166431 (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 + 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:

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 = BaSO₄Ї + 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)₂Ї + 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.