Часть 3. Общие свойства металлов.

Положение Ме в периодической таблице.

В периодической системе 87 металлов. Они находятся в I, II и III группах, в побочных подгруппах всех групп. Кроме того, Ме являются наиболее тяжелые элементы IV, V, VI и VII групп. Многие Ме обладают амфотерными свойствами и могут вести себя как не Ме.

Металлы располагаются в основном в левой и нижней части ПСХЭ. К ним относятся:

Физические свойства Ме.

Для металлов наиболее характерны следующие свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Для всех металлов характерна металлическая кристаллическая решетка: в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны. Наличие последних объясняет высокую электропроводность и теплопроводность, а также способность поддаваться механической обработке. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:

Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg

Все металлы делятся на две большие группы:

Черные металлы

Имеют темно-серый цвет, большую плотность, высокую температуру плавления и относительно высокую твердость. Типичным представителем черных металлов является железо.

Цветные металлы

Имеют характерную окраску: красную, желтую, белую; обладают большой пластичностью, малой твердостью, относительно низкой температурой плавления. Типичным представителем цветных металлов является медь. В зависимости от своей плотности металлы делятся на:

Легкие (плотность не более 5 г/см )

К легким металлам относятся: литий , натрий , калий , магний , кальций , цезий , алюминий , барий.  Самый легкий металл — литий 1л, плотность 0.534 г/см3.

Тяжелые (плотность больше 5 г/см3).

К тяжелым металлам относятся: цинк , медь , железо , олово , свинец , серебро , золото , ртуть и др. Самый тяжелый металл — осмий , плотность 22,5 г/см3. Металлы различаются по своей твердости: — мягкие: режутся даже ножом (натрий , калий , индий ); — твердые: металлы сравниваются по твердости с алмазом, твердость которого равна 10. Хром — самый твердый металл, режет стекло. В зависимости от температуры плавления металлы условно делятся на: 1. Легкоплавкие (температура плавления до 1539°С). К легкоплавким металлам относятся: ртуть — температура плавления —38,9°С; галлий — температура плавления 29,78°С; цезий — температура плавления 28,5°С; и другие металлы. 2. Тугоплавкие (температура плавления выше 1539 С). К тугоплавким металлам относятся: хром — температура плавления 1890°С; молибден — температура плавления 2620°С; ванадий — температура плавления 1900°С; тантал — температура плавления 3015°С; и многие другие металлы. Самый тугоплавкий металл вольфрам — температура плавления 3420°С.

Химические свойства металлов.

В химическом отношении все металлы характеризуются сравнительной легкостью отдачи валентных электронов и способностью образовывать положительно заряженные ионы. Следовательно, металлы в свободном состоянии являются восстановителями. Восстановительная способность различных металлов неодинакова и определяется положением в электрохимическом ряду напряжения металлов:

Li K Rb Cs Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Pt Ag Pt Au Металлы размещены в порядке убывания их восстановительных свойств и усиления окислительных свойств их ионов. Этот ряд характеризует химическую активность металлов только в окислительно-восстановительных реакциях, протекающих в водной среде. Характерными свойствами для металлов являются следующие: Восстановление неметаллов 

Реакции с галогенами и кислородом воздуха протекают с различными скоростями и при различных температурах с разными металлами. Так, щелочные металлы легко окисляются кислородом воздуха и взаимодействуют с простыми веществами, железо и медь взаимодействуют с простыми веществами только при нагревании, золото и платиновые металлы не окисляются вообще. Многие металлы образуют на поверхности оксидную пленку, которая защищает их от дальнейшего окисления. 2Мg + О₂ = 2МgО 4Аl + ЗО₂ = 2А1₂О₃ 2К + Сl₂ = 2КСl Менее энергично металлы взаимодействуют с серой: Сu + S = СuS Fе + S = FеS Трудно вступают в реакцию с азотом и фосфором: ЗМg + N₂ = Мg₃N₂ (нитрид магния) ЗСа + 2Р = Са₃Р₂ (фосфид кальция) Активные металлы взаимодействуют с водородом: Са + Н₂ = СаН₂ (гидрид кальция) Взаимодействие с водой Активные металлы (щелочные металлы) взаимодействуют с водой при обычных условиях с образованием гидроксидов и выделением водорода: 2Nа + 2Н₂О == 2NаОН + Н₂ Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂ 2Аl + 6Н₂O = 2Аl(ОН)₃ + ЗН₂

Способы получения металлов Существуют несколько основных способов получения —металлов. Восстановление: — из их оксидов углем или оксидом углерода (II) ZnО + С = Zn + СО  Fе₂О₃ + ЗСО = 2Fе + ЗСО₂ — водородом WO₃ + 3H₂ =W + 3H₂O СоО + Н₂ = Со + Н₂О — алюминотермия  4Аl + ЗМnО₂ = 2А1₂О₃ + ЗМn Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем) 2ZnS + ЗО₂ = 2ZnО + 2SО₂ ZnО + С = СО + Zn Электролизом расплавов солей СuСl₂, — Сu₂+ 2Сl Катод (восстановление): Анод (окисление): Сu₂+ 2е^- = Сu0                    2Cl - 2е^- = Сl°₂ 

Место переходных элементов в периодической системе.

d-блок в периодической таблице элементов — электронная оболочка атомов, валентные электроны которых с наивысшей энергией занимают d-орбиталь.

Данный блок представляет собой часть периодической таблицы; в него входят элементы от 3 до 12 группы. Элементы данного блока заполняют d-оболочку d-электронами, которая у элементов начинается s²d¹ (третья группа) и заканчивается s²d¹⁰ (двенадцатая группа). Однако существуют некоторые нарушения в этой последовательности, например, у хрома s¹d⁵ (но не s²d⁴) вся одиннадцатая группа имеет конфигурацию s¹d¹⁰ (но не s²d⁹). Одиннадцатая группа имеет заполненные s- и d-электроны.

ОБЩИЕ СВОЙСТВА D-ЭЛЕМЕНТОВ

В периодической системе d-элементы или переходные металлы

расположены в побочных подгруппах (или Б подгруппах) всех восьми групп.

На внешнем энергетическом уровне в атомах этих элементов находится

один или два s-электрона (поэтому эти элементы проявляют свойства металлов) и

идет заполнение d-подуровня предыдущего энергетического уровня.

Поскольку на d-подуровне имеется только пять орбиталей, то в каждом

периоде имеется десять d-элементов. Общую электронную формулу

валентного слоя d-элементов можно выразить формулой: ns2(n-1)d1-10

.Наиболее устойчивыми состояниями для переходных металлов явля-

ются состояния: а) когда d-орбитали предпоследнего электронного уровня

полностью заняты электронами (цинк, кадмий, ртуть); б) когда d-орбитали

предпоследнего электронного уровня заполнены наполовину (т. е. содержат

по одному электрону на каждой d-орбитали), как у марганца, технеция и рения.

При переходе одного s-электрона на d-орбиталь предыдущего энерге-

тического уровня у металлов: Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Ag, Pt, Au достигает-

ся более устойчивое электронное состояние. Поскольку энергии этих двух

подуровней различаются незначительно, то переход s-электрона внешнего

энергетического уровня на d-орбиталь предыдущего энергетического

уровня происходит без больших затрат энергии.

В химических реакциях электроны d-орбиталей участвуют после того,

как оказываются использованными s-электроны внешнего энергетического

уровня. В образовании связей могут участвовать все или только часть

d-электронов предпоследнего энергетического уровня, поэтому образуют-

ся соединения с различной валентностью или степенью окисления (кроме

d-элементов II и III групп).

У d-элементов одного периода изменяется число d-электронов, следо-

вательно, изменяются физические и химические свойства элементов, рас-

положенных в одном периоде. У d-элементов, расположенных в одной47

группе периодической системы с увеличением числа электронных слоев

увеличивается радиус и также происходит изменение свойств. Особенно-

стью d-элементов одной группы является медленное возрастание атомного

радиуса с возрастанием порядкового номера элемента и с увеличением

общего числа электронов. Свойства d-элементов пятого и шестого перио-

да близки по своим свойствам, так как (за счет f-сжатия у элементов шестого

периода) радиусы этих элементов по величине примерно одинаковы.

Особенностями электронного строения d-элементов обусловлены и их

свойства:

а) большое разнообразие проявляемых валентностей и

степеней окисления;

б) способность образовывать различные комплексные

соединения.

. Физические и химические свойства d-элементов

Физические свойства переходных металлов зависят от электронного

строения, от числа неспаренных d-электронов, которые могут участвовать

в образовании связей. Металлы, у которых по 3–4 неспаренных

d-электрона (элементы V–VI групп), имеют максимальную температуру

плавления и кипения. Переходные металлы, имеющие на внешнем

s-подуровне один электрон, как правило, имеют более высокую электри-

ческую проводимость (Cr, Мo и особенно Cu, Ag, Au). Элементы III-Б группы,

имеющие всего один d-электрон, по своим свойствам близки к соседним

щелочноземельным металлом, а металлы II-Б группы с полностью запол-

ненным d-подуровнем близки по свойствам к соседним р-элементам.

Химические свойства. С увеличением порядкового номера в побоч-

ных подгруппах металлические свойства элементов уменьшаются. Все

d-элементы являются восстановителями. Восстановительная способность

в растворах в пределах периода уменьшается. Наиболее сильными восста-

новителями являются металлы III-Б группы. У большинства d-элементов

образуются защитные оксидные пленки, вызывающие их пассивацию и

предохраняющие их от коррозии. Наиболее склонны к пассивации метал-

лы IV–VI групп. Элементы III и II-Б групп (кроме ртути) легко взаимодей-

ствуют с разбавленными кислотами, а лантан взаимодействует и с водой.

Не взаимодействуют с разбавленными кислотами металлы I-Б группы,

ртуть и платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt). 48

Общим свойством d-элементов является способность образовывать

соединения, в которых они проявляют различные степени окисления (кро-

ме d-элементов II группы: цинка и кадмия). Поэтому для большинства

d-элементов характерны окислительно-восстановительные реакции.

Строение и свойства соединений d-элементов зависят от степени окисле-

ния металла. Переходные металлы, проявляющие переменную валент-

ность, в низшей степени окисления с сильными окислителями образуют

соединения, как правило, ионного типа с основными или амфотерными

свойствами. Большинство соединений d-элементов с низшей степенью

окисления проявляют восстановительные свойства. Соединения

d-элементов со слабыми окислителями (N, B, C, H, S, Si) являются металло-

подобными веществами, обладающими электрической проводимостью,

некоторые из них обладают сверхпроводимостью при низких температу-

рах. Для соединений, d-элементов в которых металл находится в высшей

степени окисления, характерны кислотные и окислительные свойства, при

этом они образуют полярные ковалентные химические связи.

С увеличением степени окисления в соединениях d-элементов усили-

ваются кислотные и окислительные свойства:

Mn+2O – Mn+32O3 – Mn

+4O2 – Mn+6O3 – Mn+72O7

Mn(OH)2 – Mn(OH)3 – Mn(OH)4 – H2MnO4 – HMnO4

Кислотные свойства усиливаются, основные свойства уменьшаются

Окислительные свойства усиливаются, восстановительные уменьшаются

Так как атомы d-элементов и их ионы имеют большое число вакант-

ных орбиталей на внешнем (s- и р-орбитали) и предвнешнем (d- и у многих

f-орбитали) энергетическом уровне и относительно большой радиус, то для

них характерны реакции комплексообразования.

При этом d-элементы могут образовывать комплексные соединения

различных типов:

а) нейтральные комплексы [Mn(CO)5] или [Pt(NH3)2Cl2];

б) катионные комплексы [Cu(NH3)4]2+; [Cr(H2O)6]3+

в) анионные комплексы [Fe(CN)6]3-или [PtCl4]2-.

Прочность комплексов с одинаковыми лигандами возрастает с увели-

чением заряда иона металла и уменьшением его радиуса.

Так как переходные металлы и их ионы имеют неспаренные электро-

ны, способные при поглощении световой энергии переходить с основных

энергетических уровней и подуровней на более высокие уровни (в возбуж-49

денное состояние), то большинство ионов металлов и их соединений окра-

шены. Окраска зависит от разности энергии основного и возбужденного

состояний и длин поглощаемого света. Многие d-элементы, особенно

металлы VIII и I групп используются в качестве катализаторов для

различных реакций.

Причины многообразия неорганических элементов

ЭЛЕМЕНТЫ ХИМИЧЕСКИЕ, совокупности атомов с определенным зарядом ядра Z. Д. И. Менделеев определял элементы химические так: "материальные части простых или сложных тел, к-рые придают им известную совокупность физ. и хим. св-в". Взаимосвязи элементов химических отражает периодическая система химических элементов. Порядковый (атомный) номер элемента в ней равен заряду ядра, к-рый в свою очередь численно равен числу содержащихся в ядре протонов. Для каждого элемента химического известны разновидности атомов - изотопы (существующие в природе и полученные искусственно путем ядерного синтеза), различающиеся числом нейтронов в ядрах. Совокупность атомов, характеризующаяся определенной комбинацией протонов и нейтронов в ядре, наз. нуклидом. Атомная масса элемента химического рассчитывается, исходя из значений масс всех его природных изотопов с учетом их относит. распространенности, и выражается в атомных единицах массы, за к-рую принята ¹/₁₂ массы атома углерода ¹²С. Атомная единица массы равна 1,66057 х 10^-27 кг. Суммарное число протонов и нейтронов в ядре равно массовому числу А.  В природе существуют элементы с порядковым номером (число протонов) Z= 1-92, кроме технеция (Z= 43) и прометия (Z=61), к-pыe получают посредством ядерных р-ций. Элементы с Z = 85 (астат) и с Z = 87 (франций) встречаются в ничтожно малых кол-вах как члены природныхрадиоактивных рядов урана и тория. Все известные трансурановые элементы (Z=93-109) получены искусственно.  Формами существования элементов химических в свободном виде являются простые в-ва, к-рые подразделяют на металлы и неметаллы. Характерные особенности металлов: высокие электрич. проводимость и теплопроводность, обусловленные наличием свободных, не связанных с определенными атомами электронов; способность образовывать положительно заряженные ионы при хим. взаимодействиях. Граница междуметаллами и неметаллами довольно расплывчата.  Многие элементы химические существуют в виде неск. простых в-в, к-рые могут отличаться числом атомов в молекулах (напр., кислород О₂ и озонО₃), типом кристаллич. решетки (напр., модификации углерода - графит, алмаз, карбин) или др. св-вами. Это явление наз. аллотропией, в случаеуглерода аллотропия - разновидность полиморфизма. Число известных ныне простых в-в превышает 500. Поскольку определяющим признаком элемента химического служит заряд ядра, то в хим. р-циях элемент сохраняет свою индивидуальность; происходит лишь перераспределениеэлектронов внешних электронных оболочек атомов, тогда как атомные ядра остаются неизменными. Каждый элемент химический характеризуетсястепенями окисления, к-рые могут проявлять атомы данного элемента в хим. соединениях.  В зависимости от положения в периодич. системе элементы химические подразделяют на s-, р-, d- и f-элементы. К s-элементам относят Н, Не, а также металлы главных подгрупп I и П групп периодич. системы, к p-элементам - элементы главных подгрупп III-VIII групп, к d-элементам - металлыпобочных подгрупп I-VIII групп (кроме лантаноидов и актиноидов, принадлежащих к f-элементам); s- и р-элементы наз. непереходными, d- и f-элементы - переходными. Элементы химические, все изотопы к-рых радиоактивны, наз. радиоактивными.  Все элементы химические образовались в результате многообразных сложных процессов ядерного синтеза в звездах и космич. пространстве. Эти процессы описываются разл. теориями происхождения элементов химических, к-рые объясняют особенности распространенности элементов химических в космосе. наиб. распространены в космосе водород и гелий, а в целом распространенность элементов уменьшается по мере роста Z. Такая же тенденция сохраняется и для распространенности элементов химических на Земле, однако на Земле наиб. распространен кислород (47% от массы земной коры), далее следуют кремний (27,6%), алюминий (8,8%), железо (4,65%). Эти элементы вместе с кальцием, натрием, калием имагнием составляют более 99% массы земной коры, так что на долю остальных элементов химических приходится менее 1% (см. Кларки химических элементов). Практич. доступность элементов химических определяется не только величиной их распространенности, но и способностью концентрироваться в ходе геохим. процессов. Нек-рые элементы химические не образуют собств. минералов, а присутствуют в виде примесей вминералах других. Они наз. рассеянными (рубидий, галлий, гафний и др.). Элементы химические, содержание к-рых в земной коре менее 10^-2-10^-3 %, объединяются понятием "редких" (см. Редкие элементы).  Благородные газы встречаются в природе исключительно в виде простых в-в, нек-рые элементы - в виде простых в-в и соединений, но большинство - только в форме соединений. Большая часть простых в-в при нормальных условиях -твердые; бром и ртуть - жидкости; водород, азот, кислород,благородные газы, фтор и хлор - газы.  В разл. историч. эпохи в понятие "элемент" вкладывался разный смысл. Представление о том, что все элементы химические имеют материальный характер, а их число м. б. велико, высказал в 1661 Р. Бойль; он же предложил первое определение элемента как в-ва, неразложимого на составные части. В 1789 А. Лавуазье охарактеризовал элементы как предел разлагаемости в-в и составил первый список элементов химических - "Таблицу простых тел". В 1803-04 Дж. Дальтон ввел понятие атомного веса (массы) и опубликовал первую таблицу атомных весов элементов химических. В 1870-х гг. Д. И. Менделеев четко разделил понятия элемента и простого в-ва.  Открытие существующих в природе элементов химических происходило на протяжении длит. времени (табл.). Хронологич. последовательность открытий определялась специфич. св-вами элементов химических и разработкой новых методов хим. анализа. Еще в древности стали известнызолото, серебро, ртуть, железо, олово, свинец, сера, углерод. Они легко извлекаются из содержащих их соединений или встречаются в самородном виде. В средние века, в период господства алхимии, были открыты и изучены мышьяк, сурьма, висмут, цинк, а в 1669 - фосфор (причем фосфор - первый элемент, открытие к-рого м. б. датировано). Массовое и в значит. степени осознанное открытие элементов химических началось в сер. 18 в., чему способствовало развитие пневматич. химии (изучение св-в газов) и в особенности - хим. анализа минералов. Итогом явилось обнаружениеводорода, кислорода, азота, хлора, а также более 20 металлов. Элект-рохим. метод позволил в свободном виде получить натрий, калий, магний и кальций. Спектральный анализ, введенный в хим. практику Р. Бунзеном и Г. Кирхгофом в 1859-60, способствовал открытию рубидия, цезия, таллия,индия, галлия и благородных газов, а также неск. РЗЭ. С помощью радиометрич. метода были открыты полоний, радий, актиний, радон ипротактиний. В 1920-х гг. благодаря рентгеновскому анализу были найдены гафний, рений. Синтез искусственных элементов химических осуществлялся с кон. 30-х гг.