Металлы в периодической системе кратко. Л.п.иванова, учитель химии новинской средней школы (астраханская обл.)

§ 1 Положение металлов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

В современной периодической системе Д.И. Менделеева размещено 118 химических элементов. Большая часть из них относится к металлам.

Металлы содержатся во всех группах этой системы, например, в первой группе все элементы, кроме водорода, относятся к металлам. Во второй группе - все металлы, в третьей группе все элементы являются металлами, кроме бора. В IV, V, VI группах металлы располагаются в побочных подгруппах и внизу главных подгрупп (в IV группе - это германий, олово, свинец, в V группе - сурьма, висмут, в VI группе - полоний). В VII - VIII группах металлы располагаются только в побочных подгруппах.

Таким образом, условная граница между элементами-металлами и элементами-неметаллами в главных подгруппах проходит по диагонали B (бор) - Si (кремний) - As (мышьяк) - Te (теллур) - At (астат). Все элементы побочных подгрупп относятся к металлам.

§ 2 Названия групп металлов в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Металлы I группы главной подгруппы - литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr) - называются щелочными. Их так назвали, потому что их гидроксиды являются растворимыми в воде основаниями - щелочами.

Металлы II группы главной подгруппы - магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr),

барий (Ba), радий(Ra) - называются щелочноземельными. Их гидроксиды обладают щелочными свойствами, а оксиды сходны по тугоплавкости с оксидами алюминия и железа, которые ранее называли «земли».

В периодической системе выделяют группу благородных металлов: золото (Au),

серебро (Ag), платина (Pt) и металлы платиновой группы рутений (Ru), родий (Rh),

палладий (Pd), осмий (Os), иридий (Ir), их так назвали из-за блеска в изделиях и их способности не окисляться на воздухе.

§ 3 Строение атомов в металлах

Из положения металлов в периодической системе химических элементов можно определить и особенности их строения.

Первой особенностью является небольшое число электронов на внешнем уровне

(от 1 до 3 электронов) у большинства металлов.

Ко второй особенности можно отнести сравнительно большой радиус атома.

Атомы металлов в отличие от атомов неметаллов легко отдают наружные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы. Свободные электроны перемещаются между ионами металлов. Положительные ионы металлов удерживаются все вместе за счет притяжения ко всем свободно движущимся в металлах электронам. Между этими частицами (свободными электронами и ионами металлов) возникает связь, которую называют металлической.

Схематично такую связь можно изобразить так:

; где М-символ элемента металла.

Электроны находятся в постоянном движении, при их столкновении с положительно заряженными ионами металлов ионы превращаются в нейтральные атомы, а затем снова в ионы, и такой процесс происходит непрерывно. Поэтому ввели понятие - ион-атом металла.

Металлическая связь имеется в металлах, находящихся в жидком и твердом состоянии. Твердые металлы - вещества кристаллические. Их кристаллические решетки называются металлическими. В узлах их решеток находятся ион-атомы металлов, а между ними передвигаются относительно свободные электроны. Металлическая связь является очень прочной.

§ 4 Краткие итоги по теме урока

В периодической системе Д.И. Менделеева из 118 химических элементов большая часть относится к металлам. Металлы содержатся во всех группах периодической системы. Они в основном расположены в левой нижней части системы, условная граница между элементами-металлами и элементами-неметаллами в главных подгруппах проходит по диагонали B (бор) - Si (кремний) - As (мышьяк) - Te (теллур) - At (астат). Все элементы побочных подгрупп относятся к металлам. Для металлов характерна металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Металлическая связь очень прочная.

Список использованной литературы:

1. Габриелян О.С. Химия. 9 класс: учебник для общеобразовательных учреждений/ - М.: Дрофа, 2010.
2. Химия. 9 класс: Настольная книга учителя/О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов. – М.: Дрофа, 2003.
3. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия: Неорган. химия. Орган. химия: Учеб. для 9 кл. общеобразоват. учреждений. -М.: Просвещение, 1999.
4. https://ru.wikipedia.org/wiki/

Использованные изображения:

Цель урока: формирование системы знаний о положение металлов в Периодической системе и их общих свойствах.

Задачи урока:

Обучающая - рассмотреть положение металлов в системе элементов Д.И. Менделеева, познакомить обучающихся с основными свойствами металлов, выяснить, чем они обусловлены, познакомить с понятием коррозия металлов

Развивающая – уметь находить в таблице ПСХЭ металлы, уметь сравнивать металлы и неметаллы, объяснять причины химических и физических свойств металлов, развивать теоретическое мышление учащихся и их умение прогнозировать свойства металлов на основе их строения.

Воспитывающая - способствовать развитию познавательного интереса учащихся к изучению химии

Тип урока: урок изучения нового материала.

Методы обучения : словесные и наглядные

Ход урока:

Хронометраж урока.

Организационный момент (1 мин.)

Актуализация знаний(3 мин)

Изучение нового материала

1.1. Положение в периодической системе. (10 мин)

1.2. Особенности электронного строения атомов.(10 мин)

1.3. Восстановительные свойства металлов. (10 мин)

2.1. Металлическая связь. (5 мин)

4. Эмоциональная разгрузка 2 мин

2.2. Физические свойства.(10 мин)

3. Химические свойства. (17 мин)

4. Коррозия металлов.(5 мин)

Закрепление (15 мин)

Задание на дом (3 мин)

Итог урока (1мин)

Организационный момент

(Взаимное приветствие, фиксация присутствующих).

Актуализация знаний. В начале урока учитель акцентирует внимание учащихся на значимости новой темы, определяемой той ролью, которую металлы играют в природе и во всех сферах деятельности человека . Промышленность

Учитель читает загадку:

Я твердый, ковкий и пластичный,

Блестящий, нужный всем, практичный.

Я вам уже подсказку дал,

Так кто же я такой…? и предлагает записать отгадку в тетрадь в виде темы урока?

Изучение нового материала

План лекции.

1. Характеристика элемента-металла.

1.2. Особенности электронного строения атомов.

1.3. Восстановительные свойства металлов.

2. Характеристика простого вещества.

2.1. Металлическая связь.

2.2. Физические свойства.

3. Химические свойства.

4. Коррозия металлов.

1.1. Положение в периодической системе.

Условная граница между элементами-металлами и элементами-неметаллами проходит по диагонали В (бор) - (кремний) - Si (мышьяк) - Те (теллур) - Аs (астат) (проследите ее в таблице Д. И. Менделеева)..

Начальные элементы образуют главную подгруппу I группы и называются щелочными металлами . Свое название они получили от названия соответствующих им гидроксидов, хорошо растворимых в воде, - щелочей.

Из элементов главных подгрупп следующих групп к металлам относят: в IV группе германий, олово, свинец(32,50,82) (первые два элемента - углерод и кремний - неметаллы), в V группе сурьма и висмут(51,83) (первые три элемента - неметаллы), в VI группе только последний элемент - полоний(84) - явно выраженный металл . В главных подгруппах VII и VIII групп все элементы - типичные неметаллы.

Что касается элементов побочных подгрупп, то все они металлы.

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

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

К металлам относятся и элементы главной подгруппы III группы, исключая бор.

к 3 группе относятся металлы называемые подгруппой алюминия.

1.2 Особенности электронного строения металлов.

Учащиеся на основе полученных знаний формулируют сами определение «металл»

Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители. Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя, большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром. Атомы металлов имеют сравнительно большие размеры (радиусы), поэтому и их внешние электроны значительно удалены от ядра и слабо с ним связаны. И вторая особенность, которая присуща атомам наиболее активных металлов, - это наличие на внешнем энергетическом уровне 1-3 электронов.
Атомы металлов имеют сходство в строении внешнего электронного слоя, который образован небольшим числом электронов (в основном не больше трех).
Это утверждение можно проиллюстрировать на примерах Na, алюминия А1 и цинка Zn. Составляя схемы строения атомов, по желанию можно составлять электронные формулы и приводить примеры строения элементов больших периодов, например цинка.

В связи с тем, что электроны внешнего слоя атомов металлов слабо связаны с ядром, они могут быть «отданы» другим частицам, что и происходит при химических реакциях:

Свойство атомов металлов отдавать электроны является их характерным химическим свойством и свидетельствует о том, что металлы проявляют восстановительные свойства.

1.3 Восстановительные свойства металлов.

Как изменяется окислительная способность элементов III периода?

(окислительные свойства в периодах усиливаются, а восстановительные – ослабевают. Причиной изменения этих свойств- увеличение количества электронов на последней орбитале.)

Как изменяются окислительные свойства у элементов 4 группы главной подгруппы? (снизу вверх окислительные свойства усиливаются. Причиной изменения этих свойств является уменьшение радиуса атома(легче принять чем отдать)

Исходя из положения металлов в Периодической системе какой можно сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах элементов- металлов?

(Металлы являются восстановителями в химических реакциях, т.к. отдают свои валентные электроны)

Учащиеся отвечают, что прочность связи валентных электронов с ядром зависит от двух факторов: величины заряда ядра и радиуса атома. .

(запись вывода в тетрадях учащихся)в периодах с увеличением заряда ядра восстановительные свойства уменьшаются.

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

Учитель предлагает сравнить активность элементов побочной подгруппы. Cu , Ag , Au – активност ь элементов – металлов падает. Эта закономерность наблюдается и у элементов второй побочной подгруппы Zn , Cd , Hg .Увеличение электронов на внешнем уровне поэтому восстановительные свойства ослабевают

У элементов побочных подгрупп – это элементы 4-7 периодов 31-36, 49-54 – 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.

2.1. Металлическая связь.

Металлическая связь осуществляется посредством взаимного притяжения атом-ионов и относительно свободных электронов.

Рисунок 1.
Строение кристаллической решетки металлов

В металлах валентные электроны удерживаются атомами крайне слабо и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую решётку.

Совокупность обобществлённых валентных электронов (электронный газ), заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в определённых точках пространства - узлах кристаллической решётки, например, металла серебро.

Внешние электроны могут свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются высокой электропроводностью (особенно золото, серебро, медь, алюминий).

Химическая связь предполагает определенный вид кристаллической решетки. Металлическая химическая связь способствует образованию кристаллов с металлической кристаллической решеткой. В узлах кристаллической решетки находятся атом-ионы металлов, а между ними свободно движущиеся электроны. Металлическая связь отличается от ионной, т.к. нет анионов, хотя есть катионы. Отличается она и от ковалентной, т.к. не образуются общие электронные пары.

Эмоциональная разгрузка

Отсутствие какого металла описал академик А. Е. Ферсман?

На улицах стоял бы ужас разрушения: ни рельсов, ни вагонов, ни паровозов, ни автомобилей не оказалось бы, даже камни мостовой превратились бы в глинистую труху, а растения начали бы чахнуть и гибнуть без этого металла. Разрушение ураганом прошло бы по всей Земле, и гибель человечества сделалась бы неминуемой. Впрочем, человек не дожил бы до этого момента, ибо лишившись трех граммов этого металла в своем теле и в крови, он бы прекратил свое существование раньше, чем развернулись бы нарисованные события (Ответ: Все люди бы погибли, лишившись железа в крови)

Назовите металл фальшивомонетчиков

Название металлу было дано испанскими конкистадорами, которые в середине XVI в. впервые познакомились в Южной Америке (на территории современной Колумбии) с новым металлом, внешне похожим на серебро. Название металла буквально означает «маленькое серебро», «серебришко».

Объясняется такое пренебрежительное название исключительной тугоплавкостью металла, который не поддавался переплавке, долгое время не находил применения и ценился вдвое ниже, чем серебро. Они использовали этот металл для изготовления фальшивых монет.

На сегодняшний день, этот металл, используемый как катализатор и в ювелирном деле, является одним из самых дорогих.

В чистом виде ее в природе не существует. Самородная платина обычно представляет собой естественный сплав с другими благородными (палладий, иридий, родий, рутений, осмий) и неблагородными (железо, медь, никель, свинец, кремний) металлами. Для ее получения самородки разогревают в котлах с "царской водкой" (смесь азотной и соляной кислоты) и затем "доводят" многочисленными химическими реакциями, нагревом и плавкой.

Таким образом, кристаллическая решетка зависит и определяется видом химической связи, но в то же время является причиной для физических свойств.

2.2. Физические свойства.

Учитель подчеркивает, что физические свойства металлов определяются именно их строением.

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.

Следует отметить, что у некоторых неметаллов, при повышении температуры электропроводность возрастает, например, у графита, при этом с повышением температуры разрушаются некоторые ковалентные связи, и число свободно перемещающихся электронов возрастает.

д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло. Попадают на узлы кристаллической рещетки. 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.

3. Химические свойства.

По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются . Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов(Открыл и составил Бекетов)

Чем левее стоит металл в ряду электрохимическом ряду напряжений металлов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

Cu + Cl 2 = CuCl 2 .

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

Zn + S = ZnS.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

С углеродом образуются карбиды:

4Al + 3C = Al 3 C 4 .

С фосфором – фосфиды:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы.

Отношение металлов к кислотам.

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 .

с HCl

Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода . Взаимодействие протекает по схеме:

Me + HCl - соль + H 2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление

3│2H + + 2 e - → H 2 – восстановление

«Царская водка» (ранее кислоты называли водками) представляет собой смесь одного объема азотной кислоты и трех-четырех объемов концентрированной соляной кислоты, обладающую очень высокой окислительной активностью. Такая смесь способна растворять некоторые малоактивные металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой. Среди них и «царь металлов» - золото. Такое действие «царской водки» объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III), или хлорида нитрозила – NOCl:

Реакции окисления золота протекают согласно следующим уравнениям:

Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H2O

Если кислоты могут взаимодействовать с основаниями и основными оксидами, а ключевым элементом в их составе является металл, то возможно ли взаимодействие металлов с кислотами. Проверим это экспериментально.

Магний взаимодействует с кислотой при нормальных условиях, цинк - при нагревании, медь - не взаимодействует.

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей . Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) - и при взаимодействии с водой.

Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.

При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

4. Коррозия металлов – физико-химическое или химическое взаимодействие между металлом (сплавом) и средой, приводящее к ухудшению функциональных свойств металла (сплава), среды или включающей их технической системы.

Слово коррозия происходит от латинского «corrodo» – «грызу» (позднелатинское «corrosio» означает «разъедание»).

Коррозия вызывается химической реакцией металла с веществами окружающей среды, протекающей на границе металла и среды. Чаще всего это окисление металла, например, кислородом воздуха или кислотами, содержащимися в растворах, с которыми контактирует металл. Особенно подвержены этому металлы, расположенные в ряду напряжений (ряду активности) левее водорода, в том числе железо.

В результате коррозии железо ржавеет. Этот процесс очень сложен и включает несколько стадий. Его можно описать суммарным уравнением:

4Fe + 6H 2 O (влага) + 3O 2 (воздух) = 4Fe(OH) 3

Гидроксид железа(III) очень неустойчив, быстро теряет воду и превращается в оксид железа(III). Это соединение не защищает поверхность железа от дальнейшего окисления. В результате железный предмет может быть полностью разрушен.

Для замедления коррозии на поверхность металла наносят лаки и краски, минеральные масла и смазку. Подземные конструкции покрывают толстым слоем битума или полиэтилена. Внутренние поверхности стальных труб и резервуаров защищают дешевыми покрытиями из цемента.

Для стальных изделий используют так называемые преобразователи ржавчины, содержащие ортофосфорную кислоту (Н 3 РО 4 ) и ее соли. Они растворяют остатки оксидов и формируют плотную и прочную пленку фосфатов, которая способна на некоторое время защитить поверхность изделия. Затем металл покрывают грунтовочным слоем, который должен хорошо ложиться на поверхность и обладать защитными свойствами (обычно используют свинцовый сурик или хромат цинка). Только после этого можно наносить лак или краску.

Закрепление (15 мин)

Учитель:

Теперь, для закрепления проведем тест.

Решите тестовые задания

1.Выберите группу элементов, в которой находятся только металлы:

А ) Al, As, P; Б ) Mg, Ca, Si; В ) K, Ca, Pb

2. Выберите группу, в которой находятся только простые вещества – неметаллы:

А ) K 2 O, SO 2 , SiO 2 ; Б ) H 2 , Cl 2 , I 2 ; В )Ca, Ba, HCl;

3. Укажите общее в строении атомов K и Li:

А) 2 электрона на последнем электронном слое;

Б) 1 электрон на последнем электронном слое;

В) одинаковое число электронных слоев.

4. Металлический кальций проявляет свойства:

А) окислителя;

Б) восстановителя;

В) окислителя или восстановителя в зависимости от условий.

5. Металлические свойства натрия слабее, чем у –

А) магния; Б) калия; В) лития.

6. К неактивным металлам относятся:

А) алюминий, медь, цинк; Б) ртуть, серебро, медь;

В) кальций, бериллий, серебро.

7. Какое физическое свойство не является общими для всех металлов:

А) электропроводность, Б) теплопроводность,

В) твердое агрегатное состояние при нормальных условиях,

Г) металлический блеск

8.Металлы при взаимодействий с неметаллами проявляют свойства:

а) окислительные;

б) восстановительные;

в) и окислительные, и восстановительные;

г) не участвуют в окислительно-восстановительных реакциях.

9.В периодической системе типичные металлы расположен

а) верхней части

б) нижней части

в) правом верхнем углу

г) левом нижнем углу

Часть В. Ответом к заданиям этой части является набор букв, которые следует записать

Установите соответствие.

С увеличением порядкового номера элемента в главной подгруппе II группы Периодической системы свойства элементов и образуемых ими веществ изменяются следующим образом:

1) число электронов на внешнем уровне

А) увеличивается

3) электроотрицательность

4) восстановительные свойства

Б) уменьшается

В) не изменяется

(Ответы: 1 –Г, 2 –А, 3 –В, 4-Б, 5-Г)

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Закончить уравнения практически осуществимых реакций, назвать продукты реакции

Li+ H 2 O =

Cu + H 2 O = Cu ( OH ) 2 + H 2

Ba + H 2 O =

Mg + H 2 O =

Ca + HCl=

2 Na + 2 H 2 SO 4 ( К )= Na 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

HCl + Zn =

H 2 SO 4 ( к )+ Cu= CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

H 2 S + Mg =MgS+H 2

HCl + Cu =

Задание на дом: записи в тетрадях, сообщения о применении металлов.

Учитель Предлагает создать синквейн по теме.

1 строка: Существительное (одно по теме) (Металлы)

2 строка: два прилагательных

3 строка: три глагола

4 строка: четыре слова объединённых в предложение

5 строка: слово выражающее сущность данной темы.

Итог урока

Учитель : И так, мы рассмотрели строение и физические свойства металлов, их положение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Введение

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

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

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

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

С точки зрения строения атома металлы под-разделяют на непереходные и переходные. Не-переходные металлы располагаются в главных подгруппах периодической системы и характе-ризуются тем, что в их атомах происходит по-следовательное заполнение электронных уров-ней s и р. К непереходным металлам относят 22 элемента главных подгрупп а: Li , Na , K , Rb , Cs ,Fr , Be , Mg , Ca , Sr , Ba , Ra , Al , Ga , In , Tl , Ge , Sn , Pb , Sb , Bi , Po .

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

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

Среди переходных металлов выделяют так-же редкоземельные металлы (Sc , Y , La и лан-таноиды), платиновые металлы (Ru , Rh , Pd , Оs , Ir , Рt ), трансурановые металлы (N р и элементы с большей атомной массой).

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

Историческая справка

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

Греческое слово «металлон» первоначально оз-начало копи, рудники, отсюда и произошёл тер-мин «металл». В древности считалось, что су-ществует только 7 металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо и ртуть. Это число соотносилось с числом известных тогда планет -Солнцем (золото), Луной (серебро), Венерой (медь), Юпитером (олово), Сатурном (свинец), Марсом (железо), Меркурием (ртуть) (см. ри-сунок). По алхимическим представлениям, ме-таллы зарождались в земных недрах под вли-янием лучей планет и постепенно совершенст-вовались, превращаясь в золото.

Человек сначала овладел самородными метал-лами - золотом, серебром, ртутью. Первым ис-кусственно полученным металлом была медь, затем удалось освоить получение сплава меди соловом - бронзы и только позднее - железа. В 1556 г. в Германии была издана книга не-мецкого металлурга Г. Агриколы «О горном де-ле и металлургии» - первое дошедшее до нас детальное руководство по получению металлов. Правда, в то время свинец, олово и висмут ещё считали разновидностями одного металла. В 1789 г. французский химик А. Лавуазье в сво-ём руководстве по химии дал список простых веществ, в который включил все известные тог-да металлы - сурьму, серебро, висмут, кобальт, олово, железо, марганец, никель, золото, пла-тину, свинец, вольфрам и цинк. По мере раз-вития методов химического исследования число известных металлов стало быстро возрастать. В 18 в. было открыто 14 металлов, в 19 в. - 38, в 20 в. - 25 металлов. В первой половине 19 в. были открыты спутники платины, получены пу-тём электролиза щелочные и щёлочноземельные металлы. В середине века методом спектрального анализа были открыты цезий, рубидий, таллий и индий. Блестяще подтвердилось су-ществование металлов, предсказанных Д. И. Мен-делеевым на основе его периодического закона (это галлий, скандий и германий). Открытие радиоактивности в конце 19 в. повлекло за со-бой поиски радиоактивных металлов. Наконец, методом ядерных превращений в середине 20 в. были получены не существующие в природе ра-диоактивные металлы, в частности трансурано-вые элементы.

Физические и химические свойства металлов.

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

Все металлы об-ладают высокой электрической проводимостью (т. е. они про-водники в отличие от неметаллов-диэлектриков), особенно медь, серебро, золото, ртуть и алюминий; высока и теплопро-водность металлов. Отличительным свойством многих метал-лов является их пластичность (ковкость), вследствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы (фольгу) и вытянуты в проволоку (олово, алюминий и др.), однако встречаются и до-статочно хрупкие металлы (цинк, сурьма, висмут).

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

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

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

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

Под действием концентрированных кислот-окислителей на некоторых металлах также образуется устойчивая оксид-ная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в кон-центрированной серной кислоте пассивируются (и не реагиру-ют с ней) такие металлы, как Ве, Вi , Со, F е, Mg , и Nb , а в кон-центрированной азотной кислоте - металлы Аl , Ве, Вi , Со, Сг, F е, Nb , Ni , Рb , Тh и U .

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

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

Система Д. И. Менделеева подразделяется на... период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом. Элементы 2 ...

Периодическая система элементов Менделеева

Реферат >> Химия

II. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Открытие Д.И. Менделеевым Периодического закона Структура Периодической системы а) ... - неметалл, а висмут - металл ). В Периодической системе типичные металлы расположены в IА группе (Li ...

Периодический закон Д.И. Менделеева (2)

Биография >> Биология

Соединений. Он определил, что металлам соответствуют основные оксиды и основания, ... и гидроксидов у некоторых металлов вносило путаницу. Классификация была... атомов химических элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева изменяются монотонно, поэтому...

Периодическая система и её значение в развитии химии Д.И. Менделеева

Реферат >> Химия

Периодов относятся к s-элементам (щелочные и щёлочноземельные металлы ), составляющим Ia- и IIa-подгруппы (выделены... научная основа преподавания химии. Вывод Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно...

В результате изучения данной главы студент должен:

знать

• положение металлов в периодической системе;
• биологическую роль и применение металлов в медицине;

уметь

• охарактеризовать особенности строения атомов металлических элементов;
• описывать природу металлической связи и ее отличия от обычной ковалентной или ионной связи;
• объяснять особенности кристаллической структуры металлов;
• составлять уравнения реакций, характеризующих химические свойства металлов;
• описывать важнейшие способы получения металлов, реакции обнаружения катинов металлов;

владеть

Навыками интерпретации важнейших свойств металлов в соответствии с их положением в периодической системе.

Положение в периодической системе элементов Д. И. Менделеева и общие свойства металлов

Более 80% известных химических элементов являются металлами, и в соответствии со строением электронных оболочек к ним относятся s-элемен- ты 1-й и 2-й групп, все элементы d- и /-семейств, p-элементы 13-й группы (кроме бора), а также олово и свинец (14-я группа), висмут (15-я группа) и полоний (17-я группа). Металлы в большинстве своем имеют на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Этим объясняется их слабая по сравнению с неметаллами электроотрицательность.

Элементы-металлы, относящиеся к 5-семейству, составляют 1-ю и 2-ю группы, а принадлежащие к J-семейству - 3-12-ю группы. У атомов d- элементов внутри периодов слева направо происходит заполнение ^-подуровней предвнешнего уровня.

Металлы, в атомах которых происходит заполнение /-подуровней третьего от конца уровня, образуют семейства лантаноидов и актиноидов, каждое из которых содержит по 14 элементов.

Физические свойства. Металлы имеют кристаллическую структуру, и для них характерны три типа кристаллических решеток: кубическая гранецентрированная, гексагональная и кубическая объемно-центрированная (см. рис. 5.7 в параграфе 5.2).

Электрическая проводимость, которая является важнейшей физической характеристикой металлического состояния, осуществляется этими электронами. По этой причине металлы относятся к проводникам I рода, т.е. к веществам, в межатомном пространстве которых всегда есть свободные электроны, и благодаря последним создается ток в проводнике. Проводники II рода - это электролиты.

Если к металлу приложить некоторую разность потенциалов, то свободные электроны приобретают направленное движение и перемещаются от отрицательного полюса к положительному, т.е. создается направленный поток движущихся электронов - электрический ток.

Электрическая проводимость металлов сильно зависит от температуры. С повышением температуры колебательные движения ионов в узлах решетки усиливаются, а это, в свою очередь, очень препятствует направленному движению электронов. С понижением температуры тепловые колебания ионов в узлах сильно уменьшаются и электрическая проводимость увеличивается. При температурах, близких к абсолютному нулю, у большинства металлов проявляется сверхпроводимость.

Теплопроводимость металлов также связана с подвижностью свободных электронов и колебательным движением самих атомов. Эти колебания распространяются в виде системы упругих тепловых волн но всей кристаллической решетке. Свободные электроны сталкиваются с колеблющимися атомами и обмениваются с ними энергией. Поэтому при нагревании металла тепловая энергия незамедлительно передается от одних атомов к другим благодаря свободным электронам. При этом сравнительно быстро происходит выравнивание температуры по всей массе металла.

Все металлы, за исключением ртути, являются твердыми веществами. Ртуть - единственный металл, жидкий при обыкновенных условиях: температура плавления равна -39°С. Большинство металлов имеет цвет от темно-серого до серебристо-белого. В промышленности существует разделение металлов на черные и цветные. К черным металлам относятся железо и все его сплавы, а остальные металлы - к цветным. Иногда особо выделяют благородные металлы - золото и платиновые металлы.

По плотности металлы делят на легкие и тяжелые. К первым относят такие, у которых плотность меньше 5 г/см 3 ; ко вторым - у которых плотность больше 5 г/см 3 .

По значениям температур плавления металлы делят на легкоплавкие (температура плавления меньше 1000°С) и тугоплавкие (температура плавления больше 1500°С). К числу главных механических свойств относятся: упругость - свойство восстанавливать свою первоначальную форму после снятия деформирующих сил; пластичность - состояние металла, в котором он способен сохранять изменение формы, вызванное воздействием деформирующих сил после того, как их действие прекращено.

Химические свойства. Свойства металлов обусловлены характерным строением их внешних электронных оболочек.

Как уже указывалось, в пределах периода с увеличением заряда ядра радиусы атомов при одинаковом числе электронных оболочек уменьшаются. В каждом периоде наибольшими радиусами обладают атомы щелочных металлов. Чем меньше радиус атома, тем больше энергия ионизации, а чем больше радиус атома, тем эта энергия меньше. Поскольку атомы щелочных металлов обладают наибольшими радиусами атомов, то для них характерны в целом сравнительно низкие значения энергии ионизации и сродства к электрону.

Свободные металлы проявляют исключительно восстановительные свойства.

Металлы образуют оксиды М х О у, например:

С галогенами металлы образуют галогениды, которые являются солями соответствующих галогеноводородных кислот:

Металлы способны присоединить водород, образуя гидриды. Реакция обычно протекает при температуре 350-400°С:

Характерны реакции металлов, стоящих в ряду активности металлов до водорода, с кислотами. Если металл взаимодействует с кислотой, анион которой не является окислителем, то функции окислителя выполняет протон кислоты:

Некоторые металлы, образующие амфотерные оксиды и гидроксиды, вступают в реакцию и со щелочами:

Металлы взаимодействуют с концентрированными серной и азотной кислотами (подробно см. соответствующие главы).

При взаимодействии с водными растворами солей нейтральный атом более активного металла, окисляясь, восстанавливает ион металла из молекулы соли:

Реакции протекают в соответствии с положением металлов в электрохимическом ряду напряжений (см. гл. 8).

Активные металлы взаимодействуют с водой:

Получение. Большинство металлов в природе встречается в виде соединений, и лишь немногие из них (благородные и полублагородные) - в самородном состоянии.

Природные материалы и горные породы, которые содержат соединения металлов, называют рудами. Все способы получения металлов из руд основаны на реакциях восстановления. Восстановление безводных соединений металлов при высоких температурах называется пирометаллургическим процессом. В качестве восстановителей используют либо металлы (металлотермия), либо углерод (карботермия).

Частным случаем металлотермии является алюминотермия:

Металлотермией обычно пользуются для получения тугоплавких металлов, таких как титан, молибден, хром, вольфрам и др.:

В основе карботермии лежит термическое восстановление металла из его оксида углеродом (или СО):

Восстановление металлов из их оксидов может быть проведено и с помощью водорода:

Из водных растворов солей металлы могут быть восстановлены электролизом. Катодное восстановление металлов из растворов или расплавов солей называется электрометаллургическим процессом.

Некоторые методы получения будут рассмотрены более подробно при изучении конкретных представителей металлов.

Сплавы. Характерной особенностью металлов является их способность смешиваться друг с другом в расплавленном состоянии и образовывать гомогенные смеси. Они остаются гомогенными и после охлаждения. Системы, образующиеся при затвердении расплавленной смеси металлов, называются сплавами. В более широком смысле сплавы можно рассматривать как макроскопически однородные системы, состоящие из двух или нескольких металлов (реже - металлов и неметаллов). Строение сплавов может быть различным. Составные части сплавов могут образовать твердый раствор, либо макрооднородную механическую смесь, либо химическое соединение (интерметаллические соединения). Образование того или иного типа сплава зависит от активности металлов. Системы в виде твердых растворов образуются между металлами одной и той же группы или же металлами, у которых близки радиусы атомов.

Химическая связь в сплавах металлическая, благодаря чему они обладают электрической проводимостью и теплопроводностью, металлическим блеском (это блеск металлов, например блестят золото, сталь и др.) и т.д.

При взаимодействии металлов друг с другом образующиеся соединения по свойствам отличаются от свойств составных компонентов. Формульный состав интерметаллических соединений не всегда удовлетворяет классическим представлениям о валентности элементов.

Так, ртуть соединяется со многими металлами с образованием твердых или жидких композиций - сплавов, называемых амальгамами. Щелочные и щелочно-земельные металлы образуют устойчивые амальгамы, представляющие собой твердые вещества состава NaHg 9 , KHg 2 , Callg и т.д.

Сплавы, как правило, имеют температуру плавления более низкую, чем температура плавления входящих в их состав металлов. Твердость сплавов намного выше твердости отдельных металлов. Коррозионная стойкость многих сплавов выше, чем индивидуальных металлов.

Введение

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Историческая справка

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

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

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

Физические и химические свойства металлов.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Общие способы получения металлов:

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

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

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

или алюминием).

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2Li + Н 2 = 2LiН

2Li + 2Н 2 O = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НF = 2LiF + Н 2

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + Н 2

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

LiН + Н 2 O = LiОН + Н 2

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2Na + Н 2 0 = 2NaОН + Н 2

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

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

2Na + Н 2 = 2NaН

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

2Na+ С1 2 = 2NaСl

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

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

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

С разбавленными кислотами натрий образует соли.

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

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

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

Значительно более обширно применение со­единений натрия.

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Нитрат калия используется в производстве стекла и мине­ральных удобрений.

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

Получение К 2 СO 3 основано на реакциях:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Сu + Сl 2 = СuСl 2

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

2Сu +I 2 = 2СuI

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

Сu 2 O+ Н 2 = 2Сu + Н 2 O

Сu 2 O+ СО = 2Сu + СO 2

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

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

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

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

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

Сu(ОН) 2 + 2КОН = К 2 [Сu(ОН) 4 ]

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

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

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

СuS + O 2 = Сu + SO 2

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

Сu - 2е = Сu 2+

Сu 2+ + 2е = Сu

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Заключение.

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

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

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

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

Список используемой литературы.

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

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

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

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

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