Информационный блок Тема: Простые вещества – металлы и неметаллы Общая характеристика, способы получения и свойства.

1. Металлы.

Металлы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами, такими как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.

Металлы — один из самых распространённых материалов, используемых цивилизацией на протяжении практически всей её истории.

Положение металлов в периодической системе

Из элементов групп А ( главных групп ) металлами являются все элементы групп IA ( кроме водорода ) и IIА, а также часть элементов групп IIIА – VIА, расположенных ниже условленной границы от бора к астату. Это s-элементы I и II групп, p-элементы главных подгрупп ниже диагонали Be - At и все d и f элементы.К металлам относятся все элементы групп В периодической системы.

Металлы в ПС составляют 80% от всех элементов.

На внешнем энергетическом уровне у большинства металлов 1 или 2 электрона (исключение составляют Ge, Sn, Pb – 4 электрона, Bi – 5 электронов и Ро – 6 электронов). Атомы металлов имеют большое число свободных валентных орбиталей и могут являться акцепторами электронов при образовании химических связей.

Валентными могут быть электроны как внешнего, так и предвнешнего уровней (число валентных электронов равно номеру группы).

Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость, хорошая проводимость тепла и электричества.

В природе металлы встречаются:

• в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть

• в виде оксидов: магнетит Fe₃O₄, гематит Fe₂О₃ и др.

• в виде смешанных оксидов:

каолин Аl₂O₃ • 2SiO₂ • 2Н₂О,

алунит (Na,K)₂O • АlО₃ • 2SiO₂ и др.

В виде различных солей:

карбонатов: мел, мрамор СаСО₃, магнезит МgСО₃.

сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,

хлоридов: сильвин КСl, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl,

карналлит КСl • МgСl₂ • 6Н₂О

сульфатов: барит ВаSO₄

фосфатов: апатит Са₃(РО₄)₂

Источник получения металлов – руды. Руды состоят обычно из нескольких металлов.

Способы получения металлов

1. Пирометаллургия - восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью восстановителей

Пирометаллургия в зависимости от восстановителя делится на виды:

а) карботермия (восстановители C или CO)

Cu₂O + C = 2Cu + CO

Cu₂O + CO = 2Cu + CO₂

б) металлотермия ( восстановители металлы, например алюминотермия, магнийтермия)

Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe

в) водородотермия

CuO + H₂ = Cu + H₂O

2. Гидрометаллургия – способ получения металлов из растворов солей.

Оксид металла растворяют в кислоте, получают электролит. Затем металл восстанавливают или выделяют электролизом

CuO + H₂SО₄ = CuSО₄ + H₂O

CuSО₄ + Fe = Cu + FeSО₄

Таким образом получают Au, Ag, Zn, Cd.

3. Электрометаллургия – способ получения металлов путем восстановления их из различных оксидов, щелочей или хлоридов с помощью электрического тока.

Так получают очень чистые Na, Al, Mg, щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов природных соединений.

Для получения металлов высокой степени чистоты из очищаемого металла изготавливают анод. При электролизе он растворяется, ионы металла переходят в раствор, а на катоде они восстанавливаются и осаждаются на нем.

Методом электрометаллургии получают электролитически чистые металлы: Cu, Ag, Ni, Pb, Fe.

Химические свойства металлов

На внешнем электронном уровне у большинства металлов небольшое количество электронов (1-3), поэтому они в большинстве реакций выступают как восстановители (то есть «отдают» свои электроны).

По степени химической активности металлы располагаются в ряд напряжений (электрохимический ряд напряжений):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Be, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Hg, Ag, Pt, Au

В ряду напряжений металлы располагаются в порядке убывания восстановительной активности.

Для металлов характерны следующие химические реакции:

1. Реакции с простыми веществами

а) С кислородом реагируют все металлы, кроме золота, платины. Реакция с серебром происходит при высоких температурах, но оксид серебра(II) практически не образуется, так как он термически неустойчив.

В зависимости от активности металла образуются оксиды, пероксиды, надпероксиды:

4Li + O₂ = 2Li₂O оксид лития

2Na + O₂ = Na₂O₂ пероксид натрия

K + O₂ = KO₂ надпероксид калия

Чтобы получить из пероксида оксид, пероксид восстанавливают металлом:

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

Со средними и малоактивными металлами реакция происходит при нагревании:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄

2Hg + O₂ = 2HgO

2Cu + O₂ = 2CuO

б) С азотом реагируют только самые активные металлы, при комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды:

6Li + N₂ = 2Li₃N

При нагревании:

2Al + N₂ = 2AlN

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

в) С серой реагируют все металлы, кроме золота и платины.Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид:

Fe + S = FeS

г) С водородом реагируют только самые активные металлы, то есть металлы IA и IIA групп кроме Be. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды. В реакциях металл выступает как восстановитель, степень окисления водорода в гидридах −1:

2Na + H₂ = 2NaH

Mg + H₂ = MgH₂

д) С углеродом реагируют только наиболее активные металлы. При этом образуются карбиды. Среди них выделяют ацетилениды и метаниды. Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен, метаниды — метан.

2Na + 2C = Na₂C₂

Na₂C₂ + 2H₂O = 2NaOH + C₂H₂

Al₄C₃ + 12H₂O = 4Al(OH)₃↓ + 3CH₄↑

2. Реакции с кислотами. Металлы, стоящие до водорода в электрохимическом ряду напряжений вытесняют H₂ из HCl, разбавленной H₂SO₄ и других типичных кислот:

Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂

Mg + 2HCl → MgCl₂  + H₂

Mg + 2H⁺ + 2Cl^-  → Mg²⁺ + 2Cl^- + H₂

Mg + 2H⁺  → Mg²⁺ + H₂

(кроме кислот-окислителей H₂SO_4конц. и HNO₃)

• Концентрированная серная кислота в реакциях с металлами не выделяет водород. H₂SO_{4 конц.} является окислителем за счет S⁺⁶ , поэтому при взаимодействии с металлами разной активности образуются разные продукты:

акт. металлы Н₂S^-2

H₂SO_{4 конц.} неакт. металлы S⁺⁴О₂

пассивирует AI,Cr,Fe

Cu +  2H₂SO_{4 конц.} → CuSO₄ + SO₂+ 2H₂O

4Cа +  5H₂SO_{4 конц.} → 4CаSO₄ + Н₂S + 4H₂O

3 Zn + 4 H₂SO_4конц.→ 3 ZnSO₄  + S + 4 H₂O

• При взаимодействии металлов с азотной кислотой водород не выделяется. Это связано с тем, что азотная кислота содержит в своей молекуле сильный окислитель – азот в степени окисления +5. Поэтому с металлами в первую очередь реагирует более активный окислитель N⁺⁵, а не H⁺, как в других кислотах. Состав продуктов в этих окислительно-восстановительных реакциях зависит от многих факторов: активности металла, концентрации кислоты, температуры.

Cu + 4 HNO₃(конц.) =Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O

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

4Cа + 9HNO₃(разб) → 4Cа(NO₃)₂ + NН₃ + 3H₂O

4Cа + 10HNO₃(конц) → 4Cа(NO₃)₂ + N₂O + 5H₂O

Есть металлы, которые реагируют с разбавленными кислотами, но не реагирует с концентрированными (т.е. безводными) кислотами – серной кислотой и азотной кислотой. Эти металлы – Al, Fe, Cr, Ni и некоторые другие – при контакте с безводными кислотами сразу же покрываются продуктами окисления (пассивируются). Продукты окисления, образующие прочные пленки, могут растворяться в водных растворах кислот, но нерастворимы в кислотах концентрированных.

3. Реакции с растворами солей. Левее стоящий металл вытесняет из раствора соли металлы, расположенные правее в электрохимическом ряду напряжений

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

(исключение составляет PbSO₄ – более активный металл из раствора соли свинец не вытесняет)

Не следует писать химические уравнения щелочных металлов с растворами кислот и растворами солей, так как при этом они сами взаимодействуют с водой.

4. С водой при обычных условиях реагируют металлы, стоящие до магния в ряду активности металлов.

2Na + H₂О = 2NaОH + H₂

Некоторые металлы средней активности реагируют при нагревании или с участием кислорода.

5. Со щелочами металлы не взаимодействуют, за исключением переходных металлов –AI, Zn, Ве, Тi-оксиды и гидроксиды которых имеют выраженный амфотерный характер.

Алюминий легко растворяется в едкой щёлочи с образованием хорошо растворимого комплекса — тетрагидроксиалюмината натрия и водорода:

2АI⁰ + 2NaOH + 6H₂O → 3H₂↑ + 2Na[Al(OH)₄]

2Al⁰ + 2Na⁺ + 2OH⁻ + 6H₂O→ 3H₂↑ +2Na⁺+ 2[Al³⁺(OH)⁻₄]⁻

Особенности металлов d-элементов

К металлам - элементам d - семейства относятся 32 элемента периодической системы. Они входят в 4 - 7 -ой большие периоды.

Строение внешних электронных оболочек атомов описывается общей формулой

(n-1)d^x ns^y,

где х от 1 до 10, у от 1 до 2.

У атомов III - Б группы появляется первый электрон на d - орбитали (Sc - скандий - 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹). В последующих Б группах происходит заполнение d - подуровня до 10 электронов. Отсюда и название - d - семейство.

В периодах с увеличением заряда ядра очень незначительно изменяется радиус, энергия ионизации атома. Это объясняется проникновением nS - электронов под d - электронный слой в соответствие с принципом наименьшей энергии (лантаноидное сжатие).

В группах Б сверху вниз уменьшаются металлические свойства, хотя все d - элементы металлы, и, образуемые ими простые вещества, способны выступать в окислительно-восстановительных реакциях только восстановителями

d - элементы отличаются набором разных степеней окисления элементов:  Mn от +2 до +7 (+2;+3;+4;+6;+7)

Ti от +2 до +4 (+2;+3;+4)

Cr от +2 до +6 (+2;+3;+4;+6)

Низшая степень окисления обусловливает основные и восстановительные свойства, ей соответствует катионная форма d - элемента: 

Mn²⁺; Mn(ОН)₂;

Mn⁺²- 5e → Mn⁺⁷

С увеличением степень окисления элемента происходит усиление окислительной способности и кислотных свойств соединения.

Амфотерные свойства более типичны для соединений с промежуточными степенями окисления:

Cr⁺²О - основной оксид

Cr₂⁺³О₃ - амфотерный оксид

Cr⁺⁶О₃   - кислотный оксид