Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Химия (Для студентов-иностранцев). Учебное пособие
.pdf
ГЛАВА 7. ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА
МЕТАЛЛОВ И НЕМЕТАЛЛОВ
7.1. Физические свойства металлов
Все химические элементы периодической системы
Д. И. Менделеева делят на две группы: металлы и неметаллы. Из
118 элементов известных в настоящее время на долю металлов
приходится более 80 % (все s-, кроме водорода и гелия, d- и f-
элементы и часть р-элементов). Если в периодической системе от
элемента бора (№ 5) к элементу астату (№ 85) провести диагональ, то в правой верхней части будут находиться неметаллы
(кроме элементов побочных подгрупп), а в левой части – металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, – полуметаллы
или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером и могут проявлять свойства и металлов, и неметаллов.
Металлы подразделяют на следующие группы (семейства):
- щелочные (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr);
- щелочно-земельные (Ca, Sr, Ba, Ra, кроме B e и Mg, кото-
рые находятся вне определённых групп );
- переходные (элементы побочных подгрупп - Sc, Ti, Fe,
Cu, Zn, Ag, La, Pt, Au, Hg, Ac, Sg, Hs, Mt, Ds и т. д.);
- постпереходные (легкие – A l, Ga, Sn и тяжелые – Pb, H g,Cu).
- тугоплавкие (Mo , W);
- цветные (Cu, Ti, Mg и др);
- благородные (Au, Ag и др.).
У атомов металлов во внешнем слое, как правило, содержится
меньше четырех электронов, и они слабо связаны с ядром, так как в
периодах атомные радиусы у металлов больше, чем у неметаллов.
Атомы металлов при химических реакциях теряют валентные электроны. Для сравнения металлических свойств элементов применяется специальная величина – энергия ионизации – это количество
энергии, необходимое для отрыва наиболее связанного электрона от
атома. Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, так как увеличивается радиус атомов. Это приводит к
уменьшению энергии ионизации элементов и усилению способно-
171
сти отдавать электроны другим атомам в химических реакциях.
А
том
Атомы металлов, легко отдающие электроны, в химических реакциях выступают в качестве восстановителей, лучшими из которых –
являются металлы I и II групп главных подгрупп.
Атомы металлов связаны между собой металлической связью, обусловленной наличием относительно свободных электронов. Атомы металла, отдающие электронов, превращаются в положительные ионы, которые стремятся снова притянуть к себе
свободно движущиеся электроны. Одновременно другие атомы
металла также отдают электроны. В результате внутри металла
постоянно циркулирует так называемый электронный газ, который прочно связывает между собой все атомы металла. Электроны становятся как бы обобществленными одновременно всеми
атомами металла (рис. 29).
металла
Рис. 29. Металлическая связь
Катион
металла
Электрон
Металлы обладают рядом сходных физических свойств, отличающих их от неметаллов. Чем больше валентных электронов
имеет металл, тем прочнее металлическая связь, тем прочнее
кристаллическая решетка, тем прочнее и тверже металл, тем выше его температура плавления и кипения и т. д.
Все металлы, кроме ртути, при обычной температуре являются твердыми веществами белого (алюминий, серебро, никель),
172
серого (железо, свинец), желтого (золото) или красного (медь)
цвета. По цвету металлы условно делят на черные и цветные.
К черным металлам относятся железо и его сплавы. Все остальные металлы называются цветными.
Металлы обладают более или менее ярко выраженным блеском, который принято называть металлическим. Это связано с
хорошей способностью поверхности металлов отражать свет.
Очень хорошо отражают свет индий и серебро, которые широко
применяются в производстве зеркал и рефлекторов.
Металлы имеют различные температуры плавления. Металлы, имеющие температуру плавления меньше 1000оС, называются легкоплавкими, выше 1000оС – тугоплавкими. Самую низкую
температуру плавления имеет ртуть (-39оС) – самый легкоплавкий металл. Самый тугоплавкий металл – вольфрам (3410оС).
Различия в температурах плавления металлов объясняется разной
прочностью металлической связи, которая возрастает с ростом
числа валентных электронов, участвующих в ее образовании.
Металлы обладают различной твердостью, которую сопоставляют с твердостью алмаза. Наиболее твердым металлом является хром, которым можно резать стекло. Мягкие металлы – натрий, калий – легко режутся ножом.
Для металлов характерна высокая пластичность – это способность тела изменять форму без разрушения под действием
внешних сил и сохранять новую форму после прекращения действия сил. Самый пластичный металл – золото, из которого можно получить фольгу толщиной 0,005 – 0,0001 мм.
Высокая пластичность металлов обусловлена особенностями строения кристаллической решетки. Воздействием внешних
факторов вызывает смещение слоев атомов и катионов кристаллической решетки, но благодаря большой свободы электронов и
перемещения их по всему кристаллу не происходит разрыв металлической связи.
По плотности металлы разделяются на тяжелые и легкие. Тяжелыми считают металлы, плотность которых больше 5 г/см3. Самым тяжелым металлом является осмий (плотность 22,6 г/см3),
самым легким – литий (плотность 0,5 г/см3). Большое применение в
промышленности получили легкие металлы магний и алюминий.
173
Металлы характеризуются высокой электро- и теплопроводностью. Наибольшую электро- и теплопроводность имеют
следующие металлы: Ag, Cu, Au, Al, W, Fe.
Металлы проявляют магнитные свойства. Если при соприкосновении с магнитом металл притягивается к нему и после этого сам становится магнитом, то мы говорим, что металл намагничивается. Хорошо намагничиваются железо, кобальт, никель и
их сплавы. Такие металлы и сплавы называют ферромагнитными.
7.2. Химические свойства металлов
Химические свойства металлов обусловлены способностью
их атомов легко отдавать валентные электроны и превращаться в
положительно заряженные ионы – катионы. Чем легче атомы металла отдают валентные электроны в химических реакциях, тем активнее металл. Степень восстановительной активности металлов
отражает электрохимический ряд напряжений (табл. 16).
Таблица 16
Электрохимический ряд напряжений металлов
Металл Катион Потенциал,Ео, В Металл Катион Потенциал,Ео, В
Li Li
Rb Rb
K K
Ba Ba
Sr Sr
Ca Ca
Na Na
La La
Mg Mg
Al Al
Mn Mn
Zn Zn
Cr Cr
Fe Fe
Cd Cd
Co Co
+
+
+
+2
+
+2
+
+3
+2
+3
+2
+2
+3
+2
+2
+2
-3,04 Ni Ni
-2,98 Sn Sn
-2,93 Pb Pb
-2,91 H
2
-2,90 Sb Sb
-2,87 Bi Bi
-2,71 Cu Cu
-2,38 Cu Cu
-2,37 Tl Tl
-1,70 Hg Hg
-1,19 Os Os
-0,76 Pt Pt
-0,74 Pd Pd
-0,44 Ir Ir
-0,40 Au Au
-0,28 Au Au
+2
+2
+2
H 0
+3
+3
+2
+
+3
+2
2
+2
+2
+2
+3
+3
+
-0,23
-0,14
-0,13
+0,24
+0,32
+0,34
+0,52
+0,72
+0,80
+0,85
+0,96
+0,98
+1,15
+1,50
+1,69
Восстановительная активность металлов в растворах зави-
сит от положения металла в ряду напряжений или от величины
электродного потенциала металла. Чем меньшей величиной элек-
174
тродного потенциала обладает данный металл, тем более активным восстановителем он является.
Все металлы можно разделить на три группы:
первая группа: активные металлы – от начала ряда напря-
жений, то есть от лития до магния;
вторая группа: металлы средней активности от магния до
водорода;
третья группа: малоактивные металлы – от водорода до
конца ряда напряжений, то есть до золота.
Восстановительные свойства металлов позволяют им вступать в реакции с различными окислителями – как с простыми веществами (неметаллами), так и со сложными веществами,
например, с водой, кислотами, солями менее активных металлов,
щелочами.
Металлы, в зависимости от их активности, реагируют со
следующими простыми веществами.
С кислородом реагируют все металлы, кроме золота и платиновых металлов. Реакция с серебром происходит при высоких
температурах, но оксид серебра (II) практически не образуется,
так как он термически неустойчив. В зависимости от металла на
выходе могут оказаться 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.
С азотом реагируют только самые активные металлы, при
комнатной температуре взаимодействует только литий, образуя нитриды: 6Li + N2 = 2Li3N.
При нагревании: 3Ca + N2 = Ca3N2; 2Al + N2 = 2AlN.
Все металлы, кроме золота и платины, реагируют с серой.
Железо взаимодействует с серой при нагревании, образуя сульфид: Fe + S = FeS.
175
Активные металлы и металлы средней активности при нагревании реагируют с фосфором с образованием фосфидов:
3Ca + 2P = Ca3P2.
С водородом реагируют только самые активные металлы,
то есть металлы IA и IIA групп, кроме бериллия. Реакции осуществляются при нагревании, при этом образуются гидриды:
2Na + H2 = 2NaH; Ca + H2 = CaH2.
Все металлы, кроме платины и золота, при нагревании реагируют с галогенами: 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3; 2Cu + I2 = 2CuI.
Платина и золото также при нагревании реагируют только с
фтором: Au + F2= AuF2; Pt + 2F2 = PtF4.
С углеродом реагируют только наиболее активные металлы.
При этом образуются ацетилениды или метаниды:
2Na + 2C = Na2C2.
Ацетилениды при взаимодействии с водой дают ацетилен,
метаниды – метан:
Na2C2 + 2H2O = 2NaOH + C2H2.
Взаимодействие металлов с водой обусловлено их активностью:
- активные (щелочные и щелочноземельные металлы) обра-
зуют растворимые основания (щелочи) и водород:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2;
Ca+ 2H2O = Ca(OH)2 + H
2
- металлы средней активности окисляются водой при на-
гревании, в кислой или щелочной среде до оксида:
Zn + H2O = ZnO + H2;
- малоактивные (Au, Ag, Pt) с водой не реагируют.
С кислотами металлы реагируют по-разному. Металлы,
стоящие в электрохимическом ряду активности металлов до водорода, взаимодействуют практически со всеми кислотами:
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2; 6Na + 2H3PO4 = 2Na3PO4 + 3H2.
Металлы, стоящие в электрохимическом ряду активности металлов после водорода, взаимодействуют с кислотамиокислителями при особых условиях, при этом водород никогда не
выделяется. Так, серная кислота окисляет металлы 1, 2 и частично 3-й группы (включительно до серебра) и в зависимости от ее
концентрации восстанавливается до SO2 - бесцветного газа с рез-
176
коватым запахом, свободной серы, выпадающей в виде белого
осадка или сероводорода H2S – газа с запахом тухлых яиц. Чем
более активным является металл, тем сильнее восстанавливается
сера: Zn + 2H2SO
4Zn + 5H2SO
3Zn + 4H2SO
= ZnSO4 + SO2 + 2H2O;
4(К)
= 4ZnSO4 + H2S + 4H2O;
4(К)
= 3ZnSO4 + S + 4H2O.
4(К)
Азотная кислота любой концентрации окисляет практически все
металлы:
Сu + 4HNO
3Сu + 8HNO
= Сu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
3(к)
= 3Сu (NO3)2 + 2NO + 4H2O.
3(р)
При взаимодействии с активными металлами вариантов реакций с азотной кислотой ещё больше с образованием NO - бесцветный газ с резким запахом, N2O - газ с наркотическим запахом, N2 – газ без запаха, NH4NO3 - бесцветный раствор:
Zn + 4HNO
3Zn + 8HNO
4Zn + 10HNO
5Zn + 12HNO
4Zn + 10HNO
= Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O;
3(к)
= 3Zn (NO3)2 + 2NO + 4H2O;
3(р)
= 4Zn (NO3)2 + N2O + 5H2O;
3(р)
= 5Zn (NO3)2 + 2N2 + 6H2O;
3(р)
= 4Zn (NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.
3(р)
Амфотерные металлы, относящиеся в основном
ко II группе ( Zn, Be, Al, Sn, Pb и др.), взаимодействуют со щелочами. Реакция протекает сплавлением металлов со щелочью:
Pb+2N aOH = Na2PbO2 +Н
2
или при взаимодействии с концентрированным раствором щелочи:
Be + 2NaOH + 2H2О = Na2[Be(OH)4] + H2.
Амфотерные металлы образуют амфотерные оксиды и соответственно амфотерные гидроксиды (взаимодействующие с
кислотами и щелочами с образованием соли и воды), например:
Cr(OH)3+ 3HCl = CrCl3 + 3H2O;
Cr(OH)3+ NaOH = Na[Cr(OH)4].
Металлы взаимодействуют с солями, в результате более
активные металлы вытесняют менее активные металлы из
растворов солей:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al; Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4.
177
Неметаллы – это химические элементы, которые образуют
в свободном состоянии простые вещества, не обладающие физическими и химическими свойствам металлов. Неметаллы – химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые располагаются справа от линии «бор – астат» в верхнем углу периодической системы элементов Д. И. Менделеева и представляют собой p-элементы, за исключением водорода и гелия,
это s-элементы главных подгрупп (табл. 17). Число элементовнеметаллов значительно меньше, чем элементов-металлов. Типичными неметаллическими свойствами обладают десять химических элементов (Н, С, N, Р, О, S, F, Cl, Br, I). Шесть элементов,
которые обычно относят к неметаллам, проявляют двойственные
(и металлические, и неметаллические) свойства ( В, S i, As, S e, Те,
At). И еще семь элементов в последнее время стали включать в
список неметаллов, но формально, по физическим признакам.
Это так называемые благородные или инертные газы (Не, Ne, Аr,
Кr, Хе, Rn, Og), занимающие особое место среди химических
элементов, так как они имеют полностью завершенный внешний
электронный слой и занимают промежуточное положение между
металлами и неметаллами. Итак, двадцать три химических элемента принято относить к неметаллам.
Таблица 17
Расположение неметаллов в периодической системе Д. И. Менделеева
ГруппыПериод
I III IV V VI VII VIII
1 H He
2 B C N O F Ne
3 Si P S Cl Ar
4 As Se Br Kr
5 Te I Xe
6 At Rn
7 Og
Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 %
от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы,
178
фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества,
они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные
элементы Вселенной из них состоят все космические объекты,
включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно
представить нашу жизнь, т. к. жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода.
Элементы-неметаллы образуют простые вещества, которые
при обычных условиях существуют в разных агрегатных
состояниях:
- газы (водород H2, кислород O2, азот N2, фтор F2, хлор Cl2,
благородные газы: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, Og);
- жидкость (бром Br2) ,
- твердые вещества (йод I2, углерод C, кремний Si, сера S,
фосфор P и др.).
В кристаллической решетке неметаллов, как правило, нет
свободных электронов. В связи с этим твердые веществанеметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электричество, не обладают пластичностью.
Неметаллы по сравнению с металлами обладают более широким спектром цветов: красный – у фосфора, бурый – у брома,
желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров
йода и т. д.
Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные – немолекулярное строение (рис. 30).
Атомная решетка придает веществам твердость и повышает температуру плавления, молекулярная решетка – летучесть и небольшую твердость. Неметаллам в большой степени, чем металлам, характерно явление аллотропии – существование двух и более простых веществ одного и того же химического элемента,
различных по строению и свойствам – так называемых аллотропных (или аллотропических) модификаций или форм.
Явление аллотропии обусловлено либо различным составом молекул простого вещества (аллотропия состава), либо способом размещения атомов или молекул в кристаллической решётке (аллотропия формы). Например, кислород имеет две аллотропные модификации: О2 – кислород и О3 – озон. Кислород бесцветен, не имеет запаха; озон имеет выраженный запах, имеет
179
бледно-фиолетовый цвет, он более бактерициден. Фосфор имеет
Немолекулярное
Молекулярное
H2, O2, F2, Cl2, I2Атомные
Молекулярные
11 аллотропных модификаций фосфора. Основные модификации: белый, красный и чёрный фосфор. Белый фосфор ядовит,
светится в темноте, способен самовоспламеняться, диэлектрик,
красный фосфор не ядовит, не светится в темноте, сам по себе не
воспламеняется, черный фосфор химически инертен.
Простые вещества - неметаллы
строение
C, B, Si
строение
F
кристаллические решетки
Рис. 30 . Состав и свойства простых веществ – неметаллов
кристаллические решетки
(в твердом состоянии)
Характерной особенностью неметаллов является то, что у
них во внешнем электронном слое содержится четыре и более
электронов, которые прочно связаны с ядром. Это определяет
большую способность металлов к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.
Наиболее сильные окислительные свойства, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-м и 3-м периодах VI-VII групп. У
атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявлять только степень окисления -1. Самым сильным
окислителем является фтор.
180
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]