Металлы и их физические свойства

У каждого вещества есть свои особенные, присущие только ему свойства, по которым это вещество можно узнать. Не исключение в этом вопросе и металлы.

1. Блеск.

Если посмотреть на металл, то мы увидим характерный металлический блеск, металлы «блестят» благодаря их способности отражать световые лучи. Но этот блеск можно наблюдать, если металл представляет собой компактную массу.

Алюминий и магний, даже в порошкообразном состоянии, сохраняют свой блеск. А остальные металлы в порошковом состоянии обычно имеют темно-серый или черный цвет.

2. Высокая электро- и теплопроводность.

Металлы славятся очень высокой электро- и теплопроводностью. Способность проводить электрический ток и тепло – идентичны, они расположены в одном порядке: самые лучшие проводники – это медь и серебро, а хуже всего проводят тепло и ток ртуть и свинец.

Чем выше температура – тем ниже электропроводность, и наоборот с понижением температуры – электропроводность увеличивается.

3. Деформируемость.

Каждый металл обладает очень ценным и важным свойством – деформируемостью, т.е. они могут менять форму. Металлы хорошо куются, они пластичны, их можно вытянуть в проволоку или раскатать в листы и т.п.

Металлы и их химические свойства

Атомы металлов легко отдают свои валентные электроны, переходя в ионы с положительным зарядом, – это самое основное химическое свойство металлов. Для типичных металлов характерно то, что их ионы имеют всегда положительный заряд, вследствие того, что они никогда не присоединяют электронов.

При химических реакциях, легко расставаясь со своими валентными электронами, типичные металлы выступают в роли энергичных восстановителей. У каждого металла своя способность к отдаче электронов. Металл тем энергичнее взаимодействует с иными веществами, чем легче отпускает свои электроны.

9-2)Получение металлов. Большое количество металлов находится в природе в виде соединений. Самородными металлами называются те, которые встречаются в свободном состоянии (золото, платина, ртуть, олово). Золото добывают либо отделяя механически от примесей, либо извлекая из породы при помощи реагентов. Остальные металлы получают с помощью химической обработки их соединений. Руды – горные породы и минералы, имеющие в составе соединения металлов, пригодные для получения их промышленным способом (оксиды, сульфиды и карбонаты металлов).

Способы получения металлов:

1) одним из главных способов получения металлов из руд основан на восстановлении их оксидов углем: Cu2O + C = 2Cu + CO;

2) производят выплавку чугуна из железных руд, получение олова из оловянного камня SnO2 и восстановление других металлов из оксидов;

3) Металл можно получить путем электролиза. С его помощью получают одни из наиболее активных металлов.

4) Промышленные способы получения металлов: пирометаллургический, электрохимический, гидрометаллургический.

По характеру протекания восстановительного процесса способы получения металлов делятся на нижеследующие.

Пирометаллургия – восстановление металлов из руд при высоких температурах с помощью углерода, оксида углерода (II), водорода, алюминия, магния и др.

Например,     Cu₂O + C = 2Cu + CO.

Гидрометаллургия – восстановление металлов из солей в растворе.

Например,     CuO + H₂SO₄ = CuSO₄ + H₂O,

                        CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄.

Электрометаллургия – восстановление металлов в процессе электролиза растворов и расплавов солей.

9-3,4) По своему электронному строению металлы делятся на s-, p-, d- и f-металлы.

s-металлы расположены в 1 и 2 группах Периодической системы химических элементов, р-металлы – в 13, 14, 15, 16 группах. Все они, за исключением германия, олова, свинца, сурьмы, висмута и полония, на внешнем энергетическом уровне имеют 1–3 электрона.

Электронные конфигурации валентных электронов s- и р-металлов приведены в таблице:

ns1	ns2	ns2np1	ns2np2	ns2np3	ns2np4
Li	Be
Na	Mg	Al
K	Ca	Ga	Ge
Rb	Sr	In	Sn	Sb
Cs	Ba	Tl	Pb	Bi	Po

В группах s- и р-металлов число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется, радиус атома увеличивается, электроотрицательность уменьшается, восстановительные свойства усиливаются, металлические свойства усиливаются.

9-5) По своему электронному строению металлы делятся на s-, p-, d- и f-металлы.

Начиная с 4 периода, появляются вставные декады d-элементов, у которых заполняется предвнешний энергетический уровень. d-элементы расположены в 3–12 группах Периодической системы химических элементов, все они являются металлами, имеют большое количество валентных электронов, так как ими являются не только s-, но и d-электроны. Это свойство обеспечивает большое разнообразие степеней окисления и ярко выраженную склонность к комплексообразованию.

Электронные конфигурации валентных электронов d-металлов приведены в таблице:

(n-1)d1ns2	(n-1)d2ns2	(n-1)d3ns2	(n-1)d4ns2	(n-1)d5ns2	(n-1)d6ns2	(n-1)d7ns2	(n-1)d8ns2	(n-1)d9ns2	(n-1)d10ns2
Sc	Ti	V	Cr	Mn	Fe	Co	Ni	Cu	Zn
Y	Zr	Nb	Mo	Tc	Ru	Rh	Pd	Ag	Cd
La	Hf	Ta	W	Re	Os	Ir	Pt	Au	Hg

В группах d-металлов число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется, радиус атома увеличивается, хотя в меньшей степени, чем у s- и р-металлов, восстановительные свойства чаще всего уменьшаются, устойчивость высшей степени окисления увеличивается.

10-1) Неметаллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Расположение их в главных подгруппах соответствующих периодов следующее:

Группа	III	IV	V	VI	VII	VIII
2-й период	B	C	N	O	F	Ne
3-й период		Si	P	S	Cl	Ar
4-й период			As	Se	Br	Kr
5-й период				Te	I	Xe
6-й период					At	Rn

Кроме того к неметаллам относят также водород и гелий.

Характерной особенностью неметаллов является большее число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.

Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал.

Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В свободном виде могут быть газообразные неметаллические простые вещества — фтор, хлор, кислород, азот, водород, инертные газы, твёрдые — иод, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, при комнатной температуре в жидком состоянии существует бром .В молекулярной форме в виде простых веществ в природе встречаются азот, кислород и сера. Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: это вода, минералы, горные породы, различные силикаты, фосфаты, бораты. По распространённости в земной коре неметаллы существенно различаются. Наиболее распространёнными являются кислород, кремний, водород; наиболее редкими - мышьяк, селен, иод.

10-2) Водород — первый элемент периодической системы элементов.

Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Этот простейший атом не имеет аналогов в периодической системе. Он способен терять электрон, превращаясь в катион Н⁺, и в этом отношении сходен со щелочными металлами, которые также проявляют степень окисления 1+. Таким образом, водород имеет двойственную природу, проявляя как окислительную, так и восстановительную способность. По этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, в других — в подгруппу галогенов.

Химические свойства. Энергия связи в молекуле водорода H₂ составляет 436 кДж/моль. Большая величина энергии связи объясняет сравнительно малую активность молекулярного водорода при обычных условиях. Так, при комнатной температуре водород реагирует лишь с фтором:

и с хлором при ультрафиолетовом облучении.

При повышенной температуре водород реагирует со многими веществами: он сгорает в атмосфере кислорода с образованием воды и выделением большого количества теплоты:

Соединения водорода с неметаллами. При нагревании водород обратимо реагирует также с бромом, иодом, серой и азотом, причем с последним только в присутствии катализатора и при высоком давлении.

Водород при нагревании способен реагировать не только с простыми, но и со сложными веществами:

Во всех рассматриваемых реакциях водород является восстановителем, образуя соединения, где его степень окисления равна 1+.

Соединения водорода с металлами. Со многими металлами водород вступает в реакции при повышенных температуре и давлении с образованием гидридов (NaH, KH, СаН₂, где его степень окисления равна 1-:

Гидрид натрия — белое кристаллическое соединение, по физическим свойствам напоминающее хлорид натрия. Однако химические свойства NaH и NaCI сильно различаются. Так, хлорид натрия растворяется в воде и диссоциирует в растворе на ионы. Гидрид натрия водой разлагается с образованием щелочи и водорода:

10-3) Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н₂O.

Вода реагирует при комнатной температуре:

• с активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.)

• с галогенами (фтором, хлором) и межгалоидными соединениями

• с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз

• с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных металлов (кальция, натрия, лития и др.)

• со многими солями, образуя гидраты

Вода реагирует при нагревании:

• с железом, магнием

• с углем, метаном

• с некоторыми алкилгалогенидами

Вода реагирует в присутствии катализатора:

• с амидами, эфирами карбоновых кислот

• с ацетиленом и другими алкинами

• с алкенами

• с нитрилами

Жесткостью называют свойство воды, обусловленное наличием в ней растворимых солей кальция и магния.

Методы устранения-

Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи. Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na₂CO₃ или гашёной извести Ca(OH)₂. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na₃PO₄, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения.

Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование.

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.

10-4) К IVA-подгруппе относятся углерод, кремний, германий, олово, свинец.

На внешнем электронном слое у атомов данных элементов содержится два электрона на s-подуровне и два электрона на p-подуровне. Конфигурация внешней электронной оболочки – ns²np². Для завершения внешней электронной оболочки атомам элементов IVA-подгруппы выгодно как отдавать, так и принимать четыре электрона. В соединениях данные элементы проявляют степени окисления от +4 до -4. С увеличением заряда ядра металлические свойства в подгруппе увеличиваются. Углерод и кремний являются типичными неметаллами, германий проявляет промежуточные свойства, а олово и свинец – типичные металлы. Аналогично изменяются и кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов элементов: от углерода к свинцу основные свойства увеличиваются, а кислотные – уменьшаются. Оксиды и гидроксиды углерода и кремния – кислотные; германия, свинца и олова – амфотерные. С увеличением порядкового номера элемента увеличивается устойчивость элементов со степенью окисления +2.

10-5) К элементам VA-подгруппы относятся азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

Атомы данных элементов на внешнем электронном слое имеют 5 электронов. Конфигурация внешнего слоя ns²np³, поэтому каждый элемент может проявлять степени окисления от -3 до +5. Азот и фосфор – типичные неметаллы, сурьма и висмут – металлы, мышьяк проявляет промежуточные свойства. Оксиды азота и фосфора имеют кислотный характер, оксиды сурьмы – амфотерные. Водородные соединения всех элементов, за исключением висмута, при комнатной температуре газообразные, обладают невысокой устойчивостью и при небольшом нагревании разлагаются (за исключением аммиака).

10-6) К элементам VIA-подгруппы относятся кислород, сера, селен, теллур, полоний.

Атомы данных элементов на внешнем электронном слое имеют 6 электронов. Конфигурация внешнего слоя ns²np⁴, что обуславливает окислительные свойства данных элементов. Окислительная способность уменьшается с увеличением заряда ядра атомов. Кислород и сера являются типичными неметаллами, селен и теллур проявляют промежуточные свойства между металлами и неметаллами (металлоиды), полоний – типичный металл. Кислород является очень сильным окислителем (занимает второе место после фтора), поэтому практически во всех соединениях с другими элементами его степень окисления равна -2 (исключение фторид кислорода (+2) и перекисные соединения (-1)). Другие элементы могут проявлять степень окисления -2, +4, +6.

10-7) К VIIA-подгруппе (галогены) относятся фтор,хлор,бром,йод,астат.

Все элементы обладают электронной конфигурацией внешнего электронного слоя ns²np⁵. Для завершения внешнего электронного слоя атомам не хватает одного электрона, поэтому в соединениях для них характерна степень окисления -1. Фтор является самым электроотрицательным элементом. Все элементы являются типичными неметаллами.

Неметаллические свойства убывают с возрастанием заряда ядра атома, что обусловлено уменьшением силы притяжения внешних электронов к атомному ядру.