Хим свойства металлов 1 группы

Химические
свойства металлов во многом зависят от строения его внешнего или предвнешнего
электронного слоя. Для металлов, расположенных в одной группе периодической
системы и имеющих одинаковое строение внешней электронной оболочки, следует
ожидать определённые сходства в химических свойствах.

В атоме
металлов на внешнем энергетическом уровне небольшое количество электронов и
очень большой радиус атома, что способствует быстрой отдаче электронов атомами
металлов в результат их взаимодействия с другими соединениями.

Металлы
окисляются, сами при этом выступают в роли восстановителя.

Кроме этого,
положение металла в ряду активности характеризует свойства металла и его
катионов в водных растворах и связано с его химической активностью.

Как известно, самые
активные металлы расположены в начале ряда (слева), а самые
малоактивные – в конце (справа).  

На основании
восстановительной способности металлов в ряду напряжений металлы условно можно
разделить на три группы: от лития до алюминия – очень активные
металлы, от алюминия до водорода – металлы средней
активности, от водорода до золота – малоактивные металлы.

Следует отметить,
что высокая электрохимическая активность металла не всегда означает его
химическую активность и наоборот. Обратите внимание на расположение лития и
натрия в ПС и в ряду активности металлов.

На основании положения в ПС натрий
активнее лития, так как радиус у натрия больше, на основании положения их в
ряду активности видно, что литий стоит левее натрия, то есть его восстановительная
способность выше, так как здесь учитывается не только радиус атома, но и
энергия отрыва электрона, энергия разрушения кристалла и энергия гидратации
ионов металла.

Например, с
кислородом активно при комнатной температуре реагируют только щелочные металлы,
при этом образуются оксиды или пероксиды. Так, в реакции лития с кислородом
образуется оксид лития, а в реакции натрия с кислородом – пероксид натрия.

4Li + O2 = 2Li2O

2Na + O2 = Na2O2

Металлы средней
активности реагируют с кислородом при нагревании. Например, проведём
эксперимент горения магния в кислороде. В результате данной реакции образуется
оксид магния, магний горит яркой вспышкой. Эта реакция сопровождается
выделением большого количества и света и ранее использовалась фотографами в
качестве вспышки при съёмке.

2Mg + O2 = 2MgO

Алюминий в
порошке также горит ослепительным пламенем с образованием оксида алюминия. Эта
способность используется в фейерверках, салютах, бенгальских огнях.

Такие металлы,
как Au, Pt не
реагируют с кислородом и поэтому на воздухе практически не изменяют своего
блеска.

Большинство
металлов, кроме Au, Pt реагируют при нагревании с серой, при этом образуются
соответствующие сульфиды.

Так, в реакции
цинка с серой образуется сульфид цинка, в реакции серебра с серой образуется
сульфид серебра (I).

Проведём
эксперимент, для этого на асбестовой сетке поместим цинк с серой, подожжём эту
смесь горящим магнием, в результате у нас образуется сульфид цинка.

Практически все
металлы реагируют с галогенами. Условия протекания этих реакций зависит от
активности металла и галогена.

Например, кальций реагирует с йодом при
комнатной температуре, при этом образуется йодид кальция, а золото реагирует с
хлором при сильном нагревании, при это образуется хлорид золота (III).

Очень красиво горит сурьма в хлоре, при этом образуется
смесь хлоридов: хлорид сурьмы (III) и хлорид сурьмы (V).

С металлами
реагируют соединения всех классов – оксиды (в том числе вода), кислоты,
основания и соли.

При нагревании
металлы реагируют и с другими неметаллами. Так, в реакции алюминия с
азотом, образуется нитрид алюминия, в реакции кальция с форфором, образуется
фосфид кальция, в реакции алюминия с углеродом – карбид алюминия, в реакции
магния с кремнием – силицид магния.

С водородом
реагируют только активные металлы. Например, в реакции натрия с водородом
образуется гидрид натрия.

Так, активные
металлы бурно реагируют с водой при комнатной температуре. Например, в реакции
лития с водой образуется гидроксид лития и водород, в реакции бария с водой
образуется гидроксид бария и водород.

Проведём
эксперимент, для этого в воду добавим фенолфталеин и опустим туда кусочек
натрия. Натрий начинает бегать по поверхности из-за выделения водорода, раствор
приобретает малиновую окраску, вследствие образования щёлочи. Таким образом, в реакции
натрия с водой образуется щёлочь – гидроксид натрия и газ – водород.

Поверхность таких
металлов, как магний и алюминий, защищена плотной плёнкой соответствующего
оксида. Это препятствует протеканию реакции с водой.

Но если убрать
эту плёнку, то эти металлы активно будут вступать в реакцию. Например,
порошкообразный магний реагирует с горячей водой, при этом образуется гидроксид
магния и водород.

При повышенной
температуре с водой реагируют и менее активные металлы, но в данном случае
образуется окси д и водород. Например, в реакции цинка с водой образуется оксид
цинка и водород.

Металлы, стоящие
в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO3
любой концентрации и H2SO4
концентрированной) с образованием солей и водорода.

Активные металлы реагируют
с растворами кислот очень быстро.

Например, в реакции кальция с соляной
кислотой образуется соль – хлорид кальция и водород, в реакции алюминия с
разбавленной серной кислотой образуется соль – сульфат алюминия и водород.

Малоактивные
металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено
образованием на их поверхности плёнки нерастворимой соли. Например, свинец,
стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в
разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его
поверхности плёнки нерастворимых солей (PbCl2,
PbSO4).

В азотной кислоте
растворяются металлы, стоящие и до, и после водорода. При этом образуются
нитраты, а также различные продукты восстановления азотной кислоты.

Концентрированная
серная кислота также может вступать в реакции с металлами, расположенными в
ряду активности после водорода. Например, в реакции серебра с концентрированной
серной кислотой образуется сульфат серебра (I), сернистый
газ и вода, а в реакции магния с концентрированной серной кислотой образуется
сульфат магния, сероводород и вода.

Al,
Cr, Fe при
комнатной температуре не вступают в реакцию и с концентрированной серной
кислотой из-за образования на их поверхности оксидной плёнки. Это явление
называется пассивацией. Благодаря этому становится возможным транспортировать
концентрированную азотную серную кислоты в стальных цистернах.

• Проведём
  эксперимент, поместим в четыре пробирки металлы: в первую – магний, во вторую –
  цинк, в третью – железо, а в четвёртую – медь и прильём в каждую пробирку
  соляной кислоты.
• Интенсивнее всего
  выделение наблюдается в первой пробирки, где находится цинк, кроме этого,
  реакция сопровождается выделение теплоты, во второй и третье    пробирке
  интенсивность выделения водорода меньше, а в четвёртой пробирке водород вообще
  не выделяется.
• Mg + 2HCl = MgCl2
  + H2↑ + Q
• Zn + 2HCl = ZnCl2
  + H2↑
• Fe + 2HCl = FeCl2
  + H2↑
• Cu + HCl ≠

Тоже самое
сделаем в другом опыте, но использовать здесь будем уксусную кислоту.
Получается, что при комнатной температуре с уксусной кислотой реагирует
только магний, цинк и железо реагирует с уксусной кислотой только при
нагревании, а медь не вступает во взаимодействие с уксусной кислотой.

1. Mg + 2CH3COOH = (CH3COO)2 Mg + H2↑
2. Zn + 2CH3COOH = (CH3COO)2 Zn + H2↑
3. Fe + 2CH3COOH = (CH3COO)2 Fe + H2↑
4. Cu + CH3COOH
   ≠
5. Таким образом, металл
   реагирует с раствором кислоты, если он стоит в ряду активности левее водорода,
   при этом должна образоваться растворимая соль, концентрированная серная и
   азотная кислота иначе реагируют с кислотами, щелочные металлы для данных
   реакций лучше не использовать из-за их высокой химической активности.
6. Некоторые
   металлы, такие, как Be, Zn, Al, легко растворяются в водных растворах щелочей с
   образованием комплексных соединений.
7. Например, в
   реакции бериллия с раствором гидроксида натрия образуется комплексная соль –
   тетрагидроксобериллат натрия, а в реакции цинка с водным раствором гидроксида
   калия образуется комплексная соль – тетрагидроксоцинкат калия.
8. Be + 2H2O + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] +
   H2↑
9. Zn + 2H2O + 2KOH = K2[Zn(OH)4] + H2↑

Металлы, оксиды и
гидроксиды которых амфотерны, взаимодействуют также с расплавами щелочей при
нагревании. Например, в реакции цинка с расплавом гидроксида натрия образуется
соль – цинкат натрия и водород.

Zn + 2NaOH (тв.)
= Na2ZnO2
+ H2↑

Активные
металлы вытесняют малоактивные из растворов их солей. Так, в реакции железа
с хлоридом меди (II) железо замещает медь в его хлориде
и образуется хлорид железа (II) и медь, в реакции меди
с нитратом серебра (I) образуется соль – нитрат меди (II) и серебро.

• Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu↓
• Cu + 2AgNO3 = Cu (NO3)2 +
  2Ag↓
• Проведём
  эксперимент, опустим железный гвоздь в раствор сульфата меди (II),
  через некоторое время на железном гвозде осела медь и раствор стал жёлтого
  цвета, если опустить медную платину в раствор сульфата железа (II), то в данной случае признаков реакции не наблюдается,
  ведь медь менее активный металл, чем железо.
• Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓
• Cu + FeSO4 ≠
• В данных реакциях
  нужно соблюдать следующие условия: щелочные металлы брать нельзя, так как они
  будут взаимодействовать с водой, металл должен находится левее того металла,
  который входит в состав соли, в данных реакциях должна образоваться растворимая
  соль.

Металлы могут
реагировать и с органическими веществами. Например, в реакции фенола с натрием,
образуется фенолят натрия, в реакции этанола с натрием образуется этилат
натрия.

2C6H5OH + 2Na → 2C6H5ONa + H2↑

2C2H5OH + 2Na → 2C2H5ONa + H2↑

Кроме этого,
натрий вступает в реакцию Вюрца с галогеналканами. Так, в реакции хлорметана с
натрием образуется хлорид натрия и этан.

2H3CCl + 2Na  C2H6
+ 2NaCl

Соединение Pb(C2H5)4
– тетраэтилсвинец – применяется как антидетонатор в моторном топливе. Это
сильно ядовитое соединение, если бензин содержит тетраэтилсвинец, тогда его
называют «этилированным».

Таким образом, о
химической активности металлов можно примерно судить по их расположению в
электрохимическом ряду напряжений металлов.

Чем левее расположен
металл, тем выше его химическая активность в водном растворе. Активные
металлы размещаются вначале вытеснительного ряда, а малоактивные – в конце.

Металлы
реагируют как с простыми веществами – неметаллами, так и со сложными: оксидами,
кислотами, основаниями и солями.

1.2.2 Общая характеристика металлов IA — IIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Видеоурок 1: Элементы подгруппы А I группы

Видеоурок 2: Элементы подгруппы А II группы

Лекция: Общая характеристика металлов IA — IIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева

Общая характеристика металлов

Все химические элементы в Периодической таблице делятся на металлы, неметаллы и полуметаллы. Металлы занимают большую часть и расположены слева от ступенчатой линии, неметаллы справа, а между ними располагаются полуметаллы — B, Si, Ge, As, Sb, Te, At.

На данном уроке рассмотрим металлы, в частности элементы IА – IIIА групп.

Все металлы блестящие, кроме ртути твердые, но пластичные и ковкие. Хорошо проводят тепло и электричество. В химических реакциях легко расстаются с электронами, передают их другим атомам. Чем легче происходит такая передача, тем металл активнее реагирует с другими веществами.

Это свойство называется называется металличностью. Металличность – это способность атомов отдавать электроны. Противоположно неметалличности – способности атомов принимать электроны. В периодах слева — направо металличность элементов уменьшается, а неметалличность увеличивается.

 В группах при перемещении сверху – вниз первое увеличивается, второе уменьшается.

Из вышесказанного следует, что все металлы по сравнению с неметаллами обладают низкой электроотрицательностью, т.е. способностью атомов оттягивать к себе электроны других атомов.  В химических реакциях металлы окисляются, являются восстановителями.

Общая характеристика металлов IA группы

Рассмотрим характеристику металлов IA группы (главной подгруппы I группы): литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). 

Их называют щелочными, поскольку при контакте с водой они образуют щелочи (гидроксиды), например, NaOH – едкий натр. 

Сверху вниз в группе, с увеличением металличности металлов, реакции с водой начинают протекать бурно.Так, если литий реагирует довольно спокойно, то калий взаимодействует со взрывом.

Общая характеристика щелочных металлов IA группы:

* Низкая электроотрицательность.

* Электронная конфигурация ns1, т.е. на внешнем энергетическом уровне только один электрон.

• * Легкая ионизация атомов, с последующим образованием катионов (положительно заряженные ионы М+).
• * Степень окисления +1.
• Рассмотрим строение атомов щелочных металлов IA группы:

1. Литий (Li):

1. Заряд ядра: +3
2. Электронная конфигурация в основном состоянии (ЭК в ОС): 1s2   2s1
3. 2.Натрий (Na):
4. Заряд ядра: +11
5. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s1
6. 3.Калий (K):
7. Заряд ядра: +19
8. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p6   4s1
9. 4.Рубидий (Rb):
10. Заряд ядра: +37
11. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p6   5s1
12. 5.Цезий (Cs):
13. Заряд ядра: +55
14. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p64d10   5s25p6   6s1
15. 6. Франций (Fr):
16. Заряд ядра: +87
17. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p64d104f14   5s25p65d10   6s26p6   7s1
18. Общая характеристика металлов IIA группы
19. Данная группа содержит: бериллий (Be), магний (Mg) и щелочноземельные металлы: кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra).
20. Металлы активные, поэтому в природе в свободном состоянии не встречаются.
21. Самый распространенный среди них кальций, самый редкий – радиоактивный радий. 
22. Многие соединения щелочноземельных металлов изоморфные, то есть сходны по форме и свойствам кристаллов.
23. Общая характеристика щелочноземельных металлов IIA группы:

* Низкая электроотрицательность.

• * Электронная конфигурация ns2 – конфигурация благородного газа гелия.
• * Высокие значения ионизации атомов, убывающие по ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва.  
• * Степень окисления +2.
• Рассмотрим строение атомов металлов IIA группы:

1. Бериллий (Be):

1. Заряд ядра: +4
2. ЭК в ОС: 1s2   2s2
3. 2.Магний (Mg):
4. Заряд ядра: +12
5. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s2
6. 3.Кальций (Ca):
7. Заряд ядра: +20
8. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p6   4s2
9. 4.Стронций (Sr):
10. Заряд ядра: +38
11. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p6   5s2
12. 5.Барий (Ba):
13. Заряд ядра: +56
14. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p64d10   5s25p6   6s2
15. 6. Радий (Ra):
16. Заряд ядра: +88
17. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p64d104f14   5s25p65d10   6s26p6   7s2
18. Общая характеристика металлов IIIA группы

К данной группе относятся: бор (B), алюминий (Al), галлий (Ga), индий (In), таллий (Tl). Из них бор – неметалл. Алюминий, галлий и индий – амфотерные элементы – могут быть как донорами, проявляя кислотные свойства, так и акцепторами, проявляя основные свойства. Ну а таллий – типичный металл.

Общая характеристика элементов IIIA группы:

* Низкая электроотрицательность.

* Электронная конфигурация ns2np1. Три неспаренных электрона атомов данной группы, находящиеся в sp2-гибридизации, активно участвуют в образовании трех ковалентных связей. У атомов остается одна свободная орбиталь. Поэтому элементы IIIA группы образуют четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму, находясь в состоянии sp3-гибридизации.

• * Высокие значения ионизации атомов, убывающие по ряду Ве—Мg—Са—Sr— Ва.
• * Степень окисления +3, для таллия наиболее устойчива степень +1.
• Рассмотрим электронные конфигурации металлов IIIA группы в основном состоянии:

1.Бор (B):

1. Заряд ядра: +5
2. ЭК в ОС: 1s2   2s22p1
3. 2.Алюминий (Al):
4. Заряд ядра: +13
5. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p1
6. 3.Галлий (Ga):
7. Заряд ядра: +31
8. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p1
9. 4. Индий (In):
10. Заряд ядра: +49
11. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p64d10   5s25p1
12. 5.Таллий (Tl):
13. Заряд ядра: +81
14. ЭК в ОС: 1s2   2s22p6   3s23p63d10   4s24p64d104f14   5s25p65d10   6s26p1  

Щелочные металлы. Строение, физические и химические свойства, применение :

Щелочные металлы — общее название элементов 1-й группы периодической системы химических элементов.

Ее состав: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr), и гипотетический элемент — унуненний (Uue).

Наименование группы произошло от названия растворимых гидроксидов натрия и калия, обладающих реакцией и вкусом щелочи. Рассмотрим общие черты строения атомов элементов, свойства, получение и применение простых веществ.

Устаревшая и новая нумерация группы

По устаревшей системе нумерации щелочные металлы, занимающие крайний слева вертикальный столбец таблицы Менделеева, относятся к I-А группе. В 1989 году в качестве основного Международный химический союз (IUPAC) предложил иной вариант (длиннопериодный).

Щелочные металлы в соответствии с новой классификацией и сплошной нумерацией относятся к 1-й группе. Открывает эту совокупность представитель 2-го периода — литий, завершает ее радиоактивный элемент 7-го периода — франций.

У всех металлов 1-й группы во внешней оболочке атомов содержится один s-электрон, который они легко отдают (восстанавливаются).

Строение атомов щелочных металлов

Для элементов 1-й группы характерно наличие второго энергетического уровня, повторяющего строение предшествующего инертного газа. У лития на предпоследнем слое — 2, у остальных — по 8 электронов. В химических реакциях атомы легко отдают внешний s-электрон, приобретая энергетически выгодную конфигурацию благородного газа.

Элементы 1-й группы обладают малыми величинами энергии ионизации и электроотрицательности (ЭО). Они легко образуют однозарядные положительные ионы. При переходе от лития к францию возрастает количество протонов и электронов, радиус атома. Рубидий, цезий и франций легче отдают внешний электрон, чем предшествующие им в группе элементы.

Следовательно, в группе сверху вниз увеличивается восстановительная способность.

Легкая окисляемость щелочных металлов приводит к тому, что элементы 1-й группы существуют в природе в виде соединений своих однозарядных катионов. Содержание в земной коре натрия — 2,0%, калия — 1,1%. Другие элементы в ней находятся в малых количествах, например, запасы франция — 340 г. Хлорид натрия растворен в морской воде, рапе соленых озер и лиманов, образует залежи каменной или поваренной соли. Вместе с галитом встречаются сильвинит NaCl • KCl и сильвин KCl. Полевой шпат образован алюмосиликатом калия K2[Al2Si6O16]. В воде ряда озер растворен карбонат натрия, а запасы сульфата элемента сосредоточены в акватории Каспийского моря (Кара-Богаз-Гол). Встречаются залежи нитрата натрия в Чили (чилийская селитра). Существует ограниченное число природных соединений лития. В качестве примесей к соединениям элементов 1-й группы встречаются рубидий и цезий, а франций находят в составе урановых руд.

Последовательность открытия щелочных металлов

Британский химик и физик Г. Дэви в 1807 году провел электролиз расплавов щелочей, впервые получив натрий и калий в свободном виде. В 1817 году шведский ученый Иоганн Арфведсон открыл элемент литий в минералах, а в 1825-м Г. Дэви выделил чистый металл.

Рубидий был впервые обнаружен в 1861 году Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом. Немецкие исследователи анализировали состав алюмосиликатов и получили в спектре красную линию, соответствующую новому элементу.

В 1939 году сотрудница Парижского института радиоактивности Маргарита Пере установила существование изотопа франция. Она же дала название элементу в честь своей родины. Унуненний (эка-франций) — предварительное название нового вида атомов с порядковым номером 119.

Временно используется химический символ Uue. Исследователи с 1985 года предпринимают попытки синтеза нового элемента, который станет первым в 8-м периоде, седьмым в 1-й группе.

Физические свойства щелочных металлов

Почти все щелочные металлы обладают серебристо-белым цветом и металлическим блеском на свежем срезе (цезий имеет золотисто-желтую окраску). На воздухе блеск тускнеет, появляется серая пленка, на литии — зеленовато-черная. Этот металл обладает наибольшей твердостью среди соседей по группе, но уступает тальку — самому мягкому минералу, открывающему шкалу Мооса. Натрий и калий легко сгибаются, их можно разрезать. Рубидий, цезий и франций в чистом виде представляют тестообразную массу. Плавление щелочных металлов происходит при относительно низкой температуре. Для лития она достигает 180,54 °С. Натрий плавится при температуре 97,86 °С, калий — при 63,51 °С, рубидий — при 39,32 °С, цезий — при 28,44 °С. Плотность щелочных металлов меньше, чем родственных им веществ. Литий плавает в керосине, поднимается на поверхность воды, калий и натрий также всплывают в нем.

Кристаллическое состояние

Кристаллизация щелочных металлов происходит в кубической сингонии (объемно-центрированной). Атомы в ее составе обладают зоной проводимости, на свободные уровни которой могут переходить электроны.

Именно эти активные частицы осуществляет особую химическую связь — металлическую. Общность строения энергетических уровней и природа кристаллических решеток объясняют сходство элементов 1-й группы.

При переходе от лития к цезию возрастают массы атомов элементов, что приводит к закономерному увеличению плотности, а также к изменению других свойств.

Химические свойства щелочных металлов

Единственный внешний электрон в атомах щелочных металлов слабо притягивается к ядру, поэтому им свойственна низкая энергия ионизации, отрицательное или близкое к нулю сродство к электрону. Элементы 1-й группы, обладая восстановительной активностью, практически не способны окислять. В группе сверху вниз возрастает активность в химических реакциях:

• Натрий, калий и литий при небольшом нагревании загораются на воздухе. Для первых двух металлов характерно образование в этой реакции пероксидов и надпероксидов, а для лития — оксида Li2O. Рубидий и цезий на воздухе самовоспламеняются.
• Щелочные металлы способны восстанавливать даже водород. При нагревании взаимодействуют с атомами самого легкого элемента и восстанавливают его до отрицательно заряженного иона H-. В реакции получаются гидриды, например, NaH, KH.
• Простые вещества, соответствующие элементам 1-й группы, взаимодействуют с водой и образуют щелочи, например, LiOH, NaOH, KOH. Процесс сопровождается выделением газообразного водорода, который самовоспламеняется или взрывается. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑. Рубидий и цезий вступают в реакцию даже со льдом. Хранение щелочных металлов допускается под слоем минерального масла, в керосине, в запаянных стеклянных сосудах.
• Активно взаимодействуют металлы 1-й группы с галогенами, особенно энергично происходит реакция с фтором и хлором, при нагревании — с серой и фосфором. Большинство получившихся солей обладает хорошей растворимостью.
• Качественная реакция — разложение солей щелочных металлов в огне газовой горелки. Пары окрашивают пламя в определенный цвет.
• При взаимодействии щелочных металлов со спиртами получаются алкоголяты, с карбоновыми кислотами они дают соответствующие соли, например, формиат натрия.

Получение и применение щелочных металлов

Металлы, относящиеся к 1-й группе, в промышленности получают электролизом расплавов их галогенидов и других природных соединений. При разложении под действием электрического тока положительные ионы на катоде присоединяют электроны и восстанавливаются до свободного металла. На противоположном электроде происходит окисление аниона.

При электролизе расплавов гидроксидов на аноде окисляются частицы OH-, выделяется кислород и получается вода. Еще один метод заключается в термическом восстановлении щелочных металлов из расплавов их солей кальцием.

Простые вещества и соединения элементов 1-й группы имеют практическое значение. Литий служит сырьем в атомной энергетике, используется в ракетной технике. В металлургии применяется для удаления остатков водорода, азота, кислорода, серы.

Гидроксидом дополняют электролит в щелочных аккумуляторах.

Натрий необходим для атомной энергетики, металлургии, органического синтеза. Цезий и рубидий используются при изготовлении фотоэлементов. Широкое применение находят гидроксиды и соли, особенно хлориды, нитраты, сульфаты, карбонаты щелочных металлов. Катионы обладают биологической активностью, особенно важны для организма человека ионы натрия и калия.

§ IX.4. СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП I И II ГРУПП

Макеты страниц

В главных подгруппах I и И групп периодической системы элементов Д. И. Менделеева расположены -элементы: и его электронные аналоги — элементы и его электронные аналоги — элементы

Элементы подгруппы лития

Литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — щелочные металлы, так как гидроксиды натрия и калия издавна называют щелочами.

Атомы щелочных металлов имеют единственный валентный

Ниже приведены некоторые константы, характеризующие физико-химические свойства атомов щелочных металлов и соответствующих простых веществ:

Эти константы показывают, что щелочные металлы относятся к числу легких и К легче воды) и очень мягких металлов (режутся ножом). Низкие значения энергии ионизации характеризуют высокую восстановительную активность щелочных металлов. Все они энергично разлагают воду, выделяя водород:

Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющегося водорода, а рубия и цезия — взрывом.

Оксиды и гидроксиды щелочных металлов хорошо растворяются в воде. Гидроксиды в водных растворах ионизированы практически нацело и являются наиболее сильными основаниями — щелочами.

Подавляющее большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде.

Литий взаимодействует с кислородом и азотом при комнатной температуре, образуя оксид и нитрид При температуре литий воспламеняется. При нагревании он реагирует с серой, углеродом, водородом и другими неметаллами, а с галогенами соединяется при обычных условиях. С металлами литий образует интерметаллические соединения.

Литий придает сплавам ряд очень ценных свойств. Например, введение в техническую медь заметно увеличивает ее электрическую проводимость, а у сплавов с содержанием повышаются коррозионная стойкость и механическая прочность. Важнейшей областью применения лития является атомная энергетика (см. § XV.3).

Натрий при взаимодействии с кислородом образует пероксид Оксид получают косвенным путем:

При сплавлении натрия с серой образуются полисульфиды . С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения с некоторыми — твердые растворы, а с калием — эвтектический сплав с температурой плавления который применяют в атомных реакторах как жидкий теплоноситель, так как он обладает высокими теплоемкостью и теплопроводностью.

Калий, рубидий и цезий самовоспламеняются на

воздухе, а также в атмосфере фтора и хлора, а взаимодействие их с жидким бромом сопровождается сильным взрывом.

Вследствие высокой активности рубидия и цезия их атомы легко теряют электроны под действием света (фотоэффект), поэтому широко применяются для изготовления фотокатодов, используемых в измерительных схемах, устройствах звуковоспроизведения оптических фонограмм, в передающих телевизионных трубках и др.

Элементы подгруппы бериллия

• Эти элементы, за исключением бериллия и магния, называют щелочноземельными, так как растворы их гидроксидов обладают свойствами щелочей, а оксиды сходны с и оксидами других металлов, в прошлом называемых «землями».
• Атомы металлов подгруппы имеют во внешнем электронном слое два спаренных -электрона при возбуждении атомов один -электрон переходит на -подуровень
• поэтому металлы главной подгруппы II группыдвухвалентны и степень их окисления в соединениях с другими элементами равна

Бериллий — металл серо-стального цвета, твердый и хрупкий. Магний — белый металл; его матовость объясняется образованием на воздухе оксидной пленки. Он мягче и пластичнее бериллия. Кальций и его аналоги — серебристо-белые металлы, покрывающиеся на воздухе желтоватой пленкой в результате образования оксидов и нитридов.

Ниже приведены некоторые константы, характеризующие физико-химические свойства атомов рассматриваемых элементов и соответствующих простых веществ:

Эти константы показывают, что в ряду рассматриваемых элементов, как и в других главных подгруппах, с увеличением порядкового номера энергия ионизации атомов уменьшается, радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.

Наряду с этим зависимость свойств простых веществ кип, плотность и др.) от имеет более сложный характер.

Это связано с тем, что при переходе от магния к кальцию и от стронция к барию происходит изменение структуры кристаллических решеток металлов: кристаллизуются по типу гексагональной решетки (плотнейшая упаковка), кубической гранецентрированной, а кубической объемно-центрированной.

Бериллий отличается от и остальных металлов своей подгруппы высокими температурами плавления и кипения, значительной твердостью, малой электрической проводимостью и меньшим, чем у остальных металлов этой подгруппы, отрицательным значением стандартного электродного потенциала. Таким образом металлические свойства у бериллия выражены слабее, чем у магния и других -металлов II группы. Этим объясняется и до, что ион неизвестен ни в растворе, ни в кристаллах. Для бериллия характерны как катионы, так и анионы типа:

1. По химическим свойствам бериллий во многом сходен с алюминием (диагональное сходство в периодической системе) и является типичным амфотерным элементом. Защитная оксидная пленка препятствует взаимодействию бериллия с водой, но, подобно алюминию, взаимодействует с водой в присутствии кислот и щелочей, растворяющих оксид бериллия:
2. В концентрированных холодных бериллий, так же как и алюминий, пассивируется.
3. Соединения бериллия ядовиты!

Бериллий используют для легирования сплавов; добавка его придает сплавам повышенную коррозионную стойкость, высокую прочность и твердость.

Наиболее ценными являются сплавы меди с бериллием (бериллиевые бронзы), содержащие до Сплавы, легированные бериллием, применяют в самолетостроении, электротехнике и др.

Бериллий, являясь высококачественным замедлителем и отражателем нейтронов, широко применяется в высокотемпературных ядерных реакторах. Через тонкие пластины бериллия легко проникают рентгеновские лучи, поэтому его используют для изготовления «окон» рентгеновских трубок.

У магния металлические свойства выражены сильнее, чем у бериллия. В частности, он более склонен к образованию ионных связей; ион вполне устойчив и в растворах, и в кристаллах солей. Магний мягче и пластичнее бериллия.

Магний легко окисляется галогенами при комнатной температуре, а при нагревании — серой и азотом. Реакция горения магния сопровождается образованием оксида тугоплавкого вещества (т. пл.

2800 °С), получившего название жженой магнезии.

Мелкокристаллический химически активен (поглощает , растворяется в кислотах), но при сильном прокаливании становится очень твердым и теряет химическую активность.

Гидроксид проявляет только основные свойства в воде растворяется незначительно (растворимость при

Магний в основном используется для производства сверхлегких сплавов. Наиболее важный сплав магния — «электрон» остальное благодаря прочности и малой плотности широко применяется в авиастроении и ракетной технике.

Щелочноземельные металлы характеризуются высокой восстановительной активностью и энергично взаимодействуют с большинством неметаллов уже при комнатной температуре. Поэтому щелочноземельные металлы в отличие от хранят под керосином в запаянных сосудах или в плотно закрывающихся металлических банках.

Оксиды при взаимодействии с водой образуют растворимые гидроксиды

Высокая активность щелочноземельных металлов проявляется и в их способности непосредственно соединяться с водородом.

Металлические применяются не так широко, как Кальций применяют при получении сплавов, например сплавы свинца с кальцием используются в аккумуляторах. Стронций применяют при выплавке бронз для их очистки от вредных примесей и в электровакуумной технике (геттер).

При ядерных испытаниях образуется радиоактивный изотоп стронция представляющий большую опасность для здоровья и жизни.

Применение бария аналогично применению стронция: газопоглотитель (геттер) в вакуумной технике и добавка к некоторым сплавам для освобождения их от растворенных оксидов и сульфидов (барий образует с кислородом и серой нерастворимые в расплавленном металле соединения).

В отличие от ограниченного применения щелочноземельных металлов, вследствие их высокой химической активности, соединения используются очень широко. Особенно разнообразное применение находят соединения кальция.

Природные соединения кальция применяются в производстве вяжущих материалов. К вяжущим материалам относятся цемент, гипс, известь и др. Это порошкообразные вещества, которые образуют при смешивании с водой пластичную массу, затвердевающую со временем. Вяжущие материалы применяются в строительном деле для изготовления бетона и приготовления строительных растворов.

Физические и химические свойства металлов

Металлы широко распространены в природе и могут встречаться в различном виде: в самородном состоянии (Ag, Au, Rt, Cu), в виде оксидов (Fe3O4, Fe2O3, (NaK)2O×AlO3), солей (KCl, BaSO4, Ca3(PO4)2), а также сопутствуют различным минералам (Cd – цинковые руды, Nb, Tl – оловянные и т.д.).

Физические свойства металлов

Всем металлам присущи металлический блеск (однако In и Ag отражают свет лучше других металлов), твердость (самый твердый металл – Cr, самые мягкие металлы – щелочные), пластичность (в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe наблюдается уменьшение пластичности), ковкость, плотность (самый легкий металл – Li, самый тяжелый – Os), тепло – и электропроводность, которые уменьшаются в ряду Ag, Cu, Au, Al, W, Fe.

В зависимости от температуры кипения все металлы подразделяют на тугоплавкие (Tкип > 1000С) и легкоплавкие (Tкип < 1000С). Примером тугоплавких металлов может быть – Au, Cu, Ni, W, легкоплавких – Hg, K, Al, Zn.

Среди металлов присутствуют s-, p-, d- и f-элементы. Так, s- элементы – это металлы I и II групп Периодической системы (ns1, ns2), р- элементы – металлы, расположенные в группах III – VI (ns2np1-4). Металлы d-элементы имеют большее число валентных электронов по сравнению с металлами s- и p-элементами.

Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов d-элементов – (n-1)d1-10ns2. Начиная с 6 периода появляются металлы f-элементы, которые объединены в семейства по 14 элементов (за счет сходных химических свойств) и носят особые названия лантаноидов и актиноидов.

Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов f-элементов – (n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2.

Химические свойства металлов

• Металлы способны реагировать с простыми веществами, такими как кислород (реакция горения), галогены, азот, сера, водород, фосфором и углеродом:
• 2Al + 3/2 O2 = Al2O3 (оксид алюминия)
• 2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия)
• 6Li + N2 = 2Li3N (азид лития)
• 2Li+2C = Li2C2 (карбид лития)
• 2K +S = K2S (сульфид калия)
• 2Na + H2 = NaH (гидрид натрия)
• 3Ca + 2P = Ca3P2 (фосфид кальция)
• Металлы взаимодействуют друг с другом, образуя интерметаллические соединения:
• 3Cu + Au = Cu3Au
• Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов:
• Ba + 2H2O = Ba(OH)2 + H2↑
• 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

В ОВР металлы являются восстановителями – отдают валентные электроны и превращаются в катионы. Восстановительная способность металла — его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов. Так, чем левее в ряду напряжений стоит металл, тем более сильные восстановительные свойства он проявляет.

1. Металлы, стоящие в ряду активности до водорода способны реагировать с кислотами:
2. 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3 H2↑
3. Zn + 2HCl = ZnCl2 + 2H2↑
4. Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑

Получение металлов

• Щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий получают электролизом расплавов солей или оксидов этих элементов:
• 2NaCl = 2Na + Cl2↑
• CaCl2 = Ca + Cl2↑
• 2Al2O3 = 4Al + 3O2↑
• Тяжелые металлы получают восстановлением из руд при высоких температурах и в присутствии катализатора (пирометаллургия) (1) или восстановлением из солей в растворе (гидрометаллургия) (2):
• Cu2O + C = 2Cu + CO (1)
• CuSO4 + Fe = Cu + FeSO4 (2)
• Некоторые металлы получают термическим разложением их неустойчивых соединений:
• Ni(CO)4 = Ni + 4CO

Примеры решения задач