166698 (599211)

Просмтор этого файла доступен только зарегистрированным пользователям. Но у нас супер быстрая регистрация: достаточно только электронной почты!

Текст из файла

1. Химия металлов

1.1 Общие сведения и классификация

Большинство химических элементов относятся к металлам.

В атомах металлов внешние электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы, как правило, имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей.

В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе (ПС) различают s-, p-, d-, f-металлы. К s-металлам относят элементы, у которых происходит заполнение внешнего s-уровня. Это элементы главных подгрупп I и II групп ПС – щелочные и щелочноземельные металлы. Они наиболее сильные восстановители среди металлов. К числу р-металлов относят элементы III – IV групп, находящихся в главных подгруппах и расположенных левее диагонали B-At. Металлические свойства этих элементов выражены гораздо слабее. Металлы IV – VI групп, примыкающие к диагонали B-At, типичные полупроводники (т.е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов – образование амфотерных гидроксидов. Наиболее многочисленны d-металлы. В ПС они расположены между s- и p-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства: 3d, 4d, 5d и 6d. Кроме Sc и Zn, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (OsO₄). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, затем убывает. Эти Элементы типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы ПС (Cu-Ag-Au, Zn-Cd-Hg и т.д.). самая характерная особенность d-элементов – исключительная способность к комплексообразованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов.

Металлы с достраивающимися f-слоями образуют две группы очень похожих между собой элементов – лантаноидов и актиноидов.

Небольшое число металлов (Au, Ag, Pt, Hg) встречаются в природе в свободном состоянии. Большинство же находится в виде минералов и руд. Среди наиболее распространенных природных соединений металлов – оксиды, сульфиды, карбонаты, силикаты, сульфаты.

В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. Железо и сплавы на его основе традиционно называют черными металлами. Cu, Zn, Sn, Pb и некоторые другие относят к цветным металлам.

При н.у. все металлы – твердые кристаллические вещества, за исключением Hg – тяжелой подвижной жидкости (Тпл=-39С).

1.2 Химия s-элементов

Щелочные металлы

Главная подгруппа I группы ПС, называется подгруппой щелочных металлов, включает Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (радиоактивный с наименьшим периодом полураспада Т_1/2=22 мин.). Название подгруппы – щелочные металлы – отражает характерные особенности химии этих элементов. Все они имеют один s-электрон на внешнем электронном слое и проявляют окислительное число +1. Единственный валентный электрон атомов щелочных металлов сравнительно слабо связан с ядром, поэтому потенциалы ионизации этих элементов невелики.

Физические свойства щелочных элементов приведены в таблице 1.

Таблица 1.

Элемент	Атомный номер	Относительная атомная масса	Атомный радиус, нм	Ионный радиус, нм	Энергия ионизации, эВ	Окраска пламени
Li	3	7	0.155	0.066	5.390	Коричнево-красная
Na	11	23	0.189	0.095	5.138	Желтая
K	19	39	0.236	0.133	4.339	Фиолетовая
Rb	37	85	0.248	0.148	4.176	Красная
Cs	55	133	0.268	0.169	3.893	Фиолетовая

В твердом состоянии щелочные металлы хорошо проводят электрический ток. Это типичные металлы. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе (Cs со взрывом). Хранят щелочные металлы без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Свойства щелочных металлов закономерно изменяются по группе с увеличением относительной атомной массы (таблица 2).

Таблица 2.

Элемент	tпл, С	tкип, С	Плотность, г/см3
Li	180.5	1317	0.534
Na	97.83	882.9	0.968
K	63.55	760	0.862
Rb	38.9	703	1.525
Cs	28.55	667	1.9

В химическом отношении элементы главной подгруппы I группы схожи. Все они активны, причем с увеличением атомного номера химическая активность металлов усиливается. При взаимодействии с неметаллами щелочные металлы образуют соединения с ионной связью.

В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят значительно левее водорода, причем с увеличением атомного номера (и уменьшением потенциала ионизации) электрохимическая активность металлов увеличивается. Исключение составляет Li – расположение на левом фланге электрохимического ряда напряжений металлов обусловлено исключительно высокой энергией гидратации Li, максимальной среди металлов.

Натрий и калий

Натрий – серибристо-белый металл. В природе встречается только в виде соединений. По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место (2.5% по массе). Минералы натрия очень разнообразны. Наиболее важные из них – галит NaCl (поваренная соль), мирабилит Na₂SO₄10H₂O (глауберова соль), натриева селитра NaNO₃.

Калий также серибристо-белый металл. Калий занимает седьмое место по распространенности в земной коре ( 2.5% по массе), вслед за натрием. В свободном состоянии в природе не встречается, как и натрий. Важнейшие минералы калия следующие: сильвин KCl (и смешанные калийнатриевые и калиймагниевые минералы), сильвинит (K, Na)Cl, карналлит KClMgCl₂6H₂O, каинит KClMgSO₄3H₂O.

Химические свойства натрия и калия похожи, причем активность калия несколько выше. Оба они отдают внешний s-электрон с образованием ионных соединений.

С кислородом в зависимости от условий натрий и калий образуют оксиды Na₂O, K₂O или пероксиды Na₂O₂, K₂O₂.

2Na + О₂ = Na₂O₂ (горение),

2Na₂O₂ = 2Na₂O + О₂ (нагревание)

Взаимодействие натрия и калия с кислородом протекает очень бурно. С водородом натрий при 400 С, а калий при 200 С образуют солеобразные гидриды:

2Na + H₂ = 2NaH

Здесь водород выступает в качестве аналога галогенов, образуя ион Н^-.

При обычной температуре натрий горит в атмосфере фтора и хлора:

2Na + Cl₂ = 2NaCl

Реакция калия в аналогичных условиях протекает со взрывом.

Растирание натрия или калия с серой приводит к образованию полисульфидов:

2Na + nS = Na₂S_n (n от 2 до 5)

Натрий и калий легче воды, поэтому кусочки металлов в воде плавают, бурно реагируя:

2K + 2H₂O = 2КОН + Н₂↑

Выделяющейся водород воспламеняется. В результате реакции получают сильные основания (щелочи). Загоревшийся натрий и калий нельзя тушить водой!

Сплавы натрия и калия со ртутью (амальгамы) – сильные восстановители. Химические реакции амальгированных щелочных металлов протекают так же, как и с чистыми элементами, но гораздо спокойнее без загорания и взрыва. Это свойство амальгам широко используют в лабораторной практике.

Гидроксиды калия и натрия – важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности получают электролизом растворов хлоридов:

NaCl Na⁺ + Cl^-

12H₂O + 2e^- = 2OH^- + H₂

12Сl^- - 2е^- = Сl₂

2H₂O + 2Сl^{- электролиз} 2OH^- + H₂+ Сl₂

2H₂O + 2NaСl ^{электролиз} 2NaOH + H₂+ Сl₂

Полученный продукт – технический едкий натр – содержит 92-95% NaOH, остальное NaCl и Na₂CО₃.

В лабораторных условиях раствор гидроксида натрия можно получить, используя соду и известь:

Na₂CО₃ + Са(ОН)₂ = 2NaOH + СaCО₃

Щелочи идут на приготовление электролитов щелочных аккумуляторов, на производство мыла, красок, целлюлозы.

При реакции щелочей с кислотами образуются соли:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

Реакции такого типа называют реакциями нейтрализации.

Как сильные основания щелочи вытесняют более слабые основания солей:

NaOH + СоCl₂ = 2NaCl + Со(ОН)₂

Амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочи:

NaOH + Al(OH)₃ = Na[Al(OH)₄]

При этом образуются комплексные гидроксосоли, содержащие сложный анион [Ме(OH)_n]^m-. Применение натриевых солей обширно. Помимо поваренной соли следует назвать карбонат натрия (сода) Na₂CО₃, гидрокарбонат натрия (питьевая сода) NaНСО₃, нитрат натрия (силитра) NaNО₃. Растворимые соединения калия важные удобрения, увеличивающие способность к фотосинтезу. KClO₃ и КNО₃ используют в пиротехнике, обе соли сильные окислители.

Рубидий и цезий используют для изготовления фотоэлементов.

Щелочноземельные металлы

К Щелочноземельным металлам относят элементы, главной подгруппы II группы ПС: Ca, Sr, Ba, Ra. Кроме них в эту группу входят Be и Mg. На внешнем слое атомов щелочноземельных металлов два s-электрона. Во всех соединениях проявляется степень окисления +2. Активность металлов растет с увеличением атомного номера. Все эти элементы – типичные металлы, по свойствам близкие к щелочным. Атомные и ионные радиусы элементов главной подгруппы II группы значительно меньше радиусов соседних щелочных металлов. Это связано с большим зарядом и полным заполнением внешних электронных s-слоев щелочноземельных металлов. Сравнительные характеристики щелочноземельных металлов приведены в табл. 3

Таблица 3.

Элемент	Атомный номер	Относительная атомная масса	Атомный радиус, нм	Ионный радиус, нм	Энергия ионизации, эВ	Окраска пламени
Be	4	9	0.113	0.031	9.32
Mg	12	24	0.160	0.065	7.64
Ca	20	40	0.197	0.099	6.11	Кирпично-красная
Sr	38	88	0.215	0.113	5.69	Коричнево-красная
Ba	56	137	0.221	0.135	5.21	Желто-зеленая

Физические свойства щелочноземельных металлов приведены в табл. 4.

Элемент	tпл, С	tкип, С	Плотность, г/см3	Характерные признаки
Be	1287	2471	1.848	Светло-серый металл, очень твердый и прочный
Mg	650	1095	1.739	Серибристо-белый металл
Ca	842	1495	1.54	Серебристый металл
Sr	768	1390	2.63	Серебристый металл
Ba	727	1637	3.76	Серебристый металл
Ra	969	1500	5.6	Радиоактивный серибристо-белый металл (Т½226Ra=1620 лет)

Химические связи щелочноземельных металлов с неметаллами носят преимущественно ионный характер. Бериллий и магний по химическим свойствам отличаются от щелочных металлов. Бериллий по своим свойствам больше напоминает алюминий. Ион Ве²⁺ очень мал, поэтому для него характерно образование ковалентных связей. Гидроксид бериллия амфотерен.

Характеристики

Тип файла документ

Документы такого типа открываются такими программами, как Microsoft Office Word на компьютерах Windows, Apple Pages на компьютерах Mac, Open Office - бесплатная альтернатива на различных платформах, в том числе Linux. Наиболее простым и современным решением будут Google документы, так как открываются онлайн без скачивания прямо в браузере на любой платформе. Существуют российские качественные аналоги, например от Яндекса.

Будьте внимательны на мобильных устройствах, так как там используются упрощённый функционал даже в официальном приложении от Microsoft, поэтому для просмотра скачивайте PDF-версию. А если нужно редактировать файл, то используйте оригинальный файл.

Файлы такого типа обычно разбиты на страницы, а текст может быть форматированным (жирный, курсив, выбор шрифта, таблицы и т.п.), а также в него можно добавлять изображения. Формат идеально подходит для рефератов, докладов и РПЗ курсовых проектов, которые необходимо распечатать. Кстати перед печатью также сохраняйте файл в PDF, так как принтер может начудить со шрифтами.

Список файлов книги