Металлы в периодической системе. Строение атомов

Металлы в периодической системе.
Строение атомов-металлов. Общая характеристика
металлов.
Положение металлов в периодической системе
Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в
главных подгруппах под диагональю окажутся атомы-металлы, а в побочных
подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи
диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих
соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы.
Строение атомов металлов
В периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении
металлических свойств.
Атомы многих металлов имеют 1, 2 или 3 валентных электрона, например:
Na (+ 11):
Са (+ 20):
1S2 2S22p6 3S1
1S2 2S22p6 3S23p63d0 4S2
Щелочные металлы (1 группа, главная подгруппа): ...nS1.
Щелочно-земельные (2 группа, главная подгруппа): ...nS2.
Свойства атомов–металлов находятся в периодической зависимости от их
местоположения в таблице Д. И. Менделеева.
В ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЕ:





Число электронов на внешнем слое не изменяется.
Радиус атома увеличивается
Электроотрицательность уменьшается.
Восстановительные свойства усиливаются.
Металлические свойства усиливаются.
В ПЕРИОДЕ:






Заряды ядер атомов увеличиваются.
Радиусы атомов уменьшаются.
Число электронов на внешнем слое увеличивается.
Электроотрицательность увеличивается.
Восстановительные свойства уменьшаются.
Металлические свойства ослабевают.
Строение кристаллов металлов
Большинство твердых веществ существует в кристаллической форме: их
частицы расположены в строгом порядке, образуя регулярную
пространственную структуру ― кристаллическую решетку.
Кристалл ― твердое тело, частицы которого (атомы, молекулы, ионы)
расположены в определенном, периодически повторяющемся порядке (в
узлах). При мысленном соединении узлов линиями образуется
пространственный каркас ― кристаллическая решетка.
Кристаллические структуры металлов в виде шаровых упаковок
а ― медь; б ― магний; в ― α-модификация железа
Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла,
слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние
электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при
этом в ионы. «Оторвавшиеся» электроны перемещаются от одного иона к
другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и
этот процесс происходит непрерывно. Металлы имеют кристаллическую
решетку, в узлах которой находятся атомы или ионы (+); между ними
находятся свободные электроны (электронный газ). Схему связи в металле
можно отобразить так:
М0 ↔ nē + Мn+,
атом ― ион
где n ― число внешних электронов, участвующих в связи (у Na ― 1 ē, у Са
― 2 ē, у Al ― 3 ē).
Наблюдается этот тип связи в металлах ― простых веществах-металлах и в
сплавах.
Металлическая связь ― это связь между положительно заряженными ионами
металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов.
Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, но и
некоторое отличие, поскольку металлическая связь основана на
обобществлении электронов (сходство), в обобществлении этих электронов
принимают участие все атомы (отличие). Именно поэтому кристаллы с
металлический связью пластичны, электропроводны и имеют металлический
блеск. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между
собой ковалентной связью, пары металлов состоят из отдельных молекул
(одноатомных и двухатомных).
Общая характеристика металлов
Способность атомов
отдавать электроны
(окисляться)
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
← Возрастает
Взаимодействие с
кислородом воздуха
Быстро
окисляются при
обычной
температуре
Медленно окисляются
при обычной
температуре или при
нагревании
Не окисляются
Взаимодействие с водой
При обычной
температуре
выделяется Н2 и
образуется
гидроксид
При нагревании
выделяется Н2
Н2 из воды не вытесняют
Взаимодействие с
кислотами
Вытесняют Н2 из
разбавленных
кислот
Нахождение в природе
Способы получения
Не вытесняют Н2 из разбавленных кислот
Реагируют с конц. и
разб. HNO3 и с конц.
H2SO4 при нагревании
С кислотами не
реагируют
Только в
соединениях
В соединениях и в
свободном виде
Главным образом в
свободном виде
Электролиз
Восстановлением углем,
расплавов
Способность ионов
присоединять электроны
(восстанавливаться)
оксидом углерода(2),
алюмотермия, или
электролиз водных
растворов солей
Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Возрастает →
Электрохимический ряд напряжений металлов.
Физические и химические свойства металлов
Общие физические свойства металлов
Общие физические свойства металлов определяются металлической связью и
металлической кристаллической решеткой.
Ковкость, пластичность
Механическое воздействие на кристалл металла вызывает смещение слоев
атомов. Так как электроны в металле перемещаются по всему кристаллу, то
разрыва связей не происходит. Пластичность уменьшается в ряду Au, Ag, Cu,
Sn, Pb, Zn, Fe. Золото, например, можно прокатывать в листы толщиной не
более 0,001 мм, которые используют для позолоты различных предметов.
Алюминиевая фольга появилась сравнительно недавно и раньше чай,
шоколад поковали в фольгу из олова, которая так и называлась ― станиоль.
Однако не обладают пластичностью Mn и Bi: это хрупкие металлы.
Металлический блеск
Металлический блеск, который в порошке теряют все металлы, кроме Al и
Mg. Самые блестящие металлы ― это Hg (из нее изготовляли в средние века
знаменитые «венецианские зеркала»), Ag (из него теперь с помощью реакции
«серебряного зеркала» изготовляют современные зеркала). По цвету
(условно) различают металлы черные и цветные. Среди последних выделим
драгоценные ― Au, Ag, Pt. Золото ― металл ювелиров. Именно на его
основе изготовляли замечательные пасхальные яйца Фаберже.
Звон
Металлы звенят, и это свойство используется для изготовления
колокольчиков (вспомните Царь-колокол в Московском Кремле). Самые
звонкие металлы ― это Au, Ag, Cи. Медь звенит густым, гудящим звоном ―
малиновым звоном. Это образное выражение не в честь ягоды-малины, а в
честь голландского города Малина, где выплавлялись первые церковные
колокола. В России потом русские мастера стали лить колокола даже
лучшего качества, а жители городов и поселков жертвовали золотые и
серебряные украшения, чтобы отливаемый для храмов колокол звучал
лучше. В некоторых русских ломбардах определяли подлинность
принимаемых на комиссию золотых колец по звону золотого обручального
кольца, подвешенного на женском волосе (слышен очень долгий и чистый
высокий звук).
При нормальных условиях все металлы, кроме ртути Hg, ― твердые
вещества. Самый твердый из металлов ― хром Cr: он царапает стекло.
Самые мягкие ― щелочные металлы, они режутся ножом. Щелочные
металлы хранят с большими предосторожностями ― Na ― в керосине, а Li
― в вазелине из-за своей легкости, керосин ― в стеклянной баночке, баночка
― в асбестовой крошке, асбест ― в жестяной баночке.
Электропроводность
Хорошая электрическая проводимость металлов объясняется присутствием в
них свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности
потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного
полюса к положительному. С повышением температуры усиливаются
колебания атомов (ионов), что затрудняет направленное движение
электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической
проводимости. При низких же температурах колебательное движение,
наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость резко
возрастает.
Вблизи
абсолютного
нуля
металлы
проявляют
сверхпроводимость. Наибольшей электрической проводимостью обладают
Ag, Cu, Au, Al, Fe; худшие проводники ― Hg, Pb, W.
Теплопроводность
При обычных условиях теплопроводность металлов изменяется в основном в
такой же последовательности, как их электрическая проводимость.
Теплопроводность обусловливается высокой подвижностью свободных
электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит
быстрое выравнивание температуры в массе металла. Наибольшая
теплопроводность ― у серебра и меди, наименьшая ― у висмута и ртути.
Плотность
Плотность металлов различна. Она тем меньше, чем меньше атомная масса
элемента-металла и чем больше радиус его атома. Самый легкий из металлов
― литий (плотность 0,53 г/см3), самый тяжелый ― осмий (плотность 22,6
г/см3). Металлы с плотностью меньше 5 г/см3 называются легкими,
остальные ― тяжелыми.
Разнообразны температуры плавления и кипения металлов. Самый
легкоплавкий металл ― ртуть (tкип = -38,9°С), цезий и галлий ― плавятся
соответственно при 29 и 29,8°С. Вольфрам ― самый тугоплавкий металл (tкип
= 3390°С).
Понятие аллотропии металлов на примере олова
Некоторые металлы имеют аллотропные модификации.
Например, олово различают на:


α-олово, или серое олово («оловянная чума» ― превращение обычного
β-олова в α-олово при низких температурах стало причиной гибели
экспедиции Р. Скотта к Южному полюсу, который потерял все
горючее, так как оно хранилось в баках, запаянных оловом), устойчиво
при t <14°С, серый порошок.
β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но
тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах,
например, для изготовления белой жести (луженого железа).
Электрохимический ряд напряжений металлов и два его
правила
Расположение атомов в ряд по их реакционной способности может быть
представлен следующим образом:
Li,K,Ca,Na,Mg,Al, Mn,Zn,Fe,Ni,Sn,Pb, Н2, Сu,Hg,Ag,Pt,Au.
Положение элемента в электрохимическом ряду показывает, насколько легко
он образует ионы в водном растворе, т. е. его реакционную способность.
Реакционная способность элементов зависит от способности принимать или
отдавать электроны, участвующие в образовании связи.
1-е правило ряда напряжений
Если металл стоит в этом ряду до водорода, он способен вытеснять его из
растворов кислот, если после водорода, то нет.
Например, Zn, Mg, Al давали реакцию замещения с кислотами (они
находятся в ряду напряжений до H), а Cu нет (она после H).
2-е правило ряда напряжений
Если металл стоит в ряду напряжений до металла соли, то он способен
вытеснить этот металл из раствора его соли.
Например, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
В таких случаях положение металла до или после водорода может не иметь
значения, важно, чтобы вступающий в реакцию металл предшествовал
металлу, образующему соль:
Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu(NO3)2.
Общие химические свойства металлов
В химических реакциях металлы являются восстановителями (отдают
электроны).
Взаимодействие с простыми веществами.
1. С галогенами металлы образуют соли ― галогениды:
Mg + Cl2 = MgCl2;
Zn + Br2 = ZnBr2.
2. С кислородом металлы образуют оксиды:
4Na + O2 = 2 Na2O;
2Cu + O2 = 2CuO.
3. С серой металлы образуют соли ― сульфиды:
Fe + S = FeS.
4. С водородом самые активные металлы образуют гидриды, например:
Са + Н2 = СаН2.
5. с углеродом многие металлы образуют карбиды:
Са + 2С = СаС2.
Взаимодействие со сложными веществами
1. Металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от лития до натрия),
при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют
щелочи, например:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑.
2. Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода,
взаимодействуют с разбавленными кислотами (НCl, Н2SO4 и др.), в
результате чего образуются соли и выделяется водород, например:
2Al + 6НCl = 2AlCl3 + 3H2 ↑.
3. Металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных
металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а
мене активный металл выделяется в свободном виде, например:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
Металлы в природе.
Нахождение металлов в природе.
Большинство металлов встречается в природе в виде различных соединений:
активные металлы находятся только в виде соединений; малоактивные
металлы ― в виде соединений и в свободном виде; благородные металлы
(Аg, Рt, Аu...) в свободном виде.
Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде
зерен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются и довольно
крупные куски металлов ― самородки. Многие металлы в природе
существуют в связанном состоянии в виде химических природных
соединений ― минералов. Очень часто это оксиды, например минералы
железа: красный железняк Fe2O3, бурый железняк 2Fe2O3 ∙ 3Н2О, магнитный
железняк Fe3O4.
Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называют
содержащие минералы природные образования, в которых металлы
находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом
отношении для получения металлов в промышленности.
По химическому составу минерала, входящего в руду, различают оксидные,
сульфидные и другие руды.
Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно обогащают
― отделяют пустую горную породу, примеси, в результате образуется
концентрат, служащий сырьем для металлургического производства.
Способы получения металлов.
Получение металлов из их соединений ― это задача металлургии. Любой
металлургический процесс является процессом восстановления ионов
металла с помощью различных восстановителей, в результате чего
получаются металлы в свободном виде. В зависимости от способа
проведения металлургического процесса различают пирометаллургию,
гидрометаллургию и электрометаллургию.
Пирометаллургия ― это получение металлов из их соединений при высоких
температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида
углерода (II), водорода, металлов (алюминия, магния) и др.
Примеры восстановления металлов

углем:
ZnO + C → Zn + CO2;

оксидом углерода:
Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;

водородом:
WO3 + 3H2 → W + 3Н2О;
CoO + H2 → Co + Н2О;

алюминием (алюмотермия):
4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn;
Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;

магнием:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.
Гидрометаллургия ― это получение металлов, которое состоит из двух
процессов: 1) природное соединение металла растворяется в кислоте, в
результате чего получается раствор соли металла; 2) из полученного раствора
данный металл вытесняется более активным металлом. Например:
1. 2CuS + 3О2 = 2CuO + 2SО2.
CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.
Электрометаллургия ― это получение металлов при электролизе растворов
или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза
играет электрический ток.
Общая характеристика металлов IА-группы.
К металлам главной подгруппы первой группы (IА-группы) относятся литий
(Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Эти
металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при
взаимодействии с водой образуют щелочи.
Щелочные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое
у атомов металлов один s-электрон (ns1).
Калий, натрий ― простые вещества
Щелочные металлы в ампулах:
а - цезий; б - рубидий; в - калий; г – натрий
Основные сведения об элементах IА группы
Элемент
Li
литий
Na
натрий
K
калий
Rb
рубидий
Cs
цезий
Fr
франций
Атомный
номер
3
11
19
37
55
87
+1
+1
+1
В качестве
изоаморфной
примеси в
минералах
калия ―
сильвините и карналлите
4Cs2O·4
Al2O3·18
SiO2·
2H2O
Продукт
(полуα-распада
цит);
актиния
спутник
минералов
калия
Строение
внешних
электронных
оболочек
атомов
Степень
окисления
ns1 np0,
где n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n ― номер периода
+1
Li2O·Al2O3·
4SiO2
Основные
(сподумен);
природные
LiAl(PO4)F,
соединения
LiAl(PO4)OH
(амблигонит)
+1
+1
КCl
(сильвин),
NaCl
КCl·NaCl
(поварен(сильвинит);
ная соль);
K[AlSi3O8]
Na2SO4·
(калиевый
10H2O
полевой
(глауберошпат,
ва соль,
ортоглаз);
мирабиKCl·MgCl2·
лит);
6H2O
КCl·NaCl
(карналлит)
(сильви―
нит)
содержится
в растениях
Физические свойства
Калий и натрий ― мягкие серебристые металлы (режутся ножом); ρ(К) = 860
кг/м3, Тпл(К) = 63,7°С, ρ(Na) = 970 кг/м3, Тпл(Na) = 97,8°С. Обладают высокой
тепло- и электропроводностью, окрашивают пламя в характерные цвета: К ―
в бледно-фиолетовый цвет, Na ― в желтый цвет.
Окрашивание пламени соединениями щелочных металлов: лития, натрия, калия, рубидия
Химические свойства
Калий и натрий ― сильные восстановители. На воздухе очень активно
реагируют с кислородом и парами воды, поэтому их хранят в запаянных
сосудах или в керосине.
Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами):
1.
2.
3.
4.
5.
Галогенами 2Na + Cl2 → 2NaCl (хлорид натрия).
Водородом 2Na + Н2 → 2NaН (гидрид натрия).
Азотом 6Na + N2 → 2Na3N (нитрид натрия).
Серой 2Na + S → Na2S (сульфид натрия).
Кислородом 2Na + О2 → Na2О2 (пероксид натрия).
Реакция серы с натрием
Взаимодействие со сложными веществами:
1. 2Na + 2Н2О → 2NaОН + Н2.
2. 2Na + Na2О2 → 2Na2О.
3. 2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.
Реакция натрия, калия с водой
Способы получения
В промышленности калий и натрий получают электролизом расплавов их
хлоридов и гидроксидов.
Области применения
Расплавы калия и натрия используются в качестве теплоносителя в атомных
реакторах и в авиационных двигателях. Пары натрия используют в уличных
люминесцентных светильниках. Металлический калий и натрий применяют
для получения пероксида натрия (Na2О2) и супероксида калия (КО2), которые
используются в подводных лодках и космических кораблях для регенерации
кислорода:
2Na2О2 + 2СО2 → 2Na2СО3 + О2
2Na2О2 + 2 КО2 + 2СО2 → Na2СО3 + К2СО3 + 2О2
Натрий служит катализатором в производстве каучука.
Соединения калия и натрия
Оксиды ― К2О и Na2О ― твердые вещества, проявляют свойства основных
оксидов:
К2О + Н2О → 2КОН;
К2О +2НCl → 2КCl + Н2О.
Гидроксиды ― NaОН и КОН ― белые кристаллические вещества, легко
растворяются в воде с выделением теплоты. NaОН и КОН называют едкими
щелочами, так как они разъедают бумагу, кожу, ткани. В водных растворах
NaОН и КОН проявляют все характерные свойства оснований:
NaОН + НCl → NaCl + Н2О;
2NaОН + СО2 → Na2СО3 + Н2О;
6КОН + Fe2(SO4)3 → 3K2SO4 + 2Fe(OH)3.
КОН используется для получения жидкого мыла и стекла. NaОН
применяется для производства бумаги, искусственных тканей, мыла, для
чистки нефтепроводов, в производстве искусственного волокна, в щелочных
аккумуляторах.
Нахождение соединений металлов IA группы в природе.
Соли ― NaCl ― хлорид натрия, NaNO3 ― нитрат натрия (чилийская
селитра), Na2СО3 ― карбонат натрия (сода), NaНСО3 ― гидрокарбонат
натрия (пищевая сода), Na2SO4 ― сульфат натрия, Na2SO4·10Н2О ―
глауберова соль, КCl ― хлорид калия, КNO3 ― нитрат калия (калийная
селитра), К2SO4 ― сульфат калия, К2СО3 ― карбонат калия (поташ) ―
кристаллические ионные вещества, почти все растворимые в воде. Соли
натрия и калия проявляют свойства средних солей:





2NaCl(тв.) + Н2SO4(конц.) → Na2SO4 +2НCl ↑;
КCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓;
Na2СО3 + 2НCl → NaCl + CO2 ↑ + Н2О;
К2СО3 + Н2О ↔ KHCO3 + KOH;
СО32- + Н2О ↔ HCO3- + OH- (среда щелочная, рН < 7).
Сульфат натрия, сернокислый натрий
(глауберова соль)
NaCl ― сырье для получения натрия, гидроксида натрия, хлора, соляной
кислоты; в пищевой промышленности ― консервирование продуктов и
приправа к пище; в медицине для приготовления физиологического раствора
(~1%-ный раствор NaCl в воде).
Увеличенный кристалл соли
Кристаллы поваренной соли
Соляная шахта
Na2СО3 служит для производства бумаги, мыла, стекла;
NaНСО3 ― в медицине, кулинарии, в производстве минеральных вод, в
огнетушителях;
К2СО3 ― для получения жидкого мыла и стекла;
Поташ – карбонат калия
NaNO3, КNO3, КCl, К2SO4 ― важнейшие калийные удобрения.
Нитрат калия – калийная селитра
Биологическая роль К+ и Na+
Калий и натрий важны для всех живых организмов. Калий необходим для
нормальной работы мышечных клеток и нервной системы животных и
человека, в растениях способствует процессу фотосинтеза и стимулирует
процесс прорастания семян. Ионы натрия обеспечивают поддержание
водного режима организма. Раствор NaCl (~1%-ный) называют
физиологическим раствором, применяют для внутривенных вливаний при
больших кровопотерях.
Морская соль содержит 90-95 % NaCl (хлорид
натрия) и до 5 % других минералов: соли
магния, соли кальция, соли калия, соли
марганца, соли фосфора, соли йода и др. Все
вместе свыше 40 полезных элементов таблицы
Менделеева – все это существует в морской
воде.
Мертвое море
Есть в нем что-то необычайное, почти фантастическое. В восточных землях
даже самый крошечный ручеек влаги – источник жизни, там цветут сады,
зреют злаки. Но эта вода убивает все живое.
Многие народы побывали на этих берегах: арабы, иудеи, греки, римляне;
каждый из них называл это огромное озеро на своем языке, но смысл имени
был один: мертвое, гиблое, безжизненное.
Мы стояли на пустынном берегу, унылый вид которого навевал грусть:
мертвый край – ни травы, ни птиц. На другой стороне озера из зеленой воды
круто поднимались красноватые горы. Голые, изрезанные морщинами
склоны. Казалось, какая-то-сила сорвала с них естественный покров, и
обнажилась мускулатура земли.
Мы решили искупаться, но вода оказалась холодной, мы лишь умылись
густой, струящейся, как крутой рассол, водой. Через несколько минут лицо и
руки покрылись белым налетом соли, а на губах остался нестерпимо горький
вкус, от которого долго нельзя было отделаться. В этом море нельзя утонуть:
густая вода сама удерживает человека на поверхности.
Иногда из Иордана в Мертвое море заплывает рыба. Она гибнет уже через
минуту. Одну такую рыбешку, выброшенную на берег, мы нашли. Она была
твердая, как палка, в крепком солевом панцире.
Это море может стать источником богатства для народа. Ведь это гигантская
кладовая минеральных солей.
Каждый литр воды Мертвого моря содержит 275 граммов солей калия,
натрия, брома, магния, кальция. Запасы минерального сырья исчисляются
здесь в 43 миллиарда тонн. Бром и поташ можно добывать чрезвычайно
дешево, и ничто не ограничивает масштабов производства. Страна
располагает огромными запасами фосфатов, которые имеют большой спрос
на мировом рынке, а добывается их ничтожное количество.
Общая характеристика элементов IIА-группы.
К металлам главной подгруппы второй группы (IIА-группы) относятся
бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий
(Ra). Эти металлы называются щелочноземельными, так как их гидроксиды
Ме(ОН)2 обладают щелочными свойствами, а их оксиды МеО по своей
тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых металлов, называвшимися
раньше «землями».
Щелочноземельные металлы относятся к s-элементам. На внешнем
электронном слое у атомов металлов два s-электрона (ns2).
Основные сведения об элементах IIА-группы
Элемент
Be
Mg
бериллий магний
Ca
кальций
Sr
Ba
стронций барий
Ra
радий
Атомный
номер
4
20
38
56
88
+2
+2
+2
SrCO3
(стронцианит),
SrSO4
(целестин)
ВaCO3
(батерит)
ВaSO4
(барит,
тяжелый
шпат)
В
составе
урановых
руд
Строение
внешних
электронных
оболочек
атомов
Степень
окисления
12
ns2 np0,
где n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n ― номер периода
+2
3BeO·
Al2O3·
Основные
6SiO2
природные
(берилл);
соединения
Be2SiO4
(фенакит)
+2
+2
CaCO3
(кальцит),
2MgO·SO2
СaF2―
(оливин);
флюорит,
MgCO3
СaO·Al2O3·
(магне6SiO2 (анортит);
зит);
CaSO4·2H2O
MgCO3·
(гипс);
CaCO3
MgCO3·CaCO3
(доломит);
(доломит),
MgCl2·KCl
Сa3(PO4)2 ―
·6H2O
фосфорит,
(карналСa5(PO4)3Х
лит)
(Х = F, Cl, OH)
― апатит
Щелочноземельные ― легкие серебристо-белые металлы. Стронций имеет
золотистый оттенок, значительно тверже щелочных металлов. Барий по
мягкости напоминает свинец. На воздухе при обычной температуре
поверхность бериллия и магния покрывается защитной оксидной пленкой.
Щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха
активно, поэтому их хранят под слоем керосина или в запаянных сосудах, как
и щелочные металлы.
Кальций ― простое вещество
Физические свойства
Природный кальций ― смесь стабильных изотопов. Наиболее распространен
кальций ― 40 (96,97 %). Кальций ― серебристо-белый металл; ρ = 1550
кг/м3, Тпл = 839°С. Окрашивает пламя в оранжево-красный цвет.
Химические свойства
Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами):
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
С галогенами: Сa + Cl2 → СaCl2 (хлорид кальция).
С углеродом: Сa + 2C → СaC2 (карбид кальция).
С водородом: Сa + Н2 → СaН2 (гидрид кальция).
С азотом: 3Сa + N2 → Сa3N2 (нитрид кальция).
С фосфором: 3Сa + 2Р → Са3Р2 (фосфид кальция).
С кислородом: 2Сa + О2 → 2СaО (оксид кальция).
С серой: Ca + S → CaS (сульфид кальция).
Горение кальция на воздухе
Взаимодействие кальция и серы
Взаимодействие со сложными веществами:
1. Сa + 2Н2О → Сa(ОН)2 + Н2.
2. 2Сa + СО2 → 2СaО + С.
3. Сa + 2НCl → СaCl2 + Н2.
Способы получения
В промышленности кальций получают электролизом расплава СaCl2.
Применение
Кальций применяют для производств редких металлов и легких свинцовых
сплавов (изготовление подшипников и оболочек кабелей).
Соединения кальция
Оксид ― СаО ― твердое белое тугоплавкое вещество, устойчивое к
воздействию высоких температур, проявляет свойства основных оксидов:
СаО + Н2О → Са(ОН)2, реакция сопровождается выделением большого
количества теплоты и называется гашением извести, а образующийся
Са(ОН)2 ― гашеной известью.
Гашение извести
(реакция оксида кальция с водой)
СаО + 2НCl → СаCl2 + Н2О;
СаО + SO3 → СаSO4;
СаО + C → СаC2 + CО.
Гидроксид ― Ca(ОН)2 ― белое кристаллическое вещество, растворяется в
воде. Водный раствор Ca(ОН)2 проявляет характерные свойства оснований:
Ca(ОН)2 + 2НCl → СaCl2 + 2Н2О;
Ca(ОН)2 + СО2 → СaСО3 + Н2О;
Ca(OH)2 + SO2 → CaSO3 + H2O;
3Ca(ОН)2 + К3PO4 → Са3(PO4)2 + 6КOH.
Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а
белая взвесь Ca(ОН)2 в воде ― известковым молоком. Гашеная известь
широко применяется в строительстве для приготовления строительного
раствора смешиванием Ca(ОН)2 с песком и водой (для штукатурных работ,
кирпичной кладки).
Соли: СaСО3 карбонат кальция ― одно из самых распространенных на Земле
соединений: мел, мрамор, известняк. Самый важный из этих минералов ―
известняк. Он сам является прекрасным строительным камнем, кроме того,
он является сырьем для получения цемента, гашеной извести, стекла, и др.
Известковой щебенкой укрепляют дороги, а порошком уменьшают
кислотность почв.
Природный мел представляет собой останки раковин древних животных. Он
используется как школьные мелки, в составе зубных паст, для производства
бумаги и резины.
Мрамор (минерал для скульпторов, архитекторов и облицовщиков)
Карбонат кальция входит в состав наружного скелета кораллов
Раковины морских животных
СаSO4 ― сульфат кальция, встречается в природе в виде минерала гипса
СаSO4·2Н2О, используется в строительстве, в медицине для наложения
неподвижных гипсовых повязок, для получения слепков.
Кристаллы гипса
СаС2 ― карбид кальция, применяется для получения ацетилена: СаС2 + Н2О
→ Ca(ОН)2 + С2Н2↑.
Са3(PO4)2 ― фосфат кальция, входит в состав фосфоритов (горная порода) и
апатитов (минералов), а также в состав костей и зубов. В организме
взрослого человека содержится более 1 кг кальция в виде соединения
Са3(PO4)2.
Уравнения Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 +Н2О и СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2
играют большую роль в природе и в формировании облика нашей планеты.
Углекислый газ в образе ваятеля и зодчего создает подземные дворцы в
толщах карбонатных пород. Он способен под землей перемещать сотни и
тысячи тонн известняка. По трещинам в горных породах вода, содержащая
растворенный в ней углекислый газ, попадает в толщу известняка, образуя
полости ― карстовые пещеры. Гидрокарбонат кальция существует только в
растворе. Грунтовые воды перемещаются в земной коре, испаряя в
подходящих условиях воду: Са(НСО3)2 = СаСО3 + Н2О + СО2 , так
образуются сталактиты и сталагмиты, схема образования которых
предложена известным геохимиком А. Е. Ферсманом. Очень много
карстовых пещер в Крыму. Их изучением занимается наука спелеология.
Жесткость воды
Жесткая вода образует накипь на котлах, которая приводит к коррозии
стенок котлов и повышает расход топлива. В ней плохо разваривается мясо,
овощи (очень жесткая вода непригодна для питья). Мыло в такой воде плохо
пенится, образуются хлопья. Расход мыла при стирке повышается на 2530 %. Мало растворимые соли кальция и магния оседают на ткани, делая ее
грубой, с плохой воздухо- и влагопроницаемостью. Ткань быстрее
изнашивается, рвется. А при мытье головы волосы делаются липкими и
ломкими. Поэтому для стирки в жесткой воде лучше применять
синтетические моющие средства, а для мытья гели и шампуни. Общая
жесткость воды представляет собой сумму временной и постоянной
жесткости.
Способы устранения жесткости воды
Соли,
Способы устранения жесткости (умягчения)
Вид жесткости обуславливающие
воды
жесткость воды
Нагреванием до 70-80°С (кипячением):
Сa(НСО3)2
Сa(НСО3)2 → СaСО3 + CO2 + H2O;
Карбонатная
(временная)
Mg(НСО3)2
Mg(НСО3)2 → MgСО3 + CO2 + H2O
Fe(НСО3)2
или Сa(НСО3)2 + Са(ОН)2 → 2СaСО3 + H2O.
СаSO4
Некарбонатная
(постоянная)
MgSO4
CaCl2
MgCl2
Химическими методами:
СаSO4 + Na2CO3 → СaСО3 + Na2SO4;
3CaSO4 + 2Na2PO4 → Ca3(PO4)2 + 3Na2SO4.
Использование ионообменных смол
(катионитов, анионитов)
Биологическая роль кальция
В живых организмах кальций играет большую роль. Так, у человека он
участвует в процессе свертывания крови, образовании кровяного сгустка ―
тромба. Кальция много не только в неживой природе: он входит в состав
тканей организма, поэтому необходимо постоянно пополнять его запас.
Кальция много в молоке, твороге и других молочных продуктах. Суточная
потребность в кальции у человека ― 800 мкг/сутки или 0,5 литра молока или
100 г сыра. Детям необходимо 1,5-2 г/сутки. При недостатке кальция кости
становятся хрупкими, ломкими, может возникнуть заболевание ― рахит.
Общая характеристика элементов IIIА-группы.
К элементам главной подгруппы третьей группы (IIIА-группы) относятся бор
(B), алюминий (Al), галлий (Ga), индий (In), таллий (Tl). Все элементы IIIАгруппы относятся к р-элементам. На внешнем электронном слое у атомов два
s-электрона и один р-электрон (ns2 np1), и все, за исключением бора,
являются типичными металлами.
Основные сведения об элементах IIIА-группы
Элемент
B
бор
Al
алюминий
Ga
галлий
In
индий
Tl
таллий
Атомный
номер
5
Строение
внешних
электронных
оболочек
атомов
ns2 np1, где n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n ― номер периода
Степень
окисления
+3,-3
Na2B4O7·
10H2O (бура);
Основные
Na2B4O7·4H2O
природные
(кернит),
соединения
Н3ВО3
(сассолин)
13
31
49
81
+3
+1,+2,+3
+1,+2,+3
+1,+3
Al2O3·nH2O
(боксит);
Al2O3
(корунд);
алюмосиликаты*
CuGaS2
(галит),
примесь в
минералах
алюминия,
цинка
In2S4
(индит),
СuInS2
(рокезит);
примесь в
минералах
цинка
TlAsS2
(лорандит)
*Алюмосиликаты: Al2O3·2SiO2·nH2O ― белая глина, K2O·Al2O3·2SiO2 полевой шпат,
K2O·Al2O3·2SiO2·H2O ― слюда.
Белая глина
Полевой шпат
Слюда
Алюминий ― простое вещество
Алюминий ― самый распространенный металл в природе. Общее
содержание алюминия в земной коре составляет 8,8%. В свободном виде
алюминия в природе нет.
Алюминиевая проволока
Листовой алюминий
Физические свойства
Алюминий ― серебристо-белый легкий пластичный металл, легко
вытягивается в проволоку и прокатывается в фольгу толщиной до 0,01 мм;
ρ = 2700 кг/м3, Тпл = 660°С. Удельное электросопротивление 0,029 мкОм·м. С
другими металлами образует легкие и прочные сплавы.
Химические свойства
Алюминий ― очень активный металл. В ряду напряжений он находится
сразу же после щелочных и щелочноземельных металлов. Однако при
комнатной температуре на воздухе алюминий не изменяется, поскольку его
поверхность покрыта очень прочной тонкой пленкой оксида, которая
защищает металл от воздействия компонентов воздуха и воды. Алюминий,
как и все металлы, легко реагируют с неметаллами.
Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами):
1.
2.
3.
4.
5.
С галогенами: 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3 (хлорид алюминия).
С углеродом: 4Al + 3C → Al4C3 (карбид алюминия).
С серой: 2Al + 3S → Al2S3 (сульфид алюминия).
С азотом: 2Al + N2 → 2Al N (нитрид алюминия).
С кислородом: 4Al + 3О2 → 2Al2О3 (оксид алюминия).
Реакция алюминия с бромом
Реакция алюминия с йодом
Взаимодействие алюминия с кислородом
Взаимодействие со сложными веществами:
1. 2Al + 6Н2О → 2Al(ОН)3 + 3Н2 (реакция идет, если разрушена оксидная
пленка).
2. 2Al + 6НCl (разб.) → 2AlCl3 + 3Н2 (реакция идет с разбавленными
кислотами, концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют
алюминий, образуя на поверхности металла плотную, прочную
оксидную пленку).
3. 8Al + 15Н2SO4(конц.) → 4Al2(SO4)3 + 3Н2S + 12H2O (на холоде реакция
не идет).
4. Алюминий растворяется в водных растворах щелочей, образуя соли ―
алюминаты: 2Al + 2NaOH + 2Н2О → 2NaAlО2 + 3Н2.
5. Алюминий широко применяется для получения некоторых металлов:
4Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe.
Алюмотермия - восстановление металлов из их оксидов под действием алюминия
Способы получения
В промышленности алюминий получают электролизом расплава Al2O3.
Применение
Алюминий почти втрое легче стали и устойчив к коррозии, поэтому
выгоднее в тех областях применения, где требуются эти свойства:
машиностроении, авиастроении, судостроении. Алюминиевой посудой
широко пользуются в быту.
Соединения алюминия
Оксид алюминия ― Al2O3 ― твердое белое вещество нерастворимое в воде,
устойчивое к воздействию высоких температур, Тпл = 2050°С, проявляет
свойства амфотерных оксидов:
Al2O3 + 2NaОH → 2NaAlО2 + 2Н2О;
Al2O3 + 6НCl → 2AlCl3 + 3Н2О.
Оксид алюминия используется для получения алюминия, абразивных
материалов, драгоценных камней (рубин, сапфир).
Рубин
Сапфир
Гидроксид алюминия ― Al(ОН)3 ― белое твердое вещество, не растворяется
в воде, обладает амфотерными свойствами.
Al(ОН)3 + 3НCl → AlCl3 + 3Н2О;
Al(ОН)3 + NaОH → NaAlО2 + 2Н2О.
При высокой температуре Al(ОН)3 разлагается на оксид алюминия и воду:
2Al(ОН)3 → Al2O3 + 3Н2О.
Гидроксид алюминия используют для очистки воды.
Соли: Все соли алюминия, кроме AlPO4 и Al2(SiO3)3, хорошо растворимы в
воде и проявляют все свойства солей.
AlCl3 + 3NaOH → Al(ОН)3↓ + 3NaCl.
Характерным свойством солей алюминия является их гидролиз: Al2S3 + 6Н2О
→ Al(ОН)3↓ + 3H2S↑.
Соли AlCl3, AlBr3, AlI3 используются в качестве катализаторов при
переработке нефти. КAl(SO4)2·12Н2О применяется для дубления кожи и в
производстве хлопчатобумажных тканей.
Биологическая роль алюминия
Алюминий входит в состав межклеточных растворов и тканей живых
организмов. Больше всего алюминия, в основном в связанном виде с
белками, концентрируется в мозге, печени и легких. Из растений наиболее
богаты алюминием перец, огурцы, абрикосы и черная смородина. Однако
избыток алюминия в пище оказывает вредное влияние на организмы.
Железо и его соединения
Знакомство человека с железом произошло в давние времена. Есть основания
полагать, что образцы железа, которые держали в руках первобытные люди,
были неземного происхождения. И метеоритное железо было тем
материалом, из которого человек впервые изготовил железные изделия.
Железо в самородном состоянии встречается на Земле главным образом в
виде метеоритного, “космического” железа.



18 октября 1916 года вблизи с. Богуславки Дальневосточного края
наблюдали падение метеорита, два его осколка весили по 256 кг;
1920 год ― Юго-Западная Африка, метеорит Гоба весом около
60 тонн;
30 июня 1908 г. упал знаменитый Тунгусский метеорит весом 50 тыс.
тонн.
К металлам семейства железа относятся железо (Fe), кобольт (Co), никель
(Ni).
Общая характеристика элементов семейства железа
Металлы семейства железа относятся к d-элементам. На внешнем
электронном слое у атомов металлов два s-электрона (ns2) и не заполнен 3dподуровень.
Основные сведения об элементах семейства железа
Элемент
Атомный номер
Относительная атомная
масса
Электронная формула
валентного уровня
Электроотрицательность
Степень окисления
Содержание в земной
коре, массовая доля, %
Fe железо
Co кобальт
Ni никель
26
27
28
55,85
58,93
58,69
…3d64s2
…3d74s2
…3d84s2
1,64
1,70
1,75
+2,+3,+6
+2,+3
+2,+3,+4
4,65
4·10-3
8·10-3
Fe3 O4 (Fe2O3 и FeO cодержит 72 % Fe)
― магнезит, магнитный железняк;
Fe2O3 (содержит до 65 % Fe) ―
гематит, красный железняк;
Основные природные
соединения
Fe2O3 n H2O (содержит до 60 % Fe) ―
лимонит, бурый железняк;
FeS2 (содержит около 47 % Fe) ―
пирит, железный колчедан;
Fe(HCO3)2 ― гидрокарбонат в
минеральной воде;
Fe ― важнейший составляющий
гемоглобина в крови.
CoAsS
(кобальтин);
(CO,Fe)As2
(саффлорит);
CoAs3
(скуттерит)
(Fe,Ni)2S8
(пентландит),
NiAs (никелин);
Ni3S4 (полидимит)
Железо имеет 8 валентных электронов (два из них на 4s- и шесть на 3d-АО).
Однако валентность 8 для железа не характерна; неустойчивы и соединения с
шестивалентным железом, например производные железной кислоты H2FeO4,
являющиеся сильнейшими окислителями. Обычно железо проявляет
валентности равные двум и трем и соответствующие степени окисления Fe +2,
Fe+3.
Железо ― простое вещество
Железо в брикетах
Физические свойства
Железо ― серебристо-белый или серый металл, твердый, с высокой
пластичностью, тепло- и электропроводностью, тугоплавкий; ρ = 7874 кг/м3,
Тпл = 1540°С. В отличие от других металлов, железо способно
намагничиваться, оно обладает ферромагнетизмом.
Химические свойства
Железо взаимодействует как с простыми, так и сложными веществами.
Взаимодействие железа с кислородом
а) при нагревании (горение), б) при н.у. (коррозия)
Химические свойства железа
При н.у.
При нагревании
1.
1.
С кислородом, во влажном воздухе,
Fe корродирует:
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3;
Fe (OH)3 ↔ O = Fe-O-H + H2O
(ржавчина).
2.
3Fe + 2O2 → Fe2+3O3-2∙Fe+2O-2.
2.
3.
C солями в водном растворе:
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu↓.
C серой:
Fe + S → FeS (сульфид).
4.
С водой (пар):
3Fe + 4H2O → Fe2O3∙FeO + 4H2.
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2↑.
3.
C хлором:
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3.
C разбавленными кислотами HCl и
H2SO4:
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↑;
С кислородом:
5.
C H2SO4; HNO3 (конц.):
2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O;
Fe + 4HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + 2H2O.
Способы получения
В промышленности железо получают электролизом водных растворов солей
или восстанавливая водородом или алюминием из его соединений.
Восстановлением из оксида водородом: Fe2+3O3 + 3H20 = 2Fe0 + 3H2+O.
Восстановление алюмотермическим способом: 8Al0 + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe0
Электролизом водных растворов солей Fe:
FeSO4 ⇆ Fe+2 + SO4-2
H2O ⇆ H+ + OHКатод: Fe+2; H+
2H2O + 2e = H2↑ + 2OHFe+2 + 2e = Fe0
Анод: SO3-2; OH2H2O-4e = O2↑ + 4H+
Области применения
Железо ― основа всей металлургии, машиностроения, железнодорожного
транспорта, судостроения, грандиозных инженерных сооружений ― от
башни Эйфеля до ажура железнодорожных мостов. Все, все ― начиная от
швейной иглы, гвоздя, топора и кончая паутиной железных дорог,
плавающими крепостями ― авианосцами и линкорами ― и огнедышащими
домнами, где рождается само железо, ― состоит из железа.
Соединения железа
Оксид железа (II) FeO и магнитный железняк (магнетит) Fe 3O4
Красный железняк (гематит) Fe2O3
Fe+2
Fe+3
Оксиды
Физические Чёрное кристаллическое
свойства
вещество, не растворимое в воде.
Порошок бурого цвета, не растворим в воде.
1.
Разложение гидроксида:
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O.
Получение
Fe3O4 + СО → 3FeО + СO2↑
2.
Окисление пирита:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8CO2.
Амфотерные свойства:
Fe2O3 + 3H2SO4 = Fe2 (SO4)3 + 3H2O;
Химические
FeO + 2HCl → FeCl2 + H2O
свойства
Fe2O3 + 2NaOH → 2NaFeO2 + H2O;
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2 (Феррит
Na).
Гидроксиды
Физические Порошок белого цвета, не
свойства
растворим в воде.
Получение
FeSO4 +2NaOH = Fe(OH)2↓ +
Na2SO4
1.
Химические
свойства
2.
3.
Fe (OH)2 + 2HCl = FeCl2
+2H2O.
Fe (OH)2 → FeO + H2O.
4Fe(OH)2 +O2+ 2H2O=
4Fe(OH)3
(свежеприготовленный
―――
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3H2O
1.
2.
3.
Fe (OH)3 + 3HCl (разб.) ⇆ FeCl3 +
3H2O.
Fe(OH)3 + NaOH → Na[Fe(OH)4]
(гидроксокомплекс).
2Fe+3Cl3 +2KJ=2Fe+2Cl2 +2KCl +J20.
4.
зеленоватый осадок на
воздухе буреет).
10Fe+2SO4+2KMn+7O4
+
8H2SO4
=
5Fe2+3(SO4)3+2Mn+2SO4+K
2SO4 + 8H2O
Качественные реакции на ионы
Реактив
K3[Fe(CN)6] ― красная кровяная
соль (герсациано-3-феррат K)
K4[Fe(CN)6] ― жёлтая кровяная соль
(герсациано-2-феррат калия)
NH4CNS роданид аммония
1.
Реакция
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] =
Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 3K2SO4
(турбуленова синь ― тёмно-синий
осадок).
2.
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe
(CN)6]3↓ + 12KCl (берлинская лазурь
― тёмно-синий осадок).
FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe(CNS)3 +
3NH4Cl (роданид Fe кроваво-красный
+ нашатырь).
Биологическая роль железа
Биохимики раскрывают огромную роль железа в жизни растений, животных
и человека. Входя в состав гемоглобина, железо обуславливает красный цвет
этого вещества, от которого, в свою очередь, зависит цвет крови. В
организме взрослого человека содержится 3 г железа, из них 75 % входят в
состав гемоглобина, благодаря которому осуществляется важнейший
биологический процесс ― дыхание. Железо необходимо и для растений. Оно
участвует в окислительных процессах протоплазмы, при дыхании растений и
в построении хлорофилла, хотя само и не входит в его состав. Железо
издавна применяется в медицине для лечения малокровия, при истощении,
упадке сил.