Металлы - это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка - решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической. Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:
Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg
Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия -- 8,2%; железа -- 4,1%; кальция -- 4,1%; натрия -- 2,3%; магния -- 2,3%; калия - 2,1%; титана -- 0,56%.
Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: -- 1,05%, -- 0,12%. В природе металлы встречаются в различном виде: -- в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть -- в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3 и др. -- в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 * 2SiO2 * 2Н2О, алунит (Na,K)2O * АlО3 * 2SiO2 и др. -- различных солей: сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS, хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl* NаСl, карналлит КСl * МgСl2 * 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4 фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел, мрамор СаСО3, магнезит МgСО3. Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий -- в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал -- в оловянные. Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.
Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Общая характеристика: К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.
Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns1, где n - номер периода, в котором находится металл. Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.
Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий - золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.
Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.
При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:
2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2-.
Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов "стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа". Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион:
Me - e + ПИ = Me+
необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации). При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается. И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов "с удовольствием", т.е. с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:
Me + e = Me- + СЭ.
Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов - это одно, а их поведение в молекулах, т.е. при взаимодействии с атомами других химических элементов - это качественно другая ситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.
Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 - в молекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 - в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.
Получение
Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:
Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, oС
Анион
Li
Na
K
Rb
Cs
Cl-
610
801
776
723
645
OH-
473
322
405
385
343
Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
4МеOH = 4Ме + 2H2O- + O2-.
Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:
Свойства: Щелочные металлы - очень сильные восстановители. Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так:
Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:
MeH + H2O = MeOH + H2-, 2MeH + O2 = 2 MeOH.
Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:
MeF + H2O = MeOH + HF.
Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:
TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl.
Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен при осушке органических растворителей. Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.
Оксиды и пероксиды щелочных металлов
Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов - Me2O, пероксидов - Me2O2. Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:
Литий не образует пероксидов, у Na - один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:
4 Li + O2 2 Li2O, 2 Na + O2 Na2O2, K + O2 = KO2.
Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
2МеO2 Ме2O2 + О2-
и пероксидов:
Ме2O2 + 2Ме 2 Ме2O.
Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:
Li2CO3 Li2O + CO2-.
Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы - это самые сильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяет использовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли.
Натриевые соли очень широко используются в химической промышленности, их применение рассматривается в соответствующих группах неметаллов.
Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.
Элементы главной IIA группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
Общая характеристика
К элементам главной IIA группы относятся Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. История открытия химических элементов группы IIA.
Атомы металлов IIA подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию ns2, где n - номер периода, в котором находится металл.
Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IIA группы.
Как видно из табл. 13.2, металлы IIА группы относительно легкоплавки. Самым тугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.
Первый потенциал ионизации (ПИ1), сродство к электрону (СЭ) и электроотрицательность по Полингу атомов элементов группы IIA.
Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, давая гидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называют щелочноземельными:
Me + 2 H2O = Me(OH)2 + H2-.
Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов "стремятся отдавать валентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа". Из данных табл. следует, что это не совсем так. Чтобы у атома металла отнять даже один электрон и превратить его в положительно заряженный ион
Me - e + ПИ1 = Me+
необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ1. Чтобы у иона Ме+ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большую энергию ПИ2:
Me+ -e + ПИ2 = Ме2+.
Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсирована прежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженными ионами. При переходе от Be к Ra и ПИ1, и ПИ2 уменьшаются, и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается. Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2.
Получение
Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:
Используя относительно меньшую, чем у Al, С, Si, температуру кипения, можно получать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высоких температурах:
4МеO + 2Al Ме(AlO2)2+ 3Me- (Ме = Ca, Sr, Ba), MeO + C CO + Me-, 2MeO + CaO + Si CaSiO3 + 2Me-, BeF2 + Mg = MgF2 + Be.
Свойства
Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре они окисляются кислородом воздуха.
Металлы IIA группы (Ме) - сильные восстановители. Они сравнительно легко реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Мg), растворяются в кислотах. В общем виде эти реакции будут выглядеть так:
Me + H2 MeH2(гидриды), Me + Г2 MeГ2 (галогениды), Me + S MeS (сульфиды), 3Me + 2P Me3P2 (фосфиды), 3Me + N2 Me3N2(нитриды), Me + 2H2O = Me(OH)2 + H2- (кроме Be и Mg), Ме + 2НГ = МеГ2 + Н2-.
Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:
MeH2 + 2H2O = Me(OH)2 + 2H2-, MeH2 + O2 = Me(OH)2 (кроме Be и Mg).
Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:
MeГ2 + H2O = Me(OH)Г + HГ
Mg и Ca применяют для получения Ti, U и редкоземельных металлов. Основная масса производимого Ве используется в атомной промышленности. Бериллиевые сплавы обладают высокой химической стойкостью. Магниевые сплавы используют в авиационной промышленности. Для осушки и очистки ряда веществ (CaCl2) и в других областях.
Оксиды и пероксиды металлов IIA группы
Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формула оксидов - MeO и пероксидов - MeO2 (ВеО2 - не получен).
Получение
Оксиды получают при нагревании:
2Me + O2 = 2 MeO, Me(OH)2 MeO + H2O (Me = Be, Mg) MeCO3 MeO + CO2- (Me = Be, Mg, Ca, Sr) 2Me(NO3)2 2MeO + 4NO2- + O2-
Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:
MeO + H2O = Me(OH)2.
Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций:
BeГ2 + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)2Ї.
Свойства
Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы. Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:
Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.
Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшения структуры. Гипс (CaSO4·2H2O) при нагревании превращается в алебастр (CaSO4·0.5H2O). Они широко используются в строительном деле:.
CaSO4·0,5H2O + 1,5H2O = CaSO4·2H2O.
Катионы кальция и магния обуславливают жесткость воды. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:
Ca(HCO3)2 CaCO3Ї + H2O + CO2-
и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы с карбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либо обрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется с помощью соды.
Ca2+ + CO32- = CaCO3Ї , Mg2+ + CO32- = MgCO3Ї.
Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применение ионнообменных смол. Важнейший строительный материал - цемент - это силикат и алюмосиликат кальция.
Переходные металлы.
Общая характеристика.
Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Те переходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходными элементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называют лантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Отстановимся на получении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. История открытия этих элементов.
Все эти элементы в свободном состоянии - металлы. На внешней электронной оболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило, два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право) происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря на то, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они в момент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвовать в образовании химической связи.
При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского (минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l) конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарный спин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда.
У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев, а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтому цинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенность d-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способность химического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.
Хром и его соединения
Хром - серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природе в виде хромита железа Fe(CrO2)2 и хромата свинца PbCrO4.
Железо встречается в природе в виде минералов: Fe3O4 - магнитный железняк, Fe2O3 - красный железняк, Fe2O3·H2O - бурый железняк, FeS2 - пирит.
Получение: Восстановлением оксидов при высокой температуре с помощью окиси углерода, кокса, водорода:
3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2-, Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2-, FeO + C = Fe + CO-, Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
Свойства: Для железа наиболее характерной степенью окисления является +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металлов железо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2-.
При нагревании железо растворяется в кислотах - сильных окислителях. При высокой температуре (8000 С) железо разлагает воду (промышленный способ получения водорода): 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2- .
Железо реагирует с активными неметаллами:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3, Fe + S = FeS.
На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавление железа:
FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 + 3KCl (вишневый цвет раствора)
Комплексные соединения железа:
Fe(CN)2 + 4KCN =
K4[Fe(CN)6]
гексоцианоферрат (II) калия
желтая кровяная соль
Fe(CN)3 + 3KCN =
K3[Fe(CN)6]
гексоцианоферрат (III) калия
красная кровяная соль
Эти соли являются реактивами на Fe2+ и Fe3+:
3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 =
Fe4[Fe(CN)6]3Ї + 12KCl
берлинская лазурь
2K3[Fe(CN)6] + 3FeCl2 =
Fe3[Fe(CN)6]2Ї + 6KCl
турнбулева синь
Применение: Широко используются в промышленности сплавы железа с углеродом (стали, чугуны). На основе Fe2O3 получаются ферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железо используется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит в состав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.
Цинк и его соединения
Цинк - серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии: ZnS - цинковая обманка, ZnCO3 - цинковый шпат.
Применение: Zn используется для изготовления оцинкованного железа, для получения сплавов (латуни).
Медь и ее соединения
Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается в природе в самородном виде и в виде соединений: CuSЧ·FeS - медный колчадан, Cu2S - медный блеск, CuCO3·Cu(OH)2 - малахит.
Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может быть получен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:
CuCl2 + 2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl
Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняет ртуть из растворов ее солей:
Cu + Hg(NO3)2 = Cu(NO3)2 + Hg
Применение
Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов и получения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем, марганцем.