Властивості s-металів та їх сполук

Зміст

1. Загальні положення

1.1 Класифікація металів

1.2 Особливості будови металів

2.1 Лужні метали

2.1.1 Поширення у природі

2.1.2 фізичні властивості

2.1.3 Хімічні властивості

2.1.4 Сполуки лужних металів та їх властивості

2.1.5 Застосування лужних металів та їх сполук

2.2 s-Метали ііа-підгрупи

2.2.1 Поширення у природі

2.2.2 Фізичні властивості

2.2.3 Хімічні властивості

2.2.4 Сполуки s-металів ііа-підгрупи та їх властивості

2.1.5 Застосування S-металів

3. В’яжучі матеріали

4. Жорсткість води

4.1 Види жорсткості та її вимірювання

4.2 Усунення жорсткості води

5. Тестові питання для самоперевірки

1. Загальні положення

Слово "метали" походить від грецького metallon - шахта, копалина. Однак з часом наповнення терміна змінилося і тепер в нього вкладають інший зміст.

Металами називаються речовини, які за звичайних умов виявлять особливі характерні властивості: високу електропровідність, теплопровідність, від’ємний температурний коефіцієнт електричної провідності, властивість добре відбивати світлові хвилі, пластичність.

Із хімічної точки зору металами називаються прості речовини, атоми яких на зовнішній оболонці містять невелику кількість електронів (1-3), мають великі ефективні радіуси, низькі значення потенціалів йонізації та високі відновлювальні властивості.

До класу металів належать як власно метали (прості речовини), так й їх сплави. Іноді металами називаються всі речовини, які мають ті чи інші металічні властивості, наприклад, так звані "синтетичні" метали - інтеркаллати, органічні метали. Серед 110 вивчених елементів 87 вважаються металами. Межа між металами і неметалами в періодичній системі (в її довгому варіанті) проводиться лише умовно - від В до At. А про деякі елементи (Ge, Sb) до цих пір не склалося єдиної думки. Все ж правильніше відносити германій до напівметалів, оскільки він виявляє напівпровідникові властивості, а сурму - до металів, незважаючи на те, що Sb - напівметал. Отже, існує ціла група елементів, які виявляють проміжні властивості, - напівметали (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At). Крім того, при вивченні металів необхідно брати до уваги явище поліморфізму.

Поліморфізмомназивається здатність однієї речовини у твердому стані утворювати різні кристалічні структури, що відрізняються одна від одної не тільки будовою кристалічних решіток, а і властивостями.

Наприклад, олово може існувати як у металічній (β-Sn), так і в напівпровідниковій модифікаціях (α-Sn), для однієї поліморфної модифікації As - сірого арсену - характерні електропровідність і металевий блиск, у той час як інша поліморфна модифікація - жовтий арсен - є типовим неметалом. З іншого боку, у Ge, Si і навіть P за умов високого тиску знайдені модифікації з металічною електро - і теплопровідністю.

Поліморфні модифікації металів у міру зростання їх температур плавлення позначають буквами грецького алфавіту: найнизькотемпературній модифікації присвоюють символ α, потім β і т.д.

1.1 Класифікація металів

Історично склався геохімічний поділ металів: чорні (залізо Fe, марганець Mn, хром Cr); кольорові - решта металів.

Насправді існує багато класифікацій металів - залежно від характерної ознаки, яка розглядається. При цьому один і той самий метал може одночасно належати до різних класифікаційних груп. З точки зору хімії найважливішою є класифікація на підставі електронної будови атомів.

За електронною конфігурацією валентних орбіталей метали поділяються на електронні родини:

s-метали - лужні та лужноземельні метали, а також магній Mg і берилій Be;

p-метали - алюміній Al, галій Ga, індій In, талій Tl (головна підгрупа III групи), германій Ge, олово Sn, свинець Pb (головна підгрупа IV групи), вісмут Bi (головна підгрупа V групи), полоній Po (головна підгрупа VІ групи);

d-метали - елементи побічних підгруп I-VIII груп періодичної системи;

f-метали - лантаноїди і актиноїди.

Перші дві групи (s - і p-метали) іноді називають простими металами, а дві останні (d - і f-метали) - перехідними, оскільки вони виконуюють функцію неначе сполучної ланки між s - і p-металами і виявляють вторинну періодичність у змінюванні потенціалів йонізації, атомних радіусів, фізичних і хімічних властивостей.

Однак для інженера-фахівця корисно мати уяву і про інші класифікації металів: за поширенням у природі, за фізичними властивостями тощо.

За природним походженням (тобто за сумісним знаходженням в одних і тих мінералах, горних породах чи рудних копалинах) метали поділяють на такі групи:

лужні (літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr);

лужноземельні (кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra);

родина заліза - залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni;

платинові - рутеній Ru, осмій Os, паладій Pd, родій Rh, іридій Ir, платина Pt;

лантаноїди - 14 металів, що стоять у періодичній системі елементів після лантану ₅₇La - від церію ₅₈Ce до лютецію ₇₁Lu; інколи до цієї групи відносять і сам лантан; серед лантаноїдів є один радіоактивний метал - прометій ₆₁Pm;

актиноїди - 14 металів після актинію ₈₉Ac, починаючи від торію ₉₀Th, і, закінчуючи лоуренсієм ₁₀₃Lr; як і у випадку лантаноїдів до родини актиноїдів часто приєднують і актиній; актиній і всі актиноїди належать до радіоактивних елементів, причому у природі знайдені тільки Th, Pa, U, Np, Pu і Ac, а решта, від америцію ₉₅Am до лоуренсію ₁₀₃Lr, одержані штучно;

рідкоземельні - скандій Sc, ітрій Y, лантан La і лантаноїди.

За характерними ознаками з урахуванням механічних, фізичних, хімічних та інших особливостей метали поділяються на численні групи:

важкі, густина яких перевищує 5г/см³, наприклад: мідь Cu, цинк Zn, свинець Pb, ртуть Hg, найважчим металом є осмій (22,6г/см³);

легкі, що мають густину менше 5г/см³, наприклад: калій K, натрій Na, магній Mg, алюміній Al, найлегший метал - літій (0,53г/см³);

легкоплавкі, температури плавлення яких не перевищують 1500^оС; до легкоплавких металів належать францій Fr (Т_плавл=18-21^оС), цезій Cs (Т_плавл=28,5^оС), галій Ga (Т_плавл=29,1^оС), калій K (Т_плавл=62,3^оС), натрій Na (Т_плавл=97,8^оС), олово Sn (Т_плавл=231,85^оС), свинець Pb (Т_плавл=327,4^оС), найлегкоплавкіший метал - ртуть Hg (Т_плавл= -38,9^оС);

тугоплавкі, температури плавлення яких вище 1500^оС: залізо Fe (Т_плавл=1539^оС), молібден Mo (Т_плавл=2620^оС), осмій Os (Т_плавл=3030^оС); найтугоплавкіший метал - вольфрам W (Т_плавл=3420^оС);

рідкі, вміст яких у земній корі надто низький, наприклад: літій Li, рубідій Rb, цезій Cs, молібден Mo, вольфрам W, берилій Be, цирконій Zr, гафній Hf, ванадій V, ніобій Nb, тантал Ta;

розсіяні - метали, що не утворюють самостійних мінералів, а знаходяться у родовищах інших металів як домішки, до них належать галій Ga, талій Tl, рубідій Rb;

благородні, які виявляють підвищену хімічну стійкість відносно окиснювальних і агресивних реагентів; благородними металами є золото Au, срібло Ag, платина Pt, паладій Pd, родій Rh, іридій Ir, рутеній Ru, осмій Os;

радіоактивні - це метали, усі ізотопи яких мають радіоактивні властивості: технецій ₄₃Tc, прометій ₆₁Pm, полоній ₈₄Po і всі метали з більшими, ніж у полонія атомними номерами.

1.2 Особливості будови металів

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні міститься невелика кількість валентних електронів (1,2 чи - дуже рідко - 3), слабко сполучених із ядром завдяки великим атомним радіусам і екранувальній дії внутрішніх електронних шарів. Атоми, що знаходяться у вузлах металічної кристалічної решітки, неспроможні утримати свої зовнішні електрони, тому перетворюються у позитивно заряджені йони. У свою чергу валентні електрони, відриваючись від атомів, достатньо вільно переміщуются по всьому кристалу і утворюють електронний газ.

Загальна сума зарядів електронів відповідає загальній сумі позитивних зарядів вузлових частинок. Отже, електронна конфігурація атомів металів зумовлює такі найважливіші властивості металічного зв’язку:

1) багатоцентровість (одночасне виникнення зв’язку між величезною кількістю вузлових частинок у кристалі; саме багатоцентровість забезпечує високу теплопровідність металів);

2) багатоелектронність (здійснення зв’язку за рахунок узагальнювання всіх валентних електронів, що знаходяться у кристалі металу; багатоелектронність зумовлює електропровідність металів);

3) ненапрямленість (рівномірний розподіл електронної густини за всіма напрямками; при цьому валентні електрони жорстко не закріплюються між двома атомами, як при ковалентному зв’язку, а переходять у стан провідності, внаслідок чого повністю делокалізуються і належать не одному конкретному атому, а однаковою мірою всім атомам у вузлах кристалічної решітки;

4) ненасиченість (можливість утворювання хімічних зв’язків між невизначеною кількістю атомів, яка обмежується лише геометричними параметрами (розмірами атомів) і взаємним відштовхуванням одноіменно заряджених вузлових частинок); ненасиченістю пояснюються великі координаційні числа (як правило, 8 чи 12), які показують кількість найближчих вузлів кристалічної решітки, що оточують даний вузол.

Металічний зв’язок у чистому вигляді реалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, а в решті металів поряд із металічним здійснюється і ковалентний зв’язок. У р-металах і особливо у перехідних d-металах тільки невелика частина електронів перебуває у стані узагальнення. Наприклад, у типовому перехідному металі ніобії Nb на один атом припадає всього 1,2 узагальнених делокалізованих електрони. Інші валентні електрони утворюють напрямлений ковалентний зв’язок між сусідніми атомами. Це є причиною високих температур плавлення та великої механічної міцності d-металів.

Великі координаційні числа металів зумовлюють значну щільність пакування (тобто частку об’єму елементарної кристалічної комірки, безпосередньо зайняту іонами металу), при якій йони укладаються у просторі як кульки однакового розміру. Структура металічних кристалів визначається у першу чергу просторово-геометричними чинниками - намаганням атомів скоординуватися якомога щільніше.

Для металів найбільш характерними є три типи кристалічної решітки:

кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8 і щільністю пакування 68% (рис.1а); таку решітку мають метали Li, Na, K, V, W, Cr, Pb, а також Fe до температури 911^оС та від 1392^оС до точки плавлення;

кубічна гранецентрована з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис.1б), така решітка утворюється при кристалізації металів: Al, Ca, Mi,Cu, Ag, Au, а також Fe в інтервалі температур 911-1392^оС;

гексагональна з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис.1в), в якій кристалізуються метали Be, Mg, Cd, Ti, Co, Zn.

а) б)

в)

Рисунок 1 - Основні типи кристалічних решіток металів: а - кубічна об’ємноцентрована; б – кубічна гранецентрована; в – гексагональна

Тільки незначна кількість металів має кристалічні структури, відмінні від розглянутих простіших типів. До них належать Hg, In, окремі поліморфні модифікації U, Mn, Np і деякі інші.

Під час кристалізації металів (наприклад, у процесі охолоджування розплавів) одночасно утворюється величезна кількість дрібних кристаликів, які заважають один одному вирости і набути правильної форми. Тому будь-який металевий виріб має полікристалічну структуру, що складається із великої кількості дрібних кристаликів - так званих кристалітів, або зерен, які на відміну від чітко огранених монокристалів інших неорганічних речовин мають неправильну форму і різну просторову орієнтацію. З цієї причини у кристалічній структурі металів виникають дефекти, які суттєво впливають на фізичні властивості металів.

2 s-МЕТАЛИ.

s-Елементи розміщуються в ІА - і ІІА-підгрупах періодичної системи Д.І. Менделєєва. Всі вони, за винятком Гідрогену і Гелію, належать до металів.

Висока хімічна активність s-металів і найсильніші серед відомих відновні властивості приводять до того, що у природі вони ніколи не зустрічаються у вільному стані (як прості речовини), а знаходяться у численних сполуках у вигляді позитивно заряджених йонів. Завдяки великим негативним значенням електродних потенціалів добування s-металів неможливо здійснити із водних розчинів, оскільки вони бурхливо реагують з водою, даючи розчини гідроксидів - луги. Звідки і виникла назва s-металів ІА-підгрупи - лужні, а s-метали ІІА-підгрупи (крім берилію та магнію) одержали назву лужноземельні, тому що розчинність їх гідроксидів у воді є значно меншою. Вільні лужні та лужноземельні метали одержують переважно електролізом розплавів їх солей-галогенідів - найчастіше хлоридів, які утворюють природні мінерали.

Невеликі заряди ядер і порівняно велики радіуси атомів зумовлюють високу хімічну активність s-металів, показником якої є дуже низькі значення їх потенціалів (енергій) йонізації та електронегативностей. Перший потенціал йонізації зменшуються по групі зверху униз. У літію він найбільший, у натрію - дещо менший. Більш різьке зниження потенціалу йонізації при переході від натрію до калію пояснюється явищем кайносиметрії - виникнення вільного d-підрівня. Найблизкішими за властивостями є повні електронні аналоги K, Rb, Cs, помітно відрюзняється від них Li, а Na займає проміжне місце. Чим вище значення потенціалу йонізації, тим сильнішою є поляризувальна дія катіону і тим вищою є його схільність до утворення ковалентних зв’язків. Тому йон Li⁺ існує лише в кристалічному стані, а у розчинах внаслідок гідратації він переходить у гідратовану форму (Li (H₂O) ₄) ⁺, причому молекули води утримуються досить міцно і для їх видалення недостатньо простого нагрівання.

Всі s-метали мають на зовнішньому енергетичному рівні по одному-два електрони і можуть легко їх віддавати, прагнучи набути електронну конфігурацію попереднього інертного газу. При цьому метали ІА - і ІІА-підгруп утворюють відповідно йони Ме⁺ і Ме²⁺.

Металічні зв’язки утворюються делокалізованими валентними електронами, які утримують разом позитивно заряджені йони, що знаходяться у вузлах кристалічних решіток металів. Чим більшим є металічний радіус, тим тонкішим шаром розподілені делокалізовані електрони по позитивних йонах і тим слабкішим є зв’язок. Хімія таких елементів є, головним чином, йонною хімією, за винятком літію та берілію, які мають сильніші поляризувальні властивості. Однак у лужних і, особливо, у лужноземельних металів помітна тенденція до утворення ковалентних зв’язків. Так, у газуватому стані існують ковалентні молекули Na₂, Cs₂ тощо. Крім того, зв’язок цих металів у деяких комплексних сполуках з C, N, O теж відноситься до ковалентних.

У водних розчинах йони s-металів деякою мірою виявляють здатність до реакцій комплексоутворювання та до утворення донорно-акцепторних зв’язків з монодентантними лігандами. Більшість таких комплексів характеризується невеликою стійкістю. Причому, двохзарядні йони металів ІІА-підгрупи мають дещо сильніші комплексоутворювальні властивості. Для них найбільш притаманними є координаційні зв’язки з донорними атомами Оксигену, а для магнію - ще з атомами Нітрогену.

2.1 Лужні метали

Загальна електронна формула s-металів ІА-підгрупи ns¹, де n - номер періоду і, одночасно, номер зовнішнього енергетичного рівня атома. Попередній електронний шар містить 8 електронів за винятком атомів літію, у яких є тільки два електрони на передзовнішньому шарі. Починаючи з четвертого періоду, атоми калію, рубідію, цезію мають вільні d-, f - і g-підрівні, які заповнються лише у наступних періодах.

Низькі значення перших потенціалів йонізації і, навпаки, дуже високі - других потенціалів йонізації є причиною того, що лужні метали у складних сполуках виявляють постійний ступінь окиснення +1. Незважаючи на те, що спорідненість до електрона у лужних металів має позитивне значення (тобто приєднання електрона до нейтрального атома супроводжується виділенням енергії), вони практично ніколи не виявляють негативних ступенів окиснення. Правда, нещодавно з’явилися відомості про те, що штучно одержано сполуку, в якій натрій перебуває у ступені окиснення -1, але це виключно рідкий випадок.

При переході від Li до Fr послідовно зменшуються такі властивості:

температури плавлення і теплоти сублімації;

енергії утворення кристалічних решіток усіх солей (за винятком солей з аніонами, що мають дуже невеликі радіуси);

легкість термічного розкладання нітратів і карбонатів (збільшується їх міцність);

ефективні радіуси гідратованих йонів і енергії гідратації;

міцність ковалентних зв’язків у молекулах типу M₂;

теплоти утворення фторидів, гідридів, оксидів і карбідів - внаслідок великих енергій кристалічних решіток сполук, утворених невеликими за розміром аніонами.

Для атомів лужних металів притаманне дуже невелике значення роботи виходу електрона, завдяки чому вони знайшли широке застосування в електроніці як емітери електронів для фотоелементів, фотомножників, перетворювачів світлових сигналів у електричні.

2.1.1 Поширення у природі

Вміст літію у земній корі становить усього 5^.10^-3% (мас). Літій утворює власні рідкі мінерали: сподумен LiAl (Si₂O₆), амблігонит LiF^. AlРО₄, але найчастіше він зустрічається у природі як домішка до сполук натрію та калію. Натрій становить 2,6% від маси земної кори і знаходиться у вигляді NaCl у твердому мінералі - кам’яній солі - і в морській воді, а також у мінералах: тенардит Na₂SO₄, глауберова сіль Na₂SO_4.10H₂O; глауберит Na₂SO₄^. CаSO₄; чилійська селитра NaNO₃; сода Na₂CO_3.10H₂O; бура Na₂B₄O₇^.10H₂O. Калій, кількість якого у земній корі дорівнює 2,4%, утворює мінерали: сильвін KCl, карналіт KCl^. MgCl^.6H₂O, каїнит KCl^. MgSO₄, селітра KNO₃. Рубідій і цезій у невеликих кількостях знаходяться, як правило, разом із натрієм і калієм в їх сполуках.

2.1.2 фізичні властивості

Лужні метали - сріблясто-білі речовини, крім цезію, у якого золотаве забарвлення. На свіжому повітрі s-метали у розрізі мають блискучу поверхню, але при контакті з киснем повятря дуже швидко тускніє, тому їх зберігають під шаром гасу. Більшість складних сполук лужних металів безбарвні, оскільки електронна оболонка Ме⁺ (оболонка інертного газу) є дуже стійкою, а йони не деформані (якщо йони не деформовані, то сполука безбарвна).

Фізичні властивості лужних металів змінюються досить закономірно залежно від положення у періодичній системі елементів, будови атома і структури кристалічної решітки (табл.1).

Таблиця 1 - Фізичні властивості лужних металів