Металлы

Общая характеристика металлов.

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:

2KCl = 2K⁺ + 2Cl^-,
катод 2K⁺ + 2e = 2K; анод 2Cl^- -2e = Cl₂.

Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, ^oС

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:

3Li₂O + 2Al 6Li­ + Al₂O₃,
4NaCl + 3CaO + Si 4Na­ + 2CaCl₂ + CaSiO₃.

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:

2Me + H₂ = 2MeH (гидриды),
2Me + Г₂ = 2MeГ (галогениды),
2Me + S = Me₂S (сульфиды),
3Me + P = Me₃P (фосфиды),
6Me + N₂ = 2Me₃N (нитриды),
2Me + 2H₂O = 2MeOH + H₂­.

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:

• Li₂O,
• Na₂O, Na₂O₂ (пероксид),
• K₂O, K₂O₂ (пероксид), KO₂ (надпероксид), KO₃ (озонид),
• Rb₂O, Rb₂O₂ (пероксид), RbO₂ (надпероксид),
• Cs₂O, Cs₂O₂ (пероксид), CsO₂ (надпероксид).

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 + O₂2 Li₂O,
2 Na + O₂Na₂O₂,
K + O₂ = KO₂.

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:

2МеO₂Ме₂O₂ + О₂­

и пероксидов:

Ме₂O₂ + 2Ме 2 Ме₂O.

Li₂О обычно получают при нагревании его карбоната:

Li₂CO₃Li₂O + CO₂­.

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Ме₂O + H₂O = 2 МеOH.

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме₂O₂ + 2 H₂O = 2 МеOH + H₂O₂,
2 МеO₂ + 2 H₂O = 2 МеOH + H₂O₂ + O₂­,

с кислотными оксидами и кислотами:

Me₂O + SO₃ = Me₂SO₄,
Me₂O + 2HNO₃ = 2MeNO₃ + H₂O,
Me₂O₂ + H₂SO₄ = Me₂SO₄ + H₂O₂,
4MeO₂ + 2CO₂ = 2Me₂CO₃ + 3O₂.

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Me₂O₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄ ®  Fe₂(SO₄)₃ + Me₂SO₄ + 2H₂O,

но могут и сами окисляться:

5Me₂O₂ + 2KMnO₄ +8H₂SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Me₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂­ .

Надпероксид калия поглощает СО₂ и регенерирует кислород:

4KO₂ + 2H₂O + 2CO₂ = 4KHCO₃ + O₂­.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.

Получение

Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:

Me₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄¯ + 2 MeOH,
Me₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃¯ + 2 MeOH,

электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:

2 МеCl + 2 H₂O = 2 МеOH + H₂­ + Cl₂­,
катод: 2H⁺ + 2e = H₂; анод: 2Cl^- - 2e = Cl₂.

Свойства

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.

2Al + 2 MeOH + 6 H₂O = 2Me(Al(OH)₄) + 3H₂­,
Cl₂ + 2MeOH = MeCl + MeClO + H₂O,
MeOH + HCl = MeCl + H₂O,
NH₄Cl + MeOH = MeCl + NH₃­ + H₂O,
CuCl₂ + 2MeOH = Cu(OH)₂¯ + 2MeCl,
NaH₂PO₄ + NaOH = Na₂HPO₄ + H₂O,
2 MeOH + CO₂ = Me₂CO₃ + H₂O,
2 MeOH + H₂SO₄ = Me₂SO₄ + 2 H₂O.

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:

MeCl₂ = Me²⁺ + 2Cl^-,
катод: Me²⁺ + 2e = Me; анод: 2Cl^- -2e = Cl₂,

а Ва - электролизом его окислов.

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 + H₂MeH₂(гидриды),
Me + Г₂MeГ₂ (галогениды),
Me + S MeS (сульфиды),
3Me + 2P Me₃P₂ (фосфиды),
3Me + N₂Me₃N₂(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)₂MeO + H₂O (Me = Be, Mg)
MeCO₃MeO + CO₂­ (Me = Be, Mg, Ca, Sr)
2Me(NO₃)₂2MeO + 4NO₂­+ O₂­

Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н₂О₂:

Me(OH)₂ + H₂O₂ = MeO₂ + 2H₂O (кроме BaO₂),
2BaO + O₂2BaO₂.

Свойства

Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляет амфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:

МеO + H₂O = Ме(OH)₂ (кроме ВеО),

легко растворяются в кислотах:

MeO + 2HCl = MeCl₂ + H₂O,

а ВеО взаимодействует и со щелочами:

BeO + 2NaOH Na₂BeO₂ + H₂O,
BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂(Be(OH)₄),
BeO + Na₂CO₃ = Na₂BeO₂ + CO₂­.

Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:

MeO₂ + 2H₂O = Me(OH)₂ + H₂O₂,
BaO₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + H₂O₂ (в лаборатории),

легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:

MeO₂ + H₂CO₃ = MeCO₃ + H₂O₂.

Пероксиды являются сильными окислителями:

MeO₂ + 2NaI + 2H₂O ® Me(OH)₂ + 2NaOH + I₂¯,

но могут и сами окисляться.

Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

MeO + SO₃ = MeSO₄,
MeO + 2HNO₃ = Me(NO₃)₂ + H₂O.

Гидроксиды

Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)₂.

Получение

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)₂¯.

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:

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca(ClO)Cl + H₂O
(хлорная известь),
Me(OH)₂ + 2HCl = MeCl₂ + 2H₂O,
2NH₄Cl + Me(OH)₂ = MeCl₂ + 2NH₃­ + 2H₂O,
CuCl₂ + Me(OH)₂ = Cu(OH)₂¯ + MeCl₂,
Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃¯ + 2H₂O,
Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃¯ + H₂O,
Ba(OH)₂ + H₂SO₄ = BaSO₄¯ + 2 H₂O.

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)₂CaCO₃¯ + 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⁺ + CO₃^2- = CaCO₃¯ ,
Mg²⁺ + CO₃^2- = MgCO₃¯.

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.

Электронные конфигурации атомов переходных элементов: