Положение металлов в периодической системе менделеева кратко. Л.п.иванова, учитель химии новинской средней школы (астраханская обл.). Нахождение металлов в природе

11.05.2020

Введение

Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами: высокими электропроводностью и теплопроводностью, способностью хорошо отражать свет (что обуславливает их блеск и непрозрачность), возможностью принимать нужную форму под воздействием внешних сил (пластичностью). Существует и другое определение металлов – это химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние (валентные) электроны.

Из всех известных химических элементов около 90 являются металлами. Большинство неорганических соединений – это соединения металлов.

Существует несколько типов классификации металлов. Наиболее четкой является классификация металлов в соответствии с их положением в периодической системе химических элементов – химическая классификация.

Если в «длинном» варианте периодической таблицы провести прямую линию через элементы бор и астат, то слева от этой линии расположатся металлы, а справа от нее – неметаллы.

С точки зрения строения атома металлы подразделяют на непереходные и переходные. Непереходные металлы располагаются в главных подгруппах периодической системы и характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение электронных уровней s и р. К непереходным металлам относят 22 элемента главных подгрупп а: Li, Na, K, Rb , Cs,Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po.

Переходные металлы располагаются в побочных подгруппах и характеризуются заполнением d - или f-электронных уровней. К d-элементам относятся 37 металлов побочных подгрупп б: Cu , Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc , Y , La , Ac , Ti , Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.

К f-элементам относятся 14 лантаноидов (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Но, Ег, Тm, Уb, Lu) и 14 актиноидов (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).

Среди переходных металлов выделяют также редкоземельные металлы (Sc, Y, La и лантаноиды), платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Оs, Ir, Рt), трансурановые металлы (Nр и элементы с большей атомной массой).

Помимо химической существует также, хотя и не общепринятая, но издавна сложившаяся техническая классификация металлов. Она не так логична, как химическая, - в основе её лежит то один, то другой практически важный признак металла. Железо и сплавы на его основе относят к чёрным металлам, все прочие металлы - к цветным. Различают лёгкие (Li, Ве, Мg, Тi и др.) и тяжёлые металлы (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb и др.), а также группы тугоплавких (Тi, Zr, Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), драгоценных (Аg, Аu, платиновые металлы) и радиоактивных (U, Тh, Nр, Рu и др.) металлов. В геохимии выделяют также рассеянные (Ga, Ge, Hf, Re и др.) и редкие (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re и др.) металлы. Как видно между группами четких границ не существует.

Историческая справка

Несмотря на то, что жизнь человеческого общества без металлов невозможна, никто точно не знает, когда и как человек начал впервые ими пользоваться. Самые древние дошедшие до нас письмена повествуют о примитивных мастерских, в которых выплавили металл и изготавливали из него изделия. Значит, человек овладел металлами раньше, чем письменность. Раскапывая древние поселения, археологи находят орудия труда и охоты, которыми пользовался человек в те далёкие времена, - ножи, топоры, наконечники для стрел, иглы, рыболовные крючки и многое другое. Чем древнее поселения, тем грубее и примитивнее были изделия человеческих рук. Самые древние изделия из металлов были найдены при раскопках поселений, существовавших около 8 тысяч лет назад. Это были в основном украшения из золота и серебра и наконечники стрел и копий из меди.

Греческое слово «металлон» первоначально означало копи, рудники, отсюда и произошёл термин «металл». В древности считалось, что существует только 7 металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо и ртуть. Это число соотносилось с числом известных тогда планет -Солнцем (золото), Луной (серебро), Венерой (медь), Юпитером (олово), Сатурном (свинец), Марсом (железо), Меркурием (ртуть) (см. рисунок). По алхимическим представлениям, металлы зарождались в земных недрах под влиянием лучей планет и постепенно совершенствовались, превращаясь в золото.

Человек сначала овладел самородными металлами - золотом, серебром, ртутью. Первым искусственно полученным металлом была медь, затем удалось освоить получение сплава меди соловом - бронзы и только позднее - железа. В 1556 г. в Германии была издана книга немецкого металлурга Г. Агриколы «О горном деле и металлургии» - первое дошедшее до нас детальное руководство по получению металлов. Правда, в то время свинец, олово и висмут ещё считали разновидностями одного металла. В 1789 г. французский химик А. Лавуазье в своём руководстве по химии дал список простых веществ, в который включил все известные тогда металлы - сурьму, серебро, висмут, кобальт, олово, железо, марганец, никель, золото, платину, свинец, вольфрам и цинк. По мере развития методов химического исследования число известных металлов стало быстро возрастать. В 18 в. было открыто 14 металлов, в 19 в. - 38, в 20 в. - 25 металлов. В первой половине 19 в. были открыты спутники платины, получены путём электролиза щелочные и щёлочноземельные металлы. В середине века методом спектрального анализа были открыты цезий, рубидий, таллий и индий. Блестяще подтвердилось существование металлов, предсказанных Д. И. Менделеевым на основе его периодического закона (это галлий, скандий и германий). Открытие радиоактивности в конце 19 в. повлекло за собой поиски радиоактивных металлов. Наконец, методом ядерных превращений в середине 20 в. были получены не существующие в природе радиоактивные металлы, в частности трансурановые элементы.

Физические и химические свойства металлов.

Все металлы - твердые вещества (кроме ртути, которая при обычных условиях жидкая), они отличаются от неметаллов особым видом связи (металлическая связь). Валентные электроны слабо связаны с конкретным атомом, и внутри каждого металла существует так называемый электронный газ. Большинство металлов имеют кристаллическую структуру, и металл можно представить как «жесткую» кристаллическую решетку из положительных ионов (катионов). Эти электроны могут более или менее передвигаться по металлу. Они компенсируют силы отталкивания между катионами и, тем самым, связывают их в компактное тело.

Все металлы обладают высокой электрической проводимостью (т. е. они проводники в отличие от неметаллов-диэлектриков), особенно медь, серебро, золото, ртуть и алюминий; высока и теплопроводность металлов. Отличительным свойством многих металлов является их пластичность (ковкость), вследствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы (фольгу) и вытянуты в проволоку (олово, алюминий и др.), однако встречаются и достаточно хрупкие металлы (цинк, сурьма, висмут).

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси, называемые сплавами. В сплаве свойства одного компонента обычно удачно дополняют свойства другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком, называемые латунью, являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении. Алюминий обладает хорошей пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав аюралюмин (дюраль), содержащий медь, магний и марганец. Дюралюмин, не теряя свойств своего алюминия, приобретает высокую твердость и поэтому используется в авиационной технике. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) - это известные чугун и сталь.

Металлы очень сильно различаются по плотности: у лития она почти вдвое меньше, чем у воды (0,53 г/см), а у осмия - более чем в 20 раз выше (22,61 г/см 3). Отличаются металлы и по твёрдости. Самые мягкие - щелочные металлы они легко режутся ножом; самый твердый металл - хром - режет стекло. Велика разница температур плавления металлов: ртуть - жидкость при обычных условиях, цезий и галлий плавятся при температуре человеческого тела, а самый тугоплавкий металл - вольфрам имеет температуру плавления 3380 °С. Металлы, температура плавления которых выше 1000 °С, относят к тугоплавким металлам, ниже - к легкоплавким. При высоких температурах металлы способны испускать электроны, что используется в электронике и термоэлектрических генераторах для прямого преобразования тепловой энергии в электрическую. Железо, кобальт, никель и гадолиний после помещения их в магнитное поле способны постоянно сохранять состояние намагниченности.

Металлам присуще некоторые и химические свойства. Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтомц металлы являются восстановителями. В этом, собственно, и состоит их главное и наиболее общее химическое свойство.

Очевидно, металлы как восстановители будут вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые вещества, кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Соединения металлов с галогенами называются галогенидами, с серой - сульфидами, с азотом - нитридами, с фосфором - фосфидами, с углеродом - карбидами, с кремнием - силицидами, с бором - боридами, с водородом - гидридами и т. д. Многие из этих соединений нашли важное применение в новой технике. Например, бориды металлов используются в радиоэлектронике, а также в ядерной технике в качестве материалов для регулирования нейтронного излучения и защиты от него.

Под действием концентрированных кислот-окислителей на некоторых металлах также образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и не реагируют с ней) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Mg, и Nb, а в концентрированной азотной кислоте - металлы Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh и U.

Чем левее расположен металл в этом ряду, тем большими восстановительными свойствами он обладает, т. е. легче окисляется и переходит в виде катиона в раствор, но зато труднее восстанавливается из катиона в свободное состояние.

В ряд напряжений помещен один неметалл - водород, поскольку это позволяет определить, будет ли данный металл реагировать с кислотами - неокислителями в водном растворе (точнее - окисляться катионами водорода Н +). Например, цинк реагирует с хлороводородной кислотой, так как в ряду напряжений он стоит левее (до) водорода. Напротив, серебро не переводится в раствор хлороводородной кислотой, поскольку оно стоит в ряду напряжений правее (после) водорода. Аналогично ведут себя металлы в разбавленной серной кислоте. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, называют благородными (Ag, Pt, Au и др.)

Нежелательным химическим свойством металлов является их электрохимическая коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) металла при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде.

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов - контактная коррозия. Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Cu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара. Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Fе), к менее активному металлу (Sn, Cu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла возрастает при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплавов железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и стали, содержащие хром (нержавеющие стали), имеют высокую коррозионную стойкость.

Общие способы получения металлов:

Электрометаллургия, т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов их солей;

Пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из их руд при высокой температуре (например, получение железа с помощью доменного процесса);

Гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO 4 вытеснением цинком, железом

или алюминием).

В природе металлы встречаются иногда в свободном виде, например самородные ртуть, серебро и золото, а чаще - в виде соединений (металлических руд). Самые активные металлы, конечно, присутствуют в земной коре только в связанном виде.

Литий (от греч. Литос- камень), Li, химический элемент подгруппы Iа периодической системы; атомный номер 3, атомная масса 6, 941; относится к щелочным металлам.

Содержание лития в земной коре 6,5-10 -3 % по массе. Обнаружен он более чем в 150 минералах, из них собственно литиевых - около 30. Основные минералы: сподумен LiAl, лепидолит KLi 1,5 Al 1,5 (F,0Н) 2 и петалит (LiNa). Состав этих минералов сложен, многие из них относятся к очень распространённому в земной коре классу алюмосиликатов. Перспективные источники сырья для производства лития - рассолы (рапа) соленосных отложений и подземные воды. Крупнейшие месторождения соединений лития находятся в Канаде, США, Чили, Зимбабве, Бразилии, Намибии и России.

Интересно, что минерал сподумен встречается в природе в виде больших кристаллов массой в несколько тонн. На руднике Этта в США нашли кристалл в форме иглы длиной 16 м и массой 100 т.

Первые сведения о литии относятся к 1817 г. Шведский химик А. Арфведсон, проводя анализ минерала петалита, открыл в нём неизвестную щёлочь. Учитель Арфведсона Й. Берцелиус дал ей название «литион» (от греч. литеос -каменный), т. к. в отличие от гидроксидов калия и натрия, которые были получены из золы растений, новая щёлочь была обнаружена в минерале. Он же назвал металл, являющийся «основой» этой щёлочи, литием. В 1818 г. английский химик и физик Г. Дэви получил литий электролизом гидроксида LiОН.

Свойства. Литий - серебристо-белый металл; т. пл. 180,54 °С, т. кип. 1340 "С; самый лёгкий из всех металлов, его плотность 0,534 г/см -он в 5 раз легче алюминия и почти вдвое легче воды. Литий мягок и пластичен. Соединения лития окрашивают пламя в красивый карминово-красный цвет. Этим весьма чувствительным методом пользуются в качественном анализе для обнаружения лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя атома лития 2s 1 (s-элемент). В соединениях он проявляет степень окисления +1.

Литий стоит первым в электрохимическом ряду напряжений и вытесняет водород не только из кислот, но и из воды. Однако многие химические реакции лития протекают менее энергично, чем у других щелочных металлов.

Литий практически не реагирует с компонентами воздуха при полном отсутствии влаги при комнатной температуре. При нагревании на воздухе выше 200 °С в качестве основного продукта образует оксид Li 2 O (присутствуют только следы пероксида Li 2 O 2). Во влажном воздухе даёт преимущественно нитрид Li 3 N, при влажности воздуха более 80% - гидроксид LiОН и карбонат Li 2 СО 3 . Нитрид лития может быть получен также при нагревании металла в токе азота (литий - один из немногих элементов, непосредственно соединяющихся с азотом): 6Li + N 2 =2Li 3 N

Литий легко сплавляется почти со всеми металлами и хорошо растворим в ртути. Непосредственно соединяется с галогенами (с иодом -при нагревании). При 500 °С реагирует с водородом, образуя гидрид LiН, при взаимодействии с водой - гидроксид LiОН, с разбавленными кислотами - соли лития, с аммиаком - амид LiNН 2 , например:

2Li + Н 2 = 2LiН

2Li + 2Н 2 O = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НF = 2LiF + Н 2

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + Н 2

Гидрид LiН - бесцветные кристаллы; применяется в различных областях химии как восстановитель. При взаимодействии с водой выделяет большое количество водорода (из 1 кг LiН получают 2820 л Н 2):

LiН + Н 2 O = LiОН + Н 2

Это позволяет использовать LiН как источник водорода для наполнения аэростатов и спасательного снаряжения (надувных лодок, поясов и др.), а также как своеобразный «склад» для хранения и транспортировки огнеопасного водорода (при этом необходимо предохранять LiН от малейших следов влаги).

Широко применяют в органическом синтезе смешанные гидриды лития, например литий-алюмогидрид LiAlH 4 - селективный восстановитель. Его получают взаимодействием LiН с хлоридом алюминия А1С1з

Гидроксид LiОН - сильное основание (щёлочь), его водные растворы разрушают стекло, фарфор; устойчивы к нему никель, серебро и золото. LiОН применяют в качестве добавки к электролиту щелочных аккумуляторов, что повышает срок их службы в 2-3 раза и ёмкость на 20%. На основе LiОН и органических кислот (особенно стеариновой и пальмитиновой) производят морозо- и термостойкие пластичные смазки (литолы) для защиты металлов от коррозии в интервале температур от -40 до +130 "С.

Гидроксид лития используют также как поглотитель углекислого газа в противогазах, подводных лодках, самолётах и космических кораблях.

Получение и применение. Сырьём для получения лития служат его соли, которые извлекают из минералов. В зависимости от состава минералы разлагают серной кислотой Н 2 SО 4 (кислотный метод) либо спеканием с оксидом кальция СаО и его карбонатом СаСОз (щелочной способ), с сульфатом калия К 2 SО 4 (солевой способ), с карбонатом кальция и его хлоридом СаСl (щёлочно-солевой способ). При кислотном методе получают раствор сульфата Li 2 SО 4 [последний освобождают от примесей обработкой гидроксидом кальция Са(ОН) 2 и содой Na 2 Co 3 ]. Спек, образующийся при других методах разложения минералов, выщелачивают водой; при этом при щелочном методе в раствор переходит LiОН, при солевом – Li 2 SO 4 , при щёлочно-солевом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готового продукта в виде карбоната Li 2 СО 3 . который используют непосредственно или в качестве источника для синтеза других соединений лития.

Металлический литий получают электролизом расплавленной смеси LiCl и хлорида калия КСl или хлорида бария ВаСl 2 с дальнейшей очисткой от примесей.

Интерес к литию огромен. Это связано, прежде всего, с тем, что он - источник промышленного получения трития (тяжёлого нуклида водорода), являющегося главной составной частью водородной бомбы и основным горючим для термоядерных реакторов. Термоядерная реакция осуществляется между нуклидом 6 Li и нейтронами (нейтральными частицами с массовым числом 1); продукты реакции - тритий 3 Н и гелий 4 Не:

6 3 Li + 1 0 n= 3 1 H + 4 2 He

Большое количество лития используется в металлургии. Сплав магния с 10% лития прочнее и легче самого магния. Сплавы алюминия и лития - склерон и аэрон, содержащие всего 0,1% лития, помимо лёгкости обладают высокой прочностью, пластичностью, повышенной стойкостью к коррозии; их применяют в авиации. Добавка 0,04% лития к свинцово-кальциевым подшипниковым сплавам повышает их твёрдость и уменьшает коэффициент трения.

Галогениды и карбонат лития применяют в производстве оптических, кислотоупорных и других специальных стёкол, а также термостойкого фарфора и керамики, различных глазурей и эмалей.

Мелкие крошки лития вызывают химические ожоги влажной кожи и глаз. Соли лития раздражают кожу. При работе с гидроксидом лития необходимо соблюдать меры предосторожности, как при работе с гидроксидами натрия и калия.

Натрий (от араб, натрун, греч. нитрон -природная сода, химический элемент подгруппы Iа периодической системы; атомный номер 11, атомная масса 22,98977; относится к щелочным металлам. В природе встречается в виде одного стабильного нуклида 23 Na .

Ещё в глубокой древности были известны соединения натрия - поваренная соль (хлорид натрия) NaСl, едкая щёлочь (гидроксид натрия) NaОН и сода (карбонат натрия) Na 2 СОз. Последнее вещество древние греки называли «нитрон»; отсюда и происходит современное название металла - «натрий». Однако в Великобритании, США, Италии, Франции сохраняется слово sodium (от испанского слова «сода», имеющего то же значение, что и по-русски).

Впервые о получении натрия (и калия) сообщил английский химик и физик Г. Дэви на собрании Королевского общества в Лондоне в 1807 г. Ему удалось разложить действием электрического тока едкие щёлочи КОН и NaОН и выделить неизвестные ранее металлы обладающие необычайными свойствами. Эти металлы очень быстро окислялись на воздухе, а на поверхности воды плавали, выделяя из неё водород.

Распространённость в природе. Натрии - один из самых распространённых в природе элементов. Содержание его в земной коре 2,64% по массе. В гидросфере он содержится в вида растворимых солей в количестве около 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%). Наличие натрия установлено в атмосфере Солнца и межзвёздном пространстве. природе натрий находится только в виде солей. Важнейшие минералы - галит (каменная соль) NaCl, мирабилит (глауберова соль) Na 2 SO 4 *10H 2 O, тенардит Na 2 SO 4, челийская селитра NaNO 3, природные силикаты, например альбит Na, нефелин Na

Россия исключительно богата залежами каменной соли (например, Соликамск, Усолье-Сибирское и др.), большие залежи минерала троны в Сибири.

Свойства. Натрий - серебристо-белый легкоплавкий металл, т. пл. 97,86 °С, т. кип. 883,15 °С. Это один из самых лёгких металлов - он легче воды плотность 0,99 г/см 3 при 19,7 °С). Натрий и его соединения окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет. Эта реакция так чувствительна, что открывает присутствие малейших следов натрия повсюду (например, в комнатной или уличной пыли).

Натрий - один из самых активных элементов периодической системы. Внешний электронный слой атома натрия содержит один электрон (конфигурация 3s 1 , натрий – s-элемент). Свой единственный валентный электрон натрий легко отдает и поэтому в своих соединениях всегда проявляет степень окисления +1.

На воздухе натрий активно окисляется, образуя в зависимости от условий оксид Na 2 O или пероксид Na 2 O 2 . Поэтому хранят натрий под слоем керосина или минерального масла. Энергично реагирует с водой, вытесняя водород:

2Na + Н 2 0 = 2NaОН + Н 2

Такая реакция происходит даже со льдом при температуре -80 °С, а с тёплой водой или при поверхности контакта идёт со взрывом (недаром говорят: «Не хотите стать уродом –не бросайте натрий в воду»).

Натрий непосредственно реагирует со всеми неметаллами: при 200 °С начинает поглощать водород, образуя весьма гигроскопичный гидрид NaH; с азотом в электрическом разряде дает нитрид Na 3 N или азид NaN 3 ; в атмосфере фтора воспламеняется; в хлоре горит при температуре; с бромом реагирует лишь при нагревании:

2Na + Н 2 = 2NaН

6Na + N 2 =2Na 3 N или 2Na+ 3Na 2 =2NaN 3

2Na+ С1 2 = 2NaСl

При 800-900 °С натрий соединяется с углеродом, образуя карбид Na 2 C 2 ; при растирании с серой дает сульфид Na 2 S и смесь полисульфидов (Na 2 S 3 и Na 2 S 4)

Натрий легко растворяется в жидком аммиаке, получающийся раствор синего цвета обладает металлической проводимостью, с газообразным аммиаком при 300-400 "С или в присутствии катализатора при охлаждении до -30 С дает амид NaNH 2 .

Натрий образует соединения с другими металлами (интерметаллиды), например с серебром, золотом, кадмием, свинцом, калием и некоторыми другими. Со ртутью даёт амальгамы NaHg 2 , NaHg 4 и др. Наибольшее значение имеют жидкие амальгамы, которые образуются при постепенном введении натрия в ртуть, находящуюся под слоем керосина или минерального масла.

С разбавленными кислотами натрий образует соли.

Получение и применение. Основной метод получения натрия - электролиз расплавленной поваренной соли. При этом на аноде выделяется хлор, а на катоде - натрий. Для уменьшения температуры плавления электролита к поваренной соли добавляют другие соли: КСl, NaF, СаСl 2 . Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой; аноды изготовлены из графита, катоды - из меди или железа.

Натрий можно получить электролизом расплава гидроксида NaОН, а небольшие количества - разложением азида NaN 3.

Металлический натрий используют для восстановления чистых металлов из их соединений - калия (из КОН), титана (из TiCl 4) и др. Сплав натрия с калием - теплоноситель для ядерных реакторов, поскольку щелочные металлы плохо поглощают нейтроны и поэтому не препятствуют делению ядер урана. Пары натрия, обладающие ярко-жёлтым свечением, используют для наполнения газоразрядных ламп, служащих для освещения автострад, пристаней, вокзалов и пр. Натрий находит применение в медицине: искусственно полученный нуклид 24 Na используется для радиологического лечения некоторых форм лейкемии и в диагностических целях.

Значительно более обширно применение соединений натрия.

Пероксид Na 2 O 2 - бесцветные кристаллы, технический продукт жёлтого цвета. При нагревании до 311-400 °С начинает выделять кислород, а при 540 °С бурно разлагается. Сильный окислитель, благодаря чему применяется для отбеливания тканей и других материалов. На воздухе поглощает СО 2 », выделяя кислород и образуя карбонат 2Na 2 O 2 +2CO 2 =2Na 2 Co 3 +O 2). На этом свойстве основано применение Na 2 O 2 для регенерации воздуха в закрытых помещениях и дыхательных приборах изолирующего типа (подводных лодках, изолирующих противогазах и пр.).

Гидроксид NaОН; устаревшее название -едкий натр, техническое название - каустическая сода (от лат. caustic- едкий, жгучий); одно из самых сильных оснований. Технический продукт, кроме NаОН, содержит примеси (до 3% Ка 2 СОз и до 1,5% NaCl). Большое количество NаОН идёт на приготовление электролитов для щелочных аккумуляторов, производство бумаги, мыла, красок, целлюлозы, используется для очистки нефти и масел.

Из солей натрия применение находят хромат Na 2 CrO 4 - в производстве красителей, как протрава при крашении тканей и дубитель в кожевенной промышленности; сульфит Na 2 SO 3 -компонент фиксажей и проявителей в фотографии; гидросульфит NaHSO 3 - отбеливатель тканей, природных волокон, применяется для консервирования плодов, овощей и растительных кормов; тиосульфат Na 2 S 2 O 3 - для удаления хлора при отбеливании тканей, как закрепитель в фотографии, противоядие при отравлении соединениями ртути, мышьяка и др., противовоспалительное средство; хлорат NaClO 3 - окислитель в различных пиротехнических составах; трифосфат Na 5 P 3 O 10 -добавка в синтетические моющие средства для умягчения воды.

Натрий, NаОН и его растворы вызывают тяжёлые ожоги кожи и слизистых оболочек.

По внешнему виду и свойствам калий похож на натрий, но более реакционноспособный. Энергично реагирует с водой и вызывает возгорание водорода. На воздухе сгорает, образуя оранжевый надпероксид КO 2 . При комнатной температуре реагирует с галогенами, при умеренном нагревании - с водородом, серой. Во влажном воздухе быстро покрывается слоем КОН. Хранят калий под слоем бензина или керосина.

Наибольшее практическое применение находят соединения калия - гидроксид КОН, нитрат КNO 3 и карбонат К 2 СO 3 .

Гидроксид калия КОН (техническое название - едкое кали) - белые кристаллы, расплывающиеся во влажном воздухе и поглощающие углекислый газ (образуются К 2 СO 3 и КНСO 3). Очень хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом. Водный раствор - сильнощелочной.

Производят гидроксид калия электролизом раствора КСl (аналогично производству NаОН). Исходный хлорид калия КСl получают из природного сырья (минералы сильвин КСlи карналлит КМgС1 3 6Н 2 0). Используют КОН для синтеза различных солей калия, жидкого мыла, красителей, как электролит в аккумуляторах.

Нитрат калия КNO 3 (минерал калийная селитра) - белые кристаллы, очень горькие на вкус, низкоплавкие {t пл = 339 °С). Хорошо растворим в воде (гидролиз отсутствует). При нагревании выше температуры плавления разлагается на нитрит калия КNO 2 и кислород O 2 , проявляет сильные окислительные свойства. Сера и древесный уголь загораются при контакте с расплавом КNO 3 , а смесь С + S взрывается (сгорание «черного пороха»):

2КNO 3 + ЗС(уголь) + S=N 2 + 3CO 2 + K 2 S

Нитрат калия используется в производстве стекла и минеральных удобрений.

Карбонат калия К 2 СO 3 (техническое название - поташ) - белый гигроскопичный порошок. Очень хорошо растворяется в воде, сильно гидролизуется по аниону и создает щелочную среду в растворе. Используется в изготовлении стекла и мыла.

Получение К 2 СO 3 основано на реакциях:

К 2 SO 4 + Са(ОН) 2 + 2СO = 2К(НСОО) + СаSO 4

2К(НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2

Сульфат калия из природного сырья (минералы каинит КМg(SO 4)Сl ЗН 2 0 и шёнит К 2 Мg(SO 4) 2 * 6Н 2 0) нагревают с гашёной известью Са(ОН) 2 в атмосфере СО (под давлением 15 атм), получают формиат калия К(НСОО), который прокаливают в токе воздуха.

Калий жизненно важный элемент для растений и животных. Калийные удобрения - это соли калия, как природные, так и продукты их переработки (КСl, К 2 SO 4 , КNO 3); высоко содержание солей калия в золе растений.

Калий - девятый по химической распространенности элемент в земной коре. Содержится только в связанном виде в минералах, морской воде (до 0,38 г ионов К + в 1 л), растениях и живых организмах (внутри клеток). В организме человека имеется = 175 г калия, суточная потребность достигает ~4г. Радиоактивный изотоп 40 К (примесь к преобладающему стабильному изотопу 39 К) распадается очень медленно (период полураспада 1 10 9 лет), он, наряду с изотопами 238 U и 232 Тh, вносит большой вклад в геотермический запас нашей планеты (внутренняя теплота земных недр).

От (лат. Cuprum), Сu, химический элемент подгруппы 16 периодической системы; атомный номер 29, атомная масса 63,546 относится к переходным металлам. Природная медь представляет собой смесь нуклидов с массовыми числами 63 (69,1%) и 65 (30,9%).

Распространённость в природе. Среднее содержание меди в земной коре 4,7-10~ 3 % по массе.

В земной коре медь встречается как в виде самородков, так и в виде различных минералов. Самородки меди, порой значительных размеров, покрыты зелёным или голубым налётом и необычайно тяжелы по сравнению с камнем; самый большой самородок массой около 420 т был найден в США в районе Великих Озёр (рисунок). Подавляющая часть меди присутствует в горных породах в виде соединений. Известно более 250 минералов, содержащих медь. Промышленное значение имеют: халькопирит (медный колчедан) СuFeS 2 , ковеллин (медный индиго) Сu 2 S, халькозин (медный блеск) Сu 2 S, куприт Сu 2 О, малахит СuСОз*Си(ОН) 2 и азурит 2СиСОз*Си(ОН) 2 . Почти все минералы меди ярко и красиво окрашены, например халькопирит отливает золотом, медный блеск имеет синевато- стальной цвет, азурит - густо синий со стеклянным блеском, а кусочки ковеллина отливают всеми цветами радуги. Многие из медных минералов - поделочные и драгоценные камни -самоцветы; очень высоко ценятся малахит и бирюза СuА1 6 (РO 4) 4 (ОН) 8 *5Н 2 O. Наиболее крупные месторождения медных руд находятся в Северной и Южной Америке (гл. обр. в США, Канаде, Чили, Перу, Мексике), Африке (Замбия, ЮАР), Азии (Иран, Филиппины, Япония). В России залежи медных руд имеются на Урале и Алтае.

Медные руды обычно полиметаллические: помимо меди они содержат Fe, Zn, Рb, Sn, Ni, Мо, Аu, Аg, Sе, платиновые металлы и др.

Историческая справка. Медь известна с незапамятных времён и входит в «великолепную семёрку» древнейших металлов, используемых человечеством, - это золото, серебро, медь, железо, олово, свинец и ртуть. По археологическим данным, медь была известна людям уже 6000 лет назад. Она оказалась первым металлом, заменившим древнему человеку камень в первобытных орудиях труда. Это было начало т.наз. медного века, который длился около двух тысячелетий. Из меди выковывали, а потом и выплавляли топоры, ножи, булавы, предметы домашнего обихода. По преданию, античный бог-кузнец Гефест выковал для непобедимого Ахилла щит из чистой меди. Камни для 147-метровой пирамиды Хеопса также были добыты и отёсаны медным инструментом.

Древние римляне вывозили медную руду с острова Кипр, отсюда и произошло латинское название меди - «купрум». Русское название «медь», по-видимому, связано со словом «смида», что в древности означало «металл».

В рудах, добываемых на Синайском полуострове, иногда попадались руды с примесью олова, что привело к открытию сплава меди с оловом -бронзы. Бронза оказалась более легкоплавкой и твёрдой, чем сама медь. Открытие бронзы положило начало длительному бронзовому веку (4-1-е тысячелетия до н. э.).

Свойства. Медь - металл красного цвета. Т.пл. 1083 "С, т. кип. 2567 °С, плотность 8,92 г/см. Это пластичный ковкий металл, из него можно прокатать листочки в 5 раз тоньше папиросной бумаги. Медь хорошо отражает свет, прекрасно проводит тепло и электричество, уступая только серебру.

Конфигурация внешних электронных слоев атома меди 3d 10 4s 1 (d-элемент). Хотя медь и щелочные металлы находятся в одной и той же I группе, их поведение и свойства сильно различаются. С щелочными металлами медь сближает только способность образовывать одновалентные катионы. При образовании соединений атом меди может терять не только внешний s-электрон, но один или два d-электрона предшествующего слоя, проявляя при этом более высокую степень окисления. Для меди степень окисления +2 более характерна, чем +1.

Металлическая медь малоактивна, в сухом и чистом воздухе стабильна. Во влажном воздухе, содержащем СО 2 , на её поверхности образуется зеленоватая плёнка Сu(ОН) 2* СuСОз, называемая патиной. Патина придаёт изделиям из меди и ее сплавов красивый «старинный» вид; сплошной налёт патины, кроме того, защищает металл от дальнейшего разрушения. При нагревании меди в чистом и сухом кислороде происходит образование чёрного оксида СиО; нагревание выше 375°С приводит к красному оксиду Сu 2 О. При нормальной температуре оксиды меди на воздухе устойчивы.

В ряду напряжений медь стоит правее водорода, и поэтому она не вытесняет водород из воды и в бескислородных кислотах не. Растворяться в кислотах медь может только при её одновременном окислении, например в азотной кислоте или концентрированной серной кислоте:

ЗСu + 8НNO 3 = ЗСu(NO 3) 2 + 2NО + 4Н 2 O

Сu + 2Н 2 S0 4 = СиSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

Фтор, хлор и бром реагируют с медью, образуя соответствующие дигалогениды, например:

Сu + Сl 2 = СuСl 2

При взаимодействии нагретого порошка меди с йодом получается иодид Сu(I), или моноиодид меди:

2Сu +I 2 = 2СuI

Медь горит в парах серы, образуя моносульфид СиS. С водородом при нормальных условиях не взаимодействует. Однако, если образцы меди содержат микропримеси оксида Си 2 O, то в атмосфере, содержащей водород, метан или оксид углерода, происходит восстановление оксида меди до металла:

Сu 2 O+ Н 2 = 2Сu + Н 2 O

Сu 2 O+ СО = 2Сu + СO 2

Выделяющиеся пары воды и СO 2 вызывают появление трещин, что резко ухудшает механические свойства металла («водородная болезнь»). Соли одновалентной меди - хлорид СuСl, сульфит Сu 2 SOз, сульфид Сu 2 S и другие - как правило, плохо растворяются в воде. Для двухвалентной меди существуют соли практически всех известных кислот; наиболее важные из них - сульфат СuSO 4 , хлорид СuСl 2 , нитрат Сu(NОз) 2 .Все они хорошо растворяются в воде, а при выделении из неё образуют кристаллогидраты, например СuСl 2 *2Н 2 O, Си(NOз) 2 *6Н 2 O, Си80 4 -5Н 2 0. Цвет солей - от зелёного до синего, т. к. ион Сu в воде гидратируется и находится в виде голубого аква-иона [Сu(Н 2 O) 6 ] 2+ , который и определяет цвет растворов солей двухвалентной меди.

Одну из важнейших солей меди - сульфат- получают растворением металла в нагретой разбавленной серной кислоте при продувании воздуха:

2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O

Безводный сульфат бесцветен; присоединяя воду, он превращается в медный купорос СuSO 4 -5Н 2 O - лазурно-синие прозрачные кристаллы. Благодаря свойству сульфата меди изменять окраску при увлажнении его используют для обнаружения следов воды в спиртах, эфирах, бензинах и др.

При взаимодействии соли двухвалентной меди с щёлочью образуется объёмный осадок голубого цвета - гидроксид Сu(ОН) 2 . Он амфотерный: в концентрированной щёлочи растворяется с образованием соли, в которой медь находится в виде аниона, например:

Сu(ОН) 2 + 2КОН = К 2 [Сu(ОН) 4 ]

В отличие от щелочных металлов, для меди характерна склонность к комплексообразованию - ионы Сu и Сu 2+ в воде могут образовывать комплексные ионы с анионами (Сl - , СN -), нейтральными молекулами (NH 3) и некоторыми органическими соединениями. Эти комплексы, как правило, ярко окрашены и хорошо растворяются в воде.

Получение и применение. Ещё в 19 в. медь выплавляли из руд, содержащих не менее 15% металла. В настоящее время богатые медные руды практически исчерпаны, поэтому медь гл. обр. получают из сульфидных руд, содержащих лишь 1-7% меди. Выплавка металла - длительный и многоступенчатый процесс.

После флотационной обработки исходной руды концентрат, содержащий сульфиды железа и меди, помещают в медеплавильные отражательные печи, нагреваемые до 1200 °С. Концентрат плавится, образуя т. наз. штейн, содержащий расплавленные медь, железо и серу, а также твёрдые силикатные шлаки, всплывающие на поверхность. В выплавленном штейне в виде СuS содержится около 30% меди, остальное - сульфид железа и сера. Следующая стадия - превращение штейна в т. наз. черновую медь, которое осуществляют в горизонтальных конвертерных печах, продуваемых кислородом. Сначала окисляется FeS; для связывания получающегося оксида железа в конвертер добавляют кварц - при этом образуется легко отделяемый силикатный шлак. Затем окисляется СuS, превращаясь в металлическую медь, и выделяется SO 2:

СuS + O 2 = Сu + SO 2

После удаления воздухом SO 2 оставшуюся в конвертере черновую медь, содержащую 97- 99% меди, разливают в формы и затем подвергают электролитической очистке. Для этого слитки черновой меди, имеющие форму толстых досок, подвешивают в электролизных ваннах, содержащих раствор медного купороса с добавлением Н 2 SO 4 . В тех же ваннах подвешены и тонкие листы чистой меди. Они служат катодами, а отливки из черновой меди - анодами. Во время прохождения тока на аноде происходи растворение меди, а на катоде - её выделение:

Сu - 2е = Сu 2+

Сu 2+ + 2е = Сu

Примеси, в том числе серебро, золото, платина, выпадают на дно ванны в виде илообразной массы (шлама). Выделение из шлама благородных металлов обычно окупает весь этот энергоёмкий процесс. После такого рафинирования полученный металл содержит 98-99% меди.

Медь издавна применялась в строительстве: древние египтяне строили медные водопроводы; крыши средневековых замков и церквей покрывали листовой медью, например знаменитый королевский замок в Эльсиноре (Дания) покрыт кровельной медью. Из меди изготовляли монеты и украшения. Благодаря малому электрическому сопротивлению медь является главным металлом электротехники: больше половины всей получаемой меди идёт на производство электрических проводов для высоковольтных передач и слаботочных кабелей. Даже ничтожные примеси в меди приводят к повышению её электрического сопротивления и большим потерям электроэнергии.

Высокая теплопроводность и сопротивление коррозии позволяют изготовлять из меди детали теплообменников, холодильников, вакуумных аппаратов, трубопроводов для перекачки масел и топлив и пр. Широко используют медь и в гальванотехнике при нанесении защитных покрытий на стальные изделия. Так, например, при никелировании или хромировании стальных предметов на них предварительно осаждают медь; в этом случае защитное покрытие служит дольше и эффективней. Медь используют также в гальванопластике (т.е. при тиражировании изделий методом получения их зеркального отображения), например при изготовлении металлических матриц для печатания денежных купюр, воспроизведения скульптурных изделий.

Значительное количество меди расходуется на изготовление сплавов, которые она образует со многими металлами. Основные сплавы меди, как правило, делятся на три группы: бронзы (сплавы с оловом и другими металлами, кроме цинка и никеля), латуни (сплавы с цинком) и медно-никелевые сплавы. О бронзах и латунях в энциклопедии есть отдельные статьи. Наиболее известные медно-никелевые сплавы - мельхиор, нейзильбер, константан, манганин; все они содержат до 30-40% никеля и разные легирующие добавки. Применяют эти сплавы в кораблестроении, для изготовления деталей, работающих при повышенной температуре, в электротехнических приборах, а также для бытовых металлических изделий вместо серебра (столовые приборы).

Разнообразное применение находили и находят соединения меди. Оксид и сульфат двухвалентной меди применяют для изготовления некоторых видов искусственного волокна и для получения других соединений меди; СuО и Сu 2 О используют для производства стекла и эмалей; Сu(NОз) 2 - ситцепечатании; СuСl 2 - компонент минеральных красок, катализатор. Минеральные краски, содержащие медь, известны издревле; так, анализ древних фресок Помпеи и настенной живописи на Руси показал, что в состав красок входил основный ацетат меди Сu(OН) 2 *(СНзСОО) 2 Сu 2 , он-то и служил ярко-зелёной краской, называемой на Руси ярь-медянкой.

Медь принадлежит к числу т. наз. биоэлементов, необходимых для нормального развития растений и животных. При отсутствии или недостатке меди в растительных тканях уменьшается содержание хлорофилла, листья желтеют, растения перестают плодоносить и могут погибнуть. Поэтому многие соли меди входят в состав медных удобрений, например медный купорос, медно-калийные удобрения (медный купорос в смеси с КСд). Соли меди, кроме того, применяют и для борьбы с болезнями растений. Более ста лет для этого используется бордоская жидкость, содержащая основный сульфат меди [Сu(OН) 2 ]зСuSО 4 ; получают его по реакции:

4СuSO 4 + ЗСа(ОН) 2 = СuSO 4 * ЗСu(ОН) 2 + ЗСаSО 4

Студенистый осадок этой соли хорошо покрывает листья и долго удерживается на них, защищая растение. Аналогичным свойством обладают Сu 2 О, хлороксид меди ЗСu(ОН) 2 *СuСl 2 , а также фосфат, борат и арсенат меди.

В организме человека медь входит в состав некоторых ферментов и участвует в процессах кроветворения и ферментативного окисления; среднее содержание меди в крови человека -около 0,001 мг/л. В организмах низших животных меди намного больше, например гемоцианин - пигмент крови моллюсков и ракообразных - содержит до 0,26% меди. Среднее содержание меди в живых организмах - 2-10 - 4 % по массе.

Для человека соединения меди в большинстве своём токсичны. Несмотря на то, что медь входит в состав некоторых фармацевтических препаратов, попадание её в желудок с водой или пищей в больших количествах может вызвать тяжёлые отравления. Люди, долго работающие на выплавке меди и её сплавов, часто заболевают «медной лихорадкой» - повышается температура, возникают боли в области желудка, снижается жизненная активность лёгких. Если соли меди попали в желудок, до прихода врача необходимо срочно его промыть и принять мочегонное средство.

Заключение.

Металлы служат основным конструкционным материалом в машиностроении и приборостроении. Все они обладают общими так называемыми металлическими свойствами, но каждый элемент проявляет их в соответствии с его положением в периодической системе Д. И. Менделеева, т. е. в соответствии с особенностями строения его атома.

Металлы активно вступают во взаимодействие с элементарными окислителями с большой электроотрицательностью (галогены, кислород, сера и др.) и поэтому при рассмотрении общих свойств металлических элементов необходимо учитывать их химическую активность по отношению к неметаллам, типы их соединений и формы химической связи, так как это определяет не только металлургические процессы при их получении, но и работоспособность металлов в условиях эксплуатации.

Сегодня, когда развитие экономики идет большими темпами появилась потребность быстровозводимых строениях, при этом не требующих значительных капиталовложений. В основном это нужно для строительства торговых павильонов, развлекательных центров, складов. С применением металлоконструкций такие строения теперь можно не только легко и быстро возводить, но и с той же легкостью разбирать когда заканчивается арендный срок или для переезда на другое место. Более того в такие легко возводимые здания не трудно подвести коммуникации, отопление, свет. Здания из металлоконструкций выдерживают суровые условия природы не только по температурным режимам, но и что не мало важно по сейсмологической активности, там, где возводить кирпичные строения не легко и не безопасно.

Тот ассортимент металлоконструкций, который предлагается сегодня промышленностью легко транспортабелен, может подниматься любыми кранами. Соединение и монтаж таких конструкций может производиться как при помощи болтов, так и с помощью сварки. Появление легких металлоконструкций, которые изготавливаются и поставляются комплексно играют большую положительную роль при строительстве общественных зданий в сравнении со строительством зданий из железобетона, и значительно уменьшает сроки выполнения работ.

Список используемой литературы.

1. Хомченко Г.П. Пособие по химии для поступающих в вузы. – 3-е издание-М.: ООО «Издательство Новая Волна», ЗАО «Издательский Дом ОНИКС», 1999.-464 с.

2. А.С.Егорова. Химия. Пособие для поступающих в Вузы- 2-е издание – Ростов н/Д: изд-во «Феникс», 1999. – 768 с.

3. Фролов В.В. Химия: Учебное пособие для машиностроительных специальных вузов. – 3-е изд., перераб. и доп. – М.: Высшая школа, 1986.-543 с.

Подкрепляет своим одобрением неправильный или не вполне точный ответ ученика. 1.2 Совершенствование школьного химического эксперимента при проблемном обучении 1.2.1 Принципы разработки методической системы и содержания опытов по химии в системе проблемного обучения Характерной особенностью развивающего обучения является широкое использование проблемного подхода, который включает создание...

бъективно существующую взаимосвязь между химическими элементами. Поэтому она и была названа Менделеевым «естественной» системой элементов. Периодический закон не имеет равных в истории науки. Вместо разрозненных, не связанных между собой веществ перед наукой встала единая стройная система, объединившая в одно целое все химические элементы. Менделеев указал путь направленного поиска в химии...

1. Какие особенности строения атомов металлов определяют их восстановительные свойства?

Восстановительные свойства металлов определяются способностью отдавать электроны внешнего слоя. Чем легче атом отдает электроны внешнего слоя, тем более сильным восстановителем он является.

2. Назовите химический элемент, образующий простое вещество — самый активный металл. Обоснуйте свой выбор.

Самый активный металл — франций (Fr).

Франций легче всего отдает электрон внешнего слоя. Он обладает самым большим атомным радиусом, поэтому энергия взаимодействия ядра атома с внешней электронной оболочкой мала.

3. Как согласуется утверждение о том, что металлы проявляют только восстановительные свойства и, следовательно, при этом окисляются, с процессом, который можно отразить с помощью уравнения: Назовите этот процесс. В каких формах существования химического элемента выступает медь? Для какой формы существования химических элементов справедливо указанное выше утверждение?

Металлы проявляют восстановительные свойства в нулевой степени окисления, т.е. сам металл может быть только восстановителем. Приведенный процесс— пример окисления Cu2+ до Cu0. В данном примере медь выступает в виде катиона.

Введение

Историческая справка

Физические и химические свойства металлов.

Металлы очень сильно различаются по плотности: у лития она почти вдвое меньше, чем у воды (0,53 г/см), а у осмия - более чем в 20 раз выше (22,61 г/см3). Отличаются металлы и по твёрдости. Самые мягкие - щелочные металлы они легко режутся ножом; самый твердый металл - хром - режет стекло. Велика разница температур плавления металлов: ртуть - жидкость при обычных условиях, цезий и галлий плавятся при температуре человеческого тела, а самый тугоплавкий металл - вольфрам имеет температуру плавления 3380 °С. Металлы, температура плавления которых выше 1000 °С, относят к тугоплавким металлам, ниже - к легкоплавким. При высоких температурах металлы способны испускать электроны, что используется в электронике и термоэлектрических генераторах для прямого преобразования тепловой энергии в электрическую. Железо, кобальт, никель и гадолиний после помещения их в магнитное поле способны постоянно сохранять состояние намагниченности.

В ряд напряжений помещен один неметалл - водород, поскольку это позволяет определить, будет ли данный металл реагировать с кислотами - неокислителями в водном растворе (точнее - окисляться катионами водорода Н+). Например, цинк реагирует с хлороводородной кислотой, так как в ряду напряжений он стоит левее (до) водорода. Напротив, серебро не переводится в раствор хлороводородной кислотой, поскольку оно стоит в ряду напряжений правее (после) водорода. Аналогично ведут себя металлы в разбавленной серной кислоте. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, называют благородными (Ag, Pt, Au и др.)

Общие способы получения металлов:

Гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO4 вытеснением цинком, железом

или алюминием).

Содержание лития в земной коре 6,5-10-3% по массе. Обнаружен он более чем в 150 минералах, из них собственно литиевых - около 30. Основные минералы: сподумен LiAl, лепидолит KLi1,5 Al1,5(F,0Н)2 и петалит (LiNa). Состав этих минералов сложен, многие из них относятся к очень распространённому в земной коре классу алюмосиликатов. Перспективные источники сырья для производства лития - рассолы (рапа) соленосных отложений и подземные воды. Крупнейшие месторождения соединений лития находятся в Канаде, США, Чили, Зимбабве, Бразилии, Намибии и России.

Конфигурация внешнего электронного слоя атома лития 2s1 (s-элемент). В соединениях он проявляет степень окисления +1.

Литий практически не реагирует с компонентами воздуха при полном отсутствии влаги при комнатной температуре. При нагревании на воздухе выше 200 °С в качестве основного продукта образует оксид Li2 O (присутствуют только следы пероксида Li2O2). Во влажном воздухе даёт преимущественно нитрид Li3N, при влажности воздуха более 80% - гидроксид LiОН и карбонат Li2СО3. Нитрид лития может быть получен также при нагревании металла в токе азота (литий - один из немногих элементов, непосредственно соединяющихся с азотом): 6Li + N2 =2Li3N

2Li + Н2 = 2LiН

2Li + 2Н2O = 2LiОН + Н2

2Li + 2НF = 2LiF + Н2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + Н2

LiН + Н2O = LiОН + Н2

Широко применяют в органическом синтезе смешанные гидриды лития, например литий-алюмогидрид LiAlH4 - селективный восстановитель. Его получают взаимодействием LiН с хлоридом алюминия А1С1з

Получение и применение. Сырьём для получения лития служат его соли, которые извлекают из минералов. В зависимости от состава минералы разлагают серной кислотой Н2SО4 (кислотный метод) либо спеканием с оксидом кальция СаО и его карбонатом СаСОз (щелочной способ), с сульфатом калия К2SО4 (солевой способ), с карбонатом кальция и его хлоридом СаСl (щёлочно-солевой способ). При кислотном методе получают раствор сульфата Li2SО4 [последний освобождают от примесей обработкой гидроксидом кальция Са(ОН)2 и содой Na2Co3]. Спек, образующийся при других методах разложения минералов, выщелачивают водой; при этом при щелочном методе в раствор переходит LiОН, при солевом – Li 2SO4, при щёлочно-солевом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готового продукта в виде карбоната Li2СО3. который используют непосредственно или в качестве источника для синтеза других соединений лития.

Металлический литий получают электролизом расплавленной смеси LiCl и хлорида калия КСl или хлорида бария ВаСl2 с дальнейшей очисткой от примесей.

Интерес к литию огромен. Это связано, прежде всего, с тем, что он - источник промышленного получения трития (тяжёлого нуклида водорода), являющегося главной составной частью водородной бомбы и основным горючим для термоядерных реакторов. Термоядерная реакция осуществляется между нуклидом 6Li и нейтронами (нейтральными частицами с массовым числом 1); продукты реакции - тритий 3Н и гелий 4Не:

63Li + 10n= 31 H +42He

Ещё в глубокой древности были известны соединения натрия - поваренная соль (хлорид натрия) NaСl, едкая щёлочь (гидроксид натрия) NaОН и сода (карбонат натрия) Na2СОз. Последнее вещество древние греки называли «нитрон»; отсюда и происходит современное название металла - «натрий». Однако в Великобритании, США, Италии, Франции сохраняется слово sodium (от испанского слова «сода», имеющего то же значение, что и по-русски).

Распространённость в природе. Натрии - один из самых распространённых в природе элементов. Содержание его в земной коре 2,64% по массе. В гидросфере он содержится в вида растворимых солей в количестве около 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%). Наличие натрия установлено в атмосфере Солнца и межзвёздном пространстве. природе натрий находится только в виде солей. Важнейшие минералы - галит (каменная соль) NaCl, мирабилит (глауберова соль) Na2SO4 *10H2O, тенардит Na2SO4, челийская селитра NaNO3, природные силикаты, например альбит Na, нефелин Na

Свойства. Натрий - серебристо-белый легкоплавкий металл, т. пл. 97,86 °С, т. кип. 883,15 °С. Это один из самых лёгких металлов - он легче воды плотность 0,99 г/см3 при 19,7 °С). Натрий и его соединения окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет. Эта реакция так чувствительна, что открывает присутствие малейших следов натрия повсюду (например, в комнатной или уличной пыли).

Натрий - один из самых активных элементов периодической системы. Внешний электронный слой атома натрия содержит один электрон (конфигурация 3s1 , натрий – s-элемент). Свой единственный валентный электрон натрий легко отдает и поэтому в своих соединениях всегда проявляет степень окисления +1.

На воздухе натрий активно окисляется, образуя в зависимости от условий оксид Na2O или пероксид Na2O2. Поэтому хранят натрий под слоем керосина или минерального масла. Энергично реагирует с водой, вытесняя водород:

2Na + Н20 = 2NaОН + Н2

Натрий непосредственно реагирует со всеми неметаллами: при 200 °С начинает поглощать водород, образуя весьма гигроскопичный гидрид NaH; с азотом в электрическом разряде дает нитрид Na3N или азид NaN3; в атмосфере фтора воспламеняется; в хлоре горит при температуре; с бромом реагирует лишь при нагревании:

2Na + Н2 = 2NaН

6Na + N2=2Na3N или 2Na+ 3Na2=2NaN3

2Na+ С12 = 2NaСl

При 800-900 °С натрий соединяется с углеродом, образуя карбид Na2C2; при растирании с серой дает сульфид Na2S и смесь полисульфидов (Na2S3 и Na2S4)

Натрий образует соединения с другими металлами (интерметаллиды), например с серебром, золотом, кадмием, свинцом, калием и некоторыми другими. Со ртутью даёт амальгамы NaHg2 , NaHg4 и др. Наибольшее значение имеют жидкие амальгамы, которые образуются при постепенном введении натрия в ртуть, находящуюся под слоем керосина или минерального масла.

С разбавленными кислотами натрий образует соли.

Получение и применение. Основной метод получения натрия - электролиз расплавленной поваренной соли. При этом на аноде выделяется хлор, а на катоде - натрий. Для уменьшения температуры плавления электролита к поваренной соли добавляют другие соли: КСl, NaF, СаСl2. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой; аноды изготовлены из графита, катоды - из меди или железа.

Натрий можно получить электролизом расплава гидроксида NaОН, а небольшие количества - разложением азида NaN3.

Металлический натрий используют для восстановления чистых металлов из их соединений - калия (из КОН), титана (из TiCl4) и др. Сплав натрия с калием - теплоноситель для ядерных реакторов, поскольку щелочные металлы плохо поглощают нейтроны и поэтому не препятствуют делению ядер урана. Пары натрия, обладающие ярко-жёлтым свечением, используют для наполнения газоразрядных ламп, служащих для освещения автострад, пристаней, вокзалов и пр. Натрий находит применение в медицине: искусственно полученный нуклид 24Na используется для радиологического лечения некоторых форм лейкемии и в диагностических целях.

Значительно более обширно применение соединений натрия.

Пероксид Na2O2 - бесцветные кристаллы, технический продукт жёлтого цвета. При нагревании до 311-400 °С начинает выделять кислород, а при 540 °С бурно разлагается. Сильный окислитель, благодаря чему применяется для отбеливания тканей и других материалов. На воздухе поглощает СО2», выделяя кислород и образуя карбонат 2Na2O2+2CO2=2Na2Co3+O2). На этом свойстве основано применение Na2O2 для регенерации воздуха в закрытых помещениях и дыхательных приборах изолирующего типа (подводных лодках, изолирующих противогазах и пр.).

Гидроксид NaОН; устаревшее название -едкий натр, техническое название - каустическая сода (от лат. caustic- едкий, жгучий); одно из самых сильных оснований. Технический продукт, кроме NаОН, содержит примеси (до 3% Ка2СОз и до 1,5% NaCl). Большое количество NаОН идёт на приготовление электролитов для щелочных аккумуляторов, производство бумаги, мыла, красок, целлюлозы, используется для очистки нефти и масел.

Из солей натрия применение находят хромат Na2CrO4 - в производстве красителей, как протрава при крашении тканей и дубитель в кожевенной промышленности; сульфит Na2SO3 -компонент фиксажей и проявителей в фотографии; гидросульфит NaHSO3 - отбеливатель тканей, природных волокон, применяется для консервирования плодов, овощей и растительных кормов; тиосульфат Na2S2O3 - для удаления хлора при отбеливании тканей, как закрепитель в фотографии, противоядие при отравлении соединениями ртути, мышьяка и др., противовоспалительное средство; хлорат NaClO3- окислитель в различных пиротехнических составах; трифосфат Na5P3O10 -добавка в синтетические моющие средства для умягчения воды.

Натрий, NаОН и его растворы вызывают тяжёлые ожоги кожи и слизистых оболочек.

По внешнему виду и свойствам калий похож на натрий, но более реакционноспособный. Энергично реагирует с водой и вызывает возгорание водорода. На воздухе сгорает, образуя оранжевый надпероксид КO2. При комнатной температуре реагирует с галогенами, при умеренном нагревании - с водородом, серой. Во влажном воздухе быстро покрывается слоем КОН. Хранят калий под слоем бензина или керосина.

Наибольшее практическое применение находят соединения калия - гидроксид КОН, нитрат КNO3 и карбонат К2СO3.

Гидроксид калия КОН (техническое название - едкое кали) - белые кристаллы, расплывающиеся во влажном воздухе и поглощающие углекислый газ (образуются К2СO3 и КНСO3). Очень хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом. Водный раствор - сильнощелочной.

Производят гидроксид калия электролизом раствора КСl (аналогично производству NаОН). Исходный хлорид калия КСl получают из природного сырья (минералы сильвин КСlи карналлит КМgС13 6Н20). Используют КОН для синтеза различных солей калия, жидкого мыла, красителей, как электролит в аккумуляторах.

Нитрат калия КNO3 (минерал калийная селитра) - белые кристаллы, очень горькие на вкус, низкоплавкие {tпл = 339 °С). Хорошо растворим в воде (гидролиз отсутствует). При нагревании выше температуры плавления разлагается на нитрит калия КNO2 и кислород O2, проявляет сильные окислительные свойства. Сера и древесный уголь загораются при контакте с расплавом КNO3, а смесь С + S взрывается (сгорание «черного пороха»):

2КNO3 + ЗС(уголь) + S=N2 + 3CO2 + K2S

Нитрат калия используется в производстве стекла и минеральных удобрений.

Карбонат калия К2СO3 (техническое название - поташ) - белый гигроскопичный порошок. Очень хорошо растворяется в воде, сильно гидролизуется по аниону и создает щелочную среду в растворе. Используется в изготовлении стекла и мыла.

Получение К2СO3 основано на реакциях:

К2SO4 + Са(ОН)2 + 2СO = 2К(НСОО) + СаSO4

2К(НСОО) + O2 = К2С03 + Н20 + С02

Сульфат калия из природного сырья (минералы каинит КМg(SO4)Сl ЗН20 и шёнит К2Мg(SO4)2 * 6Н20) нагревают с гашёной известью Са(ОН)2 в атмосфере СО (под давлением 15 атм), получают формиат калия К(НСОО), который прокаливают в токе воздуха.

Калий жизненно важный элемент для растений и животных. Калийные удобрения - это соли калия, как природные, так и продукты их переработки (КСl, К2SO4, КNO3); высоко содержание солей калия в золе растений.

Калий - девятый по химической распространенности элемент в земной коре. Содержится только в связанном виде в минералах, морской воде (до 0,38 г ионов К+ в 1 л), растениях и живых организмах (внутри клеток). В организме человека имеется = 175 г калия, суточная потребность достигает ~4г. Радиоактивный изотоп 40К (примесь к преобладающему стабильному изотопу 39К) распадается очень медленно (период полураспада 1 109лет), он, наряду с изотопами 238U и 232Тh, вносит большой вклад в

Как вам уже известно из курса химии 8 класса, большинство химических элементов относят к металлам (рис. 24 и 25).

В Периодической системе Д. И. Менделеева каждый период, кроме первого (он включает в себя два элемента-неметалла - водород и гелий), начинается с активного химического элемента-металла. Эти элементы образуют главную подгруппу I группы (IA группу) и называются щелочными металлами. Своё название они получили от названия соответствующих им гидроксидов, хорошо растворимых в воде, - щелочей.

Рис. 24.
Положение химических элементов-металлов в Периодической системе Д. И. Менделеева (короткопериодный вариант)

Атомы щелочных металлов содержат на внешнем энергетическом уровне только один электрон, который они легко отдают при химических взаимодействиях, поэтому являются сильнейшими восстановителями. Понятно, что в соответствии с увеличением радиуса атома восстановительные свойства щелочных металлов усиливаются от лития к францию.

Рис. 25.
Положение химических элементов-металлов в Периодической системе Д. И. Менделеева (длиннопериодный вариант)

Следующие за щелочными металлами элементы, составляющие главную подгруппу II группы (IIA группы), также являются типичными металлами, обладающими сильной восстановительной способностью (их атомы содержат на внешнем уровне два электрона). Из этих металлов кальций, стронций и барий называют щёлочноземельными металлами. Такое название эти металлы получили потому, что их оксиды, которые на Руси в старину называли «землями», при растворении в воде образуют щёлочи.

К металлам относят и химические элементы главной подгруппы III группы (IIIA группы), исключая бор.

Из элементов главных подгрупп следующих групп к металлам относят: в IVA группе - германий * , олово, свинец (первые два элемента - углерод и кремний - неметаллы), в VA группе - сурьму и висмут (первые три элемента - неметаллы), в VIA группе только последний элемент - полоний - явно выраженный металл. В главных подгруппах VIIA и VIIIA групп все элементы - типичные неметаллы.

* Германий проявляет и некоторые неметаллические свойства, занимая промежуточное положение между металлами и неметаллами.

Что касается элементов побочных подгрупп, то все они металлы.

Таким образом, условная граница между элементами-металлами и элементами-неметаллами проходит по диагонали В (бор) - Si (кремний) - As (мышьяк) - Те (теллур) - At (астат) (проследите её в таблице Д. И. Менделеева).

Атомы металлов имеют сравнительно большие размеры (радиусы), поэтому их внешние электроны значительно удалены от ядра и слабо с ним связаны. Вторая особенность, которая присуща атомам наиболее активных металлов, - это наличие на внешнем энергетическом уровне 1-3 электронов. Отсюда вытекает самое характерное химическое свойство всех металлов - их восстановительная способность, т. е. способность атомов легко отдавать внешние электроны, превращаясь в положительные ионы. Металлы - свободные атомы и простые вещества - не могут быть окислителями, т. е. атомы металлов не могут присоединять к себе электроны.

Следует, однако, иметь в виду, что деление химических элементов на металлы и неметаллы условно. Вспомните, например, свойства аллотропных модификаций олова: серое олово, или α-олово, - неметалл, а белое олово, или β-олово, - металл. Другой пример - модификации углерода: алмаз - неметалл, а графит имеет некоторые характерные свойства металла, например электропроводность. Хром, цинк и алюминий - типичные металлы, но образуют оксиды и гидроксиды амфотерного характера. И наоборот, теллур и иод - типичные неметаллы, но образованные ими простые вещества обладают некоторыми свойствами, присущими металлам.

Главная > Документ

Металлы в периодической системе. Строение атомов-металлов. Общая характеристика металлов.

Положение металлов в периодической системе Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в главных подгруппах под диагональю окажутся атомы-металлы, а в побочных подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы.Строение атомов металлов В периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении металлических свойств.Атомы многих металлов имеют 1, 2 или 3 валентных электрона, например:

Na (+ 11): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1

Са (+ 20): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 3d 0 4S 2

Щелочные металлы (1 группа, главная подгруппа): ...nS 1 .Щелочно-земельные (2 группа, главная подгруппа): ...nS 2 .Свойства атомов–металлов находятся в периодической зависимости от их местоположения в таблице Д. И. Менделеева. В ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЕ :

не изменяется

Радиус атома увеличивается

Электроотрицательность уменьшается .

Восстановительные свойства усиливаются .

Металлические свойства усиливаются .

В ПЕРИОДЕ:

увеличиваются

Радиусы атомов уменьшаются .

Число электронов на внешнем слое увеличивается .

Электроотрицательность увеличивается .

Восстановительные свойства уменьшаются .

Металлические свойства ослабевают .

Строение кристаллов металлов Большинство твердых веществ существует в кристаллической форме: их частицы расположены в строгом порядке, образуя регулярную пространственную структуру ― кристаллическую решетку.Кристалл ― твердое тело, частицы которого (атомы, молекулы, ионы) расположены в определенном, периодически повторяющемся порядке (в узлах). При мысленном соединении узлов линиями образуется пространственный каркас ― кристаллическая решетка.Кристаллические структуры металлов в виде шаровых упаковок

а ― медь; б ― магний; в ― α-модификация железа

Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла, слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при этом в ионы. «Оторвавшиеся» электроны перемещаются от одного иона к другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и этот процесс происходит непрерывно. Металлы имеют кристаллическую решетку, в узлах которой находятся атомы или ионы (+); между ними находятся свободные электроны (электронный газ). Схему связи в металле можно отобразить так:

М 0 ↔ nē + М n+ ,

атом ― ион

где n ― число внешних электронов, участвующих в связи (у Na ― 1 ē , у Са ― 2 ē , у Al ― 3 ē ).Наблюдается этот тип связи в металлах ― простых веществах-металлах и в сплавах.Металлическая связь ― это связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов.Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, но и некоторое отличие, поскольку металлическая связь основана на обобществлении электронов (сходство), в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы (отличие). Именно поэтому кристаллы с металлический связью пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью, пары металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных).Общая характеристика металлов

Способность атомов отдавать электроны (окисляться)	← Возрастает
Взаимодействие с кислородом воздуха	Быстро окисляются при обычной температуре	Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании	Не окисляются
Взаимодействие с водой	При обычной температуре выделяется Н 2 и образуется гидроксид	При нагревании выделяется Н 2	Н 2 из воды не вытесняют
Взаимодействие с кислотами	Вытесняют Н 2 из разбавленных кислот	Не вытесняют Н 2 из разбавленных кислот
		Реагируют с конц. и разб. HNO 3 и с конц. H 2 SO 4 при нагревании		С кислотами не реагируют
Нахождение в природе	Только в соединениях	В соединениях и в свободном виде		Главным образом в свободном виде
Способы получения	Электролиз расплавов	Восстановлением углем, оксидом углерода(2), алюмотермия, или электролиз водных растворов солей
Способность ионов присоединять электроны (восстанавливаться)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
	Возрастает →

Электрохимический ряд напряжений металлов. Физические и химические свойства металлов

Общие физические свойства металлов Общие физические свойства металлов определяются металлической связью и металлической кристаллической решеткой. Ковкость, пластичность Механическое воздействие на кристалл металла вызывает смещение слоев атомов. Так как электроны в металле перемещаются по всему кристаллу, то разрыва связей не происходит. Пластичность уменьшается в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe . Золото, например, можно прокатывать в листы толщиной не более 0,001 мм, которые используют для позолоты различных предметов. Алюминиевая фольга появилась сравнительно недавно и раньше чай, шоколад поковали в фольгу из олова, которая так и называлась ― станиоль. Однако не обладают пластичностью Mn и Bi: это хрупкие металлы. Металлический блеск Металлический блеск, который в порошке теряют все металлы, кроме Al и Mg . Самые блестящие металлы ― это Hg (из нее изготовляли в средние века знаменитые «венецианские зеркала»), Ag (из него теперь с помощью реакции «серебряного зеркала» изготовляют современные зеркала). По цвету (условно) различают металлы черные и цветные. Среди последних выделим драгоценные ― Au, Ag, Pt. Золото ― металл ювелиров. Именно на его основе изготовляли замечательные пасхальные яйца Фаберже. Звон Металлы звенят, и это свойство используется для изготовления колокольчиков (вспомните Царь-колокол в Московском Кремле). Самые звонкие металлы ― это Au, Ag, Cи. Медь звенит густым, гудящим звоном ― малиновым звоном. Это образное выражение не в честь ягоды-малины, а в честь голландского города Малина, где выплавлялись первые церковные колокола. В России потом русские мастера стали лить колокола даже лучшего качества, а жители городов и поселков жертвовали золотые и серебряные украшения, чтобы отливаемый для храмов колокол звучал лучше. В некоторых русских ломбардах определяли подлинность принимаемых на комиссию золотых колец по звону золотого обручального кольца, подвешенного на женском волосе (слышен очень долгий и чистый высокий звук). При нормальных условиях все металлы, кроме ртути Hg, ― твердые вещества. Самый твердый из металлов ― хром Cr: он царапает стекло. Самые мягкие ― щелочные металлы, они режутся ножом. Щелочные металлы хранят с большими предосторожностями ― Na ― в керосине, а Li ― в вазелине из-за своей легкости, керосин ― в стеклянной баночке, баночка ― в асбестовой крошке, асбест ― в жестяной баночке. Электропроводность Хорошая электрическая проводимость металлов объясняется присутствием в них свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного полюса к положительному. С повышением температуры усиливаются колебания атомов (ионов), что затрудняет направленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости. При низких же температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля металлы проявляют сверхпроводимость. Наибольшей электрической проводимостью обладают Ag, Cu, Au, Al, Fe; худшие проводники ― Hg, Pb, W. Теплопроводность При обычных условиях теплопроводность металлов изменяется в основном в такой же последовательности, как их электрическая проводимость. Теплопроводность обусловливается высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла. Наибольшая теплопроводность ― у серебра и меди, наименьшая ― у висмута и ртути. Плотность Плотность металлов различна. Она тем меньше, чем меньше атомная масса элемента-металла и чем больше радиус его атома. Самый легкий из металлов ― литий (плотность 0,53 г/см 3), самый тяжелый ― осмий (плотность 22,6 г/см 3). Металлы с плотностью меньше 5 г/см 3 называются легкими, остальные ― тяжелыми. Разнообразны температуры плавления и кипения металлов. Самый легкоплавкий металл ― ртуть (t кип = -38,9°С), цезий и галлий ― плавятся соответственно при 29 и 29,8°С. Вольфрам ― самый тугоплавкий металл (t кип = 3390°С). Понятие аллотропии металлов на примере олова Некоторые металлы имеют аллотропные модификации. Например, олово различают на:

α-олово, или серое олово («оловянная чума» ― превращение обычного β-олова в α-олово при низких температурах стало причиной гибели экспедиции Р. Скотта к Южному полюсу, который потерял все горючее, так как оно хранилось в баках, запаянных оловом), устойчиво при t <14°С, серый порошок. β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах, например, для изготовления белой жести (луженого железа). Электрохимический ряд напряжений металлов и два его правила Расположение атомов в ряд по их реакционной способности может быть представлен следующим образом: Li,K,Ca,Na,Mg,Al, Mn,Zn,Fe,Ni,Sn,Pb, Н 2 , Сu,Hg,Ag,Pt,Au . Положение элемента в электрохимическом ряду показывает, насколько легко он образует ионы в водном растворе, т. е. его реакционную способность. Реакционная способность элементов зависит от способности принимать или отдавать электроны, участвующие в образовании связи. 1-е правило ряда напряжений Если металл стоит в этом ряду до водорода, он способен вытеснять его из растворов кислот, если после водорода, то нет. Например, Zn, Mg, Al давали реакцию замещения с кислотами (они находятся в ряду напряжений до H ), а Cu нет (она после H ). 2-е правило ряда напряжений Если металл стоит в ряду напряжений до металла соли, то он способен вытеснить этот металл из раствора его соли. Например, CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. В таких случаях положение металла до или после водорода может не иметь значения, важно, чтобы вступающий в реакцию металл предшествовал металлу, образующему соль: Cu + 2AgNO 3 = 2Ag + Cu(NO 3) 2 . Общие химические свойства металлов В химических реакциях металлы являются восстановителями (отдают электроны). Взаимодействие с простыми веществами .

С галогенами металлы образуют соли ― галогениды: Mg + Cl 2 = MgCl 2 ; Zn + Br 2 = ZnBr 2 .

С кислородом металлы образуют оксиды: 4Na + O 2 = 2 Na 2 O; 2Cu + O 2 = 2CuO.

С серой металлы образуют соли ― сульфиды: Fe + S = FeS.

С водородом самые активные металлы образуют гидриды, например: Са + Н 2 = СаН 2 .

с углеродом многие металлы образуют карбиды: Са + 2С = СаС 2 . Взаимодействие со сложными веществами

Металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от лития до натрия), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи, например: 2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 .

Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НCl, Н 2 SO 4 и др.), в результате чего образуются соли и выделяется водород, например: 2Al + 6НCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .

Металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а мене активный металл выделяется в свободном виде, например: CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.

Металлы в природе.

Нахождение металлов в природе. Большинство металлов встречается в природе в виде различных соединений: активные металлы находятся только в виде соединений; малоактивные металлы ― в виде соединений и в свободном виде; благородные металлы (Аg, Рt, Аu...) в свободном виде.Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются и довольно крупные куски металлов ― самородки. Многие металлы в природе существуют в связанном состоянии в виде химических природных соединений ― минералов . Очень часто это оксиды, например минералы железа: красный железняк Fe 2 O 3 , бурый железняк 2Fe 2 O 3 ∙ 3Н 2 О, магнитный железняк Fe 3 O 4 .Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называют содержащие минералы природные образования, в которых металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности.По химическому составу минерала, входящего в руду, различают оксидные, сульфидные и другие руды.Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно обогащают ― отделяют пустую горную породу, примеси, в результате образуется концентрат, служащий сырьем для металлургического производства.Способы получения металлов. Получение металлов из их соединений ― это задача металлургии. Любой металлургический процесс является процессом восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей, в результате чего получаются металлы в свободном виде. В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.Пирометаллургия ― это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов (алюминия, магния) и др.Примеры восстановления металлов

углем: ZnO + C → Zn + CO 2 ;

оксидом углерода: Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2 ;

водородом: WO 3 + 3H 2 → W + 3Н 2 О; CoO + H 2 → Co + Н 2 О;

алюминием (алюмотермия): 4Al + 3MnO 2 → 2Al 2 O 3 + 3Mn; Cr 2 O 3 + 2Al = 2Al 2 O 3 + 2Cr;

магнием: TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2 .Гидрометаллургия ― это получение металлов, которое состоит из двух процессов: 1) природное соединение металла растворяется в кислоте, в результате чего получается раствор соли металла; 2) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом. Например:

2CuS + 3О 2 = 2CuO + 2SО 2 . CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. Электрометаллургия ― это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.

Общая характеристика металлов IА-группы.

К металлам главной подгруппы первой группы (IА-группы) относятся литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.Щелочные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов металлов один s-электрон (ns 1).Калий, натрий ― простые вещества

Щелочные металлы в ампулах:
а - цезий; б - рубидий; в - калий; г – натрийОсновные сведения об элементах IА группы

Элемент	Li литий	Na натрий	K калий	Rb рубидий	Cs цезий	Fr франций
Атомный номер	3	11	19	37	55	87
Строение внешних электрон-ных оболочек атомов	ns 1 np 0 ,где n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n ― номер периода
Степень окисления	+1	+1	+1	+1	+1	+1
Основные природные соединения	Li 2 O·Al 2 O 3 · 4SiO 2 (сподумен); LiAl(PO 4)F, LiAl(PO 4)OH (амблигонит)	NaCl (поварен-ная соль); Na 2 SO 4 · 10H 2 O (глауберо-ва соль, мираби-лит); КCl·NaCl (сильви-нит)	КCl (сильвин), КCl·NaCl (сильвинит); K (калиевый полевой шпат, ортоглаз); KCl·MgCl 2 ·6H 2 O (карналлит) ― содержится в растениях	В качестве изоаморф-ной примеси в минералах калия ― сильвини-те и кар-наллите	4Cs 2 O·4Al 2 O 3 ·18 SiO 2 · 2H 2 O (полу-цит); спутник минера-лов калия	Продукт α-распада актиния

Физические свойства Калий и натрий ― мягкие серебристые металлы (режутся ножом); ρ(К) = 860 кг/м 3 , Т пл (К) = 63,7°С, ρ(Na) = 970 кг/м 3 , Т пл (Na) = 97,8°С. Обладают высокой тепло- и электропроводностью, окрашивают пламя в характерные цвета: К ― в бледно-фиолетовый цвет, Na ― в желтый цвет.