Поширення у природі

До найбільш поширених в земній корі металів відносяться Алюміній, Кальцій, Натрій, Калій, Магній, які входять до складу алюмосилікатів. У земній корі вони мають такі масові частки: Аl – 8,8; Ca – 3,60; Na – 2,64; K – 2,60; Mg – 2,10. Алюмосилікати входять до складу багатьох гірських порід і глин. Важливими мінералами Алюмінію є боксит Al₂O_3°nH₂O, корунд (рубін, сапфір) Al₂O₃, кріоліту Na₃AlF₆; Кальцію – мармур та вапняк CaCO₃, гіпс CaSO₄·2H₂O, флюорит CaF₂, фторапатрит Ca₅(PO₄)₃F; Na – галіт (кам’яна сіль) NaCl, мірабіліт (глауберова сіль) Na₂SO₄·10H₂O; К – сильвініт NaCl·KCl, карналіт KCl·MgCl₂·6H₂O, каїніт KCl·MgSO₄·3H₂O; Мg у природі зустрічається у вигляді мінералів магнезиту MgCO₃, доломіту CaCO₃·MgCO₃, у морській воді розчинені MgCl₂ та MgSO₄. Інші метали зустрічаються в природі в значно меншій кількості. Серед мінералів інших металів можна відмітити амблігоніт LiAl[PO₄F] та сподумен LiAl[(SiO₃)₂], берил 3BeO·Al₂O₃·6SiO₂ та хризоберил Be(AlO₂)₂, целестин SrSO₄ та стронціан SrCO₃, барит ВаSO₄ та вітерит ВаCO₃, аргідоніт 4Ag₂S·GeS₂, каситериту SnO₂, галеніт PbS, тінкал Na₂B₄O₇H₂O.

Інші елементи ІІІ групи, а також IV–V є рідкісними і розсіяними елементами: їх вміст в земній корі порядку 10^–3–10^–5%. Вони, як правило, зустрічають у вигляді домішок до природних сполук Цинку, Плюмбуму, Феруму, найчастіше у вигляді сульфідів. Відомі сульфідні мінерали: As₂S₃ – ауріпігмент, As₂S₄ – реальгар, Sb₂S₃ – антимоніт, Bi₂S₃ – бісмутін, FeAsS – арсенопірит, PbS – галеніт та оксидні: SnO₂ – каситерит

Прості речовини

Фізичні властивості. Прості речовини є металами, окрім германію, арсену, стибію, бісмуту. Металам властиві металевий блиск, непрозорість, теплопровідність, хороша електрична провідність, пластичність. Лужні та лужноземельні метали – сріблясто-білі кристалічні речовини з малою густиною, м’які (деякі ріжуться ножем), легкоплавкі. На повітрі окиснюються, тому їх зберігають під шаром гасу. Берилій, магній, алюміній, індій, талій, олово стійкі до дії повітря завдяки існуванню на їх поверхні щільної оксидної плівки.

Алюміній, індій та галій – сріблясті легкоплавкі метали (t_пл.(Ga) = 29,8^oC) з малою густиною. Із всіх відомих речовин галій має найбільший температурний інтервал існування рідкого стану, що дозволяє використовувати його в термометрах для вимірювання високих температур. Індій найбільш рівномірно відбиває світлові хвилі, тому його використовують для виробництва дзеркал. На повітрі алюміній, індій, галій покриваються захисною оксидною плівкою, в той час як талій повільно окиснюється.

Станум існує в вигляді білого блискучого металу (олово) та сірого крихкого напів­про­відника, що утворюється з білого олова при пониженні температури. Свинець – м’який, пластичний легкоплавкий метал, покритий синювато-сірою окисною плівкою, тому не має металічного блиску.

Германій, арсен, стибій, бісмут мають атомну кристалічну гратку, що вказує на наближення їх властивостей до властивостей неметалів. Тому існують їх неметалічні і металічні модифікації, більш стійкими з них є металічні. Германій та металічний арсен – сріблясто-сірі речовини з металічним блиском. Стибій – кристалічний порошок сріблясто-білого кольору, а бісмут в конденсованому стані має сріблясте з червонуватим відтінком забарвлення. Всі вони електропровідні, але крихкі. Германій та арсен є напівпровідниками.

Хімічні властивості.

s-метали виявляють високу хімічну активність, що зростає в групах із збільшенням порядкового номеру. У всіх реакціях вони є сильними відновниками. Тільки берилій проявляє амфотерні властивості – взаємодіє і з кислотами, і з лугами. Для них характерні реакції з неметалами, водою, кислотами, оксидами. Приклади відповідних реакцій подано нижче в таблиці.

Основні взаємодії	Приклади реакцій	Особливості реакцій
З неметалами:
а) галогенами:	2K + І2  2KІ Ba + І2  BaІ2 2Na+Br2  2NaBr	лужні метали самозаймаються у фторі, хлорі, парі брому
б) киснем:	4Li + O2  2Li2O 2Ca + O2  2CaO 2Na + O2  Na2O2 Вa + O2  ВаO2 К + О2  КО2	окислюються киснем повітря, рубідій і цезій самозаймаються, найбільш активні утворюють пероксиди
в)халькоге­нами:	2K + S  K2S Mg + S  MgS	Be i Mg взаємодіють при нагріванні
г) іншими	6Na + N2  2Na3N 3Ba + N2  Ba3N2 2Na + H2  2NaH Ba + H2  BaH2 2К+2С  К2С2 2Mg + 3C  Mg2C3 Ca + 2C = CaC2	взаємодіють з H2, N2, P, C, B при нагріванні
З водою:	2Na+2HОН2NaОH+Н2 Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2	К при взаємодії займається, Rb і Cs реагують з вибухом, Be i Mg вступають у взаємодію після механічного зняття оксидної плівки
З кислотами:
a) неокисниками:	2Na+2HCl2NaCl+Н2 2Na+H2SO4Na2SO4+Н2 Ве+2HClВеCl2+Н2
б) окисниками:	8Na+5H2SO4(к)  4Na2SO4+H2S+4H2O 8Na+10HNO3(р)8NaNO3+NH4NO3+3H2O 8Na+10HNO3(к)8NaNO3+N2O+5H2O 4Ca+10HNO3(р)4Ca(NO3)2+NH4NO3+3H2O	H2SO4(к) відновлюється до H2S; HNO3(р) – до NH3 (NH4NO3); HNO3(к) – до N2O; Ве пасивується
в) з лугами	2NaOH + Be  Na2BeO2 + H2 або 2NaOH + Be+2Н2О  Na2[BeOH]4 + H2	амфотерні властивості проявляє тільки Ве
З оксидами:	6Na+Fe2O3  2Fe+3Na2O 4Li + CO2  C + 2Li2O 2Ca+MnO2  Mn + 2CaO 2Mg + CO2  C + 2MgO	Відновлюють менш активні метали та неметали з їх оксидів

Аналогічні властивості проявляють і р-метали, однак в зв’язку з послабленням їх металічних властивостей в порівнянні з s-металами, а також з тим, що ці метали можуть проявляти декілька ступенів окиснення, відповідні реакції мають певні особливості.

Взаємодія з неметалами: р-метали окиснюються під дією сильних окисників – в першу чергу галогенів, кисню, халькогенів. Склад одержаних при цьому сполук залежить від декількох факторів: можливого ступеня окиснення металу, окислювальної здатності окисника, відносних кількостей взаємодіючих речовин. Сильні окисники здатні окислювати метали до максимально можливих ступенів окиснення. Продукти взаємодії р-металів з відповідними неметалами показано нижче в таблиці:

Реакція	Продукти взаємодії металів
	ІІІ групи	ІV групи	V групи
Ме+Гал2 	AlF3; AlCl3; AlBr3; AlI3
	GaF3; GaCl3; GaBr3; GaI3	GeF4; GeCl4; GeBr4; GeI4	AsF3 (AsF5); AsCl3 (AsCl5); AsBr3 (AsBr5); але AsI3
	InF3; InCl3; InBr3; InI3	SnF4; SnCl4; SnBr4; SnI4	SbF3 (SbF5); SbCl3 (SbCl5); SbBr3 (SbBr5); але SbI3
	TlF3; TlCl3; TlBr3; TlI3	PbF2; PbCl2; PbBr2; PbI2	BiF3 (BiF5); BiCl3; BiBr3; BiI3
Ме+О2	Al2O3
	Ga2O3	GeO2	As2O3
	In2O3	SnO2	Sb2O3
	Tl2O3	PbO	Bi2O3
Ме+Халькоген	Al2S3; Al2Se3; Al2Te3
	Ga2S3; Ga2Se3; Ga2Te3	GeS2; GeSe2; GeTe2	As2S3; As2Se3; As2Te3;
	In2S3; In2Se3; In2Te3	SnS2; SnSe2; SnTe2	Sb2S3; Sb2Se3; Sb2Te3
	Tl2S (Tl2S3); Tl2Se;Tl2Te	PbS; PbSe; PbTe	Bi2S3; Bi2Se3; Bi2Te3

У взаємодію з іншими неметалами (слабшими окисниками) вступають тільки найбільш активні метали. Наприклад, алюміній взаємодіє з азотом, вуглецем:

2Al+N₂  2AlN; 4Al+3C  Al₄C₃

Взаємодія з водою та розчинами кислот-неокисників: При вивченні можливих взаємодій необхідно враховувати покриття металу оксидною плівкою, розташування металів в ряду напруг, а також розчинність у воді продуктів реакції – оксидів, гідроксидів, солей.

В ряду напруг Ge, As, Sb, Bi розміщені після Н, тому вони його не витісняють, a Sn, Pb – безпосередньо перед Н; Al, Ga, In, Tl – активні металами.

Реакція	Продукти взаємодії металів
	ІІІ групи	ІV групи	V групи
Ме+НОН 	Al(OH)3+H2 (після видалення оксидної плівки)
	Ga, In, Tl не взаємодіє	Ge, Sn, Pb не взаємодіє	As, Sb, Bi не взаємодіє
Ме+HCl (H2SO4) 	AlCl3+H2
	GaCl3+H2	Ge не взаємодіє	As, Sb, Bi не взаємодіє
	InCl3+H2	SnCl2+H2
	Tl не розчиняється внаслідок утворення на його поверхні нерозчинних солей відповідної кислоти	Pb не розчиняється внаслідок утворення на його поверхні нерозчинних солей відповідної кислоти
Ме+кислота, що утворює розчинні солі		2CH3COOH+Pb = (CH3COO)2Pb+H2

Взаємодія з кислотами-окисниками: При вивченні можливості взаємодії металів необхідно враховувати можливість пасивування поверхні металу, а також розуміти механізм окиснення металу з допомогою концентрованих кислот: спочатку метал окиснюється до характерного йому оксиду, а потім, в залежності від характеру цього оксиду, той або розчиняється в надлишку кислоти з утворенням відповідної солі (основні оксиди), або залишається в осаді (нерозчинні у воді оксиди), або з водою утворює відповідну кислоту (кислотні оксиди).Так,

• метали ІІІ групи:

Al: не розчиняється в розбавл. і конц. HNO₃ та конц.H₂SO₄ : пасивується поверхня.

Ga i In: In+6HNO₃ = In(NO₃)₃+3NO₂+3H₂O (розчин. з утворенням сполук Ga(III) i In(III))

Tl: Tl+4HNO₃ = 3TlNO₃+NO+2H₂O (розчин. з утворенням сполук Tl(I))

• метали ІV групи:

Ge: Ge+4H₂SO₄конц. = Ge(SO₄)₂+2SO₂+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням сполук Ge(IV))

Ge+4HNO₃конц.= H₂GeO₃+4NO₂+2H₂O (розчиняється як неметал з утворенням сполук Ge(IV))

Ge в розбавленій HNO₃. не розчиняється

Sn: Sn+4H₂SO₄конц. = Sn(SO₄)₂+2SO₂+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням Sn(IV))

3Sn+8HNO₃розб = 3Sn(NO₃)₂+2NO+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням Sn(II))

Sn+4HNO₃конц.= H₂SnO₃+4NO₂+2H₂O (розчиняється як неметал з утворенням Sn(IV))

Pb: 3Pb+8HNO₃розб = 3Pb(NO₃)₂+2NO+4H₂O (розчиняється як метал з утворенням Pb(II))

Pb+4HNO₃конц. = Pb(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O (розчиняється як метал з утворенням Pb(II))

• метали V групи:

As: 2As+5H₂SO₄конц. = 2H₃AsO₄+5SO₂+2H₂O(розчиняється як неметал з утворенням As(V))

3As+5HNO₃конц.+2H₂O = 3H₃AsO₄+5NO (розчиняється як неметал з утворенням As(V))

Sb: 2Sb+10HNO₃конц. = Sb₂O₅+10NO₂+5H₂O(розчиняється як неметал з утворенням Sb(V))

2Sb+2HNO₃розб. = Sb₂O₃+2NO+H₂O (розчиняється як неметал з утворенням Sb(V))

Bi: Bi не розчиняється в HNO₃конц.– пасивується поверхня.

Bi+4HNO₃розб = Bi(NO₃)₃+NO+2H₂O (розчиняється як метал з утворенням Bi(III))

У водних розчинах лугів розчиняються деякі метали, що розташовані в ряду напруг до Н і утворюють амфотерні гідроксиди (берилій, алюміній, олово, свинець тощо):

Ве+2NaOH+2H₂O = Na₂[Ве(OH)₄]+H₂; аналогічно – Sn, Pb

2Al+2KOH+6H₂O = 2K[Al(OH)₄]+3H₂; аналогічно – Ga

З оксидами металів у взаємодію вступають активні р-метали:

2Al+Cr₂O₃ Al₂O₃+2Cr

8Al+3Fe₃O₄ 4Al₂O₃+9Fe