Сообщение на тему химические свойства металлов. Полный список металлов, известных науке

Дмитрий Менделеев смог создать уникальную таблицу химических элементов, главным достоинством которой была периодичность. Металлы и неметаллы в таблице Менделеева располагаются так, что их свойства изменяются периодическим образом.

Периодическая система была составлена Дмитрием Менделеевым во второй половине 19 века. Открытие не только позволило упростить работу химиков, она смогла объединить в себе как в единой системе все открытые химические вещества, а также предсказать будущие открытия.

Создание данной структурированной системы бесценно для науки и для человечества в целом. Именно это открытие дало толчок развитию всей химии на долгие годы.

Интересно знать ! Существует легенда, что готовая система привиделась ученому во сне.

В интервью одному журналисту ученый объяснил, что работал над ней 25 лет и то, что она ему снилась – вполне естественно, но это не значит, что во сне пришли все ответы.

Созданная Менделеевым система делится на две части:

• периоды – столбики по горизонтали в одну или две строки (ряды);
• группы – вертикальные строчки, в один ряд.

Всего в системе 7 периодов, каждый следующий элемент отличен от предыдущего большим количеством электронов в ядре, т.е. заряд ядра каждого правого показателя больше левого на единицу. Каждый период начинается с металла, а заканчивается инертным газом – именно это и есть периодичность таблицы, ведь свойства соединений меняются внутри одного периода и повторяются в следующем . При этом, следует помнить, что 1-3 периоды неполные или малые, в них всего 2, 8 и 8 представителей. В полном периоде (т.е. оставшихся четырех) по 18 химических представителей.

В группе располагаются химические соединения с одинаковой высшей , т.е. у них одинаковое электронное строение. Всего в системе представлено 18 групп (полная версия), каждая из которых начинается щелочью и заканчивается инертным газом. Все, представленные в системе субстанции, можно разделить на две основные группы – металл или неметалл.

Для облегчения поиска группы имеют свое название, а металлические свойства субстанций усиливаются с каждой нижней строчкой, т.е. чем ниже соединение, тем больше у него будет атомных орбит и тем слабее электронные связи. Также меняется и кристаллическая решетка – она становится ярко выраженной у элементов с большим количеством атомных орбит.

В химии используют три вида таблиц:

1. Короткая – актиноиды и лантаноиды вынесены за границы основного поля, а 4 и все последующие периоды занимают по 2 строчки.
2. Длинная – в ней актиноиды и лантаноиды вынесены за границу основного поля.
3. Сверхдлинная – каждый период занимает ровно 1 строку.

Главной считается та таблица Менделеева, которая была принята и подтверждена официально, но для удобства чаще используют короткую версию. Металлы и неметаллы в таблице Менделеева располагаются согласно строгим правилам, которые облегчают работу с ней.

Металлы в таблице Менделеева

В системе Менделеева сплавы имеют преобладающее число и список их весьма велик – они начинаются с Бора (В) и заканчиваются полонием (Po) (исключением являются германий (Ge) и сурьма (Sb)). У этой группы есть характерные признаки, они разделены на группы, но их свойства при этом неоднородны. Характерные их признаки:

• пластичность;
• электропроводимость;
• блеск;
• легкая отдача электронов;
• ковкость;
• теплопроводность;
• твердость (кроме ртути).

Из-за различной химической и физической сути свойства могут существенно отличаться у двух представителей этой группы, не все они похожи на типичные природные сплавы, к примеру, ртуть – это жидкая субстанция, но относится к данной группе.

В обычном своем состоянии она жидкая и без кристаллической решетки, которая играет ключевую роль в сплавах. Только химические характеристики роднят ртуть с данной группой элементов, несмотря на условность свойств этих органических соединений. То же самое касается и цезия – самого мягкого сплава, но он не может в природе существовать в чистом виде.

Некоторые элементы такого типа могут существовать только доли секунды, а некоторые не встречаются в природе совсем – их создали в искусственных условиях лаборатории. У каждой из групп металлов в системе есть свое название и признаки, которые отличают их от других групп.

При этом отличия у них весьма существенные. В периодической системе все металлы располагаются по количеству электронов в ядре, т.е. по увеличению атомной массы. При этом для них характерно периодическое изменение характерных свойств. Из-за этого в таблице они не размещаются аккуратно, а могут стоять неправильно.

В первой группе щелочей нет веществ, которые бы встречались в чистом виде в природе – они могут пребывать только в составе различных соединений.

Как отличить металл от неметалла?

Как определить металл в соединении? Существует простой способ определения, но для этого необходимо иметь линейку и таблицу Менделеева. Для определения надо:

1. Провести условную линию по местам соединения элементов от Бора до Полония (можно до Астата).
2. Все материалы, которые будут слева линии и в побочных подгруппах – металл.
3. Вещества справа – другого типа.

Однако у способа есть изъян – он не включает в группу Германий и Сурьму и работает только в длинной таблице. Метод можно использовать в качестве шпаргалки, но чтобы точно определить вещество, следует запомнить список всех неметаллов. Сколько их всего? Мало – всего 22 вещества.

В любом случае, для определения природы вещества необходимо рассматривать его в отдельности. Легко будет элементы, если знать их свойства. Важно запомнить, что все металлы:

1. При комнатной температуре – твердые, за исключением ртути. При этом они блестят и хорошо проводят электрический ток.
2. У них на внешнем уровне ядра меньшее количество атомов.
3. Состоят из кристаллической решетки (кроме ртути), а все другие элементы имеют молекулярную или ионную структуру.
4. В периодической системе все неметаллы – красного цвета, металлы – черного и зеленого.
5. Если двигаться слева направо в периоде, то заряд ядра вещества будет увеличиваться.
6. У некоторых веществ свойства выражены слабо, но они все равно имеют характерные признаки. Такие элементы относятся к полуметаллам, например Полоний или Сурьма, они обычно располагаются на границе двух групп.

Внимание! В левой нижней части блока в системе всегда стоят типичные металлы, а в правой верхней — типичные газы и жидкости.

Важно запомнить, что при перемещении в таблице сверху вниз становятся сильнее неметаллические свойства веществ, поскольку там располагаются элементы, которые имеют отдаленные внешние оболочки . Их ядро отделено от электронов и поэтому они притягиваются слабее.

Полезное видео

Подведем итоги

Отличить элементы будет просто, если знать основные принципы формирования таблицы Менделеева и свойства металлов. Полезно будет также запомнить и список остальных 22 элементов. Но не нужно забывать, что любой элемент в соединении следует рассматривать в отдельности, не учитывая его связей с другими веществами.

Вконтакте

Подавляющее большинство (93 из 117) известных в настоящее время химических элементов относится к металлам.
Атомы различных металлов имеют много общего в строении, а образуемые ими простые и сложные вещества имеют схожие свойства (физические и химические).

Положение в периодической системе и строение атомов металлов.

В периодической системе металлы располагаются левее и ниже условной ломаной линии, проходящей от бора к астату (см. таблицу ниже). К металлам относятся почти все s-элементы (за исключением Н, Не), примерно половина р -элементов, все d — и f -элементы (лантаниды и актиниды ).

У большинства атомов металлов на внешнем энергетическом уровне содержится небольшое число (до 3) электронов, только у некоторых атомов р-элементов (Sn, Pb, Bi, Ро) их больше (от четырех до шести). Валентные электроны атомов металлов слабо (по сравнению с атомами неметаллов) связаны с ядром. Поэтому атомы металлов относительно легко отдают эти электроны другим атомам, выступая в химических реакциях только в качестве восстановителей и превращаясь при этом в положительно заряженные катионы:

Me - пе – = Ме n+ .

В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления от +1 до +8.

Легкость, с которой атомы металла отдают свои валентные электроны другим атомам, характеризует восстановительную активность данного металла. Чем легче атом металла отдает свои электроны, тем он более сильный восстановитель. Если расположить в ряд металлы в порядке уменьшения их восстановительной способности в водных растворах, мы получим известный нам вытеснительный ряд металлов , который называется также электрохимическим рядом напряжений (или рядом активности ) металлов (см. таблицу ниже).

Распространенность м еталлов в природе .

В первую тройку наиболее распространенных в земной коре (это поверхностный слой нашей планеты толщиной примерно 16 км) металлов входят алюминий, железо и кальций. Менее распространены натрий, калий, магний. В таблице ниже приведены массовые доли некоторых металлов в земной коре.

железо и кальций. Менее распространены натрий, калий, магний. В таблице ниже приведены массовые доли некоторых металлов в земной коре.

Распространенность металлов в земной коре

Металл		Металл	Массовая доля в земной коре, %
Al	8,8	Cr	8,3 ∙ 10 -3
Fe	4,65	Zn	8,3 ∙ 10 -3
Ca	3,38	Ni	8 ∙ 10 -3
Na	2,65	Cu	4,7 ∙ 10 -3
K	2,41	Pb	1,6 ∙ 10 -3
Mg	2,35	Ag	7 ∙ 10 -6
Ti	0,57	Hg	1,35 ∙ 10 -6
Mn	0,10	Au	5 ∙ 10 -8

Элементы, массовая доля которых в земной коре составляет менее 0,01 %, называются редкими . К числу редких металлов относятся, например, все лантаниды. Если элемент не способен концентрироваться в земной коре, т. е. не образует собственных руд, а встречается в качестве примеси с другими элементами, то его относят к рассеянным элементам. Рассеянными, например, являются следующие металлы: Sc, Ga, In, Tl, Hf.

В 40-х годах XX в. немецкие ученые Вальтер и Ида Нолла к высказали мысль о том. что в каждом булыжнике на мостовой присутствуют все химические элементы периодической системы. Вначале эти слова были встречены их коллегами далеко не с единодушным одобрением. Однако по мере появления все более точных методов анализа ученые все больше убеждаются в справедливости этих слов.

Поскольку все живые организмы находятся в тесном контакте с окружающей средой, то и в каждом из них должны содержаться если не все, то большая часть химических элементов периодической системы. Например, в организме взрослого человека массовая доля неорганических веществ составляет 6 %. Из металлов в этих соединениях присутствуют Mg, Са, Na, К. В составе многих ферментов и иных биологически активных органических соединений в нашем организме содержатся V, Mn, Fe, Cu, Zn, Co, Ni, Mo, Сг и некоторые другие металлы.

В организме взрослого человека содержится в среднем около 140 г ионов калия и около 100 г ионов натрия. С пищей мы ежедневно потребляем от 1,5 г до 7 г ионов калия и от 2 г до 15 г ионов натрия. Потребность в ионах натрия настолько велика, что их необходимо специально добавлять в пищу. Значительная потеря ионов натрия (в виде NaCl с мочой и потом) неблагоприятно сказывается на здоровье человека. Поэтому в жаркую погоду врачи рекомендуют пить минеральную воду. Однако и избыточное содержание соли в пище негативно сказывается на работе наших внутренних органов (в первую очередь, сердца и почек).

Вам необходимо включить JavaScript, чтобы проголосовать

Металлы, легко вступающие в реакции, называются активными металлами. К ним относятся щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий.

Положение в таблице Менделеева

Металлические свойства элементов ослабевают слева направо в периодической таблице Менделеева. Поэтому наиболее активными считаются элементы I и II групп.

Рис. 1. Активные металлы в таблице Менделеева.

Все металлы являются восстановителями и легко расстаются с электронами на внешнем энергетическом уровне. У активных металлов всего один-два валентных электрона. При этом металлические свойства усиливаются сверху вниз с возрастанием количества энергетических уровней, т.к. чем дальше электрон находится от ядра атома, тем легче ему отделиться.

Наиболее активными считаются щелочные металлы:

• литий;
• натрий;
• калий;
• рубидий;
• цезий;
• франций.

К щелочноземельным металлам относятся:

• бериллий;
• магний;
• кальций;
• стронций;
• барий;
• радий.

Узнать степень активности металла можно по электрохимическому ряду напряжений металлов. Чем левее от водорода расположен элемент, тем более он активен. Металлы, стоящие справа от водорода, малоактивны и могут взаимодействовать только с концентрированными кислотами.

Рис. 2. Электрохимический ряд напряжений металлов.

К списку активных металлов в химии также относят алюминий, расположенный в III группе и стоящий левее водорода. Однако алюминий находится на границе активных и среднеактивных металлов и не реагирует с некоторыми веществами при обычных условиях.

Свойства

Активные металлы отличаются мягкостью (можно разрезать ножом), лёгкостью, невысокой температурой плавления.

Основные химические свойства металлов представлены в таблице.

Реакция	Уравнение	Исключение
Щелочные металлы самовозгораются на воздухе, взаимодействуя с кислородом	K + O 2 → KO 2	Литий реагирует с кислородом только при высокой температуре
Щелочноземельные металлы и алюминий на воздухе образуют оксидные плёнки, а при нагревании самовозгораются	2Ca + O 2 → 2CaO
Реагируют с простыми веществами, образуя соли	Ca + Br 2 → CaBr 2 ; - 2Al + 3S → Al 2 S 3	Алюминий не вступает в реакцию с водородом
Бурно реагируют с водой, образуя щёлочи и водород	- Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2	Реакция с литием протекает медленно. Алюминий реагирует с водой только после удаления оксидной плёнки
Реагируют с кислотами, образуя соли	Ca + 2HCl → CaCl 2 + H 2 ; 2K + 2HMnO 4 → 2KMnO 4 + H 2
Взаимодействуют с растворами солей, сначала реагируя с водой, а затем с солью	2Na + CuCl 2 + 2H 2 O: 2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ; - 2NaOH + CuCl 2 → Cu(OH) 2 ↓ + 2NaCl

Активные металлы легко вступают в реакции, поэтому в природе находятся только в составе смесей - минералов, горных пород.

Рис. 3. Минералы и чистые металлы.

Что мы узнали?

К активным металлам относятся элементы I и II групп - щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий. Их активность обусловлена строением атома - немногочисленные электроны легко отделяются от внешнего энергетического уровня. Это мягкие лёгкие металлы, быстро вступающие в реакцию с простыми и сложными веществами, образуя оксиды, гидроксиды, соли. Алюминий находится ближе к водороду и для его реакции с веществами требуются дополнительные условия - высокие температуры, разрушение оксидной плёнки.

Тест по теме

Оценка доклада

Средняя оценка: 4.4 . Всего получено оценок: 380.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ

Металлы - группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие теплопроводность и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

Нахождение металлов в природе

Металлы широко распространены в природе и могут встречаться в различном виде: в самородном состоянии (Ag, Au, Rt, Cu), в виде оксидов (Fe 3 O 4 , Fe 2 O 3 , (NaK) 2 O×AlO 3), солей (KCl, BaSO 4 , Ca 3 (PO 4) 2), а также сопутствуют различным минералам (Cd – цинковые руды, Nb, Tl – оловянные и т.д.).

По распространенности в земной коре (в массовых процентах) металлы распределяются следующим образом: Al, Fe, Ca, Na, Mg, K, Ti – 8,2%, 4,1%, 4,1%, 2,3% 2,3%, 2,1%, и 0,56%, соответственно. Натрий и магний содержатся в морской воде – 0,12 и 1,05%, соответственно.

Физические свойства металлов

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

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

Электронное строение металлов

Среди металлов присутствуют s-, p-, d- и f-элементы. Так, s- элементы – это металлы I и II групп Периодической системы (ns 1 , ns 2), р- элементы – металлы, расположенные в группах III – VI (ns 2 np 1-4). Металлы d-элементы имеют большее число валентных электронов по сравнению с металлами s- и p-элементами. Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов d-элементов – (n-1)d 1-10 ns 2 . Начиная с 6 периода появляются металлы f-элементы, которые объединены в семейства по 14 элементов (за счет сходных химических свойств) и носят особые названия лантаноидов и актиноидов. Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов f-элементов – (n-2)f 1-14 (n-1)d 0-1 ns 2 .

Получение металлов

Щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий получают электролизом расплавов солей или оксидов этих элементов:

2NaCl = 2Na + Cl 2

CaCl 2 = Ca + Cl 2

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

Тяжелые металлы получают восстановлением из руд при высоких температурах и в присутствии катализатора (пирометаллургия) (1) или восстановлением из солей в растворе (гидрометаллургия) (2):

Cu 2 O + C = 2Cu + CO (1)

CuSO 4 + Fe = Cu + FeSO 4 (2)

Некоторые металлы получают термическим разложением их неустойчивых соединений:

Ni(CO) 4 = Ni + 4CO

Химические свойства металлов

Металлы способны реагировать с простыми веществами, такими как кислород (реакция горения), галогены, азот, сера, водород, фосфором и углеродом:

2Al + 3/2 O 2 = Al 2 O 3 (оксид алюминия)

2Na + Cl 2 = 2NaCl (хлорид натрия)

6Li + N 2 = 2Li 3 N (азид лития)

2Li+2C = Li 2 C 2 (карбид лития)

2K +S = K 2 S (сульфид калия)

2Na + H 2 = NaH (гидрид натрия)

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 (фосфид кальция)

Металлы взаимодействуют друг с другом, образуя интерметаллические соединения:

3Cu + Au = Cu 3 Au

Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов:

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

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

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

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода способны реагировать с кислотами:

2Al + 6HCl = 2AlCl 3 + 3 H 2

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + 2H 2

Fe + H 2 SO 4 = FeSO 4 + H 2

Примеры решения задач

ПРИМЕР 1

ПРИМЕР 2

Задание	При действии на смесь меди и железа массой 20 г избытком соляной кислоты выделилось 5,6 л газа (н.у.). Определить массовые доли металлов в смеси.
Решение	Медь не реагирует с соляной кислотой, поскольку стоит в ряду активности металлов после водорода, т.е. выделение водорода происходит только в результате взаимодействия кислоты с железом. Запишем уравнение реакции: Fe + 2HCl = FeCl 2 + H 2 Найдем количество вещества водорода: v(H 2) = V(H 2) / V m = 5,6 / 22,4 = 0,25 моль Согласно уравнению реакции: v(H 2) = v(Fe) = 0,25 моль Найдем массу железа: m(Fe)= v(Fe) M(Fe) = 0,25 56 = 14 г. Рассчитаем массовые доли металлов в смеси: ω Fe = m Fe /m mixture = 14 / 20 = 0,7 = 70% ω Cu = 100 – 70 = 30%
Ответ	Массовые доли металлов в смеси: 70% железа, 30% меди

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Методы получения металлов

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

пирометаллургические

гидрометаллургические

электрометаллургические

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

Восстановление металлов из соединений при высокой температуре

Восстановление металлов из водных растворов их соединений

Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока

Химическиесвойства металлов

Взаимодействие с простыми веществами:

1. с галогенами:

Na + Cl2 → 2NaCl

2. с кислородом:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

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

3. с серой:

4. с азотом:

3Mg + N2 →Mg3N2

5. с фосфором:

3Ca + 2P→ Ca3P2

6. с водородом:

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

Взаимодействиесо сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al+3H2SO4 → Al2(SO4)3+ 3H2

2Al+ 6H + 3SO4 → 2Al + 3SO4 + 3H2

2Al + 6H→ 2Al + 3H2

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

2. с водными растворами солей:

Zn+ Pb(NO3)2 → Zn(NO3)2 + Pb

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

Zn + Pb = Zn + Pb

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

3. с водой:

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

2Na + 2HOH→ 2NaOH + H2

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

Zn + H2O→ ZnO +H2

Характеристика металлов главной подгруппы I группы.

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

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

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

1. Активно взаимодействуют с водой:

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

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl →2NaCl + H2

3. Реакция с кислородом:

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

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

4.В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

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

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

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

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

II группы.

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

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

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

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

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

Радийявляется радиоактивным химическим элементом.

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

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

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

Все металлыэтой группы легко реагируют с галогенами:

Mg + Cl2 = MgCl2

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

Ca + H2 = CaH2 (гидридкальция)

3Mg + N2 = Mg3N2 (нитридмагния)

Ca + 2C = CaC2 (карбидкальция)

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

CaC2 + 2H2O = CaOH)2+ C2H2

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

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

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

Остальныеметаллы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:

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

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

Be + 2HCl = BeCl2 + H2

Разбавленнуюазотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитратааммония:

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

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

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

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2+ H2

Магний ищелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.

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

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2

V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO

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

BeF2 + Mg = Be + MgF2

MgO + C = Mg + CO

3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3

3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3

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

Получение:

1) Окисление металлов (кроме Ba, которыйобразует пероксид)

2)Термическое разложение нитратов или карбонатов

CaCO3 –t°→CaO + CO2­

2Mg(NO3)2 –t°→ 2MgO + 4NO2­ + O2­

Характеристикаэлементов главной подгруппы III группы. Алюминий.

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

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

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

Взаимодействие с простымивеществами:

1. с галогенами:

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

2. с кислородом:

4Al + 3O2 → 2Al2O3

3. с серой:

2Al+ 3S → Al2S3

4. с азотом:

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

Взаимодействиесо сложными веществами:

1. с кислотами:

2Al+ 6HCl → 2AlCl3 + 3H2

2. со щелочами:

2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H2

Если NaOH в твердом состоянии:

2Al+ 2NaOH + 6H2O → 2NaAlO2 + 3H2

3. с водой:

2Al + 6H2O→2Al(OH)3 + 3H2

Свойстваоксида и гидроксида алюминия:

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

2Al(OH)3→ Al2O3 + 3H2O

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

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

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

Основные свойства:

Al2O3 + 6HCl→2AlCl3 + 3H2O

2Al(OH)3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 6H2O

Кислотные свойства :

Al2O3 + 6KOH +3H2O →2K3

2Al(OH)3+ 6KOH → K3

Al2O3 + 2NaOH→2NaAlO2 + H2O

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

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

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

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

Переходные металлы.

Железо.

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

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

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

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

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

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

3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2,

Fe3O4+ CO = 3FeO + CO2,

FeO + CO = Fe + CO2.

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

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

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

Fe + S = FeS Сульфид железа (II)

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

3Fe + C = Fe3C Карбид железа (цементит)

3Fe + Si = Fe3Si Силицид железа

3Fe + 2P = Fe3P2 Фосфид железа (II)

Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):

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

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

3Fe + 4H2O = Fe3O4+ 4H2­

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

Fe + 2HCl = FeCl2+ H2­

Fe + H2SO4= FeSO4 + H2­

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

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

Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):

Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO­ + 2H2O.

Концентрированная азотная кислотапассивирует железо.

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

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

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

Fe3O4 + CO =3FeO + CO2­.

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

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

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

FeSO4 + 2NaOH =Fe(OH)2¯ + Na2SO4,

Fe2+ + 2OH- =Fe(OH)2¯.

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

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

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

При нагревании гидроксид железа (II)разлагается:

Fe(OH)2 = FeO + H2O.

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

Fe+2 – 1e = Fe+3

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

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

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

А) разложением гидроксида железа(III):

2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3H2O

Б) окислением пирита (FeS2):

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

Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:

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

Fe2O3+ 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,

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

Fe2O3+ Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.

Феррит натрия

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

FeCl3 + 3NaOH =Fe(OH)3¯ + 3NaCl,

Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3¯.

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

Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O

2Fe(OH)3 + 3H2SO4« Fe2(SO4)3+ 6H2O

Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O

Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.

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

Fe+3 + 1e = Fe+2.

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

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

Хром.

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

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

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

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

4Cr + 3O2 –t°→ 2Cr2O3

2Cr + 3Cl2 –t°→ 2CrCl3

2Cr + N2 –t°→ 2CrN

2Cr + 3S –t°→ Cr2S3

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

Cr + 2HCl → CrCl2 + H2­

2Cr + 6HCl + O2 → 2CrCl3 + 2H2O + H2­

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

Cr(OH)2 + 2HCl → CrCl2 + 2H2O

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

2CrCl2 + 2HCl → 2CrCl3 + H2­

4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Cr(OH)3

Соединения трёхвалентного хрома

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

2Cr(OH)3 –t°→ Cr2O3 + 3H2O

4K2Cr2O7 –t°→ 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­

(NH4)2Cr2O7 –t°→ Cr2O3 + N2­+ 4H2O­

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

Cr2O3+ 2NaOH → 2NaCrO2 + H2O

Cr2O3+ Na2CO3 → 2NaCrO2 + CO2­

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

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

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

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

Cr2(SO4)3+ 6NaOH →2Cr(OH)3¯ + 3Na2SO4

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

2Cr(OH)3 + 3H2SO4→ Cr2(SO4)3 + 6H2O

Cr(OH)3 + KOH →K

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

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

K2CrO4+ H2SO4 → CrO3 + K2SO4+ H2O

K2Cr2O7+ H2SO4 → 2CrO3 + K2SO4+ H2O

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

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

Вкислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

В щелочной среде эта реакцияпротекает в обратном направлении:

K2Cr2O7+ 2KOH → 2K2CrO4+ H2O

Всесоединения хрома (VI)- сильные окислители.

4CrO3 + 3S → 3SO2­+ 2Cr2O3

Медь.

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

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

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

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

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

Cu + 2H2SO4 (конц.)=CuSO4 + SO2 +2H2O

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

2Cu + O2 + CO2 +H2O= Cu(OH)2 ∙ CuCO3

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

Cu(OH)2 = CuO + H2O

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

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

Cu(OH)2 + 2KOH = K2

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

Цинк.

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

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

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

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

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

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

Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2+ H2

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

ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2O

ZnO + 2KOH + H2O = K2

Гидроксидцинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:

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

Приполучение цинка его руды подвергают обжигу:

2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2

ZnO + C = Zn + CO

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

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

Понятие о сплавах.

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

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

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

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

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

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