). Л.П.Іванова, вчитель хімії новинської середньої школи (астраханська обл.) Як розташовуються метали в періодичній системі

Вступ

Метали – прості речовини, що мають у звичайних умовах характерні властивості: високі електропровідність і теплопровідність, здатність добре відображати світло (що обумовлює їх блиск і непрозорість), можливість приймати потрібну форму під впливом зовнішніх сил (пластичністю). Існує й інше визначення металів – це хімічні елементи, що характеризуються здатністю давати зовнішні (валентні) електрони.

З усіх відомих хімічних елементівблизько 90 є металами. Більшість неорганічних сполук – це сполуки металів.

Існує кілька типів класифікації металів. Найбільш чіткою є класифікація металів відповідно до їх положення періодичній системіхімічних елементів – хімічна класифікація

Якщо «довгому» варіанті періодичної таблиці провести пряму лінію через елементи бор і астат, то ліворуч від цієї лінії розташуються метали, а праворуч від неї – неметали.

З погляду будови атома метали поділяють на неперехідні і перехідні. Неперехідні метали розташовуються у головних підгрупах періодичної системи та характеризуються тим, що у атомах відбувається послідовне заповнення електронних рівнів s і р. До неперехідних металів відносять 22 елементи головних підгруп а: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po.

Перехідні метали розташовуються в побічних підгрупах і характеризуються заповненням d-або f-електронних рівнів. До d-елементів відносяться 37 металів побічних підгруп б: Cu, Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc, Y, La, Ac, Ti, Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo , W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.

До f-елементів відносяться 14 лантаноїдів (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Але, Ег, Тm, Уb, Lu) і 14 актиноїдів (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).

Серед перехідних металів виділяють також рідкісноземельні метали (Sc, Y, La і лантаноїди), платинові метали (Ru, Rh, Pd, Оs, Ir, Рt), трансуранові метали (Nр та елементи з більшою атомною масою).

Крім хімічної існує також, хоч і не загальноприйнята, але здавна технічна класифікація металів, що склалася. Вона не така логічна, як хімічна, - в основі її лежить то одна, то інша практично важлива ознака металу. Залізо та сплави на його основі відносять до чорних металів, усі інші метали – до кольорових. Розрізняють легкі (Li, Ве, Мg, Ті та ін.) та важкі метали (Мn, Fе, З, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb та ін), а також групи тугоплавких (Тi, Zr , Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), дорогоцінних (Аg, Аu, платинові метали) та радіоактивних (U, Тh, Nр, Рu та ін) металів. У геохімії виділяють також розсіяні (Ga, Ge, Hf, Re та ін) та рідкісні (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re та ін) метали. Як бачимо між групами чітких кордонів немає.

Історична довідка

Незважаючи на те, що життя людського суспільства без металів неможливе, ніхто точно не знає, коли і як людина почала вперше ними користуватися. Найдавніші письмена, що дійшли до нас, оповідають про примітивні майстерні, в яких виплавили метал і виготовляли з нього вироби. Отже, людина опанувала метали раніше, ніж писемність. Розкопуючи стародавні поселення, археологи знаходять знаряддя праці та полювання, якими користувався чоловік у ті далекі часи, - ножі, сокири, наконечники для стріл, голки, рибальські гачки та багато іншого. Чим давніші поселення, тим грубішими і примітивнішими були вироби людських рук. Найдавніші вироби з металів було знайдено під час розкопок поселень, що існували близько 8 тисяч років тому. Це були в основному прикраси із золота та срібла та наконечники стріл та копій із міді.

Грецьке слово "металон" спочатку означало копальні, копальні, звідси і стався термін "метал". У давнину вважалося, що існує лише 7 металів: золото, срібло, мідь, олово, свинець, залізо та ртуть. Це число співвідносилося з числом відомих тоді планет Сонцем (золото), Місяцем (срібло), Венерою (мідь), Юпітером (олово), Сатурном (свинець), Марсом (залізо), Меркурієм (ртуть) (див. малюнок). За алхімічними уявленнями, метали зароджувалися в земних надрах під впливом променів планет і поступово вдосконалювалися, перетворюючись на золото.

Людина спочатку оволоділа самородними металами – золотом, сріблом, ртуттю. Першим штучно отриманим металом була мідь, потім удалося освоїти отримання сплаву міді соловом - бронзи і пізніше - заліза. У 1556 р. у Німеччині була видана книга німецького металурга Г. Агріколи «Про гірничу справу і металургію» - перший детальний посібник з отримання металів, що дійшов до нас. Щоправда, на той час свинець, олово та вісмут ще вважали різновидами одного металу. У 1789 р. французький хімік А. Лавуазьє у своєму посібнику з хімії дав список простих речовин, до якого включив усі відомі тоді метали - сурму, срібло, вісмут, кобальт, олово, залізо, марганець, нікель, золото, платину, свинець, вольфрам та цинк. У міру розвитку методів хімічного дослідженнячисло відомих металів почало швидко зростати. У 18 в. було відкрито 14 металів, у 19 ст. - 38, у 20 ст. – 25 металів. У першій половині 19 ст. були відкриті супутники платини, отримані шляхом електролізу лужні та лужноземельні метали. У середині століття методом спектрального аналізу було відкрито цезій, рубідій, талій та індій. Блискуче підтвердилося існування металів, передбачених Д. І. Менделєєвим з урахуванням його періодичного закону (це галій, скандій і германій). Відкриття радіоактивності наприкінці 19 в. спричинило пошуки радіоактивних металів. Нарешті, шляхом ядерних перетворень у середині 20 в. були отримані радіоактивні метали, що не існують у природі, зокрема трансуранові елементи.

Фізичні та Хімічні властивостіметалів.

Усі метали - тверді речовини (крім ртуті, яка за звичайних умов рідка), вони відрізняються від неметалів особливим виглядомзв'язку (металевий зв'язок). Валентні електрони слабо пов'язані з конкретним атомом, і всередині кожного металу існує так званий електронний газ. Більшість металів мають кристалічну структуру, і метал можна представити як «жорсткі» кристалічні ґрати з позитивних іонів (катіонів). Ці електрони можуть більш-менш пересуватися металом. Вони компенсують сили відштовхування між катіонами і тим самим пов'язують їх у компактне тіло.

Всі метали мають високу електричну провідність (тобто вони провідники на відміну від неметалів-діелектриків), особливо мідь, срібло, золото, ртуть і алюміній; висока та теплопровідність металів. Відмінною властивістю багатьох металів є їх пластичність (ковкість), внаслідок чого вони можуть бути прокатані в тонкі листи (фольгу) і витягнуті в дріт (олово, алюміній та ін), проте зустрічаються досить крихкі метали (цинк, сурма, вісмут).

У промисловості часто використовують не чисті метали, які суміші, звані сплавами. У сплаві властивості одного компонента зазвичай успішно доповнюють властивості іншого. Так, мідь має невисоку твердість і малопридатна для виготовлення деталей машин, сплави міді з цинком, звані латунню, є вже досить твердими і широко використовуються в машинобудуванні. Алюміній має гарну пластичність і достатню легкість (малу щільність), але занадто м'який. На його основі готують сплав аюралюмін (дюраль), що містить мідь, магній та марганець. Дюралюмін, не втрачаючи властивостей свого алюмінію, набуває високої твердості і тому використовується в авіаційній техніці. Сплави заліза з вуглецем (і добавками інших металів) – це відомі чавун та сталь.

Метали дуже сильно розрізняються за щільністю: у літію вона майже вдвічі менша, ніж у води (0,53 г/см), а у осмію - більш ніж у 20 разів вище (22,61 г/см3). Відрізняються метали і за твердістю. Найм'якіші – лужні метали вони легко ріжуться ножем; найтвердіший метал – хром – ріже скло. Велика різниця температур плавлення металів: ртуть - рідина за звичайних умов, цезій і галій плавляться при температурі людського тілаа найтугоплавкіший метал - вольфрам має температуру плавлення 3380 °С. Метали, температура плавлення яких вище 1000 ° С, відносять до тугоплавких металів, нижче - легкоплавких. При високих температурах метали здатні випускати електрони, що використовується в електроніці та термоелектричних генераторах для прямого перетворення теплової енергії на електричну. Залізо, кобальт, нікель і гадолиній після поміщення їх у магнітне поле здатні постійно зберігати стан намагніченості.

Металам притаманні деякі та хімічні властивості. Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрони та переходять у позитивно заряджені іони. Тому метали є відновниками. У цьому, власне, і полягає їхня головна і найбільш загальна хімічна властивість.

Очевидно, метали як відновники вступатимуть у реакції з різними окислювачами, серед яких можуть бути прості речовини, кислоти, солі менш активних металів та деякі інші сполуки. З'єднання металів з галогенами називаються галогенідами, з сіркою - сульфідами, з азотом - нітридами, з фосфором - фосфідами, з вуглецем - карбідами, з кремнієм - силіцидами, з бором - боридами, з воднем - гідридами і т. д. Багато з цих сполук знайшли важливе застосування у новій техніці. Наприклад, бориди металів використовуються в радіоелектроніці, а також в ядерній техніці як матеріали для регулювання нейтронного випромінювання та захисту від нього.

Під дією концентрованих кислот-окислювачів деяких металах також утворюється стійка оксидна плівка. Це називається пасивацією. Так, у концентрованій сірчаній кислоті пасивуються (і не реагують з нею) такі метали, як Ве, Вi, З, Fе, Mg, і Nb, а в концентрованій азотній кислоті - метали Аl, Ве, Вi, З, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh та U.

Чим лівіше розташований метал у цьому ряду, тим більшими відновними властивостями він володіє, тобто легше окислюється і переходить у вигляді катіону в розчин, зате важче відновлюється з катіону у вільний стан.

У ряд напруг вміщено один неметал - водень, оскільки це дозволяє визначити, чи буде даний метал реагувати з кислотами - неокислювачами у водному розчині (точніше - окислюватися катіонами водню Н +). Наприклад, цинк реагує з хлороводневою кислотою, тому що в ряді напруг він стоїть лівіше (до) водню. Навпаки, срібло не переводиться в розчин хлороводневою кислотою, оскільки воно стоїть у ряді напруг правіше (після) водню. Аналогічно поводяться метали у розведеній сірчаній кислоті. Метали, що стоять у ряді напруг після водню, називають шляхетними (Ag, Pt, Au та ін.)

Небажаною хімічною властивістю металів є їхня електрохімічна корозія, тобто активне руйнування (окислення) металу при контакті з водою і під впливом розчиненого в ній кисню (киснева корозія). Наприклад, широко відома корозія залізних виробів у воді.

Особливо корозійно-небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів – контактна корозія. Між одним металом, наприклад Fе, та іншим металом, наприклад Sn або Cu, поміщеними у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів йде від активнішого металу, що стоїть ліворуч у ряді напруг (Fе), до менш активного металу (Sn, Cu), і більш активний метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, вкрите оловом) при зберіганні у вологій атмосфері та недбалому поводженні з ними (залізо швидко руйнується після появи хоча б невеликої подряпини, що допускає контакт заліза з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин корродує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Опір корозії для даного металу зростає при його покритті активнішим металом або при їх сплавленні; так, покриття заліза хромом чи виготовлення сплавів заліза з хромом усуває корозію заліза. Хромоване залізо та сталі, що містять хром ( нержавіючі сталі), мають високу корозійну стійкість.

Загальні способи одержання металів:

електрометалургія, тобто отримання металів електролізом розплавів (для найбільш активних металів) або розчинів їх солей;

Пірометаллургія, тобто відновлення металів з їх руд при високій температурі(наприклад, одержання заліза за допомогою доменного процесу);

Гідрометалургія, тобто виділення металів із розчинів їх солей більш активними металами (наприклад, отримання міді з розчину СуSO 4 витісненням цинком, залізом

чи алюмінієм).

У природі метали зустрічаються іноді у вільному вигляді, наприклад, самородні ртуть, срібло і золото, а частіше - у вигляді сполук (металевих руд). Найактивніші метали, звичайно, присутні в земної коритільки у зв'язаному вигляді.

Літій (від грец. Літос- камінь), Li, хімічний елемент підгрупи Iа періодичної системи; атомний номер 3, атомна маса 6, 941; відноситься до лужних металів.

Зміст літію у земній корі 6,5-10 -3 % за масою. Виявлено він більш ніж у 150 мінералах, з них власне літієвих – близько 30. Основні мінерали: сподумен LiAl, лепідоліт KLi 1,5 Al 1,5 (F,0Н) 2 та петаліт (LiNa). Склад цих мінералів складний, багато з них відносяться до дуже поширеного в земній корі класу алюмосилікатів. Перспективні джерела сировини для виробництва літію - розсоли (рапа) солоносних відкладень та підземні води. Найбільші родовища сполук літію знаходяться в Канаді, США, Чилі, Зімбабве, Бразилії, Намібії та Росії.

Цікаво, що мінерал сподумен зустрічається у природі як великих кристалів масою кілька тонн. На руднику Етта США знайшли кристал у формі голки довжиною 16 м і масою 100 т.

Перші відомості про літію належать до 1817 р. Шведський хімік А. Арфведсон, проводячи аналіз мінералу петаліту, відкрив у ньому невідому лугу. Вчитель Арфведсона Й. Берцеліус дав їй назву «літіон» (від грец. Літеос-кам'яний), тому що на відміну від гідроксидів калію та натрію, які були отримані із золи рослин, нова луг була виявлена ​​в мінералі. Він назвав метал, що є «основою» цієї луги, літієм. У 1818 р. англійський хімік та фізик Г. Деві отримав літій електролізом гідроксиду LiОН.

Властивості. Літій – сріблясто-білий метал; т. пл. 180,54 ° С, т. Кіп. 1340 "С; найлегший з усіх металів, його щільність 0,534 г/см - він в 5 разів легший за алюміній і майже вдвічі легший за воду. Літій м'який і пластичний. у якісному аналізі для виявлення літію.

Конфігурація зовнішнього електронного шару атома літію 2s1 (s-елемент). У сполуках він виявляє ступінь окиснення +1.

Літій стоїть першим в електрохімічному ряді напруг і витісняє водень не лише з кислот, а й із води. Однак багато хімічних реакцій літію протікають менш енергійно, ніж у інших лужних металів.

Літій практично не реагує з компонентами повітря за повної відсутності вологи при кімнатній температурі. При нагріванні на повітрі вище 200 °С як основний продукт утворює оксид Li 2 O (є тільки сліди пероксиду Li 2 O 2). У вологому повітрі дає переважно нітрид Li 3 N, при вологості повітря більше 80% - гідроксид LiОН і карбонат Li 2 3 . Нітрид літію може бути отриманий також при нагріванні металу в струмі азоту (літій - один з небагатьох елементів, що безпосередньо з'єднуються з азотом): 6Li + N 2 =2Li 3 N

Літій легко сплавляється майже з усіма металами і добре розчинний у ртуті. Безпосередньо з'єднується з галогенами (з йодом – при нагріванні). При 500 °С реагує з воднем, утворюючи гідрид LiН, при взаємодії з водою - гідроксид LiОН, з розведеними кислотами - солі літію, з аміаком - амід LiNН 2 наприклад:

2Li + Н 2 = 2LiН

2Li + 2Н 2 O = 2LiОН + Н 2

2Li + 2НF = 2LiF + Н 2

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + Н 2

Гідрид LiН – безбарвні кристали; застосовується у різних галузях хімії як відновник. При взаємодії з водою виділяє велику кількість водню (з 1 кг LiН одержують 2820 л Н 2):

LiН + Н 2 O = LiОН + Н 2

Це дозволяє використовувати LiН як джерело водню для наповнення аеростатів та рятувального спорядження (надувних човнів, поясів та ін), а також як своєрідний склад для зберігання і транспортування вогненебезпечного водню (при цьому необхідно оберігати LiН від найменших слідів вологи).

Широко застосовують в органічному синтезі змішані гідриди літію, наприклад, літій-алюмогідрид LiAlH 4 - селективний відновник. Його отримують взаємодією LiН із хлоридом алюмінію А1С1з

Гідроксид LiОН - сильна основа (луг), його водні розчини руйнують скло, фарфор; стійкі до нього нікель, срібло та золото. LiОН застосовують як добавку до електроліту лужних акумуляторів, що підвищує термін їхньої служби в 2-3 рази та ємність на 20%. На основі LiОН та органічних кислот (особливо стеаринової та пальмітинової) виробляють морозо- та термостійкі пластичні мастила (літоли) для захисту металів від корозії в інтервалі температур від -40 до +130 "С.

Гідроксид літію використовують також як поглинач вуглекислого газу протигазах, підводних човнах, літаках і космічних кораблях.

Отримання та застосування. Сировиною для одержання літію є його солі, які витягують з мінералів. Залежно від складу мінерали розкладають сірчаною кислотою Н 2 SО 4 (кислотний метод) або спіканням з оксидом кальцію СаО та його карбонатом СаСОз (лужний спосіб), з сульфатом калію К 2 SО 4 (сольовий спосіб), з карбонатом кальцію та його хлоридом СаСl (Лужно-сольовий спосіб). При кислотному методі одержують розчин сульфату Li 2 SО 4 [останній звільняють від домішок обробкою гідроксидом кальцію Са(ОН) 2 та содою Na 2 Co 3 ]. Спек, що утворюється за інших методів розкладання мінералів, вилуговують водою; при цьому при лужному методі розчин переходить LiОН, при сольовому - Li 2 SO 4 , при лужно-сольовому - LiCl. Всі ці методи, крім лужного, передбачають одержання готового продукту у вигляді карбонату Li 2 3 . який використовують безпосередньо або як джерело для синтезу інших сполук літію.

Металевий літій отримують електролізом розплавленої суміші LiCl і хлориду калію КСl або хлориду барію ВаСl 2 з подальшим очищенням від домішок.

Інтерес до літію величезний. Це пов'язано, перш за все, з тим, що він - джерело промислового одержання тритію (важкого нукліду водню), що є головною складовою водневої бомби та основним пальним для термоядерних реакторів. Термоядерна реакція здійснюється між нуклідом 6 Li та нейтронами (нейтральними частинками з масовим числом 1); продукти реакції - тритій 3 Н і гелій 4 Не:

6 3 Li + 1 0 n = 3 1 H + 4 2 He

Велика кількість літію використовується у металургії. Сплав магнію з 10% літію міцніший і легший від самого магнію. Сплави алюмінію та літію - склерон і аерон, що містять всього 0,1% літію, крім легкості мають високу міцність, пластичність, підвищену стійкість до корозії; їх застосовують у авіації. Добавка 0,04% літію до свинцево-кальцієвих підшипникових сплавів підвищує їх твердість та зменшує коефіцієнт тертя.

Галогеніди та карбонат літію застосовують у виробництві оптичних, кислототривких та інших спеціальних стекол, а також термостійкого порцеляни та кераміки, різних глазурів та емалей.

Дрібні крихти літію викликають хімічні опіки вологої шкіри та очей. Солі літію подразнюють шкіру. При роботі з гідроксидом літію необхідно дотримуватися запобіжних заходів, як при роботі з гідроксидами натрію і калію.

Натрій (від араб, натрун, грецьк. нітрон -природна сода, хімічний елемент підгрупи Iа періодичної системи; атомний номер 11, атомна маса 22,98977; відноситься до лужних металів. У природі зустрічається у вигляді одного стабільного нукліду 23 Na .

Ще в давнину були відомі сполуки натрію - кухонна сіль (хлорид натрію) NaСl, їдка луг (гідроксід натрію) NaОН і сода (карбонат натрію) Na 2 СОз. Остання речовина древні греки називали «нітрон»; звідси і походить сучасна назва металу - «натрій». Однак у Великій Британії, США, Італії, Франції зберігається слово sodium (від іспанського слова «сода», що має те саме значення, що й російською).

Вперше про отримання натрію (і калію) повідомив англійський хімік та фізик Г. Деві на зборах Королівського товариства в Лондоні в 1807 р. Йому вдалося розкласти дією електричного струмуїдкі луги КОН і NaОН і виділити невідомі раніше метали, що володіють надзвичайними властивостями. Ці метали дуже швидко окислялися повітря, але в поверхні води плавали, виділяючи з неї водень.

Поширеність у природі. Натрії - один із найпоширеніших у природі елементів. Зміст їх у земної корі 2,64% по масі. У гідросфері він міститься у вигляді розчинних солей у кількості близько 2,9% (при загальній концентрації солей у морській воді 35-37%). Наявність натрію встановлено в атмосфері Сонця та міжзоряному просторі. Природа натрій знаходиться тільки у вигляді солей. Найважливіші мінерали - галіт (кам'яна сіль) NaCl, мірабіліт (глауберова сіль) Na 2 SO 4 *10H 2 O, тенард Na 2 SO 4, челійська селітра NaNO 3, природні силікати, наприклад альбіт Na, нефелін Na

Росія винятково багата на поклади кам'яної солі (наприклад, Солікамськ, Усолье-Сибірське та ін.), великі поклади мінералу трони в Сибіру.

Властивості. Натрій – сріблясто-білий легкоплавкий метал, т. пл. 97,86 ° С, т. Кіп. 883,15 °С. Це один із найлегших металів - він легший за воду щільність 0,99 г/см 3 при 19,7 °С). Натрій та його сполуки забарвлюють полум'я пальника у жовтий колір. Ця реакція така чутлива, що відкриває присутність найменших слідів натрію всюди (наприклад, у кімнатному або вуличному пилу).

Натрій - один із найактивніших елементів періодичної системи. Зовнішній електронний шар атома натрію містить один електрон (конфігурація 3s 1 натрій - s-елемент). Свій єдиний валентний електрон натрій легко віддає і тому у своїх сполуках завжди виявляє ступінь окиснення +1.

На повітрі натрій активно окислюється, утворюючи в залежності від умов оксиду Na 2 O або пероксиду Na 2 O 2 . Тому зберігають натрій під шаром гасу або мінеральної олії. Енергійно реагує з водою, витісняючи водень:

2Na + Н 2 0 = 2NaОН + Н 2

Така реакція відбувається навіть із льодом при температурі -80 °С, а з теплою водою або при поверхні контакту йде з вибухом (недаремно кажуть: «Не хочете стати виродком – не кидайте натрій у воду»).

Натрій безпосередньо реагує з усіма неметалами: при 200 ° С починає поглинати водень, утворюючи гігроскопічний гідрид NaH; з азотом в електричному розряді дає нітрид Na 3 N або азид NaN 3; в атмосфері фтору запалюється; у хлорі горить при температурі; з бромом реагує лише при нагріванні:

2Na + Н 2 = 2NaН

6Na + N 2 =2Na 3 N або 2Na+ 3Na 2 =2NaN 3

2Na+ С1 2 = 2NaСl

При 800-900 °С натрій з'єднується з вуглецем, утворюючи карбід Na 2 C 2 ; при розтиранні з сіркою дає сульфід Na 2 S і суміш полісульфідів (Na 2 S 3 і Na 2 S 4)

Натрій легко розчиняється в рідкому аміаку, виходить розчин синього кольорумає металеву провідність, з газоподібним аміаком при 300-400 "З або в присутності каталізатора при охолодженні до -30 С дає амід NaNH 2 .

Натрій утворює сполуки з іншими металами (інтерметаліди), наприклад, зі сріблом, золотом, кадмієм, свинцем, калієм та деякими іншими. З ртуттю дає амальгами NaHg 2 , NaHg 4 та ін. Найбільше значення мають рідкі амальгами, які утворюються при поступовому введенні натрію в ртуть, що знаходиться під шаром гасу або мінеральної олії.

З розведеними кислотами натрій утворює солі.

Отримання та застосування. Основний метод отримання натрію – електроліз розплавленої кухонної солі. При цьому на аноді виділяється хлор, а на катоді – натрій. Для зменшення температури плавлення електроліту до кухонної солі додають інші солі: КСl, NaF, СаСl 2 . Електроліз проводять в електролізерах з діафрагмою; аноди виготовлені з графіту, катоди - із міді чи заліза.

Натрій можна отримати електролізом розплаву гідроксиду NaОН, а невеликі кількості - розкладання азиду NaN 3.

Металевий натрій використовують для відновлення чистих металів з їх з'єднань - калію (з КОН), титану (з TiCl 4) та ін. Пари натрію, що володіють яскраво-жовтим світінням, використовують для наповнення газорозрядних ламп, що служать для освітлення автострад, пристаней, вокзалів та ін.

Значно ширше застосування сполук натрію.

Пероксид Na 2 O 2 – безбарвні кристали, технічний продукт жовтого кольору. При нагріванні до 311-400 ° С починає виділяти кисень, а при 540 ° С бурхливо розкладається. Сильний окислювач, завдяки чому застосовується для відбілювання тканин та інших матеріалів. На повітрі поглинає СО 2 », виділяючи кисень і утворюючи карбонат 2Na 2 O 2 +2CO 2 =2Na 2 Co 3 +O 2). На цій властивості засновано застосування Na 2 O 2 для регенерації повітря в закритих приміщеннях та дихальних приладах ізолюючого типу (підводних човнах, ізолюючих протигазах та ін.).

Гідроксид NaОН; застаріла назва - їдкий натр, технічна назва - каустична сода (від лат. caustic - їдкий, пекучий); одна з найсильніших підстав. Технічний продукт, крім NaOH, містить домішки (до 3% Ка 2 СОз і до 1,5% NaCl). Велика кількість NaОН йде на приготування електролітів для лужних акумуляторів, виробництво паперу, мила, фарб, целюлози, використовується для очищення нафти та олій.

З солей натрію застосування знаходять хромат Na 2 CrO 4 - у виробництві барвників, як протрава при фарбуванні тканин та дубитель у шкіряній промисловості; сульфіт Na 2 SO 3 -компонент фіксажів та проявників у фотографії; гідросульфіт NaHSO 3 - відбілювач тканин, природних волокон, застосовується для консервування плодів, овочів та рослинних кормів; тіосульфат Na 2 S 2 O 3 - для видалення хлору при відбілюванні тканин, як закріплювач у фотографії, протиотруту при отруєнні сполуками ртуті, миш'яку та ін, протизапальний засіб; хлорат NaClO 3 - окислювач у різних піротехнічних складах; трифосфат Na 5 P 3 O 10 -добавка до синтетичних миючих засобів для пом'якшення води.

Натрій, NаОН та його розчини викликають важкі опіки шкіри та слизових оболонок.

За зовнішнім виглядом та властивостями калій схожий на натрій, але більш реакційний. Енергійно реагує з водою та викликає загоряння водню. На повітрі згоряє, утворюючи помаранчевий надпероксид К2. При кімнатній температурі реагує з галогенами, при помірному нагріванні – з воднем, сіркою. У вологому повітрі швидко покривається шаром КОН. Зберігають калій під шаром бензину чи гасу.

Найбільше практичне застосуваннязнаходять сполуки калію - гідроксид КОН, нітрат КNO 3 і карбонат К 2 3 .

Гідроксид калію КОН (технічна назва - їдке калі) - білі кристали, що розпливаються у вологому повітрі та поглинають вуглекислий газ(утворюються До 2 3 і КНСO 3). Дуже добре розчиняється у воді з високим екзоефектом. Водний розчин - сильнолужний.

Виробляють гідроксид калію електролізом розчину КСl (аналогічно до виробництва NаОН). Вихідний хлорид калію КСl одержують із природної сировини (мінерали сільвін КСlі карналіт КМgС1 3 6Н 2 0). Використовують КОН для синтезу різних солей калію, рідкого мила, барвників як електроліт в акумуляторах.

Нітрат калію КNO 3 (мінерал калійна селітра) – білі кристали, дуже гіркі на смак, низькоплавкі (t пл = 339 ° С). Добре розчинний у воді (гідроліз відсутній). При нагріванні вище температури плавлення розкладається на нітрит калію КNO 2 і кисень O 2 виявляє сильні окисні властивості. Сірка та деревне вугілляспалахують при контакті з розплавом КNO 3 , а суміш С + S вибухає (згоряння «чорного пороху»):

2КNO 3 + ЗС(вугілля) + S=N 2 + 3CO 2 + K 2 S

Нітрат калію використовується у виробництві скла та мінеральних добрив.

Карбонат калію К 2 С3 (технічна назва - поташ) - білий гігроскопічний порошок. Дуже добре розчиняється у воді, сильно гідролізується аніоном і створює лужне середовище в розчині. Використовується у виготовленні скла та мила.

Отримання До 2 3 3 засноване на реакціях:

До 2 SO 4 + Са(ОН) 2 + 2СO = 2К(НСОО) + СаSO 4

2К(НСОО) + O 2 = К 2 С0 3 + Н 2 0 + С0 2

Сульфат калію з природної сировини (мінерали каїніт КМg(SO 4)Сl ЗН 2 0 і шеніт К 2 Мg(SO 4) 2 * 6Н 2 0) нагрівають з гашеним вапном Са(ОН) 2 в атмосфері СО (під тиском 15 атм) , отримують форміат калію К(НСОО), який прожарюють струмом повітря.

Калій є життєво важливим елементом для рослин і тварин. Калійні добрива - це солі калію, як природні, і продукти їх переробки (КСl, К 2 SO 4 , КNO 3); високо вміст солей калію в золі рослин.

Калій – дев'ятий за хімічною поширеністю елемент у земній корі. Міститься лише у зв'язаному вигляді у мінералах, морській воді (до 0,38 г іонів К+ в 1 л), рослинах та живих організмах (всередині клітин). В організмі людини є = 175 г калію, добова потребадосягає ~4г. Радіоактивний ізотоп 40 К (домішка до переважного стабільного ізотопу 39 К) розпадається дуже повільно (період напіврозпаду 1 10 9 років), він, поряд з ізотопами 238 U і 232 Тh, робить великий внесок у геотермічний запас нашої планети (внутрішня теплота .

Від (Лат. Cuprum), Сu, хімічний елемент підгрупи 16 періодичної системи; атомний номер 29, атомна маса 63,546 відноситься до перехідних металів. Природна мідь є сумішшю нуклідів з масовими числами 63 (69,1%) і 65 (30,9%).

Поширеність у природі. Середній вміст міді в земній корі 4,7-10 ~ 3% за масою.

У земній корі мідь зустрічається як вигляді самородків, і у вигляді різних мінералів. Самородки міді, часом значних розмірів, покриті зеленим чи блакитним нальотом і надзвичайно важкі проти каменем; найбільший самородок масою близько 420 т було знайдено США у районі Великих Озер (малюнок). Переважна частина міді присутня в гірських породахяк сполук. Відомо понад 250 мінералів, що містять мідь. Промислове значення мають: халькопірит (мідний колчедан) СuFeS 2 , ковелин (мідний індиго) Сu 2 S, халькозин (мідний блиск) Сu 2 S, куприт Сu 2 Про, малахіт СuСОз*Сі(ОН) 2 і азурит 2СиСОз*Сі(ОН) ) 2 . Майже всі мінерали міді яскраво і красиво забарвлені, наприклад, халькопірит відливає золотом, мідний блиск має синювато- сталевий колір, азурит - густо синій зі скляним блиском, а шматочки ковеліну відливають усіма кольорами веселки. Багато з мідних мінералів - виробні та дорогоцінне каміння-самоцвіти; дуже високо цінуються малахіт і бірюза СuА1 6 (РO 4) 4 (ОН) 8 * 5Н 2 O. Найбільші родовища мідних руд знаходяться в Північній та Південній Америці (гл. обр. в США, Канаді, Чилі, Перу, Мексиці), Африці (Замбія, ПАР), Азії (Іран, Філіппіни, Японія). У Росії її поклади мідних руд є на Уралі та Алтаї.

Мідні руди зазвичай поліметалеві: крім міді містять Fe, Zn, Рb, Sn, Ni, Мо, Аu, Аg, Sе, платинові метали та ін.

Історична довідка. Мідь відома з незапам'ятних часів і входить у «чудову сімку» найдавніших металів, що використовуються людством - це золото, срібло, мідь, залізо, олово, свинець і ртуть. За археологічними даними, мідь була відома людям вже 6000 років тому. Вона виявилася першим металом, який замінив стародавній людинікамінь у первісних знаряддях праці. Це був початок т.зв. мідного віку, який тривав близько двох тисячоліть. З міді виковували, а потім і виплавляли сокири, ножі, булави, предмети домашнього вжитку. За переказами, античний бог-коваль Гефест викував для непереможного Ахілла щит із чистої міді. Камені для 147-метрової піраміди Хеопса також були видобуті та обтесані мідним інструментом.

Стародавні римляни вивозили мідну руду з острова Кіпр, звідси й походить латинська назва міді – «купрум». Російська назва«мідь», мабуть, пов'язане зі словом «сміду», що в давнину означало «метал».

У рудах, що видобуваються на Синайському півострові, іноді траплялися руди з домішкою олова, що призвело до відкриття металу міді з оловом-бронзи. Бронза виявилася легкоплавкішою і твердішою, ніж сама мідь. Відкриття бронзи започаткувало тривалому бронзовому віці (4-1-е тисячоліття до н.е.).

Властивості. Мідь – метал червоного кольору. Т.пл. 1083 "С, т. Кіп. 2567 ° С, щільність 8,92 г/см. Це пластичний ковкий метал, з нього можна прокатати листочки в 5 разів тонше цигаркового паперу. Мідь добре відображає світло, чудово проводить тепло і електрику, поступаючись тільки срібло.

Конфігурація зовнішніх електронних шарів міді атома 3d 10 4s 1 (d-елемент). Хоча мідь та лужні метали знаходяться в одній і тій же I групі, їх поведінка та властивості сильно різняться. З лужними металами мідь зближує лише здатність утворювати одновалентні катіони. При утворенні сполук атом міді може втрачати не тільки зовнішній s-електрон, але один або два d-електрони попереднього шару, виявляючи при цьому більш високий ступінь окислення. Для міді ступінь окислення +2 характерніша, ніж +1.

Металева мідь малоактивна, в сухому та чистому повітрістабільна. У вологому повітрі, що містить СО 2 на її поверхні утворюється зелена плівка Сu (ОН) 2 * СuСОз, звана патиною. Патина надає виробам із міді та її сплавів гарний «старовинний» вигляд; суцільний наліт патини, крім того, захищає метал від подальшої руйнації. При нагріванні міді в чистому та сухому кисні відбувається утворення чорного оксиду СіО; нагрівання вище 375°С призводить до червоного оксиду Сu2О. При нормальній температурі оксиди міді на повітрі стійкі.

У ряді напруг мідь стоїть правіше водню, і тому вона не витісняє водень з води і в кисневих кислотах не. Розчинятись у кислотах мідь може тільки при її одночасному окисленні, наприклад, в азотній кислоті або концентрованій сірчаній кислоті:

ЗСu + 8НNO 3 = ЗСu(NO 3) 2 + 2NО + 4Н 2 O

Сu + 2Н 2 S0 4 = СиSO 4 + SO 2 + 2Н 2 O

Фтор, хлор та бром реагують з міддю, утворюючи відповідні дигалогеніди, наприклад:

Сu + Сl 2 = СuСl 2

При взаємодії нагрітого порошку міді з йодом виходить йодид Сu(I) або моноіодид міді:

2Сu +I 2 = 2СuI

Мідь горить у парах сірки, утворюючи моносульфід СіS. З воднем за нормальних умов не взаємодіє. Однак, якщо зразки міді містять мікродомішки оксиду Сі 2 O, то в атмосфері, що містить водень, метан або оксид вуглецю, відбувається відновлення оксиду міді до металу:

Сu 2 O+ Н 2 = 2Сu + Н 2 O

Сu 2 O+ СО = 2Сu + СO 2

Пари води, що виділяються, і СO 2 викликають появу тріщин, що різко погіршує механічні властивості металу («воднева хвороба»). Солі одновалентної міді - хлорид СuСl, сульфіт Сu2SOз, сульфідСу2S та інші - як правило, погано розчиняються у воді. Для двовалентної міді є солі практично всіх відомих кислот; найбільш важливі з них - сульфат СuSO 4 , хлорид СuСl 2 , нітрат Сu(NОз) 2 .Всі вони добре розчиняються у воді, а при виділенні з неї утворюють кристалогідрати, наприклад СuСl 2 *2Н 2 O, Сі(NOз) 2 *6Н 2 O, Си80 4 -5Н 2 0. Колір солей - від зеленого до синього, т. до. колір розчинів солей двовалентної міді

Одну з найважливіших солей міді - сульфат-одержують розчиненням металу в нагрітій розведеній сірчаній кислоті при продуванні повітря:

2Сu + 2Н 2 SO 4 + O 2 = 2СuSO 4 + 2Н 2 O

Безводний сульфат безбарвний; приєднуючи воду, він перетворюється на мідний купоросСуSO 4 -5Н 2 O - блакитно-сині прозорі кристали. Завдяки властивості сульфату міді змінювати забарвлення при зволоженні його використовують для виявлення слідів води у спиртах, ефірах, бензинах та ін.

При взаємодії солі двовалентної міді з лугом утворюється об'ємний осад блакитного кольору гідроксид Сu(ОН) 2 . Він амфотерний: у концентрованій лугу розчиняється з утворенням солі, в якій мідь знаходиться у вигляді аніону, наприклад:

Сu(ОН) 2 + 2КОН = До 2 [Сu(ОН) 4 ]

На відміну від лужних металів, для міді характерна схильність до комплексоутворення - іони Сu та Сu2+ у воді можуть утворювати комплексні іони з аніонами (Сl-, СN-), нейтральними молекулами (NH3) та деякими органічними сполуками. Ці комплекси, як правило, яскраво забарвлені та добре розчиняються у воді.

Отримання та застосування. Ще 19 в. мідь виплавляли з руд, що містять щонайменше 15% металу. Нині багаті мідні руди практично вичерпані, тому мідь гол. обр. одержують із сульфідних руд, що містять лише 1-7% міді. Виплавка металу - тривалий та багатоступінчастий процес.

Після флотаційної обробки вихідної руди концентрат, що містить сульфіди заліза та міді, поміщають у мідеплавильні відбивні печі, що нагріваються до 1200 °С. Концентрат плавиться, утворюючи т. зв. штейн, що містить розплавлені мідь, залізо та сірку, а також тверді силікатні шлаки, що спливають на поверхню. У виплавленому штейні у вигляді СuS міститься близько 30% міді, решта - сульфід заліза та сірка. Наступна стадія - перетворення штейна у т. зв. чорнову мідь, яку здійснюють у горизонтальних конвертерних печах, що продуваються киснем. Спочатку окислюється FeS; для зв'язування оксиду заліза в конвертер додають кварц - при цьому утворюється легко відокремлюваний силікатний шлак. Потім окислюється СуS, перетворюючись на металеву мідь, і виділяється SO 2:

СuS + O 2 = Сu + SO 2

Після видалення повітрям SO 2 чорнову мідь, що залишилася в конвертері, що містить 97- 99% міді, розливають у форми і потім піддають електролітичної очищення. Для цього зливки чорнової міді, що мають форму товстих дощок, підвішують електролізних ваннах, що містять розчин мідного купоросу з додаванням Н 2 SO 4 . У тих же ваннах підвішено і тонкі листи чистої міді. Вони служать катодами, а виливки з чорнової міді – анодами. Під час проходження струму на аноді відбувайся розчинення міді, а на катоді - її виділення:

Сu - 2е = Сu 2+

Сu 2+ + 2е = Сu

Домішки, зокрема срібло, золото, платина, випадають дно ванни як илообразной маси (шламу). Виділення із шламу благородних металів зазвичай окупає весь цей енергоємний процес. Після такого рафінування одержаний метал містить 98-99% міді.

Мідь здавна застосовувалася у будівництві: стародавні єгиптяни будували мідні водопроводи; дахи середньовічних замків та церков покривали листовою міддю, наприклад, знаменитий королівський замок в Ельсинорі (Данія) покритий покрівельною міддю. З міді виготовляли монети та прикраси. Завдяки малому електричному опору мідь є головним металом електротехніки: більше половини всієї міді, що отримується, йде на виробництво електричних проводів для високовольтних передач і слаботочних кабелів. Навіть мізерні домішки в міді призводять до її підвищення електричного опорута великих втрат електроенергії.

Висока теплопровідність та опір корозії дозволяють виготовляти з міді деталі теплообмінників, холодильників, вакуумних апаратів, трубопроводів для перекачування олій та палив тощо. Широко використовують мідь та в гальванотехніці при нанесенні захисних покриттів на сталеві вироби. Так, наприклад, при нікелюванні або хромуванні сталевих предметів на них попередньо беруть в облогу мідь; у цьому випадку захисне покриття служить довше та ефективніше. Мідь використовують також у гальванопластику (тобто при тиражуванні виробів методом отримання їх дзеркального відображення), наприклад, при виготовленні металевих матриць для друкування грошових купюр, відтворення скульптурних виробів.

Значна кількість міді витрачається виготовлення сплавів, які вона утворює з багатьма металами. Основні сплави міді, як правило, поділяються на три групи: бронзи (сплави з оловом та іншими металами, крім цинку та нікелю), латуні (сплави з цинком) та мідно-нікелеві сплави. Про бронзи та латуні в енциклопедії є окремі статті. Найбільш відомі мідно-нікелеві сплави – мельхіор, нейзильбер, константан, манганін; всі вони містять до 30-40% нікелю та різні легуючі добавки. Застосовують ці сплави в кораблебудуванні для виготовлення деталей, що працюють при підвищеній температурі, в електротехнічних приладах, а також для побутових металевих виробів замість срібла (столові прилади).

Різноманітне застосування знаходили та знаходять сполуки міді. Оксид та сульфат двовалентної міді застосовують для виготовлення деяких видів штучного волокна та для отримання інших сполук міді; СuО та Сu 2 Про використовують для виробництва скла та емалей; Сu(NОз) 2 - ситцепечатании; СуСl 2 - компонент мінеральних фарб, каталізатор. Мінеральні фарби, що містять мідь, відомі з давніх-давен; так, аналіз древніх фресок Помпеї та настінного живопису на Русі показав, що до складу фарб входив основний ацетат міді Сu(OН) 2 *(СНзСОО) 2 Сu 2 , він і служив яскраво-зеленою фарбою, званої на Русі яр-мідянкою .

Мідь належить до т. зв. біоелементів, необхідні нормального розвитку рослин та тварин. За відсутності або нестачі міді в рослинних тканинах зменшується вміст хлорофілу, листя жовтіє, рослини перестають плодоносити і можуть загинути. Тому багато солі міді входять до складу мідних добрив, наприклад мідний купорос, мідно-калійні добрива (мідний купорос у суміші з КСд). Солі міді, крім того, застосовують і для боротьби із хворобами рослин. Більше ста років для цього використовується бордоська рідина, що містить основний сульфат міді [Сu(ON) 2 ]зСuSО 4 ; отримують його за реакцією:

4СuSO 4 + ЗСа(ОН) 2 = СuSO 4 * ЗСu(ОН) 2 + ЗСаSО 4

Холодний осад цієї солі добре покриває листя і довго утримується на них, захищаючи рослину. Аналогічну властивість мають Сu 2 Про, хлороксид міді ЗСu(ОН) 2 *СуСl 2 , а також фосфат, борат і арсенат міді.

В організмі людини мідь входить до складу деяких ферментів та бере участь у процесах кровотворення та ферментативного окислення; середній вміст міді в крові людини близько 0,001 мг/л. В організмах нижчих тварин міді набагато більше, наприклад, гемоціанін - пігмент крові молюсків і ракоподібних - містить до 0,26% міді. Середній вміст міді в живих організмах – 2-10 – 4 % за масою.

Для людини з'єднання міді здебільшого токсичні. Незважаючи на те, що мідь входить до складу деяких фармацевтичних препаратів, попадання її в шлунок з водою або їжею великих кількостяхможе спричинити важкі отруєння. Люди, які довго працюють на виплавці міді та її сплавів, часто хворіють на «мідну лихоманку» - підвищується температура, виникають болі в ділянці шлунка, знижується життєва активність легень. Якщо солі міді потрапили до шлунка, до приходу лікаря необхідно терміново його промити і прийняти сечогінний засіб.

Висновок.

Метали служать основним конструкційним матеріалом у машинобудуванні та приладобудуванні. Всі вони мають загальними так званими металевими властивостями, але кожен елемент виявляє їх відповідно до його положення в періодичній системі Д. І. Менделєєва, тобто відповідно до особливостей будови його атома.

Метали активно вступають у взаємодію з елементарними окислювачами з великою електронегативністю (галогени, кисень, сірка та ін.) і тому при розгляді загальних властивостей металевих елементів необхідно враховувати їхню хімічну активність по відношенню до неметалів, типи їх сполук та форми хімічного зв'язку, оскільки це визначає як металургійні процеси за її отриманні, а й працездатність металів за умов експлуатації.

Сьогодні, коли розвиток економіки йде великими темпами з'явилася потреба швидкобудуюємі будівлі, при цьому не вимагають значних капіталовкладень. Здебільшого це необхідно для будівництва торгових павільйонів, розважальних центрів, складів. Із застосуванням металоконструкцій такі будівлі тепер можна не тільки легко і швидко зводити, але й з тією ж легкістю розбирати, коли закінчується орендний термін або для переїзду на інше місце. Більше того в такі будівлі, що легко зводяться, не важко підвести комунікації, опалення, світло. Будівлі з металоконструкцій витримують суворі умови природи не тільки за температурними режимами, але й що немало важливо за сейсмологічною активністю, там, де зводити цегляні будови нелегко і безпечно.

Той асортимент металоконструкцій, який пропонується сьогодні промисловістю легко транспортабельний, може підніматися будь-якими кранами. З'єднання та монтаж таких конструкцій може проводитись як за допомогою болтів, так і за допомогою зварювання. Поява легких металоконструкцій, що виготовляються та поставляються комплексно, відіграють велику позитивну роль при будівництві громадських будівель у порівнянні з будівництвом будівель із залізобетону, та значно зменшує терміни виконання робіт.

Список використаної літератури.

1. Хомченко Г.П. Допомога з хімії для вступників до вузів. - 3-тє видання-М.: ТОВ «Видавництво Нова Хвиля», ЗАТ «Видавничий Дім ОНІКС», 1999.-464 с.

2. А.С.Єгорова. Хімія. Посібник для вступників до ВНЗ-2-е видання - Ростов н / Д: вид-во "Фенікс", 1999. - 768 с.

3. Фролов В.В. Хімія: Навчальний посібникдля машинобудівних спеціальних вишів. - 3-тє вид., Перероб. та дод. - М.: вища школа, 1986.-543 с.

Підкріплює своїм схваленням неправильну або не зовсім точну відповідь учня. 1.2 Удосконалення шкільного хімічного експерименту при проблемному навчанні 1.2.1 Принципи розробки методичної системи та змісту дослідів з хімії в системі проблемного навчання Характерною особливістю навчання є широке використання проблемного підходу, який включає створення...

б'єктивно існуючий взаємозв'язок між хімічними елементами. Тому вона і була названа Менделєєвим "природною" системою елементів. Періодичний закон немає рівних історія науки. Замість розрізнених, не пов'язаних між собою речовин перед наукою стала єдина струнка система, що об'єднала в одне ціле всі хімічні елементи. Менделєєв вказав шлях спрямованого пошуку у хімії.

1. Які особливості будови атомів металів визначають їх відновлювальні властивості?

Відновлювальні властивості металів визначаються здатністю віддавати електрони зовнішнього шару. Чим легше атом віддає електрони зовнішнього шару, тим сильнішим відновником є.

2. Назвіть хімічний елемент, який утворює просту речовину — найактивніший метал. Обґрунтуйте свій вибір.

Найактивніший метал - Франції (Fr).

Францій найлегше віддає електрон зовнішнього шару. Він має найбільший атомний радіус, тому енергія взаємодії ядра атома із зовнішньою електронною оболонкою мала.

3. Як узгоджується твердження про те, що метали виявляють лише відновлювальні властивості і, отже, при цьому окислюються, з процесом, який можна відобразити за допомогою рівняння: Назвіть цей процес. У яких формах існування хімічного елемента є мідь? Для якої форми існування хімічних елементів справедливе зазначене вище твердження?

Метали виявляють відновлювальні властивості у нульовому ступені окислення, тобто. сам метал може бути лише відновником. Наведений процес-приклад окислення Cu2+ до Cu0. У цьому прикладі мідь виступає як катіона.

Частина I

1. Положення металів (М) у Періодичній системі Д. І. Менделєєва.

Умовна діагональ від до At через елементи А груп: IV → V → VI. На діагоналі та над нею розташовані неметали, а під нею – метали.
Тільки з М складаються групи. Усього із 110 елементів до металів відносять 88 елементів.
IA група – це лужні метали.
IIA група – це лужноземельні метали.

2. Особливості будови атомів М:

1) число е у зовнішньому шарі атома 1-3;
2) R атома – великі розміри.

3. Відносність поділу елементів на М та НМ (наведіть приклади):

1) сіре олово - НМ, біле олово - М.
2) графіт - НМ, але електропровідний.
3) Cr, Zn, Al - М, але амфотерні.

4. Металевий хімічний зв'язок – цезв'язок у металах і сплавах між атом-іонами за допомогою узагальнених е.

Загальна схема утворення металевого зв'язку:

5. Заповніть таблицю «Будова та властивості металів».

6. Запишіть ознаки, якими можна розрізнити пластини, виготовлені:

а) з алюмінію та міді – колір, щільність, електро- та теплопровідність
б) зі свинцю та алюмінію – колір, щільність, температура плавлення
в) із срібла та графіту – колір, форма, електропровідність.

7. Використовуючи малюнки, заповніть перепустки, щоб вийшла послідовність: назва металу (ів), властивості (о), область (і) застосування.

а) чавунна батарея- Чавун, теплопровідність, міцність, зносостійкість. У господарстві, побуті, металургії.
б) алюмінієва фольга – алюміній, легко розкочується, пластичність, висока електро- та теплопровідність, корозійна стійкість. У харчовій промисловості виробництво сплавів.
в) сталеві кнопки та скріпки – сталь, «м'яка» сталь, еластична, легко гнеться, не іржавіє, міцна та тверда. В усіх галузях народного господарства.
г) металева опора – залізо (сталь), міцні, тверді, які не піддаються дії середовища. В усіх галузях народного господарства.
д) бані – золото, інертне, зовнішній вигляд. Використовується у будівництві – прокатка, в ювелірній справі.
е) термометр – ртуть (рідкий метал), що розширюється при нагріванні, в медичних термометрах. Одержання сплавів для видобутку золота. Лампи.

8. Заповніть таблицю "Класифікація металів".

9. Сплав – це– це однорідний металевий матеріал, що складається із суміші двох або більшої кількості хімічних елементів з переважанням металевих компонентів.

10. Чорні сплави:

11. Заповніть таблицю "Сплави та їх компоненти".

12. Підпишіть назви сплавів, у тому числі можуть бути зроблені зображені на малюнках предмети.

а) сталь
б) мельхіор
в) дюралюміній
г) бронза
д) бронза
е) чавун

Частина II

1. Атоми металів, що мають у зовнішньому шарі:

а) 5е - Sb (сурма), Bi (вісмут)
б) 6е - Po (полоній)

Чому?
Вони розташовані в 5 та 6 групах відповідно

2. Атом металу, що має у зовнішньому шарі 3е, - Бір.
Чому?
Він розташований у 3 групі.

3. Заповніть таблицю «Будова атома та хімічний зв'язок».

4. Вимкніть "зайвий елемент".
4) Si

5. Яка з таких груп елементів містить тільки метали?
Немає правильної відповіді

6. Яке фізична властивістьчи не є загальним для всіх металів?
3) тверде агрегатний станза стандартних умов

7. Яке твердження вірне?
4) атоми металів і метали – прості речовини виявляють лише відновлювальні властивості.

8. Усі елементи головних підгруп є металами, якщо вони розташовані в Періодичній системі нижче діагоналі:
3) бір – астат

9. Число електронів на зовнішньому електронному рівні атома металу, що знаходиться в головній підгрупі Періодичної системи, не може бути рівним:

Метали становлять більшу частину хімічних елементів. Кожен період періодичної системи (крім одного) хімічних елементів починається з металів, причому зі збільшенням номера періоду їх стає дедалі більше. Якщо у 2-му періоді металів всього 2 (літій та берилій), у 3-му – 3 (натрій, магній, алюміній), то вже у 4-му – 13, а у 7-му – 29.

Атоми металів мають схожість у будові зовнішнього електронного шару, який утворений невеликою кількістю електронів (переважно не більше трьох).

Це твердження можна проілюструвати на прикладах Na, алюмінію А1 та цинку Zn. Складаючи схеми будови атомів, за бажанням можна складати електронні формули та наводити приклади будови елементів великих періодів, наприклад цинку.

У зв'язку з тим, що електрони зовнішнього шару атомів металів слабо пов'язані з ядром, вони можуть бути віддані іншим частинкам, що і відбувається при хімічних реакціях:

Властивість атомів металів віддавати електрони є їхньою характерною хімічною властивістю і свідчить про те, що метали виявляють відновлювальні властивості.

При характеристиці фізичних властивостей металів слід відзначити їх загальні властивості: електричну провідність, теплопровідність, металевий блиск, пластичність, які обумовлені єдиним видом хімічного зв'язку - металевої та металевої кристалічної решітки. Їх особливістю є наявність вільнопереміщуваних узагальнених електронів між іон-атомами, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки.

При характеристиці хімічних властивостей важливо підтвердити висновок у тому, що у всіх реакціях метали виявляють властивості відновників, і проілюструвати це записом рівнянь реакції. Особливу увагуслід звернути на взаємодію металів з кислотами та розчинами солей, при цьому необхідно звернутися до ряду напруг металів (ряд стандартних електродних потенціалів).

Приклади взаємодії металів із простими речовинами (неметалами):

З солями (Zn у ряді напруг стоїть ліворуч від Сu): Zn + СuС12 = ZnCl2 + Сu!

Таким чином, незважаючи на велику різноманітність металів, всі вони мають загальні фізичні та хімічні властивості, що пояснюється схожістю в будові атомів і будові простих речовин.

1. Положення металів у таблиці елементів

Метали розташовуються в основному в лівій та нижній частині ПСХЕ. До них відносяться:

2. Будова атомів металів

У атомів металів на зовнішньому енергорівні зазвичай 1-3 електрони. Їх атоми мають великий радіус і легко віддають валентні електрони, тобто. виявляють відновлювальні властивості.

3. Фізичні властивості металів

Металевий зв'язок – це зв'язок, який здійснюють вільні електрони між катіонами в металевих кристалічних ґратах.

4. Отримання металів

1. Відновлення металів із оксидів вугіллям або чадним газом

Me x O y + C = CO 2 + Me або Me x O y + CO = CO 2 + Me

2. Випалення сульфідів з подальшим відновленням

1 стадія – Mе x S y +O 2 =Mе x O y +SO 2

2 стадія - Me x O y + C = CO 2 + Me або Me x O y + CO = CO 2 + Me

3 Алюмінотермія (Відновлення більш активним металом)

Me x O y + Al = Al 2 O 3 + Me

4. Водородотермія -для отримання металів особливої ​​чистоти

Me x O y + H 2 = H 2 O + Me

5. Відновлення металів електричним струмом (електроліз)

1) Лужні та лужноземельні метали отримують у промисловості електролізом розплавів солей (хлоридів):

2NaCl - розплав, електр. струм. → 2 Na + Cl 2

CaCl 2 - розплав, електр. струм.→ Ca + Cl 2

розплавів гідроксидів:

4NaOH - розплав, електр. струм.→ 4 Na + O 2 + 2 H 2 O

2) Алюміній у промисловості отримують у результаті електролізу розплаву оксиду алюмінію я у кріоліті Na 3 AlF 6 (з бокситів):

2Al 2 O 3 – розплав у кріоліті, електр. струм.→ 4 Al + 3 O 2

3) Електроліз водних розчинів солей використовують для отримання металів середньої активності та неактивних:

2CuSO 4+2H2O – розчин, електр. струм.→ 2 Cu + O 2 + 2 H 2 SO 4

5. Знаходження металів у природі

Найпоширеніший у земній корі метал – алюміній. Метали зустрічаються як і сполуках, і у вільному вигляді.

1. Активні - у вигляді солей (сульфати, нітрати, хлориди, карбонати)

2. Середній активності – у вигляді оксидів, сульфідів ( Fe 3 O 4 , FeS 2 )

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Загальні хімічні властивості металів представлені у таблиці:

ЗАВДАННЯ ДЛЯ ЗАКРІПЛЕННЯ

№1. Закінчити рівняння практично здійсненнихреакцій, назвати продукти реакції

Li+ H 2 O =

Cu + H 2 O =

Al + H 2 O =

Ba + H 2 O =

Mg + H 2 O =

Ca + HCl =

Na + H 2 SO 4 (К) =

Al + H 2 S =

Ca + H 3 PO 4 =

HCl + Zn =

H 2 SO 4 (к) + Cu =

H 2 S + Mg =

HCl + Cu =

HNO 3 (K)+ u =

H 2 S + Pt =

H 3 PO 4 + Fe =

HNO 3 (p) + Na =

№2. Закінчіть УХР, розставте коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окислювач (відновник):

Al + O 2 =

Li + H 2 O =

Na + HNO 3 (k) =

Mg + Pb(NO 3) 2 =

Ni + HCl =

№3. Вставте замість крапок пропущені знаки (<, >або =)

№4. Закінчіть УХР, розставте коефіцієнти методом електронного балансу, вкажіть окислювач (відновник):

K+ O 2 =

Mg+ H 2 O =

Pb+ HNO 3 (p) =

Fe+ CuCl 2 =

Zn + H 2 SO 4 (p) =

Zn + H 2 SO 4 (k) =

№5. Розв'яжіть тестові завдання