compacte, fiecare atom fiind înconjurat de 12 atomi (aluminiul, argintul, aurul etc.);

c) reţele hexagonale – în care atomii ocupă vârfurile unor prisme hexagonale, un atom metalic este învecinat cu alţi 12 atomi (magneziul, zincul etc.).

Unele metale se găsesc în mai multe forme cristaline (forme alotropice). De exemplu fierul, până la temperatura de 9000C, are o reţea cubică centrată intern (α-Fe), iar între 900 – 14010C are o structură compactă, cubică cu feţe centrate (γ-Fe). La solidificarea topiturii unui metal, cristalizarea începe concomitent din mai multe puncte, numite centre de cristalizare. Cristalele cresc în toate direcţiile libere, până ce întâlnesc alte cristale vecine; astfel rezultă microcristale cu forme neregulate, numite cristalite. Metalele uzuale sunt, în general, conglomerate de astfel de cristalite, orientate în toate direcţiile – deci putem concluziona că metalele au o structură policristalină.

În cristalele metalice legătura dintre atomii metalelor este o legătură de tip special, numită legătură metalică. Într-un cristal metalic distribuţia electronilor este diferită de aceea din atomii liberi. În cazul metalului compact, numai electronii mai apropiaţi de nucleu se găsesc în orbitali atomici individuali. Orbitalii care conţin electronii învelişului exterior se contopesc, dând naştere unor orbitali care se extind pe toţi atomii din cristal.

Astfel, nivelurile superioare de energie se contopesc formând aşa - numitele benzi de energie. Electronii din aceste benzi, mai puţin atraşi de nucleu, sunt mai mobili şi aparţin în oarecare măsură tuturor atomilor – sunt electroni comuni întregului cristal.

Această structură explică proprietăţile caracteristice ale metalelor: luciu metalic, opacitate, duritate, maleabilitate, ductilitate, conductibilitate termică şi electrică.