Неорганическая химия (166698)

Посмотреть архив целиком

1. Химия металлов


1.1 Общие сведения и классификация


Большинство химических элементов относятся к металлам.

В атомах металлов внешние электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы, как правило, имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей.

В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе (ПС) различают s-, p-, d-, f-металлы. К s-металлам относят элементы, у которых происходит заполнение внешнего s-уровня. Это элементы главных подгрупп I и II групп ПС – щелочные и щелочноземельные металлы. Они наиболее сильные восстановители среди металлов. К числу р-металлов относят элементы IIIIV групп, находящихся в главных подгруппах и расположенных левее диагонали B-At. Металлические свойства этих элементов выражены гораздо слабее. Металлы IVVI групп, примыкающие к диагонали B-At, типичные полупроводники (т.е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов – образование амфотерных гидроксидов. Наиболее многочисленны d-металлы. В ПС они расположены между s- и p-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства: 3d, 4d, 5d и 6d. Кроме Sc и Zn, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (OsO4). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, затем убывает. Эти Элементы типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы ПС (Cu-Ag-Au, Zn-Cd-Hg и т.д.). самая характерная особенность d-элементов – исключительная способность к комплексообразованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов.

Металлы с достраивающимися f-слоями образуют две группы очень похожих между собой элементов – лантаноидов и актиноидов.

Небольшое число металлов (Au, Ag, Pt, Hg) встречаются в природе в свободном состоянии. Большинство же находится в виде минералов и руд. Среди наиболее распространенных природных соединений металлов – оксиды, сульфиды, карбонаты, силикаты, сульфаты.

В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. Железо и сплавы на его основе традиционно называют черными металлами. Cu, Zn, Sn, Pb и некоторые другие относят к цветным металлам.

При н.у. все металлы – твердые кристаллические вещества, за исключением Hg – тяжелой подвижной жидкости (Тпл=-39С).


1.2 Химия s-элементов


Щелочные металлы

Главная подгруппа I группы ПС, называется подгруппой щелочных металлов, включает Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (радиоактивный с наименьшим периодом полураспада Т1/2=22 мин.). Название подгруппы – щелочные металлы – отражает характерные особенности химии этих элементов. Все они имеют один s-электрон на внешнем электронном слое и проявляют окислительное число +1. Единственный валентный электрон атомов щелочных металлов сравнительно слабо связан с ядром, поэтому потенциалы ионизации этих элементов невелики.

Физические свойства щелочных элементов приведены в таблице 1.


Таблица 1.

Элемент

Атомный номер

Относительная атомная масса

Атомный радиус, нм

Ионный радиус, нм

Энергия ионизации, эВ

Окраска пламени

Li

3

7

0.155

0.066

5.390

Коричнево-красная

Na

11

23

0.189

0.095

5.138

Желтая

K

19

39

0.236

0.133

4.339

Фиолетовая

Rb

37

85

0.248

0.148

4.176

Красная

Cs

55

133

0.268

0.169

3.893

Фиолетовая


В твердом состоянии щелочные металлы хорошо проводят электрический ток. Это типичные металлы. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе (Cs со взрывом). Хранят щелочные металлы без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Свойства щелочных металлов закономерно изменяются по группе с увеличением относительной атомной массы (таблица 2).


Таблица 2.

Элемент

tпл, С

tкип, С

Плотность, г/см3

Li

180.5

1317

0.534

Na

97.83

882.9

0.968

K

63.55

760

0.862

Rb

38.9

703

1.525

Cs

28.55

667

1.9


В химическом отношении элементы главной подгруппы I группы схожи. Все они активны, причем с увеличением атомного номера химическая активность металлов усиливается. При взаимодействии с неметаллами щелочные металлы образуют соединения с ионной связью.

В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят значительно левее водорода, причем с увеличением атомного номера (и уменьшением потенциала ионизации) электрохимическая активность металлов увеличивается. Исключение составляет Li – расположение на левом фланге электрохимического ряда напряжений металлов обусловлено исключительно высокой энергией гидратации Li, максимальной среди металлов.

Натрий и калий

Натрий – серибристо-белый металл. В природе встречается только в виде соединений. По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место (2.5% по массе). Минералы натрия очень разнообразны. Наиболее важные из них – галит NaCl (поваренная соль), мирабилит Na2SO410H2O (глауберова соль), натриева селитра NaNO3.

Калий также серибристо-белый металл. Калий занимает седьмое место по распространенности в земной коре ( 2.5% по массе), вслед за натрием. В свободном состоянии в природе не встречается, как и натрий. Важнейшие минералы калия следующие: сильвин KCl (и смешанные калийнатриевые и калиймагниевые минералы), сильвинит (K, Na)Cl, карналлит KClMgCl26H2O, каинит KClMgSO43H2O.

Химические свойства натрия и калия похожи, причем активность калия несколько выше. Оба они отдают внешний s-электрон с образованием ионных соединений.

С кислородом в зависимости от условий натрий и калий образуют оксиды Na2O, K2O или пероксиды Na2O2, K2O2.


2Na + О2 = Na2O2 (горение),

2Na2O2 = 2Na2O + О2 (нагревание)


Взаимодействие натрия и калия с кислородом протекает очень бурно. С водородом натрий при 400 С, а калий при 200 С образуют солеобразные гидриды:


2Na + H2 = 2NaH


Здесь водород выступает в качестве аналога галогенов, образуя ион Н-.

При обычной температуре натрий горит в атмосфере фтора и хлора:


2Na + Cl2 = 2NaCl


Реакция калия в аналогичных условиях протекает со взрывом.

Растирание натрия или калия с серой приводит к образованию полисульфидов:


2Na + nS = Na2Sn (n от 2 до 5)


Натрий и калий легче воды, поэтому кусочки металлов в воде плавают, бурно реагируя:


2K + 2H2O = 2КОН + Н2


Выделяющейся водород воспламеняется. В результате реакции получают сильные основания (щелочи). Загоревшийся натрий и калий нельзя тушить водой!

Сплавы натрия и калия со ртутью (амальгамы) – сильные восстановители. Химические реакции амальгированных щелочных металлов протекают так же, как и с чистыми элементами, но гораздо спокойнее без загорания и взрыва. Это свойство амальгам широко используют в лабораторной практике.

Гидроксиды калия и натрия – важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности получают электролизом растворов хлоридов:


NaCl  Na+ + Cl-

12H2O + 2e- = 2OH- + H2

12Сl- - 2е- = Сl2

2H2O + 2Сl- электролиз 2OH- + H2+ Сl2

2H2O + 2NaСl электролиз 2NaOH + H2+ Сl2


Полученный продукт – технический едкий натр – содержит 92-95% NaOH, остальное NaCl и Na2CО3.

В лабораторных условиях раствор гидроксида натрия можно получить, используя соду и известь:


Na2CО3 + Са(ОН)2 = 2NaOH + СaCО3


Щелочи идут на приготовление электролитов щелочных аккумуляторов, на производство мыла, красок, целлюлозы.

При реакции щелочей с кислотами образуются соли:


Случайные файлы

Файл
102715.rtf
96811.rtf
141865.rtf
76281.rtf
115684.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.