Хімічні властивості металів та неметалів з прикладами. Загальні фізичні властивості металів

Загальні властивості металів.

Наявність слабко пов'язаних із ядром валентних електронів зумовлює загальні хімічні властивості металів. У хімічних реакціях вони завжди виступають у ролі відновника, прості речовини метали ніколи не виявляють окисних властивостей.

Одержання металів:
- відновлення з оксидів вуглецем (С), чадним газом (СО), воднем (Н2) або активнішим металом (Al, Ca, Mg);
- відновлення з розчинів солей активнішим металом;
- електроліз розчинів або розплавів сполук металів - відновлення найбільш активних металів (лужних, лужноземельних металів та алюмінію) за допомогою електричного струму.

У природі метали зустрічаються переважно як сполук, лише малоактивні метали зустрічаються як простих речовин (самородні метали).

Хімічні властивості металів.
1. Взаємодія з простими речовинами неметалами:
Більшість металів можуть окислюватися такими неметалами як галогени, кисень, сірка, азот. Але для початку більшості таких реакцій потрібне попереднє нагрівання. Надалі реакція може йти з виділенням великої кількості тепла, що призводить до займання металу.
При кімнатній температурі можливі реакції лише між найактивнішими металами (лужними та лужноземельними) та найактивнішими неметалами (галогенами, киснем). Лужні метали (Na, K) у реакції з киснем утворюють пероксиди та надпероксиди (Na2O2, KO2).

а) взаємодія металів із водою.
При кімнатній температурі з водою взаємодіють лужні та лужноземельні метали. В результаті реакції заміщення утворюються луг (розчинна основа) і водень: Метал + Н2О = Ме(ОН) + Н2
При нагріванні з водою взаємодіють інші метали, що стоять у ряду активності лівіше водню. Магній реагує з окропом, алюміній - після спеціальної обробки поверхні, в результаті утворюються нерозчинні основи - гідроксид магнію або гідроксид алюмінію - і виділяється водень. Метали, що знаходяться у ряді активності від цинку (включно) до свинцю (включно) взаємодіють з парами води (тобто вище 100 С), при цьому утворюються оксиди відповідних металів та водень.
Метали, що стоять у ряду активності правіше водню, з водою не взаємодіють.
б) взаємодія з оксидами:
активні метали взаємодіють реакції заміщення з оксидами інших металів або неметалів, відновлюючи їх до простих речовин.
в) взаємодія з кислотами:
Метали, розташовані у низці активності лівіше водню, вступають у реакцію з кислотами з виділенням водню та утворенням відповідної солі. Метали, що стоять у ряду активності правіше водню, з розчинами кислот не взаємодіють.
Особливе місце займають реакції металів з азотною та концентрованою сірчаною кислотами. Усі метали, крім благородних (золото, платина), можуть окислюватися цими кислотами-окислювачами. В результаті цих реакцій завжди утворюватимуться відповідні солі, вода і продукт відновлення азоту або сірки відповідно.
г) із лугами
Метали, що утворюють амфотерні сполуки (алюміній, берилій, цинк), здатні реагувати з розплавами (утворюються середні солі алюмінати, берилати або цинкати) або розчинами лугів (при цьому утворюються відповідні комплексні солі). У всіх реакціях виділятиметься водень.
д) Відповідно до положення металу в ряду активності можливі реакції відновлення (витіснення) менш активного металу з розчину його солі іншим більш активним металом. В результаті реакції утворюється сіль активнішої і проста речовина - менш активний метал.

Загальні властивості неметалів.

Неметалів набагато менше, ніж металів (22 елементи). Однак хімія неметалів набагато складніша за рахунок більшої заповненості зовнішнього енергетичного рівня їх атомів.
Фізичні властивості неметалів більш різноманітні: серед них є газоподібні (фтор, хлор, кисень, азот, водень), рідини (бром) та тверді речовини, що сильно відрізняються одна від одної за температурою плавлення. Більшість неметалів не проводять електричний струм, але кремній, графіт, германій мають напівпровідникові властивості.
Газоподібні, рідкі та деякі тверді неметали (йод) мають молекулярну будову кристалічної решітки, інші неметали мають атомні кристалічні грати.
Фтор, хлор, бром, йод, кисень, азот та водень у звичайних умовах існують у вигляді двоатомних молекул.
Багато елементів-неметали утворюють кілька алотропних модифікацій простих речовин. Так кисень має дві алотропні модифікації – кисень О2 та озон О3, сірка має три алотропні модифікації – ромбічну, пластичну та моноклінну сірку, фосфор має три алотропні модифікації – червоний, білий та чорний фосфор, вуглець – шість алотропних модифікацій , карбін, фулерен, графен.

На відміну від металів, що виявляють лише відновлювальні властивості, неметали в реакціях з простими та складними речовинами можуть виступати як у ролі відновника, так і в ролі окислювача. Відповідно до своєї активності неметали займають певне місце серед електронегативності. Найактивнішим неметалом вважається фтор. Він виявляє лише окисні властивості. З другого краю місці з активності - кисень, третьому - азот, далі галогени та інші неметали. Найменшою електронегативністю серед неметалів має водень.

Хімічні властивості неметалів.

1. Взаємодія з простими речовинами:
Неметали взаємодіють із металами. У таких реакціях метали виступають у ролі відновника, неметали - у ролі окислювача. В результаті реакції сполуки утворюються бінарні сполуки – оксиди, пероксиди, нітриди, гідриди, солі безкисневих кислот.
У реакціях неметалів між собою більш електронегативний неметал виявляє властивості окислювача, менш електронегативний - властивості відновника. Внаслідок реакції сполуки утворюються бінарні сполуки. Необхідно пам'ятати, що неметали можуть виявляти змінні ступені окислення у своїх сполуках.
2. Взаємодія зі складними речовинами:
а) з водою:
У звичайних умовах із водою взаємодіють лише галогени.
б) з оксидами металів та неметалів:
Багато неметалів можуть реагувати за високих температур з оксидами інших неметалів, відновлюючи їх до простих речовин. Неметали, що стоять у ряді електронегативності ліворуч від сірки, можуть взаємодіяти і з оксидами металів, відновлюючи метали до простих речовин.
в) із кислотами:
Деякі неметали можуть бути окислені концентрованими сірчаною чи азотною кислотами.
г) із лугами:
Під дією лугів деякі неметали можуть зазнавати дисмутації, будучи одночасно і окислювачем і відновником.
Наприклад, у реакції галогенів з розчинами лугів без нагрівання: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O або при нагріванні: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
д) із солями:
При взаємодії, що є сильними окисниками, виявляють відновлювальні властивості.
Галогени (крім фтору) вступають у реакції заміщення з розчинами солей галогеноводородних кислот: активніший галоген витісняє з розчину солі менш активний галоген.

1. Метали реагують із неметалами.

2 Me + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Лужні метали, за винятком літію, утворюють пероксиди:

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2. Метали, що стоять до водню, реагують із кислотами (крім азотної та сірчаної конц.) з виділенням водню

Me + HCl → сіль + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Активні метали реагують з водою з утворенням лугу та виділенням водню.

2Me + 2n H 2 O → 2Me(OH) n + n H 2

Продуктом окиснення металу є його гідроксид – Me(OH) n (де n-ступінь окиснення металу).

Наприклад:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Метали середньої активності реагують з водою при нагріванні, утворюючи оксид металу та водень.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Продукт окислення у таких реакціях – оксид металу Me 2 O n (де n-ступінь окислення металу).

3Fe + 4H 2 O → Fe 2 O 3 · FeO + 4H 2

5. Метали, що стоять після водню, з водою та розчинами кислот (крім азотної та сірчаної конц.) не реагують

6. Більш активні метали витісняють менш активні розчини їх солей.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Активні метали – цинк та залізо замістили мідь у сульфаті та утворили солі. Цинк та залізо окислилися, а мідь відновилася.

7. Галогени реагують з водою та розчином лугу.

Фтор, на відміну від інших галогенів, воду окислює:

2H 2 O + 2F 2 = 4HF + O 2 .

на холоді: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O утворюється хлорид та гіпохлорит

при нагріванні: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O утворюється лорид та хлорат

8 Активні галогени (крім фтору) витісняють менш активні галогени із розчинів їх солей.

9. Галогени не реагують з киснем.

10. Амфотерні метали (Al, Be, Zn) реагують із розчинами лугів та кислот.

3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O

11. Магній реагує з вуглекислим газом та оксидом кремнію.

2Мg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Лужні метали (крім літію) з киснем утворюють пероксиди.

2Na + O 2 = Na 2 O 2

3. Класифікація неорганічних сполук

Прості речовини - Речовини, молекули яких складаються з атомів одного виду (атомів одного елемента). У хімічних реакціях що неспроможні розкладатися з утворенням інших речовин.

Складні речовини (Або хімічні сполуки) – речовини, молекули яких складаються з атомів різного виду (атомів різних хімічних елементів). У хімічних реакціях розкладаються із заснуванням кількох інших речовин.

Прості речовини розбиваються на великі групи: метали і неметали.

Метали – група елементів, що має характерні металеві властивості: тверді речовини (виняток становить ртуть) мають металевий блиск, є хорошими провідниками теплоти та електрики, ковкі (залізо (Fe), мідь (Cu), алюміній (Al), ртуть (Hg), золото (Au), срібло (Ag) та ін.).

Неметали – група елементів: тверді, рідкі (бром) та газоподібні речовини, які не мають металевого блиску, є ізолятори, крихкі.

А складні речовини у свою чергу поділяться на чотири групи, або класи: оксиди, основи, кислоти та солі.

Оксиди - це складні речовини, до складу молекул яких входять атоми кисню і якоїсь іншої речовини.

Основи - Це складні речовини, в яких атоми металів з'єднані з однією або декількома гідроксильними групами.

З погляду теорії електролітичної дисоціації, основи – складні речовини, при дисоціації яких у водному розчині утворюються катіони металу (або NH4+) та гідроксид – аніони OH-.

Кислоти – це складні речовини, до складу яких входять атоми водню, здатні заміщатися чи обмінюватися на атоми металу.

Солі – це складні речовини, молекули яких складаються з атомів металів та кислотних залишків. Сіль є продуктом часткового або повного заміщення атомів водню кислоти металом.

Якщо в періодичній таблиці елементів Д. І. Менделєєва провести діагональ від берилію до астату, то зліва внизу по діагоналі будуть знаходитися елементи-метали (до них відносяться елементи побічних підгруп, виділені синім кольором), а праворуч вгорі – елементи-неметали (виділені жовтим кольором). Елементи, розташовані поблизу діагоналі - напівметали або металоїди (B, Si, Ge, Sb та ін), мають подвійний характер (виділені рожевим кольором).

Як очевидно з малюнка, переважна більшість елементів є металами.

За своєю хімічною природою метали – це хімічні елементи, атоми яких віддають електрони із зовнішнього чи переднього енергетичного рівнів, утворюючи у своїй позитивно заряджені іони.

Практично всі метали мають порівняно великі радіуси та малу кількість електронів (від 1 до 3) на зовнішньому енергетичному рівні. Для металів характерні низькі значення електронегативності та відновлювальні властивості.

Найбільш типові метали розташовані на початку періодів (починаючи з другого), далі зліва направо металеві властивості слабшають. У групі зверху донизу металеві властивості посилюються, тому що збільшується радіус атомів (за рахунок збільшення числа енергетичних рівнів). Це призводить до зменшення електронегативності (здатності притягувати електрони) елементів та посилення відновлювальних властивостей (здатність віддавати електрони іншим атомам у хімічних реакціях).

Типовимиметалами є s-елементи (елементи IА-групи від Li до Fr. Елементи ПА-групи від Мg до Rа). Загальна електронна формула їх атомів ns 1-2. Їх характерні ступеня окислення + I і +II відповідно.

Невелика кількість електронів (1-2) на зовнішньому енергетичному рівні атомів типових металів передбачає легку втрату цих електронів та прояв сильних відновлювальних властивостей, що відбивають низькі значення електронегативності. Звідси випливає обмеженість хімічних властивостей та способів одержання типових металів.

Характерною особливістю типових металів є прагнення їх атомів утворювати катіони та іонні хімічні зв'язки з атомами неметалів. Сполуки типових металів з неметалами — це іонні кристали «катіон металааніон неметалу», наприклад, К + Вг — , Сa 2+ Про 2-. Катіони типових металів входять також до складу сполук зі складними аніонами - гідроксидів і солей, наприклад Мg 2+ (ON -) 2 , (Li +) 2СО 3 2-.

Метали А-груп, що утворюють діагональ амфотерності в Періодичній системі Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а також метали, що примикають до них (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не виявляють типово металевих властивостей. Загальна електронна формула їх атомів ns 2 np 0-4 передбачає більшу різноманітність ступенів окислення, більшу здатність утримувати власні електрони, поступове зниження їх відновлювальної здатності і поява окислювальної здатності, особливо у високих ступенях окислення (характерні приклади - сполуки Тl III, Рb IV, Vi v). Подібна хімічна поведінка характерна і для більшості (d-елементів, т. Е. Елементів Б-груп Періодичної системи (типові приклади - амфотерні елементи Сr і Zn).

Це прояв двоїстості (амфотерності) властивостей, одночасно металевих (основних) та неметалічних, обумовлено характером хімічного зв'язку. У твердому стані з'єднання нетипових металів з неметалами містять переважно ковалентні зв'язки (але менш міцні ніж зв'язки між неметалами). У розчині ці зв'язки легко розриваються, а сполуки дисоціюють на іони (повністю або частково). Наприклад, метал галій складається з молекул Ga 2 , у твердому стані хлориди алюмінію і ртуті (II) АlСl 3 і НgСl 2 містять сильно ковалентні зв'язки, але в розчині АlСl 3 дисоціює майже повністю, а НgСl 2 - дуже мало (та й то на іони НgСl + і Сl -).

Загальні фізичні властивості металів

Завдяки наявності вільних електронів («електронного газу») у кристалічній решітці всі метали виявляють такі характерні загальні властивості:

1) Пластичність- Здатність легко змінювати форму, витягуватися в дріт, прокочуватися в тонкі листи.

2) Металевий блискта непрозорість. Це пов'язано із взаємодією вільних електронів з падаючим на метал світлом.

3) Електропровідність. Пояснюється спрямованим рухом вільних електронів від негативного полюса до позитивного під впливом невеликої різниці потенціалів. Під час нагрівання електропровідність зменшується, т.к. з підвищенням температури посилюються коливання атомів та іонів у вузлах кристалічних ґрат, що ускладнює спрямований рух «електронного газу».

4) Теплопровідність.Зумовлена ​​високою рухливістю вільних електронів, завдяки чому відбувається швидке вирівнювання температури маси металу. Найбільша теплопровідність – у вісмуту та ртуті.

5) Твердість.Найтвердіший – хром (ріже скло); найм'якіші – лужні метали – калій, натрій, рубідій та цезій – ріжуться ножем.

6) Густина.Вона тим менша, чим менша атомна маса металу і більший радіус атома. Найлегший – літій (ρ=0,53 г/см3); найважчий – осмій (ρ=22,6 г/см3). Метали, що мають щільність менше 5 г/см3, вважаються «легкими металами».

7) Температури плавлення та кипіння.Найлегший метал - ртуть (т.пл. = -39 ° C), найтугоплавкіший метал - вольфрам (t ° пл. = 3390 ° C). Метали з t°пл. вище 1000°C вважаються тугоплавкими, нижче низькоплавкими.

Загальні хімічні властивості металів

Сильні відновники: Me 0 - n → Me n +

Ряд напруг характеризує порівняльну активність металів в окисно-відновних реакціях у водних розчинах.

I. Реакції металів із неметалами

1) З киснем:
2Mg + O 2 → 2MgO

2) З сіркою:
Hg + S → HgS

3) З галогенами:
Ni + Cl 2 - t ° → NiCl 2

4) З азотом:
3Ca + N 2 – t° → Ca 3 N 2

5) З фосфором:
3Ca + 2P – t° → Ca 3 P 2

6) З воднем (реагують тільки лужні та лужноземельні метали):
2Li + H 2 → 2LiH

Ca + H 2 → CaH 2

ІІ. Реакції металів із кислотами

1) Метали, що стоять в електрохімічному ряду напруги до H відновлюють кислоти-неокислювачі до водню:

Mg + 2HCl → MgCl 2 + H 2

2Al+ 6HCl → 2AlCl 3 + 3H 2

6Na + 2H 3 PO 4 → 2Na 3 PO 4 + 3H 2

2) З кислотами-окислювачами:

При взаємодії азотної кислоти будь-якої концентрації та концентрованої сірчаної з металами водень ніколи не виділяється!

Zn + 2H 2 SO 4(К) → ZnSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

4Zn + 5H 2 SO 4(К) → 4ZnSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

3Zn + 4H 2 SO 4(К) → 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O

2H 2 SO 4(к) + Сu → Сu SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

10HNO 3 + 4Mg → 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

4HNO 3 (к) + Сu → Сu (NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O

ІІІ. Взаємодія металів із водою

1) Активні (лужні та лужноземельні метали) утворюють розчинну основу (луг) і водень:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2

Ca+ 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

2) Метали середньої активності окислюються водою при нагріванні до оксиду:

Zn + H 2 O – t° → ZnO + H 2

3) Неактивні (Au, Ag, Pt) – не реагують.

IV. Витіснення більш активними металами менш активних металів із розчинів їх солей:

Cu + HgCl 2 → Hg + CuCl 2

Fe+ CuSO 4 → Cu+ FeSO 4

У промисловості часто використовують не чисті метали, а їх суміші. сплави, У яких корисні властивості одного металу доповнюються корисними властивостями іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави міді з цинком ( латунь) є вже досить твердими та широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має високу пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав з магнієм, міддю та марганцем — дуралюмін (дюраль), який, не втрачаючи корисних властивостей алюмінію, набуває високої твердості та стає придатним в авіабудуванні. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це широко відомі чавуні сталь.

Метали у вільному вигляді є відновниками.Однак реакційна здатність деяких металів невелика через те, що вони покриті поверхневою оксидною плівкою, різною мірою стійкою до дії таких хімічних реактивів, як вода, розчини кислот та лугів.

Наприклад, свинець завжди покритий оксидною плівкою, для його переходу в розчин потрібно не тільки вплив реактиву (наприклад, розведеної азотної кислоти), а й нагрівання. Оксидна плівка на алюмінії перешкоджає реакції з водою, але під дією кислот і лугів руйнується. Пухка оксидна плівка (іржа), що утворюється на поверхні заліза у вологому повітрі, не заважає подальшому окисленню заліза.

Під дією концентрованихкислот на металах утворюється стійкаоксидна плівка. Це явище називається пасивацією. Так, у концентрованій сірчаної кислотипасивуються (і після цього не реагують з кислотою) такі метали, як Ве, Вi, З, Fе, Мg і Nb, а в концентрованій азотній кислоті - метали А1, Ве, Вi, З, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ , Тh та U.

При взаємодії з окислювачами в кислих розчинах більшість металів переходить в катіони, заряд яких визначається стійким ступенем окислення даного елемента в сполуках (Nа + Са 2+ А1 3+ Fe 2+ і Fе 3+)

Відновлювальна активність металів у кислому розчині передається рядом напруг. Більшість металів переводиться в розчин соляної та розведеної сірчаною кислотами, але Сu, Аg та Нg – лише сірчаною (концентрованою) та азотною кислотами, а Рt та Аі – «царською горілкою».

Корозія металів

Небажаною хімічною властивістю металів є їх , тобто активне руйнування (окислення) при контакті з водою та під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія).Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді, у результаті утворюється іржа, і вироби розсипаються на порошок.

Корозія металів протікає у воді також через присутність розчинених газів 2 і 2 ; створюється кислотне середовище, і катіони Н + витісняються активними металами у вигляді водню Н 2 ( воднева корозія).

Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів ( контактна корозія).Між одним металом, наприклад Fе, іншим металом, наприклад Sn або Сu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Ре), до менш активного металу (Sn, Сu), і більш активний метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, вкрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Опір корозії для даного металу посилюється при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом чи виготовлення сплаву заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталь, що містить хром ( нержавіюча сталь), мають високу корозійну стійкість.

електрометалургія, Т. е. отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів солей;

пірометалургія, Т. е. відновлення металів з руд при високій температурі (наприклад, отримання заліза в доменному процесі);

гідрометалургія, Т. е. виділення металів з розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СуSO 4 дією цинку, заліза або алюмінію).

У природі іноді зустрічаються самородні метали (характерні приклади - Аg, Аu, Рt, Нg), але частіше метали знаходяться у вигляді сполук ( металеві руди). За поширеністю в земній корі метали різні: від найпоширеніших - Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до рідкісних - Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Характерні хімічні властивості простих речовин – металів

Більшість хімічних елементів відносять до металів - 92 із 114 відомих елементів. Метали- це хімічні елементи, атоми яких віддають електрони зовнішнього (а деякі - та передзовнішнього) електронного шару, перетворюючись на позитивні іони. Ця властивість атомів металів визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси та мала кількість електронів(В основному від 1 до 3 на зовнішньому шарі). Виняток становлять лише 6 металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають 4 електрони, атоми сурми та вісмуту - 5, атоми полонію - 6. Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності(від 0,7 до 1,9) та виключно відновлювальні властивості, Тобто здатність віддавати електрони. У Періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва метали знаходяться нижче діагоналі бор - астат, а також вище за неї, в побічних підгрупах. У періодах і основних підгрупах діють відомі вам закономірності у зміні металевих, отже, відновлювальних властивостей атомів елементів.

Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb та ін.), мають двоїсті властивості: в одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших - виявляють властивості неметалів. У побічних підгрупах відновлювальні властивості металів із збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.

Порівняйте активність відомих вам металів І групи побічної підгрупи: Cu, Ag, Au; ІІ групи побічної підгрупи: Zn, Cd, Hg - і ви переконаєтесь у цьому самі. Це можна пояснити тим, що у міцність зв'язку валентних електронів з ядром у атомів даних металів більшою мірою впливає величина заряду ядра, а чи не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоч і збільшується, але не так значно, як у металів головних підгруп.

Прості речовини, утворені хімічними елементами – металами, та складні металовмісні речовини відіграють найважливішу роль у мінеральному та органічному «житті» Землі. Досить, що атоми (іони) елементів металів є складовою сполук, визначальних обмін речовин, у організмі людини, тварин. Наприклад, у крові людини знайдено 76 елементів, і їх лише 14 є металами.

В організмі людини деякі елементи металів (кальцій, калій, натрій, магній) присутні у великій кількості, тобто є макроелементами. А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден є у невеликих кількостях, тобто це мікроелементи. Якщо людина важить 70 кг, то в її організмі міститься (у грамах): кальцію – 1700, калію – 250, натрію – 70, магнію – 42, заліза – 5, цинку – 3. Всі метали надзвичайно важливі, проблеми зі здоров'ям виникають і при їх нестачі, і за надлишку.

Наприклад, іони натрію регулюють вміст води в організмі, передачу нервових імпульсів. Його недолік призводить до головного болю, слабкості, слабкої пам'яті, втрати апетиту, а надлишок - до підвищення артеріального тиску, гіпертонії, захворювань серця.

Прості речовини – метали

З розвитком виробництва металів (простих речовин) та сплавів пов'язано виникнення цивілізації (бронзовий вік, залізний вік). Початкова приблизно 100 років тому науково-технічна революція, що торкнулася і промисловості, і соціальної сфери, також тісно пов'язана з виробництвом металів. На основі вольфраму, молібдену, титану та інших металів почали створювати корозійностійкі, надтверді, тугоплавкі сплави, застосування яких значно розширило можливості машинобудування. У ядерній та космічній техніці зі сплавів вольфраму і ренію роблять деталі, що працюють при температурах до 3000 ° С; у медицині використовують хірургічні інструменти зі сплавів танталу та платини, унікальної кераміки на основі оксидів титану та цирконію.

І, звичайно ж, ми не повинні забувати, що у більшості сплавів використовують давно відомий метал залізо, а основу багатьох легких сплавів складають порівняно «молоді» метали – алюміній та магній. Надновими стали композиційні матеріали, що представляють, наприклад, полімер або кераміку, які всередині (як бетон залізними прутами) зміцнені металевими волокнами з вольфраму, молібдену, сталі та інших металів і сплавів - все залежить від поставленої мети, необхідних для її досягнення властивостей матеріалу. На малюнку зображено схему кристалічної решітки металевого натрію. У ній кожен атом натрію оточений вісьмома сусідами. У атома натрію, як і всіх металів, є багато вільних валентних орбіталей і мало валентних електронів. Електронна формула атома натрію: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 де 3s, 3p, 3d - валентні орбіталі.

Єдиний валентний електрон атома натрію 3s 1 може займати будь-яку з дев'яти вільних орбіталей – 3s (одна), 3р (три) та 3d (п'ять), адже вони не дуже відрізняються за рівнем енергії. При зближенні атомів, коли утворюється кристалічна решітка, валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщаються з однієї орбіталі в іншу, здійснюючи зв'язок між усіма атомами кристала металу. Такий хімічний зв'язок називають металевим.

Металевий зв'язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому шарі мають мало валентних електронів у порівнянні з більшим числом зовнішніх енергетично близьких орбіталей. Їхні валентні електрони слабо утримуються в атомі. Електрони, що здійснюють зв'язок, узагальнені та переміщаються по всій кристалічній решітці в цілому нейтрального металу. Речовинам із металевим зв'язком притаманні металеві кристалічні решітки, які зазвичай зображують схематично так, як показано на малюнку. Катіони та атоми металів, розташовані у вузлах кристалічної решітки, забезпечують її стабільність та міцність (узагальнені електрони зображені у вигляді чорних маленьких кульок).

Металевий зв'язок- це зв'язок у металах та сплавах між атом-іонами металів, розташованими у вузлах кристалічної решітки, що здійснюється узагальненими валентними електронами. Деякі метали кристалізуються у двох або більше кристалічних формах. Цю властивість речовин – існувати у кількох кристалічних модифікаціях – називають поліморфізмом. Поліморфізм простих речовин відомий за назвою алотропії. Наприклад, залізо має чотири кристалічні модифікації, кожна з яких стійка у певному температурному інтервалі:

α - стійка до 768 ° С, феромагнітна;

β - стійка від 768 до 910 °С, неферомагнітна, тобто парамагнітна;

γ - стійка від 910 до 1390 ° С, неферомагнітна, тобто парамагнітна;

δ - стійка від 1390 до 1539 ° С (£ ° пл заліза), неферомагнітна.

Олово має дві кристалічні модифікації:

α - стійка нижче 13,2 ° С (р = 5,75 г/см 3). Це сіре олово. Воно має кристалічну решітку типу алмазу (атомну);

β - стійка вище 13,2 ° С (р = 6,55 г/см 3). Це біле олово.

Біле олово – сріблясто-білий дуже м'який метал. При охолодженні нижче 13,2 ° С він розсипається в сірий порошок, тому що при переході значно збільшується його питомий об'єм. Це явище отримало назву «олов'яної чуми».

Звичайно, особливий вид хімічного зв'язку та тип кристалічної решітки металів повинні визначати та пояснювати їх фізичні властивості. Які ж вони? Це металевий блиск, пластичність, висока електрична провідність та теплопровідність, зростання електричного опору при підвищенні температури, а також такі значущі властивості, як густина, високі температури плавлення та кипіння, твердість, магнітні властивості. Механічне вплив на кристал з металевою кристалічною решіткою викликає зміщення шарів іон-атомів один щодо одного (рис. 17), а так як електрони переміщаються по всьому кристалу, розрив зв'язків не відбувається, тому для металів характерна велика пластичність. Аналогічний вплив на тверду речовину з ковалентними зв'язками (атомними кристалічними ґратами) призводить до розриву ковалентних зв'язків. Розрив зв'язків в іонній решітці призводить до взаємного відштовхування однойменно заряджених іонів. Тому речовини з атомними та іонними кристалічними ґратами крихкі. Найбільш пластичні метали – це Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Вони легко витягуються в дріт, піддаються ковці, пресування, прокочування в листи. Наприклад, із золота можна виготовити золоту фольгу завтовшки 0,003 мм, та якщо з 0,5 м цього металу можна витягнути нитку довжиною 1 км. Навіть ртуть, яка за кімнатної температури рідка, при низьких температурах у твердому стані стає ковкою, як свинець. Не мають пластичності лише Bi і Mn, вони крихкі.

Чому метали мають характерний блиск і непрозорі?

Електрони, що заповнюють міжатомний простір, відображають світлові промені (а не пропускають, як скло), причому більшість металів однаково розсіюють всі промені видимої частини спектру. Тому вони мають сріблясто-білий чи сірий колір. Стронцій, золото і мідь більшою мірою поглинають короткі хвилі (близькі до фіолетового кольору) і відбивають довгі хвилі світлового спектру, тому мають світло-жовтий, жовтий і мідний кольори. Хоча практично метал не завжди нам здається «світлим тілом». По-перше, його поверхня може окислюватися і втрачати блиск. Тому самородна мідь виглядає зеленим каменем. А по-друге, і чистий метал може не блищати. Дуже тонкі листки срібла та золота мають зовсім несподіваний вигляд – вони мають блакитно-зелений колір. А дрібні порошки металів здаються темно-сірими, навіть чорними. Найбільшу відбивну здатність мають срібло, алюміній, паладій. Їх використовують при виготовленні дзеркал, у тому числі у прожекторах.

Чому метали мають високу електричну провідність та теплопровідні?

Хаотично рухомі електрони в металі під впливом прикладеної електричної напруги набувають спрямованого руху, тобто проводять електричний струм. При підвищенні температури металу зростають амплітуди коливань, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки атомів та іонів. Це ускладнює переміщення електронів, електрична провідність металу падає. За низьких температур коливальний рух, навпаки, сильно зменшується і електрична провідність металів різко зростає. Поблизу абсолютного нуля опір у металів практично відсутній, у більшості металів з'являється надпровідність.

Слід зазначити, що неметали, що мають електричну провідність (наприклад, графіт), при низьких температурах, навпаки, не проводять електричний струм через відсутність вільних електронів. І лише з підвищенням температури та руйнуванням деяких ковалентних зв'язків їх електрична провідність починає зростати. Найбільшу електричну провідність мають срібло, мідь, золото, алюміній, найменшу - марганець, свинець, ртуть.

Найчастіше з такою самою закономірністю, як і електрична провідність, змінюється теплопровідність металів. Вона обумовлена ​​великою рухливістю вільних електронів, які, зіштовхуючись з іонами і атомами, що коливаються, обмінюються з ними енергією. Відбувається вирівнювання температури по всьому шматку металу.

Механічна міцність, щільність, температура плавлення у металів дуже відрізняються.. Причому зі збільшенням числа електронів, що зв'язують іон-атоми, та зменшенням міжатомної відстані в кристалах показники цих властивостей зростають.

Так, лужні метали(Li, K, Na, Rb, Cs), атоми яких мають один валентний електрон, м'які (ріжуться ножем), з невеликою щільністю (літій - найлегший метал з р = 0,53 г/см 3 ) і плавляться за невисоких температур (наприклад, температура плавлення цезію 29 °С). Єдиний метал, рідкий за звичайних умов - ртуть - має температуру плавлення, рівну -38,9 °С. Кальцій, що має два електрони на зовнішньому енергетичному рівні атомів, набагато твердіший і плавиться при вищій температурі (842 °С). Ще міцнішою є кристалічна решітка, утворена іонами скандію, що має три валентні електрони. Але найміцніші кристалічні грати, великі щільності та температури плавлення спостерігаються у металів побічних підгруп V, VI, VII, VIII груп. Це тим, що з металів побічних підгруп, мають неспарені валентні електрони на d-подуровне, характерне утворення дуже міцних ковалентних зв'язків між атомами, крім металевої, здійснюваної електронами зовнішнього шару з s-орбіталей.

Найважчий метал- це осмій (Os) з р = 22,5 г/см 3 (компонент надтвердих та зносостійких сплавів), найтугоплавкіший метал - це вольфрам W з t = 3420 °С (застосовується для виготовлення ниток розжарювання ламп), найтвердіший метал - це хром Cr (дряпає скло). Вони входять до складу матеріалів, з яких виготовляють металорізальний інструмент, гальмівні колодки важких машин та ін. Метали по-різному взаємодіють з магнітним полем. Такі метали, як залізо, кобальт, нікель та гадоліній виділяються своєю здатністю сильно намагнічуватись. Їх називають феромагнетиками. Більшість металів (лужні та лужноземельні метали та значна частина перехідних металів) слабо намагнічуються і не зберігають цей стан поза магнітним полем – це парамагнетики. Метали, що виштовхуються магнітним полем, – діамагнетики (мідь, срібло, золото, вісмут).

При розгляді електронної будови металів ми розділили метали на метали головних підгруп (s- та p-елементи) та метали побічних підгруп (перехідні d- та f-елементи).

У техніці прийнято класифікувати метали за різними фізичними властивостями:

1. Щільність – легкі (р< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Температурі плавлення - легкоплавкі та тугоплавкі.

Існують класифікації металів за хімічними властивостями. Метали з низькою хімічною активністю називають благородними(Срібло, золото, платина та її аналоги - осмій, іридій, рутеній, паладій, родій). За близькістю хімічних властивостей виділяють лужні(метали головної підгрупи І групи), лужноземельні(кальцій, стронцій, барій, радій), а також рідкісноземельні метали(скандій, ітрій, лантан та лантаноїди, актиній та актиноїди).

Загальні хімічні властивості металів

Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрониі переходять у позитивно заряджені іони, тобто окислюються. У цьому полягає головна загальна властивість і атомів, і найпростіших речовин - металів. Метали у хімічних реакціях завжди відновники. Відновлювальна здатність атомів простих речовин - металів, утворених хімічними елементами одного періоду чи однієї головної підгрупи Періодичної системи Д. І. Менделєєва, змінюється закономірно.

Відновлювальну активність металу в хімічних реакціях, що протікають у водних розчинах, відображає його положення в електрохімічному ряді напруги металів.

На підставі цього ряду напруг можна зробити такі важливі висновки про хімічну активність металів у реакціях, що протікають у водних розчинах за стандартних умов (t = 25 ° С, р = 1 атм).

· Чим лівіше стоїть метал у цьому ряду, тим сильнішим відновником він є.

· Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) із солей у розчині ті метали, які у ряді напруг стоять після нього (правіше).

· Метали, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню, здатні витісняти його з кислот у розчині

· Метали, що є найсильнішими відновниками (лужні та лужноземельні), у будь-яких водних розчинах взаємодіють насамперед із водою.

Відновлювальна активність металу, визначена електрохімічним рядом, не завжди відповідає положенню його в періодичній системі. Це пояснюється тим, що при визначенні положення металу в ряді напруг враховують не тільки енергію відриву електронів від окремих атомів, але й енергію, що витрачається на руйнування кристалічних ґрат, а також енергію, що виділяється при гідратації іонів. Наприклад, літій більш активний у водних розчинах, ніж натрій (хоча за положенням у періодичній системі Na - більш активний метал). Справа в тому, що енергія гідратації іонів Li+ значно більша, ніж енергія гідратації Na+, тому перший процес є енергетично вигіднішим. Розглянувши загальні положення, що характеризують відновлювальні властивості металів, перейдемо до конкретних хімічних реакцій.

Взаємодія металів із неметалами

· З киснем більшість металів утворюють оксиди- основні та амфотерні. Кислотні оксиди перехідних металів, наприклад оксид хрому (VI) CrO g або оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7 не утворюються при прямому окисленні металу киснем. Їх одержують непрямим шляхом.

Лужні метали Na, K активно реагують із киснем повітря, утворюючи пероксиди:

Оксид натрію отримують непрямим шляхом при прожарюванні пероксидів з відповідними металами:

Літій та лужноземельні метали взаємодіють з киснем повітря, утворюючи основні оксиди:

Інші метали, крім золота та платинових металів, які взагалі не окислюються киснем повітря, взаємодіють з ним менш активно або при нагріванні:

· З галогенами метали утворюють солі галогеноводородних кислот, наприклад:

· З воднем найактивніші метали утворюють гідриди.- іонні солеподібні речовини, в яких водень має ступінь окислення -1, наприклад:

Багато перехідних металів утворюють з воднем гідриди особливого типу - відбувається як би розчинення або впровадження водню в кристалічну решітку металів між атомами та іонами, при цьому метал зберігає свій зовнішній вигляд, але збільшується в обсязі. Поглинений водень знаходиться в металі, мабуть, в атомарному вигляді.

Існують і гідриди металів проміжного характеру.

· З сірі метали утворюють солі - сульфіди, наприклад:

· З азотом метали реагують дещо важче, т. К. Хімічний зв'язок в молекулі азоту N 2 дуже міцна; при цьому утворюються нітриди. При звичайній температурі взаємодіє з азотом лише літій:

Взаємодія металів із складними речовинами

· З водою. Лужні та лужноземельні метали за звичайних умов витісняють водень з води та утворюють розчинні основи - луги, наприклад:

Інші метали, що стоять у ряді напруги до водню, теж можуть за певних умов витісняти водень з води. Але алюміній бурхливо взаємодіє з водою тільки якщо видалити з його поверхні оксидну плівку:

Магній взаємодіє з водою тільки при кип'ятінні, при цьому виділяється водень:

Якщо магній, що горить, внести у воду, то горіння триває, тому що протікає реакція:

Залізо взаємодіє з водою тільки в розпеченому вигляді:

· З кислотами у розчині (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH та ін., крім HNO 3 ) взаємодіють метали, що стоять у ряді напруг до водню.При цьому утворюються сіль та водень.

А ось свинець (і деякі інші метали), незважаючи на його положення в ряді напруг (ліворуч від водню), майже не розчиняється в розведеній сірчаній кислоті, тому що сульфат, що утворюється, свинцю PbSO 4 нерозчинний і створює на поверхні металу захисну плівку.

· З солями менш активних металів у розчині. В результаті такої реакції утворюється сіль активнішого металу і виділяється менш активний метал у вільному вигляді.

Потрібно пам'ятати, що реакція йде в тих випадках, коли сіль, що утворюється, розчинна. Витиснення металів з їх сполук іншими металами вперше докладно вивчав Н. Н. Бекетов - великий російський вчений у галузі фізичної хімії. Він розташував метали за хімічною активністю в «витіснювальний ряд», що став прототипом ряду напруг металів.

· З органічними речовинами. Взаємодія з органічними кислотами аналогічна до реакцій з мінеральними кислотами. Спирти можуть проявляти слабкі кислотні властивості при взаємодії зі лужними металами:

Аналогічно реагує і фенол:

Метали беруть участь у реакціях з галогеналканами, які використовують для отримання нижчих циклоалканів та для синтезів, у ході яких відбувається ускладнення вуглецевого скелета молекули (реакція А. Вюрца):

· З лугами у розчині взаємодіють метали, гідроксиди яких амфотерни.Наприклад:

· Метали можуть утворювати один з одним хімічні сполуки, які отримали загальну назву інтерметалевих сполук. Вони найчастіше не виявляються ступеня окислення атомів, які притаманні сполук металів з неметалами. Наприклад:

Cu 3 Au, LaNi 5 , Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 та ін.

Інтерметалеві сполуки зазвичай немає постійного складу, хімічна зв'язок у яких переважно металева. Утворення цих сполук найбільш характерне для металів побічних підгруп.

Метали головних підгруп І-ІІІ груп Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва

Загальна характеристика

Це метали головної підгрупи І групи. Їхні атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали - сильні відновники. Їх відновлювальна здатність і хімічна активність зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (тобто зверху донизу Періодичної таблиці). Всі вони мають електронну провідність. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується із збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення та кипіння. Лужні метали взаємодіють з багатьма простими речовинами. окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді основи (луги). Лужноземельними елементаминазиваються елементи головної підгрупи ІІ групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрони. Вони є найсильнішими відновниками,мають ступінь окиснення +2. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності зміни фізичних і хімічних властивостей, пов'язані зі збільшенням розміру атомів по групі зверху вниз, також слабшає і хімічний зв'язок між атомами. Зі збільшенням розміру іона слабшають кислотні та посилюються основні властивості оксидів та гідроксидів.

Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій та талій. Усі елементи відносяться до p-елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по три (s 2 p 1 ) електроначим пояснюється подібність властивостей. Ступінь окиснення +3. Усередині групи із збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор – елемент-неметал, а в алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди та гідроксиди.

Більшість металів перебуває у підгрупах Періодичної системи. На відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами зовнішнього рівня атомних орбіталей, елементів побічних підгруп заповнюються d-орбіталі передостаннього енергетичного рівня і s-орбіталі останнього. Число електронів відповідає номеру групи. Елементи з рівною кількістю валентних електронів входять до групи під одним номером. Усі елементи підгруп – метали.

Прості речовини, утворені металами підгруп, мають міцні решітки, стійкі до нагрівання. Ці метали найміцніші та тугоплавкіші серед інших металів. У d-елементів яскраво проявляється перехід зі збільшенням їхньої валентності від основних властивостей через амфотерні до кислотних.

Лужні метали (Na, K)

На зовнішньому енергетичному рівні атоми лужних металів містять елементи по одному електрону, що знаходиться на великій відстані від ядра. Вони легко віддають цей електрон, тому є потужними відновниками. У всіх з'єднаннях лужні метали виявляють ступінь окиснення +1. Їхні відновлювальні властивості зі зростанням радіусу атомів посилюються від Li до Cs. Всі вони типові метали, мають сріблясто-білий колір, м'які (ріжуться ножем), легкі та легкоплавкі. Активно взаємодіють із усіма неметалами:

Усі лужні метали при взаємодії з киснем (виключення Li) утворюють пероксиди. У вільному вигляді лужні метали не зустрічаються через їх високу хімічну активність.

Оксиди- Тверді речовини, мають основні властивості. Їх одержують, прожарюючи пероксиди з відповідними металами:

Гідроксиди NaOH, KOH- тверді білі речовини, гігроскопічні, добре розчиняються у воді з виділенням теплоти, їх відносять до лугів:

Солі лужних металів майже всі розчиняються у воді. Найважливіші: Na 2 CO 3 - карбонат натрію; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристалічна сода; NaHCO 3 – гідрокарбонат натрію, харчова сода; K 2 CO 3 - карбонат калію, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова сіль; NaCl – хлорид натрію, харчова сіль.

Елементи I групи у таблицях

Лужноземельні метали (Ca, Mg)

Кальцій (Ca) є представником лужноземельних металів, Якими називаються елементи головної підгрупи II групи, але не всі, а лише починаючи з кальцію та вниз по групі. Це хімічні елементи, які, взаємодіючи з водою, утворюють луги. Кальцій на зовнішньому енергетичному рівні містить два електрониступінь окислення +2.

Фізичні та хімічні властивості кальцію та його сполук представлені в таблиці.

Магній (Mg)має таку ж будову атома, як і кальцій, ступінь його окиснення також +2. М'який метал, але його поверхня на повітрі покривається захисною плівкою, що знижує хімічну активність. Його горіння супроводжується сліпучим спалахом. MgO та Mg(OH) 2 виявляють основні властивості. Хоча Mg(OH) 2 і малорозчинний, але забарвлює розчин фенолфталеїну малиновий колір.

Mg + O 2 = MgO 2

Оксиди MO – тверді білі тугоплавкі речовини. У техніці CaO називають негашеним вапном, а MgO - паленою магнезією, ці оксиди використовують у виробництві будівельних матеріалів. Реакція оксиду кальцію з водою супроводжується виділенням теплоти і називається гасінням вапна, а утворюється Ca(OH) 2 - гашеним вапном. Прозорий розчин гідроксиду кальцію називається вапняною водою, а біла завись Ca(OH) 2 у воді - вапняним молоком.

Солі магнію та кальцію отримують взаємодією їх із кислотами.

CaCO 3 - карбонат кальцію, крейда, мармур, вапняк. Застосовується у будівництві. MgCO 3 – карбонат магнію – застосовується в металургії для звільнення від шлаків.

CaSO 4 2H 2 O – гіпс. MgSO 4 - сульфат магнію - називають гіркою, або англійською, сіллю, що міститься в морській воді. BaSO 4 – сульфат барію – завдяки нерозчинності та здатності затримувати рентгенівські промені застосовується у діагностиці («баритова каша») шлунково-кишкового тракту.

Перед кальцію припадає 1,5 % маси тіла людини, 98 % кальцію міститься у кістках. Магній є біоелементом, його в тілі людини близько 40 г, він бере участь у освіті білкових молекул.

Лужноземельні метали у таблицях

Алюміній (Al)- Елемент головної підгрупи III групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Атом алюмінію містить на зовнішньому енергетичному рівні три електрониякі він легко віддає при хімічних взаємодіях. У родоначальника підгрупи і верхнього сусіда алюмінію – бору – радіус атома менше (у бору він дорівнює 0,080 нм, у алюмінію – 0,143 нм). Крім того, у атома алюмінію з'являється один проміжний восьмиелектронний шар (2е; 8е; 3е), який перешкоджає протягу зовнішніх електронів до ядра. Тому в атомів алюмінію відновлювальні властивості виражені досить сильно.

Майже у всіх своїх сполуках алюміній має ступінь окислення +3.

Алюміній проста речовина

Сріблясто-білий легкий метал. Плавиться за 660 °С. Дуже пластичний, легко витягується у дріт і прокочується у фольгу завтовшки до 0,01 мм. Має дуже велику електричну провідність і теплопровідність. Утворюють з іншими металами легкі та міцні сплави. Алюміній – дуже активний метал. Якщо порошок алюмінію чи тонку алюмінієву фольгу сильно нагріти, вони спалахують і згоряють сліпучим полум'ям:

Цю реакцію можна спостерігати при горінні бенгальських вогнів та феєрверків. Алюміній, як і всі метали, легко реагує з неметалами, особливо у порошкоподібному стані. Для того, щоб почалася реакція, необхідне початкове нагрівання, за винятком реакцій з галогенами - хлором і бромом, зате потім всі реакції алюмінію з неметалами йдуть дуже бурхливо і супроводжуються виділенням великої кількості теплоти:

Алюміній добре розчиняється в розведених сірчаної та соляної кислотах:

А от концентровані сірчана та азотна кислоти пасивують алюміній, утворюючи на поверхні металу щільну міцну оксидну плівкуяка перешкоджає подальшому перебігу реакції. Тому ці кислоти перевозять у алюмінієвих цистернах.

Оксид і гідроксид алюмінію мають амфотерні властивості.тому алюміній розчиняється у водних розчинах лугів, утворюючи солі - алюмінати:

Алюміній широко використовується в металургії для отримання металів - хрому, марганцю, ванадію, титану, цирконію з їх оксидів. Цей спосіб називається алюмотермія. Насправді часто застосовують терміт - суміш Fe 3 O 4 з порошком алюмінію. Якщо цю суміш підпалити, наприклад, за допомогою магнієвої стрічки, відбувається енергійна реакція з виділенням великої кількості теплоти:

Теплоти, що виділяється, цілком достатньо для повного розплавлення утворюється заліза, тому цей процес використовують для зварювання сталевих виробів.

Алюміній можна отримати електролізом - розкладанням розплаву його оксиду Al 2 O 3 складові за допомогою електричного струму. Але температура плавлення оксиду алюмінію близько 2050 ° С, тому проведення електролізу необхідні великі витрати енергії.

З'єднання алюмінію

Алюмосилікати. Ці сполуки можна розглядати як солі, утворені оксидом алюмінію, кремнію, лужних та лужноземельних металів. Вони й становлять основну масу земної кори. Зокрема, алюмосилікати входять до складу польових шпатів – найпоширеніших мінералів та глин.

Боксит- Гірська порода, з якої отримують алюміній. Вона містить оксид алюмінію Al 2 O 3 .

Корунд- мінерал складу Al 2 O 3 має дуже високу твердість, його дрібнозернистий різновид, що містить домішки, - наждак, застосовується як абразивний (шліфувальний) матеріал. Цю формулу має й інше природне з'єднання - глинозем.

Добре відомі прозорі, забарвлені домішками, кристали корунду: червоні – рубіни та сині – сапфіри, які використовують як дорогоцінне каміння. В даний час їх одержують штучно і застосовують не тільки для прикрас, але й для технічних цілей, наприклад, для виготовлення деталей годинника та інших точних приладів. Кристали рубінів застосовують у лазерах.

Оксид алюмінію Al 2 O 3 - Біла речовина з дуже високою температурою плавлення. Може бути отриманий розкладанням при нагріванні гідроксиду алюмінію:

Гідроксид алюмінію Al(OH) 3 випадає у вигляді драглистого осаду при дії лугів на розчини солей алюмінію:

Як амфотерний гідроксидвін легко розчиняється в кислотах та розчинах лугів:

Алюмінатаминазивають солі нестійких алюмінієвих кислот - ортоалюмінієвої H 2 AlO 3 метаалюмінієвої HAlO 2 (її можна розглядати як ортоалюмінієву кислоту, від молекули якої відібрали молекулу води). До природних алюмінатів відноситься благородна шпинель і дорогоцінний хризоберил. Солі алюмінію, крім фосфатів, добре розчиняються у воді. Деякі солі (сульфіди, сульфіти) розкладаються водою. Хлорид алюмінію AlCl 3 застосовують як каталізатор у виробництві дуже багатьох органічних речовин.

Елементи III групи у таблицях

Характеристика перехідних елементів – міді, цинку, хрому, заліза

Мідь (Cu)- Елемент побічної підгрупи першої групи. Електронна формула: (…3d 10 4s 1). Десятий d-електрон у неї рухливий, тому що він перемістився з 4S-підрівня. Мідь у сполуках виявляє ступені окислення +1 (Cu 2 O) та +2 (CuO). Мідь – метал світло-рожевого кольору, тягучий, в'язкий, відмінний провідник електрики. Температура плавлення 1083 °С.

Як і інші метали підгрупи І групи періодичної системи, мідь стоїть у ряду активності правіше воднюі не витісняє його з кислот, але реагує з кислотами-окислювачами:

Під дією лугів на розчини солей міді випадає осад слабкої основи блакитного кольору- гідроксиду міді (II), який при нагріванні розкладається на основний оксид CuO чорного кольору та воду:

Хімічні властивості міді у таблицях

Цинк (Zn)- Елемент побічної підгрупи II групи. Його електронна формула така: (…3d 10 4s 2). Так як в атомах цинку передостанній d-підрівень повністю завершений, то цинк у сполуках виявляє ступінь окиснення +2.

Цинк - метал сріблясто-білого кольору, що практично не змінюється на повітрі. Має корозійну стійкість, що пояснюється наявністю на його поверхні оксидної плівки. Цинк - один із найактивніших металів, при підвищеній температурі реагує з простими речовинами:

Цинк, як і інші метали, витісняє менш активні метали з їхніх солей:

Zn + 2AgNO 3 = 2Ag + Zn(NO 3) 2

Гідроксид цинку амфотерен, Т. е. виявляє властивості і кислоти, і основи. При поступовому приливанні розчину лугу до розчину солі цинку осад розчиняється спочатку (аналогічно відбувається і з алюмінієм):

Хімічні властивості цинку у таблицях

На прикладі хрому (Cr)можна показати, що характеристики перехідних елементів змінюються вздовж періоду не важливо: кількісна зміна, пов'язана зі зміною числа електронів на валентних орбіталях. Максимальний рівень окислення хрому +6. Метал у ряду активності стоїть лівіше водню і витісняє його з кислот:

При додаванні розчину лугу до такого розчину утворюється осад Me(OH) 2 , який швидко окислюється киснем повітря:

Йому відповідає амфотерний оксид Cr2O3. Оксид і гідроксид хрому (вищою мірою окиснення) виявляють властивості кислотних оксидів і кислот відповідно. Солі хромової кислоти (H 2 Cr O 4 ) у кислому середовищі перетворюються на дихромати- солі дихромової кислоти (H 2 Cr 2 O 7). З'єднання хрому мають високу окислювальну здатність.

Хімічні властивості хрому у таблицях

Залізо Fe- елемент побічної підгрупи VIII групи та 4-го періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва. Атоми заліза влаштовані кілька на відміну від атомів елементів основних підгруп. Як і належить елементу 4-го періоду, атоми заліза мають чотири енергетичні рівні, але заповнюється їх останній, а передостанній, третій від ядра, рівень. На останньому рівні атоми заліза містять два електрони. На передостанньому рівні, який може вмістити 18 електронів, атом заліза має 14 елекронів. Отже, розподіл електронів за рівнями в атомах заліза такий: 2е; 8e; 14е; 2е. Подібно до всіх металів, атоми заліза виявляють відновлювальні властивості, віддаючи при хімічних взаємодіях як два електрона з останнього рівня, і набуваючи ступінь окислення +2, а й електрон з передостаннього рівня, у своїй ступінь окислення атома підвищується до +3.

Залізо проста речовина

Це сріблясто-білий блискучий метал із температурою плавлення 1539 °С. Дуже пластичний, тому легко обробляється, кується, прокочується, штампується. Залізо має здатність намагнічуватися та розмагнічуватися. Йому можна надати більшої міцності та твердості методами термічного та механічного впливу. Розрізняють технічно чисте та хімічно чисте залізо. Технічно чисте залізо, по суті, є низьковуглецевою сталь, воно містить 0,02-0,04% вуглецю, а кисню, сірки, азоту та фосфору - ще менше. Хімічно чисте залізо містить менше 0,01% домішок. З технічно чистого заліза зроблено, наприклад, канцелярські скріпки та кнопки. Таке залізо легко корродує, тоді як хімічно чисте залізо майже не піддається корозії. В даний час залізо - це основа сучасної техніки та сільськогосподарського машинобудування, транспорту та засобів зв'язку, космічних кораблів та взагалі всієї сучасної цивілізації. Більшість виробів, починаючи від швейної голки та закінчуючи космічними апаратами, не може бути виготовлено без застосування заліза.

Хімічні властивості заліза

Залізо може виявляти ступеня окислення +2 та +3відповідно, залізо дає два ряди сполук. Число електронів, яке атом заліза віддає при хімічних реакціях, залежить від окислювальної здатності речовин, що реагують з ним.

Наприклад, з галогенами залізо утворює галогеніди, у яких воно має ступінь окислення +3:

а з сіркою - сульфід заліза (II):

Розпечене залізо згоряє у кисніз утворенням залізної окалини:

За високої температури (700-900 °С) залізо реагує з парами води:

Відповідно до положення заліза в електрохімічному ряду напруг воно може витіснити метали, що стоять правіше за нього, з водних розчинів їх солей, наприклад:

У розведених соляної та сірчаної кислотах залізо розчиняється, Т. е. окислюється іонами водню:

Розчиняється залізо та в розведеній азотній кислоті, при цьому утворюється нітрат заліза (III), вода та продукти відновлення азотної кислоти - N 2 , NO або NH 3 (NH 4 NO 3) залежно від концентрації кислоти.

З'єднання заліза

У природі залізо утворює низку мінералів. Це магнітний залізняк (магнетит) Fe 3 O 4 , червоний залізняк (гематит) Fe 2 O 3 , бурий залізняк (лимоніт) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Ще одна природна сполука заліза - залізний, або сірчаний, колчедан (пірит) FeS 2 не служить залізною рудою для отримання металу, але застосовується для виробництва сірчаної кислоти.

Для заліза характерні два ряди сполук: сполуки заліза (II) та заліза (III).Оксид заліза (II) FeO та відповідний йому гідроксид заліза (II) Fe(OH) 2 отримують побічно, зокрема, по наступному ланцюгу перетворень:

Обидві сполуки мають яскраво виражені основні властивості.

Катіони заліза (II) Fe 2 + легко окислюються киснем повітря до катіонів заліза (III) Fe 3 + . Тому білий осад гідроксиду заліза (II) набуває зеленого забарвлення, а потім стає бурим, перетворюючись на гідроксид заліза (III):

Оксид заліза (III) Fe 2 O 3 і відповідний гідроксид заліза (III) Fe(OH) 3 також отримують побічно, наприклад, по ланцюжку:

Із солей заліза найбільше технічне значення мають сульфати та хлориди.

Кристалогідрат сульфату заліза (II) FeSO 4 7H 2 O, відомий під назвою залізний купорос, застосовують для боротьби зі шкідниками рослин, для приготування мінеральних фарб та в інших цілях. Хлорид заліза (III) FeCl 3 використовують як протраву при фарбуванні тканин. Сульфат заліза (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O застосовується для очищення води та в інших цілях.

Фізичні та хімічні властивості заліза та його сполук узагальнені в таблиці:

Хімічні властивості заліза у таблицях

Якісні реакції на іони Fe 2+ та Fe 3+

Для розпізнавання сполук заліза (II) та (III) проводять якісні реакції на іони Fe 2+ та Fe 3+ . Якісною реакцією на іони Fe 2+ служить реакція солей заліза (II) зі з'єднанням K 3 називається червоною кров'яною сіллю. Це особлива група солей, які називаються комплексними, з ними ви познайомитеся надалі. Поки що ж треба засвоїти, як дисоціюють такі солі:

Реактивом на іони Fe 3+ є інше комплексне з'єднання - жовта кров'яна сіль - K 4 яка в розчині дисоціює аналогічно:

Якщо розчини, що містять іони Fe 2+ і Fe 3+ , додати, відповідно, розчини червоної кров'яної солі (реактив на Fe 2+) і жовтої кров'яної солі (реактив на Fe 3+), то в обох випадках випадає однаковий синій осад:

Для виявлення іонів Fe 3+ ще використовують взаємодію солей заліза (III) з роданідом калію KNCS або амонію NH 4 NCS. При цьому утворюється яскраво забарвлений іон FeNCNS 2+ , в результаті чого весь розчин набуває інтенсивно червоного кольору:

Таблиця розчинності

Будова атомів металів визначає як характерні фізичні властивості простих речовин – металів, а й загальні їх хімічні властивості.

При великому різноманітті всі хімічні реакції металів відносяться до окислювально-відновних і можуть бути лише двох типів: з'єднання та заміщення. Метали здатні при хімічних реакціях віддавати електрони, тобто бути відновниками, виявляти в сполуках, що утворилися, тільки позитивний ступінь окислення.

Загалом це можна виразити схемою:
Ме 0 – ne → Me +n,
де Ме – метал – проста речовина, а Ме 0+n – метал хімічний елемент у поєднанні.

Метали здатні віддавати свої валентні електрони атомам неметалів, іонам водню, іонам інших металів, а тому реагуватимуть з неметалами – простими речовинами, водою, кислотами, солями. Однак відновлювальна здатність металів різна. Склад продуктів реакції металів з різними речовинами залежить і від окисної здатності речовин та умов, за яких протікає реакція.

За високих температур більшість металів згоряє в кисні:

2Mg + O 2 = 2MgO

Не окислюються в цих умовах лише золото, срібло, платина та деякі інші метали.

З галогенами багато металів реагують без нагрівання. Наприклад, порошок алюмінію при змішуванні з бромом спалахує:

2Al + 3Br 2 = 2AlBr 3

При взаємодії металів із водою у деяких випадках утворюються гідроксиди. Дуже активно за звичайних умов взаємодіють із водою лужні метали, а також кальцій, стронцій, барій. Схема цієї реакції у вигляді виглядає так:

Ме + HOH → Me(OH) n + H 2

Інші метали реагують з водою під час нагрівання: магній при її кипінні, залізо в парах води при червоному кипінні. У таких випадках виходять оксиди металів.

Якщо метал реагує з кислотою, то він входить до складу солі, що утворюється. Коли метал взаємодіє з розчинами кислоти, він може окислюватися іонами водню, що є в цьому розчині. Скорочене іонне рівняння у загальному вигляді можна записати так:

Me + nH + → Me n + + H 2

Більш сильними окислювальними властивостями, ніж іони водню, мають аніони таких кисневмісних кислот, як, наприклад, концентрована сірчана і азотна. Тому з цими кислотами реагують ті метали, які не здатні окислюватися іонами водню, наприклад, мідь та срібло.

При взаємодії металів із солями відбувається реакція заміщення: електрони від атомів заміщуючого – більш активного металу переходять до іонів заміщуваного – менш активного металу. Тобто мережа відбувається заміщення металу металом в солях. Дані реакції не оборотні: якщо метал А витісняє метал з розчину солей, то метал не витіснятиме метал А з розчину солей.

У порядку зменшення хімічної активності, що виявляється в реакціях витіснення металів один одного з водних розчинів їх солей, метали розташовуються в електрохімічному ряду напруг (активності) металів:

Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au

Метали, розташовані в цьому ряду лівіше, активніші і здатні витісняти наступні за ними метали з розчинів солей.

У електрохімічний ряд напруг металів включений водень, як єдиний неметал, що розділяє з металами загальну властивість утворювати позитивно заряджені іони. Тому водень заміщає деякі метали у їх солях і може заміщатися багатьма металами в кислотах, наприклад:

Zn + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 + Q

Метали, які у електрохімічному ряду напруг до водню, витісняють його з розчинів багатьох кислот (соляної, сірчаної та інших.), проте наступні його, наприклад, мідь не витісняють.

blog.сайт, при повному або частковому копіюванні матеріалу посилання на першоджерело обов'язкове.