Металлы - это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка - решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической . Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов: Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg .

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия -- 8,2%; железа -- 4,1%; кальция -- 4,1%; натрия -- 2,3%; магния -- 2,3%; калия - 2,1%; титана -- 0,56%.

С внешней стороны металлы, как известно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, который обусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блеск наблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошную компактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучи превращенными в порошок, но большинство металлов в мелкораздробленном виде имеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и ток располагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники - серебро и медь, худшие - свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает, при понижении температуры, наоборот, увеличивается.

Очень важным свойством металлов является их сравнительно легкая механическая деформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются в проволоку, прокатываются в листы и т.п.

Характерные физические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутренней структуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят из положительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся от соответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в виде пространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках между ионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят от одних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Так как электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшой разности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает электрический ток.

Наличием свободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, от них - следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; вся масса металла принимает одинаковую температуру.

По плотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы, плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы - все остальные.

Частицы металлов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типом химической связи - так называемой металлической связью. Она определяется одновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами и кулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом, металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.

Химические свойства металлов

Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами:

Na + Cl2 ? 2NaCl

2. с кислородом:

4Al + 3O2 ? 2Al2O3

В реакциях с галогенами и кислородом металлы наиболее энергично проявляют восстановительные способности.

3. с серой:

4. с азотом:

3Mg + N2 ? Mg3N2

5. с фосфором:

3Ca + 2P ? Ca3P2

6. с водородом:

Наиболее активные металлы главных подгрупп являются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степени окисления -1 и образуют гидриды.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al +3H2SO4 ? Al2(SO4)3 + 3H2

2Al + 6H + 3SO4 ? 2Al + 3SO4 + 3H2

2Al + 6H ? 2Al + 3H2

Металлы, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода из разбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливают атом основного элемента, образующего данную кислоту.

2. с водными растворами солей:

Zn + Pb(NO3)2 ? Zn(NO3)2 + Pb

Zn + Pb + 2NO3 = Zn + 2NO3 + Pb

Zn + Pb = Zn + Pb

При взаимодействии с водными растворами солей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее, восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлы с сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этих условиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли.

3. с водой:

Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород.

2Na + 2HOH ? 2NaOH + H2

Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла.

Zn + H2O ? ZnO +H2

Характеристика металлов главной подгруппы I группы .

Главную подгруппу I группы периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнем электронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляя степень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильными восстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электрон внешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силы притяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдаче этого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода. Все щелочные металлы в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов - твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды - твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Все щелочные металлы - очень сильные восстановители, в соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду --Li-Na-K-Rb-Cs.
Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
Практически все соли растворимы в воде.

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O ? 2NaOH + H2-
2Li + 2H2O ? 2LiOH + H2-

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl ? 2NaCl + H2

3. Реакция с кислородом:

4Li + O2 ? 2Li2O(оксид лития)
2Na + O2 ? Na2O2(пероксид натрия)
K + O2 ? KO2(надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2 > 2LiCl(галогениды)
2Na + S ? Na2S(сульфиды)
2Na + H2 > 2NaH(гидриды)
6Li + N2 ? 2Li3N(нитриды)
2Li + 2C > 2Li2C2(карбиды)

Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри "Органическую химию")

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

Li+ - карминово-красный
Na+ - желтый
K+, Rb+ и Cs+ - фиолетовый

II группы.

Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns2. В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.

В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (его разновидности - известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 · 2H2O , флюорит CaF2 и фторапатит Ca5(PO4)3F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 · CaCo3, карналлита KCl · MgCl2 · 6H2O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.

Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий - металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.

Радий является радиоактивным химическим элементом.

Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы - химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.

1. Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты:

Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы - при обычных условиях.

Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl2 = MgCl2

При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:

Ca + H2 = CaH2 (гидрид кальция)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)

Ca + 2C = CaC2 (карбид кальция)

Карибит кальция - бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2H2 - важного продукта хим. промышленности:

CaC2 + 2H2O = CaOH)2 + C2H2

Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn3, Ca2Sn.

2. Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

3. Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl = BeCl2 + H2

Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:

2Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутным катодом.

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)

2) Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3 -t°? CaO + CO2-

2Mg(NO3)2 -t°? 2MgO + 4NO2- + O2-

Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

Алюминий находится в главной подгруппе III группы периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеются свободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи или полностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле: его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов - веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий - легкий металл серебристо-белого цвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. По электропроводности алюминий устпает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами:

2Al + 3Cl2 ? 2AlCl3

2. с кислородом:

4Al + 3O2 ? 2Al2O3

3. с серой:

2Al + 3S ? Al2S3

4. с азотом:

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но его гидрид AlH3 получен косвенным путем.

Взаимодействие со сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al + 6HCl ? 2AlCl3 + 3H2

2. со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H2O ? 2Na + 3H2

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al + 2NaOH + 6H2O ? 2NaAlO2 + 3H2

3. с водой:

2Al + 6H2O ? 2Al(OH)3 + 3H2

Свойства оксида и гидроксида алюминия :

Оксид алюминия, или глинозем, Al2O3 представляет собой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл или прокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)3 ? Al2O3 + 3H2O

Оксид алюминия практически не растворяется в воде. Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых в недостатке, на растворы солей алюминия:

AlCl3 + 3NH3 · H2O ? Al(OH)3 ? + 3NH4Cl

Оксид и гидроксид этого металла являются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl ? 2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 ? Al2(SO4)3 + 6H2O

Кислотные свойства :

Al2O3 + 6KOH +3H2O ? 2K3

2Al(OH)3 + 6KOH ? K3

Al2O3 + 2NaOH ? 2NaAlO2 + H2O

Алюминий получают электролитическим методом. Он не может быть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом. Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминия является электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Металлический алюминий широко используется в промышленности, по объему производства занимает второе место после железа. Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин - сплав алюминия, содержащий медь и небольшое количество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины - легкие прочные и коррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин - сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- и машиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому его применяют в судостроении. Силумин - сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергается литью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении, производстве точных приборов. Алюминий - пластичный металл, поэтому из него изготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехнических изделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «под серебро».

Переходные металлы.

Железо.

В периодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочной подгруппе VIII группы.

Порядковый номер - 26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d6 4s2.

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Железо является вторым по распространенности металлом в природе (после алюминия).Наиболее важные природные соединения: Fe2O3 3H2O - бурый железняк;Fe2O3 - красный железняк;Fe3O4(FeO Fe2O3) - магнитный железняк;FeS2 - железный колчедан (пирит).Соединения железа входят в состав живых организмов.

Железо - серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа - 7,87 г/см3, температура плавления 1539С.

В промышленности железо получают восстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II) в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

3Fe2O3 + CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

В реакциях железо является восстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже с самыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но при нагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)

3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO Fe2O3) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железо реагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe3C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстро окисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3,

Железо находится в середине электрохимического ряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности. Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельных металлов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железо реагирует с водой:

3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

Железо реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2

При обычной температуре железо не взаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею. При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо до сульфита железа (III):

2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O.

Разбавленная азотная кислота окисляет железо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.

Концентрированная азотная кислота пассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняет металлы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu, Fe0 + Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Оксид железа (II) FeO - черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксида железа(II,III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2.

Оксид железа (II) - основной оксид, легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 - порошок белого цвета, не растворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их со щелочами:

FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O,

Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + 2H2O.

При нагревании гидроксид железа (II) разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Соединения со степенью окисления железа +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легко окисляются до Fe+3:

Fe+2 - 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватый осадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску - буреет. Изменение окраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородом воздуха:

4Fe+2(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.

Оксид железа (III) Fe 2 O 3 - порошок бурого цвета, не растворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа (III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1 + 11O20 = 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Оксид железа (III) проявляет амфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердыми щелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3 + 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3 + 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) при взаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3.

Гидроксид железа (III) является более слабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3 легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4 Fe2(SO4)3 + 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ Fe3+ + 3H2O

Реакции с концентрированными растворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.

Соединения со степенью окисления железа +3 проявляют окислительные свойства, так как под действием восстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III) окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe+3Cl3 + 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Хром.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодической системы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d54s1.

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%. Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, или хромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено на магний, а хром - на алюминий.

Хром - серебристо серый металл. Чистый хром достаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хром химически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (из неметаллов), образуя смесь фторидов. При высоких температурах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом, галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2 -t°? 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 -t°? 2CrCl3

2Cr + N2 -t°? 2CrN

2Cr + 3S -t°? Cr2S3

В азотной и концентрированной серной кислотах он пассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной и разбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностью освобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекает на воздухе - соли хрома (III):

Cr + 2HCl ? CrCl2 + H2-

2Cr + 6HCl + O2 ? 2CrCl3 + 2H2O + H2-

Оксид хрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl ? CrCl2 + 2H2O

Соединения хрома (II) - сильные восстановители; переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl ? 2CrCl3 + H2-

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O ? 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

Оксид хрома (III) Cr2O3 - зелёный, нерастворимый в воде порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия и аммония:

2Cr(OH)3 -t°? Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7 -t°? 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2-

(NH4)2Cr2O7 -t°? Cr2O3 + N2-+ 4H2O-

Амфотерный оксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаются соединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3 + 2NaOH ? 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3 + Na2CO3 ? 2NaCrO2 + CO2-

Cr2O3 + 6KHSO4 ? Cr2(SO4)3 + 3K2SO4 + 3H2O

При сплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степени окисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 ? 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O

Гидроксид хрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3 + 6NaOH ?2Cr(OH)3Ї + 3Na2SO4

Обладает амфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4 ? Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH ? K

Оксид хрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы, растворимые в воде.

Получают из хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4 + H2SO4 ? CrO3 + K2SO4 + H2O

K2Cr2O7 + H2SO4 ? 2CrO3 + K2SO4 + H2O

CrO3 - кислотный оксид, со щелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH ? K2CrO4 + H2O

В кислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 ? K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакция протекает в обратном направлении:

K2Cr2O7 + 2KOH ? 2K2CrO4 + H2O

Все соединения хрома (VI) - сильные окислители.

4CrO3 + 3S ? 3SO2- + 2Cr2O3

Медь.

Медь находится в побочной подгруппе I группы Периодической системы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппы выражается формулой (n-1)d10ns1. На внешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако в образовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровня предпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2, +3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь - мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокой электрической проводимостью.

Медь - химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:

Не реагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной серной кислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO3 (разб.) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 +2H2O

Во влажной атмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрывается зеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O2 + CO2 +H2O = Cu(OH)2 · CuCO3

Оксид меди (II) CuO - черное вещество, может быть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Гидроксид меди (II) представляет собой малорастворимое в воде соединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании в концентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерного гидроксида:

Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2KOH = K2

Основная масса производимой меди используется в электротехнической промышленности. В больших количествах медь идет на производство сплавов.

Цинк.

Цинк находится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементов этой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2p6d10ns2. Проявляют в соединениях степень окисления +2.

Цинк - серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. На воздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, которая ослабляет его металлический блеск.

Цинк - химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами (серой, хлором, кислородом):

Растворяется в разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2SO4, HNO3 и в водных растворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2 + H2

Оксид цинка - белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинка являются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:

ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2KOH + H2O = K2

Гидроксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)2 + 6NH3 = (OH)2

При получение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnO + C = Zn + CO

Для получения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте и выделяют электролизом.

Цинк используют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунные изделия для защиты их от коррозии.

Понятие о сплавах.

Характерной особенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или с неметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергают плавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяется природой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости от температуры. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, не прибегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы - это продукты химического взаимодействия металлов.

Кристаллическая структура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуя друг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а) химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в) механическую смесь кристаллов компонентов.

Тот или иной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействия разнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергий взаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.

Современная техника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаев они состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов. Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойств индивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50% висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5 градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственно температуры плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловянной бронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициент линейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистых компонентов.

Однако некоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, что чугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которые характерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы и фосфора, увеличивающие ее хрупкость.

Среди свойств сплавов наиболее важными для практического применения являются жаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиации большое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, для металлообрабатывающей промышленности - специальные сплавы, содержащие вольфрам, кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентом которых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продукты взаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, а сверхпроводящие при низких температурах сплавы - на основе интерметаллидов, образуемых ниобием с оловом и др.

Качественное изготовление металлоизделий в Москве на современных станках.

Металлы – этоэлементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степениокисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическаякристаллическая решетка - решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными междусобой свободными электронами./> У металловв узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы.Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительныхионов. Такая связь называется металлической . Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлическийблеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла иэлектричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в рядуметаллов: Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg.

Многие металлы широкораспространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной кореследующее: алюминия - 8,2%; железа - 4,1%; кальция - 4,1%; натрия - 2,3%;магния - 2,3%; калия - 2,1%; титана - 0,56%.

С внешней стороны металлы, какизвестно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, которыйобусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блескнаблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошнуюкомпактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучипревращенными в порошок, но большинство металлов в мелкораздробленном видеимеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокойтепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и токрасполагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники - серебро и медь,худшие - свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает,при понижении температуры, наоборот, увеличивается.

Оченьважным свойством металлов является их сравнительно легкая механическаядеформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются впроволоку, прокатываются в листы и т.п.

Характерныефизические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутреннейструктуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят изположительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся отсоответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в видепространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках междуионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят отодних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Таккак электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшойразности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е.возникает электрический ток.

Наличиемсвободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясьв непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами иобмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в даннойчасти металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, отних - следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; всямасса металла принимает одинаковую температуру.

Поплотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы,плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы - всеостальные.

Частицыметаллов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типомхимической связи - так называемой металлической связью. Она определяетсяодновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами икулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом,металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.

/> /> /> /> /> /> /> /> />

Методы получения металлов

/> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> />

пирометаллургические

гидрометаллургические

электрометаллургические

/> /> /> /> /> /> /> />

Восстановление металлов из соединений при высокой температуре

Восстановление металлов из водных растворов их соединений

Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока

Химическиесвойства металлов

Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами:

Na + Cl2 → 2NaCl

2. с кислородом:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

В реакциях с галогенами и кислородомметаллы наиболее энергично проявляют восстановительные способности.

3. с серой:

4. с азотом:

3Mg + N2 →Mg3N2

5. с фосфором:

3Ca + 2P→ Ca3P2

6. с водородом:

Наиболее активные металлы главных подгруппявляются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степениокисления -1 и образуют гидриды.

Взаимодействиесо сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al+3H2SO4 → Al2(SO4)3+ 3H2

2Al+ 6H + 3SO4 → 2Al + 3SO4 + 3H2

2Al + 6H→ 2Al + 3H2

Металлы, которые в электрохимическом рядунапряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода изразбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливаютатом основного элемента, образующего данную кислоту.

2. с водными растворами солей:

Zn+ Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb

Zn+ Pb + 2NO3 = Zn + 2NO3 + Pb

Zn + Pb = Zn + Pb

При взаимодействии с водными растворамисолей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее,восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлыс сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этихусловиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли.

3. с водой:

Самые активные металлы реагируют с водой при обычныхусловиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания ивыделяется водород.

2Na + 2HOH→ 2NaOH + H2

Менее активные металлы реагируют с водой при повышеннойтемпературе с выделением водорода и образованием оксида соответствующегометалла.

Zn + H2O→ ZnO +H2

Характеристика металлов главной подгруппы I группы.

Главную подгруппу I группыпериодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнемэлектронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляястепень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильнымивосстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электронвнешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силыпритяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдачеэтого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом рядунапряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода. Все щелочныеметаллы в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки,быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги,чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения спреимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов – твердыегигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуютсягидроксиды – твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочныхметаллов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.

Всещелочные металлы - очень сильные восстановители, в соединениях проявляютединственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличиваетсяв ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
Практически все соли растворимы в воде.

1. Активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H2O→ 2NaOH + H2­
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2­

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl →2NaCl + H2

3. Реакция с кислородом:

4Li + O2→ 2Li2O(оксид лития)
2Na + O2 → Na2O2(пероксид натрия)
K + O2 → KO2(надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлымгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей(керосин и др.).

4.В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl2→ 2LiCl(галогениды)
2Na + S → Na2S(сульфиды)
2Na + H2 → 2NaH(гидриды)
6Li + N2 → 2Li3N(нитриды)
2Li + 2C → 2Li2C2(карбиды)

Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри«Органическую химию»)

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени вследующие цвета:

Li+– карминово-красный
Na+ – желтый
K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

II группы.

Главнуюподгруппу II группы Периодической системы элементовсоставляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.

Атомы этихэлементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона:ns2. В хим. реакциях атомы элементовподгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуютсоединения, в которых степень окисления элемента равна +2.

Всеэлементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радийназываются щелочноземельными металлами.

В свободномсостоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболеераспространенных элементов относятся кальций и магний. Основнымикальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (егоразновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 ∙ 2H2O_{,флюорит CaF2 ифторапатит Ca5(PO4)3F. Магнийвходит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 ∙ CaCo3,карналлита KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O.Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.}

Свойства.Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета.Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотностиимеют кальций, магний, бериллий.

Радийявляется радиоактивным химическим элементом.

Бериллий,магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Ониявляются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менееактивен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металлазащитной оксидной пленки.

1. Взаимодействиес простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуяоксиды и сульфаты:

Бериллий имагний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – приобычных условиях.

Все металлыэтой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl2 = MgCl2

Принагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другиминеметаллами:

Ca + H2 = CaH2 (гидридкальция)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитридмагния)

Ca + 2C = CaC2 (карбидкальция)

Карибиткальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащийразличные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбиткальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2H2 – важногопродукта хим. промышленности:

CaC2 + 2H2O = CaOH)2+ C2H2

Расплавленныеметаллы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллическиесоединения, например CaSn3, Ca2Sn.

2. Взаимодействуютс водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствуетзащитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой принагревании:

Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2

Остальныеметаллы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

3. Взаимодействиес кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной сернойкислотами с выделением водорода:

Be + 2HCl = BeCl2 + H2

Разбавленнуюазотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитратааммония:

2Ca + 10HNO3(разб.)= 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

Вконцентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллийпассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.

4.Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворамищелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2+ H2

Магний ищелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

5.Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлымогут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO

Бериллий,магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридовили термическим восстановлением их соединений:

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

Радийполучают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутнымкатодом.

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, которыйобразует пероксид)

2)Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3 –t°→CaO + CO2­

2Mg(NO3)2 –t°→ 2MgO + 4NO2­ + O2­

Характеристикаэлементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

Алюминий находится в главной подгруппе III группыпериодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеютсясвободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. Ввозбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи илиполностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.

Алюминий является самым распространенным металлом на Земле:его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природногоалюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентамикоторых являются оксиды кремния и алюминия.

Алюминий – легкий металл серебристо-белогоцвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легковытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. Поэлектропроводности алюминий устпает лишь серебру и меди.

Взаимодействие с простымивеществами:

1. с галогенами:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

2. с кислородом:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

3. с серой:

2Al+ 3S → Al2S3

4. с азотом:

С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но егогидрид AlH3 полученкосвенным путем.

Взаимодействиесо сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

2. со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al+ 2NaOH + 6H2O → 2NaAlO2 + 3H2

3. с водой:

2Al + 6H2O→2Al(OH)3 + 3H2

Свойстваоксида и гидроксида алюминия:

Оксидалюминия, или глинозем, Al2O3 представляетсобой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл илипрокаливая гидроксид алюминия:

2Al(OH)3→ Al2O3 + 3H2O

Оксид алюминия практически не растворяется в воде.Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых внедостатке, на растворы солей алюминия:

AlCl3+ 3NH3 ∙ H2O → Al(OH)3 ↓ + 3NH4Cl

Оксид и гидроксид этого металлаявляются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl→2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

Кислотные свойства :

Al2O3 + 6KOH +3H2O →2K3

2Al(OH)3+ 6KOH → K3

Al2O3 + 2NaOH→2NaAlO2 + H2O

Алюминий получают электролитическим методом. Он не можетбыть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом.Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминияявляется электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.

Металлический алюминий широко используется впромышленности, по объему производства занимает второе место после железа.Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:

Дуралюмин – сплав алюминия, содержащий медь и небольшоеколичество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины – легкие прочные икоррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.

Магналин – сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- имашиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому егоприменяют в судостроении. Силумин – сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергаетсялитью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении,производстве точных приборов. Алюминий – пластичный металл, поэтому из негоизготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехническихизделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «подсеребро».

Переходные металлы.

Железо.

Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.

Порядковыйномер – 26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2.

Валентныеэлектроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2)и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдаватьэти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.

Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия).Наиболее важныеприродные соединения: Fe2O3 · 3H2O – бурый железняк;Fe2O3– красный железняк;Fe3O4(FeO · Fe2O3) –магнитный железняк;FeS2 - железный колчедан (пирит).Соединенияжелеза входят в состав живых организмов.

Железо – серебристо серый металл,обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами.Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления 1539°С.

В промышленности железо получаютвосстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:

3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4+ CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании становится активным и реагирует с ними:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Хлорид железа (III)

3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO· Fe2O3) Оксид железа (II,III)

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

При очень высокой температуре железореагирует с углеродом, кремнием и фосфором:

3Fe + C = Fe3C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):

4Fe + 3O2 + 6H2O= 4Fe(OH)3,

Железо находится в середине электрохимическогоряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности.Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельныхметаллов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железореагирует с водой:

3Fe + 4H2O = Fe3O4+ 4H2­

Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:

Fe + 2HCl = FeCl2+ H2­

Fe + H2SO4= FeSO4 + H2­

При обычной температуре железо невзаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо досульфита железа (III):

2Fe + 6H2SO4= Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O.

Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO­ + 2H2O.

Концентрированная азотная кислотапассивирует железо.

Из растворов солей железо вытесняетметаллы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:

Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu, Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.

Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество,нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксидажелеза(II,III) оксидом углерода (II):

Fe3O4 + CO =3FeO + CO2­.

Оксид железа (II) – основной оксид,легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):

FeO + 2HCl = FeCl2+ H2O, FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, нерастворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их сощелочами:

FeSO4 + 2NaOH =Fe(OH)2¯ + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- =Fe(OH)2¯.

Гидроксид железа (II) Fe(OH)2проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:

Fe(OH)2 + 2HCl= FeCl2 + 2H2O,

Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ + 2H2O.

При нагревании гидроксид железа (II)разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

Соединения со степенью окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:

Fe+2 – 1e = Fe+3

Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородомвоздуха:

4Fe+2(OH)2+ O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.

Оксид железа (III) Fe2O3 – порошок бурого цвета, нерастворяется в воде. Оксид железа (III) получают:

А) разложением гидроксида железа(III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

4Fe+2S2-1+ 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.

Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:

А) взаимодействует с твердымищелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:

Fe2O3+ 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

Fe2O3+ 2OH- = 2FeO2- + H2O,

Fe2O3+ Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) привзаимодействии их со щелочами:

FeCl3 + 3NaOH =Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3¯.

Гидроксид железа (III) является болееслабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (спреобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3легко образует соответствующие соли:

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4« Fe2(SO4)3+ 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.

Соединения со степенью окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:

Fe+3 + 1e = Fe+2.

Так, например, хлорид железа (III)окисляет йодид калия до свободного йода:

2Fe+3Cl3+ 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20

Хром.

Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодическойсистемы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d54s1.

Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%.Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, илихромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено намагний, а хром – на алюминий.

Хром – серебристо серый металл. Чистый хромдостаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.

Хромхимически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (изнеметаллов), образуя смесь фторидов. При высокихтемпературах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом,галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:

4Cr + 3O2 –t°→ 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 –t°→ 2CrCl3

2Cr + N2 –t°→ 2CrN

2Cr + 3S –t°→ Cr2S3

В азотной и концентрированной серной кислотах онпассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной иразбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностьюосвобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекаетна воздухе – соли хрома (III):

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2­

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2­

Оксидхрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

Соединенияхрома (II) - сильные восстановители;переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2­

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

Оксидхрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый вводе порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия иаммония:

2Cr(OH)3 –t°→ Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7 –t°→ 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­

(NH4)2Cr2O7 –t°→ Cr2O3 + N2­+ 4H2O­

Амфотерныйоксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаютсясоединения хрома со степенью окисления (+3):

Cr2O3+ 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3+ Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2­

Cr2O3+ 6KHSO4 → Cr2(SO4)3 + 3K2SO4+ 3H2O

Присплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степениокисления (+6):

2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 → 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O

Гидроксидхрома (III) Cr(OH)3 - нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.

Cr2(SO4)3+ 6NaOH →2Cr(OH)3¯ + 3Na2SO4

Обладаетамфотерными свойствами - растворяется как в кислотах, так и в щелочах:

2Cr(OH)3 + 3H2SO4→ Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH →K

Оксидхрома (VI) CrO3 - ярко-красные кристаллы,растворимые в воде.

Получаютиз хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).

K2CrO4+ H2SO4 → CrO3 + K2SO4+ H2O

K2Cr2O7+ H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4+ H2O

CrO3 - кислотный оксид, сощелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

Вкислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакцияпротекает в обратном направлении:

K2Cr2O7+ 2KOH → 2K2CrO4+ H2O

Всесоединения хрома (VI)- сильные окислители.

4CrO3 + 3S → 3SO2­+ 2Cr2O3

Медь.

Медьнаходится в побочной подгруппе I группы Периодическойсистемы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппывыражается формулой (n-1)d10ns1. Навнешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако вобразовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровняпредпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2,+3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.

Медь –мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокойэлектрической проводимостью.

Медь –химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:

Нереагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной сернойкислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:

3Cu + 8HNO3 (разб.) =3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Cu + 2H2SO4 (конц.)=CuSO4 + SO2 +2H2O

Во влажнойатмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрываетсязеленоватым налетом основного карбоната меди:

2Cu + O2 + CO2 +H2O= Cu(OH)2 ∙ CuCO3

Оксид меди(II) CuO – черное вещество, можетбыть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):

Cu(OH)2 = CuO + H2O

Гидроксидмеди (II) представляет собой малорастворимое в водесоединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании вконцентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерногогидроксида:

Cu(OH)2 + H2SO4 =CuSO4 + 2H2O

Cu(OH)2 + 2KOH = K2

Основнаямасса производимой меди используется в электротехнической промышленности. Вбольших количествах медь идет на производство сплавов.

Цинк.

Цинкнаходится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементовэтой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2p6d10ns2. Проявляютв соединениях степень окисления +2.

Цинк –серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. Навоздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, котораяослабляет его металлический блеск.

Цинк –химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами(серой, хлором, кислородом):

Растворяетсяв разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2SO4, HNO3 и в водныхрастворах щелочей:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2+ H2

Оксид цинка– белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинкаявляются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:

ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2KOH + H2O = K2

Гидроксидцинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

Zn(OH)2 + 6NH3 = (OH)2

Приполучение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnO + C = Zn + CO

Дляполучения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте ивыделяют электролизом.

Цинкиспользуют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунныеизделия для защиты их от коррозии.

Понятие о сплавах.

Характернойособенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или снеметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергаютплавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяетсяприродой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости оттемпературы. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, неприбегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы - это продуктыхимического взаимодействия металлов.

Кристаллическаяструктура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуядруг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а)химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в)механическую смесь кристаллов компонентов.

Тот илииной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействияразнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергийвзаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.

Современнаятехника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаевони состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов.Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойствиндивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50%висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственнотемпературы плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловяннойбронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициентлинейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистыхкомпонентов.

Однаконекоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, чточугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которыехарактерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы ифосфора, увеличивающие ее хрупкость.

Средисвойств сплавов наиболее важными для практического применения являютсяжаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиациибольшое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, дляметаллообрабатывающей промышленности - специальные сплавы, содержащие вольфрам,кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентомкоторых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продуктывзаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, асверхпроводящие при низких температурах сплавы - на основе интерметаллидов,образуемых ниобием с оловом и др.

Металлы - элементы, составляющие окружающую нас природу. Сколько существует Земля, столько существуют и металлы.

Земная кора содержит следующие металлы:

• алюминий - 8,2%,
• железо - 4,1%,
• кальций - 4,1%,
• натрий - 2,3%,
• магний - 2,3%,
• калий - 2,1 %,
• титан - 0,56% и т.д.

На данный момент наука обладает информацией о 118 химических элементах. Восемьдесят пять элементов из этого списка относятся к металлам.

Химические свойства металлов

Для того чтобы понять, от чего зависят химические свойства металлов, обратимся кавторитетному источнику – таблице периодической системе элементов, т.н. таблице Менделеева. Проведем диагональ (можно мысленно) между двумя точками: начнем от Be (бериллий) и закончим на At (астат). Деление это конечно условно, но все-таки позволяет объединять химические элементы в соответствии с их свойствами. Элементы, находящиеся слева под диагональю, и будут металлами. Чем левее, относительно диагонали, расположение элемента, тем более выражены будут у него металлические свойства:

• кристаллическая структура - плотная,
• теплопроводность - высокая,
• электрическая проводимость, уменьшающаяся с повышением температуры,
• уровень степени ионизации - низкий (электроны отделяются свободно)
• способность к образованию соединений (сплавы),
• растворимость (растворяются в сильных кислотах и едких щелочах),
• окисляемость (образование оксидов).

Вышеперечисленные свойства металлов зависят от наличия электронов, свободно перемещающихся в кристаллической решетке. У элементов, расположенных рядом с диагональю, или непосредственно в месте ее прохождения, имеют двойственные признаки принадлежности, т.е. имеют свойства металлов и неметаллов.

Радиусы атомов металлов имеют сравнительно большие размеры. Внешние электроны, называемыевалентными, значительно удалены от ядра и, как следствие, слабо связаны с ним. Поэтому атомы металлов легко отдают валентные электроны и образуют положительно заряженные ионы (катионы). Эта особенность является основным химическим свойством металлов. Атомы элементов с наиболее выраженными металлическими свойствами на внешнем энергетическом уровне имеют от одного до трех электронов. Химические элементы с характерно выраженными признаками металлов образуют только положительно заряженные ионы, они совсем не способны присоединять электроны.

Вытеснительный ряд М. В. Бекетова

Активность металла и скорость реакции его взаимодействия с другими веществами зависит от величины показателя способности атома "расстаться с электронами". Способность различно выражена у разных металлов. Элементы, обладающие высокими показателями, являются активными восстановителями. Чем больше масса атома металла, тем выше его восстановительная способность. Самыми сильными восстановителями считаются щелочные металлы K, Ca, Na. Если атомы металла не способны отдать электроны, то такой элемент будет считаться окислителем, например: аурид цезия может окислять другие металлы. В этом отношении наиболее активны соединения щелочных металлов.

Русский ученый М. В. Бекетов первым начал изучать явление вытеснения одних металлов, из соединений образованных ими, другими металлами. Составленный им перечень металлов, в котором они расположены в соответствии со степенью увеличения нормальных потенциалов,получил название "электрохимического ряда напряжений" (вытеснительный ряд Бекетова).

Li K Rb Cs Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Ag Pt Au

Чем правее расположен металла в этом ряду, тем ниже его восстановительные свойства, и тем сильнее окислительные свойства его ионов.

Классификация металлов по Менделееву

В соответствии с таблицей Менделеева различаются следующие виды (подгруппы) металлов:

• щелочные - Li (литий), Na (натрий), K (калий), Rb (рубидий), Cs (цезий), Fr (франций);
• щелочноземельные – Be (бериллий), Mg (магний), Ca (кальций), Sr (стронций), Ba (барий), Ra (радий);
• легкие - AL (алюминий), In (индий), Cd (кадмий), Zn (цинк);
• переходные;
• полуметаллы

Техническое применение металлов

Металлы, нашедшие более или менее широкое техническое применение, условно делятся на три группы: черные, цветные и благородные.

К черным металлам относят железо и его сплавы: сталь, чугун и ферросплавы.

Следует сказать, что железо –самый распространенный в природе металл. Его химическая формула Fe (феррум) . Железо сыграло огромную роль в эволюции человека. Человек смог получить новые орудия труда, научившись выплавлять железо. В современной промышленности широко применяются сплавы железа, полученные путём добавления в железо углерода или других металлов.

Цветные металлы – это практически все металлы за исключением железа, его сплавов и благородных металлов. По своим физическим свойствам цветные металлы классифицируют следующим образом:

· тяжёлые металлы: медь, никель, свинец, цинк, олово;

· лёгкие металлы: алюминий, титан, магний, бериллий, кальций, стронций, натрий, калий, барий, литий, рубидий, цезий;

· малые металлы: висмут, кадмий, сурьма, ртуть, кобальт, мышьяк;

· тугоплавкие металлы: вольфрам, молибден, ванадий, цирконий, ниобий, тантал, марганец, хром;

· редкие металлы: галлий, германий, индий, цирконий;

Благородные металлы : золото, серебро, платина, родий, палладий, рутений, осмий.

Нужно сказать, что с золотом человек познакомился гораздо раньше, чем с железом. Золотые украшения из этого металла делали ещё в Древнем Египте. В наше время золото используется ещё и в микроэлектронике и других отраслях промышленности.

Серебро, как и золото, используется в ювелирной промышленности, микроэлектронике, фармацевтической промышленности.

Металлы сопровождают человека на протяжении всей истории человеческой цивилизации. Нет такой отрасли, где не использовались бы металлы. Без металлов и их соединений невозможно представить современную жизнь.

План лекции

1. Положение металлов в периодической системе.

2. Особенности электронного строения их атомов.

3. Металлическая химическая связь.

4. Физические свойства металлов

5. Химические свойства металлов.

6. Способы получения металлов.

1. Особенности электронного строения металлов.

Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители Ме 0 – nе = Ме n+ . Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя (в основном 1 - 3), большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром.

2. Положение металлов в ПСХЭ.

Легко увидеть, что большинство элементов ПСХЭ – металлы (92 из 114).

Металлы размещены в левом нижнем углу ПСХЭ. Это все элементы, расположенные ниже диагонали В – А t , даже те у которых на внешнем слое 4 электрона (Je , Sn , Pb ), 5 электронов (Sb , Di ), 6 электронов (Po ), так как они отличаются большим радиусом. Среди них есть s и p -элементы – металлы главных подгрупп, а также d и f металлы, образующие побочные подгруппы.

В соответствии с местом, занимаемым в периодической системе, различают переходные (элементы побочных подгрупп) и непереходные металлы (элементы главных подгрупп). Металлы главных подгрупп характеризуются тем, что в их атомах происходит последовательное заполнение электронных s- и р-подуровней. В атомах металлов побочных подгрупп происходит достраивание d- и f-подуровней.

Закономерности в изменении свойств элементов – металлов.

Признаки сравнения	В главной подгруппе	В периоде
Число электронов на внешнем слое	не изменяется	увеличивается
Радиус атома	увеличивается	уменьшается
Электроотрицательность	уменьшается	увеличивается
Восстановительные свойства	усиливаются	уменьшаются
Металлические свойства	усиливаются	уменьшаются

У элементов – металлов побочных подгрупп свойства чуть-чуть другие.

В побочных подгруппах (Cu , Ag , Au ) – активност ь элементов – металлов падает. Эта закономерность наблюдается и у элементов второй побочной подгруппы Zn , Cd , Hg . У элементов побочных подгрупп – это элементы 4-7 периодов – с увеличением порядкового элемента радиус атомов изменятся мало, а величина заряда ядра увеличивается значительно, поэтому прочность связи валентных электронов с ядром усиливается, восстановительные свойства ослабевают.

3. Металлическая химическая связь. Кристаллические решетки.

Связь в металлах между («атом-ионами») посредством (большого количества не связанных с ядрами подвижных электронов) называется (металлической связью) .

Все металлы являются кристаллическими телами, имею­щими определенный тип кристаллической решетки, состоящей из малоподвижных положительно заряженных ионов, между которыми движутся свободные электроны (так называемый электронный газ ). Такой тип структуры называется металлической связью .

Тип ре­шетки определяется формой элементарного геометриче­ского тела, многократное повторение которого по трем пространственным осям образует решетку данного кристал­лического тела.

Обобщим сведения о типе химической связи, образуемой атомами металлов и строение кристаллической решетки:

Сравнительно небольшое количество электронов одновременно связывают множество ядер, связь делаколизована;

Валентные электроны свободно перемещаются по всему куску металла, который в целом электронейтрален;

Металлическая связь не обладает направляемостью и насыщенностью.

4. Физические свойства металлов

В соответствие именно с таким строением металлы характеризуются общими физическими свойствами.

А) твердость – все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло.

Б) плотность. Металлы делятся на мягкие (5г/см³) и тяжелые (меньше 5г/см³).

В) плавкость. Металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие.

Г) электропроводность, теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток.

При повышении температуры амплитуда движения атомов и ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки резко возрастает, и это мешает движению электронов, и электропроводность металлов падает.

Д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло. Поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Для большинства металлов в ровной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра, поэтому они имеют серебристо-белый цвет. Только золото и медь в большой степени поглощают короткие волны и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый цвет. Самые блестящие металлы – ртуть, серебро, палладий. В порошке все металлы, кроме Al и Mg , теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет.

Е) пластичность. Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.

Некоторые металлы, например, железо, титан, олово и др. способны по достижении определенных температур изменять кристаллическое строение. Это явление получило название аллотропии или полиморфизма , а сами переходы от одного кристаллического строения к другому называются аллотропическими или полиморфными.

5.
Химические свойства металлов.

Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов: чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

А) Взаимодействие с неметаллами ( в названиях полученных веществ окончание

-иды)

2Mg 0 +O 2 0 ->2Mg 2+ O 2- (оксид магния)

Fe 0 + S 0 -> Fe 2+ S 2- (сульфид железа II )

Б) Взаимодействие с водой. Самые активные металлы реагируют с водой при обычных условиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания и выделяется водород

2 Na + 2 HOH = 2 NaOH + H 2

2 Li 0 +2 H 2 + O 2– -> 2 Li + O 2- H + + H 2 0

Менее активные металлы реагируют с водой при повышенной температуре с выделением водорода и образованием оксида соответствующего металла Zn + H 2 O = ZnO +H 2

В) Взаимодействие с растворами кислот. Происходит при соблюдении ряда условий

· Металл должен находиться левее в ряду напряжений металлов;

· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе кислоты;

· По особому взаимодействуют с металлами концентрированные азотная и серная кислоты;

2H + Cl – +Zn0 → Zn 2+ Cl 2 - +H 2 0

Г) Взаимодействие с растворами солей. При этом соблюдаются следующие условия

· Металл должен находиться в ряду напряжений левее металла, образующего соль;

· В результате реакции должна образовываться растворимая соль, иначе металл покроется осадком и доступ кислоты к металлу прекратиться;

· Для этих реакций не рекомендуется использовать щелочные металлы, так как они взаимодействуют с водой в растворе соли;

Fe 0 +Cu 2+ Cl 2 – →Fe 2+ Cl 2 – +Cu 0

Д) Взаимодействие со щелочами (только амфотерные)

Be + 2NaOH + 2H 2 O = Na 2 + H 2

Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

Е) Взаимодействие с оксидами металлов (металлотермия).

Некоторые активные металлы способны вытеснять другие металлы из их оксидов при поджигании смеси.

2Al 0 + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 +2 Fe 0

Ж) Коррозия (будет рассмотрена на другом занятии).

6. Способы получения металлов

Существуют несколько основных способов получения - металлов.
а) Пирометаллургия – это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей (C, CO, H 2 , Al, Mg и др.).

Из их оксидов углем или оксидом углерода (II)
ZnО + С = Zn + СО
Fе 2 О 3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО 2
- водородом
WO 3 + 3H 2 =W + 3H 2 O
СоО + Н 2 = Со + Н 2 О
- алюминотермия
4Аl + ЗМnО 2 = 2А1 2 О 3 + ЗМn

б) Гидрометаллургия – это получение металлов, которое состоит из двух процессов: сначала природное соединение металла (оксид) растворяют в кислоте, в результате чего получают соль металла. Затем из полученного раствора необходимый металл вытесняют более активным металлом. Например:

CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O,

CuSO 4 + Zn = ZnSO 4 + Cu.

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем):
2ZnS + ЗО 2 = 2ZnО + 2SО 2
ZnО + С = СО + Zn

в) Электрометаллургия – это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя при этом играет электрический ток .

СuСl 2 → Сu 2 + 2Сl -
Катод (восстановление): Сu 2+ - 2е - = Сu 0

Анод (окисление): 2Cl - - 2е - = Сl° 2

Контрольные вопросы

1. Где расположены металлы в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева?

2. Каковы особенности строения атомов металлов?
3. В чём различие в строении внешнего энергетического уровня у металлов и неметаллов?
4. Сколько наружных электронов имеют атомы металлов главных и побочных подгрупп?
5. В каких формах могут находиться металлы в природе?
6. Как устроена кристаллическая решетка металлов?
7. Каковы физические свойства металлов?

8. Как можно получить металлы из их соединений?
9. Как ведут себя атомы металлов в химических реакциях и почему?
10. Какие свойства – окислителей или восстановителей – проявляют металлы в химических реакциях?
11. Расскажите об электрохимическом ряде напряжений металлов.
12. Перечислите реакции, в которые могут вступать металлы.
13. Каково значение металлов в жизни человека?

Металлы сообщение по химии кратко расскажет Вам много полезной информации об этих химических элементах. Также сообщение о металлах поможет подготовиться к занятию.

Доклад по химии «Металлы»

На сегодняшний день металлы широко распространены в природе и встречаются в водах рек, морей, океанов, озер, в недрах земли, даже в телах растений, животных и атмосфере.

Свойства металлов:

• Кристаллическая плотная структура
• Металлический блеск
• Электрическая проводимость
• Высокая теплопроводность
• С повышением температуры уменьшается электрическая проводимость
• Легко отдает электроны
• Тягучесть и ковкость
• Могут образовывать сплавы

Металлы и сплавы, разделяются на 2 группы:

1. Черные металлы и его сплавы

К сплавам относятся сталь и чугун. В технике используются никель, хром, вольфрам, кобальт, титан, молибден, ванадий другие металлы. Они получаются путем легирования. Обладают высокой прочностью, сопротивляемостью к истиранию, коррозионной устойчивостью.

2.Цветные металлы и его сплавы

Они так называются, потому что их раскраска разнообразна. Медь, к примеру, медь светло-красная, олово, серебро, никель – белого окраса, золото – желтое, а свинец — голубовато-белый. Сплавы цветных металлов широко используются в ювелирном деле.

Часто с цветными и черными металлами выделяют и благородные металлы — золото, серебро, рутений и платину. Они на воздухе не окисляются и не разрушаются даже при воздействии щелочей и кислот.

Химические свойства металлов

Основное химическое свойство – способность атомов с легкостью отдавать валентные электроны и переходить в состояние положительно заряженных ионов. Типичные металлы не присоединяют электронов – их ионы всегда положительные. Поэтому они считаются энергичными восстановителями. И чем легче определенный металл отдает электроны, тем он стает активнее и энергичнее вступает в действие с другими металлами. Данное химическое свойство изучил русский ученый Бекетов, который расположил их по убыванию химической активности, так именуемый «вытеснительный ряд». Расположенные по возрастанию металлы образовывают электрохимический ряд напряжений. Выглядит он следующим образом: 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.

Химические свойства металлов:

• Чем электродный потенциал у металла меньше, тем выше его восстановительная способность.
• Металл может вытеснять из растворов солей металлы, которые в ряду напряжений стоят после него.
• Металлы с отрицательным стандартным электродным потенциалом могут вытеснять из растворов кислот металлы, которые стоят левее водорода в ряду напряжений.
• Металлы обладают электромеханической и химической активностью.

Где применяют металлы?

Металлы применяются в следующих областях:

• В конструкционной промышленности

Металлы являются главным конструкционным материалом из-за их однородности, высокой прочности и непроницаемости для газов и жидкостей. Благодаря возможности менять рецептуру сплавов можно и изменять их свойства.

• В электротехнической промышленности

Металлы являются прекрасными проводниками электричества, особенно алюминий и медь. Их используют для электронагревательных элементов и резисторов как материал с повышенным сопротивлением.

• Для изготовления инструментальных материалов

Сплавы и металлы применяются для изготовления рабочей части инструментов. Преимущественно это сталь, твердые сплавы, алмаз, керамика и нитрид бора.

Надеемся, что доклад на тему «Металлы» помог Вам узнать новую информацию об этих химических элементах. А сообщение по химии на тему «Металлы» Вы можете дополнить через форму комментариев ниже.