Положение металлов в периодической системе

Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в главных подгруппах под диагональю окажутся атомы-металлы, а в побочных подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы.

Строение атомов металлов

В периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении металлических свойств.

Атомы многих металлов имеют 1, 2 или 3 валентных электрона, например:

Na (+ 11): 1S2 2S22p6 3S1

Са (+ 20): 1S2 2S22p6 3S23p63d0 4S2

Щелочные металлы (1 группа, главная подгруппа): ...nS1.

Щелочно-земельные (2 группа, главная подгруппа): ...nS2.

Свойства атомов–металлов находятся в периодической зависимости от их местоположения в таблице Д. И. Менделеева.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image002_81.jpg" width="298" height="113">

а ― медь; б ― магний; в ― α-модификация железа

Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла, слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при этом в ионы. «Оторвавшиеся» электроны перемещаются от одного иона к другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и этот процесс происходит непрерывно. Металлы имеют кристаллическую решетку, в узлах которой находятся атомы или ионы (+); между ними находятся свободные электроны (электронный газ). Схему связи в металле можно отобразить так:

М0 ↔ nē + Мn+,

атом ― ион

где n ― число внешних электронов, участвующих в связи (у Na ― 1 ē , у Са ― 2 ē , у Al ― 3 ē ).

Наблюдается этот тип связи в металлах ― простых веществах-металлах и в сплавах.

Металлическая связь ― это связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, но и некоторое отличие, поскольку металлическая связь основана на обобществлении электронов (сходство), в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы (отличие). Именно поэтому кристаллы с металлический связью пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью, пары металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных).

Общая характеристика металлов

Способность атомов отдавать электроны (окисляться)	← Возрастает
Взаимодействие с кислородом воздуха	Быстро окисляются при обычной температуре	Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании	Не окисляются
Взаимодействие с водой	При обычной температуре выделяется Н2 и образуется гидроксид	При нагревании выделяется Н2	Н2 из воды не вытесняют
Взаимодействие с кислотами	Вытесняют Н2 из разбавленных кислот	Не вытесняют Н2 из разбавленных кислот
Реагируют с конц. и разб. HNO3 и с конц. H2SO4 при нагревании	С кислотами не реагируют
Нахождение в природе	Только в соединениях	В соединениях и в свободном виде	Главным образом в свободном виде
Способы получения	Электролиз расплавов	Восстановлением углем, оксидом углерода(2), алюмотермия, или электролиз водных растворов солей
Способность ионов присоединять электроны (восстанавливаться)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
Возрастает →

Электрохимический ряд напряжений металлов. Физические и химические свойства металлов

Общие физические свойства металлов

Общие физические свойства металлов определяются металлической связью и металлической кристаллической решеткой.

Ковкость, пластичность

Механическое воздействие на кристалл металла вызывает смещение слоев атомов. Так как электроны в металле перемещаются по всему кристаллу, то разрыва связей не происходит. Пластичность уменьшается в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe . Золото, например, можно прокатывать в листы толщиной не более 0,001 мм, которые используют для позолоты различных предметов. Алюминиевая фольга появилась сравнительно недавно и раньше чай, шоколад поковали в фольгу из олова, которая так и называлась ― станиоль. Однако не обладают пластичностью Mn и Bi: это хрупкие металлы.

Металлический блеск

Металлический блеск, который в порошке теряют все металлы, кроме Al и Mg . Самые блестящие металлы ― это Hg (из нее изготовляли в средние века знаменитые «венецианские зеркала»), Ag (из него теперь с помощью реакции «серебряного зеркала» изготовляют современные зеркала). По цвету (условно) различают металлы черные и цветные. Среди последних выделим драгоценные ― Au, Ag, Pt. Золото ― металл ювелиров. Именно на его основе изготовляли замечательные пасхальные яйца Фаберже.

Звон

Металлы звенят, и это свойство используется для изготовления колокольчиков (вспомните Царь-колокол в Московском Кремле). Самые звонкие металлы ― это Au, Ag, Cи. Медь звенит густым, гудящим звоном ― малиновым звоном. Это образное выражение не в честь ягоды-малины, а в честь голландского города Малина, где выплавлялись первые церковные колокола. В России потом русские мастера стали лить колокола даже лучшего качества, а жители городов и поселков жертвовали золотые и серебряные украшения, чтобы отливаемый для храмов колокол звучал лучше. В некоторых русских ломбардах определяли подлинность принимаемых на комиссию золотых колец по звону золотого обручального кольца, подвешенного на женском волосе (слышен очень долгий и чистый высокий звук).

При нормальных условиях все металлы, кроме ртути Hg, ― твердые вещества. Самый твердый из металлов ― хром Cr: он царапает стекло. Самые мягкие ― щелочные металлы, они режутся ножом. Щелочные металлы хранят с большими предосторожностями ― Na ― в керосине, а Li ― в вазелине из-за своей легкости, керосин ― в стеклянной баночке, баночка ― в асбестовой крошке, асбест ― в жестяной баночке.

Электропроводность

Хорошая электрическая проводимость металлов объясняется присутствием в них свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного полюса к положительному. С повышением температуры усиливаются колебания атомов (ионов), что затрудняет направленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости. При низких же температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля металлы проявляют сверхпроводимость. Наибольшей электрической проводимостью обладают Ag, Cu, Au, Al, Fe; худшие проводники ― Hg, Pb, W.

Теплопроводность

При обычных условиях теплопроводность металлов изменяется в основном в такой же последовательности, как их электрическая проводимость. Теплопроводность обусловливается высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла. Наибольшая теплопроводность ― у серебра и меди, наименьшая ― у висмута и ртути.

Плотность

Плотность металлов различна. Она тем меньше, чем меньше атомная масса элемента-металла и чем больше радиус его атома. Самый легкий из металлов ― литий (плотность 0,53 г/см3), самый тяжелый ― осмий (плотность 22,6 г/см3). Металлы с плотностью меньше 5 г/см3 называются легкими, остальные ― тяжелыми.

Разнообразны температуры плавления и кипения металлов. Самый легкоплавкий металл ― ртуть (tкип = -38,9°С), цезий и галлий ― плавятся соответственно при 29 и 29,8°С. Вольфрам ― самый тугоплавкий металл (tкип = 3390°С).

Понятие аллотропии металлов на примере олова

Некоторые металлы имеют аллотропные модификации.

Например, олово различают на:

· α-олово, или серое олово («оловянная чума» ― превращение обычного β-олова в α-олово при низких температурах стало причиной гибели экспедиции Р. Скотта к Южному полюсу, который потерял все горючее, так как оно хранилось в баках, запаянных оловом), устойчиво при t <14°С, серый порошок.

· β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах, например, для изготовления белой жести (луженого железа).

Электрохимический ряд напряжений металлов и два его правила

Расположение атомов в ряд по их реакционной способности может быть представлен следующим образом:

Li, K,Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, Н2 , Сu, Hg, Ag, Pt, Au .

Положение элемента в электрохимическом ряду показывает, насколько легко он образует ионы в водном растворе, т. е. его реакционную способность. Реакционная способность элементов зависит от способности принимать или отдавать электроны, участвующие в образовании связи.

1-е правило ряда напряжений

Если металл стоит в этом ряду до водорода , он способен вытеснять его из растворов кислот, если после водорода, то нет.

Например, Zn, Mg, Al давали реакцию замещения с кислотами (они находятся в ряду напряжений до H ), а Cu нет (она после H ).

2-е правило ряда напряжений

Если металл стоит в ряду напряжений до металла соли, то он способен вытеснить этот металл из раствора его соли.

Например, CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

В таких случаях положение металла до или после водорода может не иметь значения, важно, чтобы вступающий в реакцию металл предшествовал металлу, образующему соль:

Cu + 2AgNO3 = 2Ag + Cu(NO3)2.

Общие химические свойства металлов

В химических реакциях металлы являются восстановителями (отдают электроны).

Взаимодействие с простыми веществами .

1. С галогенами металлы образуют соли ― галогениды:

Mg + Cl2 = MgCl2;

Zn + Br2 = ZnBr2.

2. С кислородом металлы образуют оксиды:

4Na + O2 = 2 Na2O;

2Cu + O2 = 2CuO.

3. С серой металлы образуют соли ― сульфиды:

4. С водородом самые активные металлы образуют гидриды, например:

Са + Н2 = СаН2.

5. с углеродом многие металлы образуют карбиды:

Са + 2С = СаС2.

Взаимодействие со сложными веществами

1. Металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от лития до натрия), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи, например:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 .

2. Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НCl, Н2SO4 и др.), в результате чего образуются соли и выделяется водород, например:

2Al + 6НCl = 2AlCl3 + 3H2 .

3. Металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а мене активный металл выделяется в свободном виде, например:

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Металлы в природе.

Нахождение металлов в природе.

Большинство металлов встречается в природе в виде различных соединений: активные металлы находятся только в виде соединений; малоактивные металлы ― в виде соединений и в свободном виде; благородные металлы (Аg, Рt, Аu...) в свободном виде.

Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются и довольно крупные куски металлов ― самородки. Многие металлы в природе существуют в связанном состоянии в виде химических природных соединений ― минералов . Очень часто это оксиды, например минералы железа: красный железняк Fe2O3, бурый железняк 2Fe2O3 ∙ 3Н2О, магнитный железняк Fe3O4.

Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называют содержащие минералы природные образования, в которых металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности.

По химическому составу минерала, входящего в руду, различают оксидные, сульфидные и другие руды.

Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно обогащают ― отделяют пустую горную породу, примеси, в результате образуется концентрат, служащий сырьем для металлургического производства.

Способы получения металлов.

Получение металлов из их соединений ― это задача металлургии. Любой металлургический процесс является процессом восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей, в результате чего получаются металлы в свободном виде. В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.

Пирометаллургия ― это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов (алюминия , магния) и др.

Примеры восстановления металлов

ZnO + C → Zn + CO2;

· оксидом углерода:

Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2;

· водородом:

WO3 + 3H2 → W + 3Н2О;

CoO + H2 → Co + Н2О;

· алюминием (алюмотермия):

4Al + 3MnO2 → 2Al2O3 + 3Mn;

Cr2O3 + 2Al = 2Al2O3 + 2Cr;

· магнием:

TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2.

Гидрометаллургия ― это получение металлов, которое состоит из двух процессов: 1) природное соединение металла растворяется в кислоте, в результате чего получается раствор соли металла; 2) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом. Например:

1. 2CuS + 3О2 = 2CuO + 2SО2.

CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.

2. CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu.

Электрометаллургия ― это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.

Общая характеристика металлов IА-группы.

К металлам главной подгруппы первой группы (IА-группы) относятся литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Щелочные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов металлов один s-электрон (ns1).

Калий, натрий ― простые вещества

Щелочные металлы в ампулах:
а - цезий; б - рубидий; в - калий; г – натрий

Основные сведения об элементах IА группы

	Li литий	Na натрий	K калий	Rb рубидий	Cs цезий	Fr франций
Атомный номер
Степень окисления
Основные природные соединения	Li2O·Al2O3· 4SiO2 (сподумен); LiAl(PO4)F, LiAl(PO4)OH (амблигонит)	NaCl (поварен-ная соль); Na2SO4· 10H2O (глауберо-ва соль, мираби-лит); КCl·NaCl (сильви-нит)	КCl (сильвин), КCl·NaCl (сильвинит); K (калиевый полевой шпат, ортоглаз); KCl·MgCl2·6H2O (карналлит) ― содержится в растениях	В качестве изоаморф-ной примеси в минералах калия ― сильвини-те и кар-наллите	4Cs2O·4Al2O3·18 SiO2· 2H2O (полу-цит); спутник минера-лов калия	Продукт α-распада актиния

Физические свойства

Калий и натрий ― мягкие серебристые металлы (режутся ножом); ρ(К) = 860 кг/м3, Тпл(К) = 63,7°С, ρ(Na) = 970 кг/м3, Тпл(Na) = 97,8°С. Обладают высокой тепло - и электропроводностью, окрашивают пламя в характерные цвета: К ― в бледно-фиолетовый цвет, Na ― в желтый цвет.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image005_57.jpg" alt="Растворение оксида серы (IV) в воде" width="312" height="253 src=">Реакция серы с натрием

Взаимодействие со сложными веществами:

1. 2Na + 2Н2О → 2NaОН + Н2.

2. 2Na + Na2О2 → 2Na2О.

3. 2Na + 2НCl → 2NaCl + Н2.

Целлюлозно-бумажная промышленность" href="/text/category/tcellyulozno_bumazhnaya_promishlennostmz/" rel="bookmark">производства бумаги , искусственных тканей, мыла, для чистки нефтепроводов, в производстве искусственного волокна, в щелочных аккумуляторах.

Нахождение соединений металлов IA группы в природе.

Соли ― NaCl ― хлорид натрия, NaNO3 ― нитрат натрия (чилийская селитра), Na2СО3 ― карбонат натрия (сода), NaНСО3 ― гидрокарбонат натрия (пищевая сода), Na2SO4 ― сульфат натрия, Na2SO4·10Н2О ― глауберова соль, КCl ― хлорид калия, КNO3 ― нитрат калия (калийная селитра), К2SO4 ― сульфат калия, К2СО3 ― карбонат калия (поташ) ― кристаллические ионные вещества, почти все растворимые в воде. Соли натрия и калия проявляют свойства средних солей:

· 2NaCl(тв.) + Н2SO4(конц.) → Na2SO4 +2НCl ;

· КCl + AgNo3 → KNO3 + AgCl ↓;

· Na2СО3 + 2НCl → NaCl + CO2 + Н2О;

· К2СО3 + Н2О ↔ KHCO3 + KOH;

· СО32- + Н2О ↔ HCO3- + OH - (среда щелочная, рН < 7).

Кристаллы поваренной соли

Соляная шахта

Na2СО3 служит для производства бумаги, мыла, стекла;

NaНСО3 ― в медицине, кулинарии, в производстве минеральных вод, в огнетушителях ;

К2СО3 ― для получения жидкого мыла и стекла;

Поташ – карбонат калия

NaNO3, КNO3, КCl, К2SO4 ― важнейшие калийные удобрения.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image013_35.gif" align="left" width="278" height="288 src=">

Морская соль содержит 90-95 % NaCl (хлорид натрия) и до 5 % других минералов: соли магния, соли кальция, соли калия, соли марганца, соли фосфора, соли йода и др. Все вместе свыше 40 полезных элементов таблицы Менделеева – все это существует в морской воде.

Мертвое море

Есть в нем что-то необычайное, почти фантастическое. В восточных землях даже самый крошечный ручеек влаги – источник жизни, там цветут сады, зреют злаки. Но эта вода убивает все живое.

Многие народы побывали на этих берегах: арабы, иудеи, греки, римляне; каждый из них называл это огромное озеро на своем языке, но смысл имени был один: мертвое, гиблое, безжизненное.

Мы стояли на пустынном берегу, унылый вид которого навевал грусть: мертвый край – ни травы, ни птиц. На другой стороне озера из зеленой воды круто поднимались красноватые горы. Голые, изрезанные морщинами склоны. Казалось, какая-то-сила сорвала с них естественный покров, и обнажилась мускулатура земли.

Мы решили искупаться, но вода оказалась холодной, мы лишь умылись густой, струящейся, как крутой рассол, водой. Через несколько минут лицо и руки покрылись белым налетом соли, а на губах остался нестерпимо горький вкус, от которого долго нельзя было отделаться. В этом море нельзя утонуть: густая вода сама удерживает человека на поверхности.

Иногда из Иордана в Мертвое море заплывает рыба. Она гибнет уже через минуту. Одну такую рыбешку, выброшенную на берег, мы нашли. Она была твердая, как палка, в крепком солевом панцире.
Это море может стать источником богатства для народа. Ведь это гигантская кладовая минеральных солей.

Каждый литр воды Мертвого моря содержит 275 граммов солей калия, натрия, брома, магния, кальция. Запасы минерального сырья исчисляются здесь в 43 миллиарда тонн. Бром и поташ можно добывать чрезвычайно дешево, и ничто не ограничивает масштабов производства. Страна располагает огромными запасами фосфатов, которые имеют большой спрос на мировом рынке, а добывается их ничтожное количество.

Общая характеристика элементов IIА-группы.

К металлам главной подгруппы второй группы (IIА-группы) относятся бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra). Эти металлы называются щелочноземельными, так как их гидроксиды Ме(ОН)2 обладают щелочными свойствами, а их оксиды МеО по своей тугоплавкости сходны с оксидами тяжелых металлов, называвшимися раньше «землями».

Щелочноземельные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов металлов два s-электрона (ns2).

Основные сведения об элементах IIА-группы

	Be бериллий	Mg магний	Ca кальций	Sr стронций	Ba барий	Ra радий
Атомный номер
Строение внешних электрон-ных оболочек атомов	где n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n ― номер периода
Степень окисления
Основные природные соединения	3BeO· Al2O3· 6SiO2 (берилл); Be2SiO4 (фенакит)	2MgO·SO2 (оливин); MgCO3 (магне-зит); MgCO3· CaCO3 (доломит); MgCl2·KCl·6H2O (карнал-лит)	CaCO3 (кальцит), СaF2― флюорит, СaO·Al2O3· 6SiO2 (анортит); CaSO4·2H2O (гипс); MgCO3·CaCO3 (доломит), Сa3(PO4)2 ― фосфорит, Сa5(PO4)3Х (Х = F, Cl, OH) ― апатит	SrCO3 (строн-цианит), SrSO4 (целестин)	ВaCO3 (батерит) ВaSO4 (барит, тяжелый шпат)	В составе урано-вых руд

Щелочноземельные ― легкие серебристо-белые металлы. Стронций имеет золотистый оттенок, значительно тверже щелочных металлов. Барий по мягкости напоминает свинец. На воздухе при обычной температуре поверхность бериллия и магния покрывается защитной оксидной пленкой. Щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха активно, поэтому их хранят под слоем керосина или в запаянных сосудах, как и щелочные металлы.

Кальций ― простое вещество

Физические свойства

Природный кальций ― смесь стабильных изотопов. Наиболее распространен кальций ―,97 %). Кальций ― серебристо-белый металл; ρ = 1550 кг/м3, Тпл = 839°С. Окрашивает пламя в оранжево-красный цвет.

Химические свойства

Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами):

1. С галогенами: Сa + Cl2 → СaCl2 (хлорид кальция).

2. С углеродом: Сa + 2C → СaC2 (карбид кальция).

3. С водородом: Сa + Н2 → СaН2 (гидрид кальция).

Соли : СaСО3 карбонат кальция ― одно из самых распространенных на Земле соединений: мел, мрамор, известняк. Самый важный из этих минералов ― известняк. Он сам является прекрасным строительным камнем, кроме того, он является сырьем для получения цемента, гашеной извести, стекла, и др.

Известковой щебенкой укрепляют дороги, а порошком уменьшают кислотность почв.

Природный мел представляет собой останки раковин древних животных. Он используется как школьные мелки, в составе зубных паст, для производства бумаги и резины.

https://pandia.ru/text/78/392/images/image040_7.jpg" width="250" height="196">

Физические свойства

Железо ― серебристо-белый или серый металл, твердый, с высокой пластичностью, тепло - и электропроводностью, тугоплавкий; ρ = 7874 кг/м3, Тпл = 1540°С. В отличие от других металлов, железо способно намагничиваться, оно обладает ферромагнетизмом.

Химические свойства

Железо взаимодействует как с простыми, так и сложными веществами.

Взаимодействие железа с кислородом

а) при нагревании (горение), б) при н. у. (коррозия)

Химические свойства железа

При н. у .	При нагревании
Реакция	3FeSO4 + 2K3 = Fe32↓ + 3K2SO4 (турбуленова синь ― тёмно-синий осадок).	1. 4FeCl3 + 3K4 = Fe43↓ + 12KCl (берлинская лазурь ― тёмно-синий осадок). 2. FeCl3 + 3NH4CNS ⇆ Fe(CNS)3 + 3NH4Cl (роданид Fe кроваво-красный + нашатырь).

Биологическая роль железа

Биохимики раскрывают огромную роль железа в жизни растений, животных и человека. Входя в состав гемоглобина, железо обуславливает красный цвет этого вещества, от которого, в свою очередь, зависит цвет крови. В организме взрослого человека содержится 3 г железа, из них 75 % входят в состав гемоглобина, благодаря которому осуществляется важнейший биологический процесс ― дыхание. Железо необходимо и для растений. Оно участвует в окислительных процессах протоплазмы, при дыхании растений и в построении хлорофилла, хотя само и не входит в его состав. Железо издавна применяется в медицине для лечения малокровия, при истощении, упадке сил.

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Положение металлов в Периодической системе Д.И. Менделеева. Особенности строения атомов, свойства.

Цель урока: 1. на основе положения металлов в ПСХЭ прийти к пониманию особенностей строения их атомов и кристаллов (металлической химической связи и кристаллической металлической решетки). 2.Обобщить и расширить знания о физических свойствах металлов и их классификаций. 3. Развивать умение анализировать, делать выводы исходя из положения металлов в периодической системе химических элементов.

МЕДЬ Иду на мелкую монету, В колоколах люблю звенеть, Мне ставят памятник за это И знают: имя мое-….

ЖЕЛЕЗО Пахать и строить - все он может, если ему уголек в том поможет…

Металлы – это группа веществ с общими свойствами.

Металлами являются элементы I – III групп главных подгрупп, и IV-VIII групп побочных подгрупп I группа II группа III группа IV группа V группа VI группа VII группа VIII группа Na Mg Al Ti V Cr Mn Fe

Из 109 элементов ПСХЭ 85 являются металлами: выделены голубым, зелёным и розовым цветом (кроме H и He)

Положение элемента в ПС отражает строение его атомов ПОЛОЖЕНИЕ ЭЛЕМЕНТА В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ СТРОЕНИЕ ЕГО АТОМОВ Порядковый номер элемента в периодической системе Заряд ядра атома Общее число электронов Номер группы Число электронов на внешнем энергетическом уровне. Высшая валентность элемента, степень окисления Номер периода Число энергетических уровней. Число подуровней на внешнем энергетическом уровне

Модель атома натрия

Электронное строение атома натрия

Задание 2. Составьте схему электронного строения атома алюминия и кальция в тетради самостоятельно по примеру с атомом натрия.

Вывод: 1. Металлы – элементы, имеющие на внешнем энергетическом уровне 1-3 электрона, реже 4-6. 2. Металлы – это химические элементы атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители. Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя, большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром.

Металлическая химическая связь характеризуется: - делокализацией связи, т.к. сравнительно небольшое количество электронов одновременно связывают множество ядер; - валентные электроны свободно перемещаются по всему куску металла, который в целом электронейтрален; - металлическая связь не обладает направленностью и насыщенностью.

Кристаллические решетки металлов

Видеоинформация о кристаллах металлов

Свойства металлов определяются строением их атомов. Свойство металла Характеристика свойства твердость Все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло. плотность Металлы делятся на лёгкие (плотность 5г/см) и тяжелые (плотность больше 5г/см). плавкость Металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие электропроводность, теплопроводность Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток. металлический блеск Электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло пластичность. Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.

Проверьте усвоение знаний на уроке тестированием 1) Электронная формула кальция. А) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 1 Б) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 В) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 3S 6 4S 1 Г) 1S 2 2S 2 2 Р 6 3 S 2 3 Р 6 4 S 2

Задания теста 2 и 3 2) Электронную формулу 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 2 3Р 6 4S 2 имеет атом: а) Nа б) Са в) Сu г) Zn 3) Электропроводность, металлический блеск, пластичность, плотность металлов определяются: а) массой атомов б) температурой плавления металлов в) строением атомов металлов г) наличием неспаренных электронов

Задания теста 4 и 5 4) Металлы при взаимодействии с неметаллами проявляют свойства а) окислительные; б) восстановительные; в) и окислительные, и восстановительные; г) не участвуют в окислительно-восстановительных реакциях; 5) В периодической системе типичные металлы расположены в: а) верхней части; б) нижней части; в) правом верхнем углу; г) левом нижнем углу;

Правильные ответы Номер задания Вариант правильного ответа 1 Г 2 Б 3 В 4 Б 5 Г

Предварительный просмотр:

Цель и задачи урока:

1. На основе положения металлов в ПСХЭ подвести учащихся к пониманию особенностей строения их атомов и кристаллов (металлической химической связи и кристаллической металлической решетки), изучить общие физические свойства металлов. Повторить и обобщить знания о химической связи и металлической кристаллической решетке.
2. Развивать умение анализировать, делать выводы о строении атомов исходя из положения металлов в ПСХЭ.
3. Развивать умение владеть химической терминологией, чётко формулировать и высказывать свои мысли.
4. Воспитывать самостоятельность мышления в ходе учебной деятельности.
5. Формировать интерес к будущей профессии.

Форма урока:

комбинированный урок с применением презентации

Методы и приёмы:

Рассказ, беседа, демонстрация видео типов кристаллических решеток металлов, тест, составление схем электронного строения атомов, демонстрация коллекции образцов металлов и сплавов.

Оборудование:

1. Таблица «Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева»;
2. Презентация урока на электронном носителе.
3. Коллекция образцов металлов и сплавов.
4. Проектор.
5. Карточки с таблицей «Характеристика строения атома по положению в ПСХЭ»
   

ХОД УРОКА

I. Организационный момент урока .

II. Постановка и оглашение темы урока, его целей и задач.

Слайд 1-2

III. Изучение нового материала.

Учитель: Человек использовал металлы с древних времён. Кратко об истории использования металлов.

Сообщение 1 учащегося. Слайд 3

В начале был век медный .

К концу каменного века человек открыл возможность использования металлов для изготовления орудий труда. Первым таким металлом была медь.

Период распространения медных орудий называют энеолитом или халколитом , что в переводе с греческого означает «медь». Медь обрабатывалась с помощью каменных орудий методом холодной ковки. Самородки меди превращались в изделия под тяжелыми ударами молота. В начале медного века из меди делали лишь мягкие орудия, украшения, предметы домашней утвари. Именно с открытием меди и других металлов стала зарождаться профессия кузнеца.

Позже появилось литьё, а потом человек стал добавлять к меди олово или сурьму, делать бронзу, более долговечную, прочную, легкоплавкую.

Сообщение 2 учащегося. Слайд 3

Бронза – сплав меди и олова. Хронологические границы бронзового века датируются в начале 3-го тысячелетия до н.э. до начала 1-го тысячелетия до н.э.

Сообщение 3 учащегося. Слайд 4

Третий и последний период первобытной эпохи характеризуется распространением железной металлургии и железных орудий и знаменует собой железный век. В современном значении этот термин был введен в употребление в середине IХ века датским археологом К. Ю. Томсоном и вскоре распространился в литературе наряду с терминами «каменный век» и « бронзовый век».

В отличие от других металлов железо, кроме метеоритного, почти не встречается в чистом виде. Ученые предполагают, что первое железо, попавшее в руки человека, было метеоритного происхождения, и не зря железо именуется « небесным камнем». Самый крупный метеорит нашли в Африке, он весил около шестидесяти тонн. А во льдах Гренландии нашли железный метеорит весом тридцать три тонны.

И настоящее время продолжается железный век. Ведь в настоящее время железные сплавы составляют почти 90 % всего металлов и металлических сплавов.

Учитель.

Золото и серебро – благородные металлы в настоящее время служат для изготовления ювелирных украшений, а также деталей в электронике, авиакосмической промышленности, в судостроении. Где в судоходстве могут применяться эти металлы? Исключительное значение металлов для развития общества обусловлено, конечно, их уникальными свойствами. Назовите эти свойства.

Продемонстрировать учащимся коллекцию образцов металлов.

Учащиеся называют такие свойства металлов как электропроводность и теплопроводность, характерный металлический блеск, пластичность, твердость (кроме ртути) и др.

Учитель задает учащимся ключевой вопрос: а чем же обусловлены эти свойства?

Ожидаемый ответ: свойства веществ обусловлены строением молекул и атомов этих веществ.

Слайд 5. Итак, металлы – группа веществ с общими свойствами.

Демонстрация презентации.

Учитель: Металлами являются элементы 1-3 групп главных подгрупп, и элементы 4-8 групп побочных подгрупп.

Слайд 6. Задание 1 . Самостоятельно, используя ПСХЭ, в тетради допишите представителей групп, являющиеся металлами.

							VIII

Заслушивание ответов учащихся выборочно.

Учитель: металлами будут элементы, размещенные в левом нижнем углу ПСХЭ.

Учитель подчеркивает, что в ПСХЭ металлами будут все элементы, расположенные ниже диагонали В - Аt, даже те, у которых на внешнем слое 4 электрона (Gе, Sn, Рb), 5 электронов (Sb, Вi), 6 электронов (Ро), так как они отличаются большим радиусом.

Таким образом, из 109 элементов ПСХЭ 85 являются металлами. Слайд № 7

Учитель: положение элемента в ПСХЭ отражает строение атома элемента. С помощью таблиц, которые вы получили в начале урока, охарактеризуем строение атома натрия по его положению в ПСХЭ.
Демонстрация слайда 8.

Что представляет собой атом натрия? Посмотрите на приближенную модель атома натрия, в которой видны ядро и электроны, движущиеся по орбитам.

Демонстрация Слайда 9. Модель атома натрия.

Напомню вам, как составляется схема электронного строения атома элемента.

Демонстрация слайда 10. У вас должна получиться следующая схема электронного строения атома натрия.

Слайд 11 . Задание 2. Составьте схему электронного строения атома кальция и алюминия в тетради самостоятельно по примеру с атомом натрия.

Учитель проверяет работу в тетради.

Какой вывод можно сделать об электронном строении атомов металлов?

На внешнем энергетическом уровне 1-3 электрона. Мы помним, что вступая в химические соединения, атомы стремятся восстановить полную 8-электронный оболочку внешнего энергетического уровня. Для этого атомы металлов легко отдают 1-3 электрона с внешнего уровня, превращаясь в положительно-заряженные ионы. При этом проявляют восстановительные свойства.

Демонстрация слайда 12. Металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители. Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя, большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром.

Рассмотрим простые вещества – металлы.

Демонстрация слайда 13.

Сначала обобщим сведения о типе химической связи, образуемой атомами металлов и строении кристаллической решетки

1. сравнительно небольшое количество электронов одновременно связывают множество ядер, связь делокализована;
2. валентные электроны свободно перемещаются по всему куску металла, который в целом электронейтрален;
3. металлическая связь не обладает направленностью и насыщенностью.

Демонстрация

Слайд 14 « Типы кристаллических решёток металлов »

Слайд 15 Видео кристаллической решетки металлов.

Учащиеся делают вывод, что в соответствие именно с таким строением металлы характеризуются общими физическими свойствами.

Учитель подчеркивает, что физические свойства металлов определяются именно их строением.

Слайд 16 Свойства металлов определяются строением их атомов

а) твердость – все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло (демонстрация).

б) плотность - металлы делятся на лёгкие (5г/см) и тяжелые (больше 5г/см) (демонстрация).

в) плавкость - металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие (демонстрация).

г) электропроводность, теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток.

При повышении температуры амплитуда движения атомов и ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки резко возрастает, и это мешает движению электронов, и электропроводность металлов падает.

Следует отметить, что у некоторых неметаллов, при повышении температуры электропроводность возрастает, например, у графита, при этом с повышением температуры разрушаются некоторые ковалентные связи, и число свободно перемещающихся электронов возрастает.

д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают, как стекло.

Поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Для большинства металлов в равной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра, поэтому они имеют серебристо – белый цвет. Только золото и медь в большой степени поглощают короткие волны и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый свет. Самые блестящие металлы – ртуть, серебро, палладий. В порошке все металлы, кроме АI и Мg, теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет.

е) пластичность . Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.

IV. Закрепление изученного материала.

Учитель: мы рассмотрели строение и физические свойства металлов, их положение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева. Теперь для закрепления предлагаем выполнить тест.

Слайды 15-16-17.

1) Электронная формула кальция.

1. а) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 1
2. б) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 2
3. в) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 2 3S 6 4S 1
4. г) 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 2 3Р 6 4S 2

2) Электронную формулу 1S 2 2S 2 2Р 6 3S 2 3Р 6 4S 2 имеет атом:

1. а) Nа
2. б) Са
3. в) Сu
4. г) Zn

3) Электропроводность, металлический блеск, пластичность, плотность металлов определяются:

1. а) массой металла
2. б) температурой плавления металлов
3. в) строением атомов металлов
4. г) наличием неспареных электронов

4) Металлы при взаимодействии с неметаллами проявляют свойства

1. а) окислительные;
2. б) восстановительные;
3. в) и окислительные, и восстановительные;
4. г) не участвуют в окислительно-восстановительных реакциях;

5) В периодической системе типичные металлы расположены в:

1. а) верхней части;
VI. Домашнее задание.

Строение атомов металлов, их физические свойства




Введение




Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами: высокими электропроводностью и теплопроводностью, способностью хорошо отражать свет (что обуславливает их блеск и непрозрачность), возможностью принимать нужную форму под воздействием внешних сил (пластичностью). Существует и другое определение металлов – это химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние (валентные) электроны.

Из всех известных химических элементов около 90 являются металлами. Большинство неорганических соединений – это соединения металлов.

Существует несколько типов классификации металлов. Наиболее четкой является классификация металлов в соответствии с их положением в периодической системе химических элементов – химическая классификация.

Если в «длинном» варианте периодической таблицы провести прямую линию через элементы бор и астат, то слева от этой линии расположатся металлы, а справа от нее – неметаллы.

С точки зрения строения атома металлы под­разделяют на непереходные и переходные. Не­переходные металлы располагаются в главных подгруппах периодической системы и характе­ризуются тем, что в их атомах происходит по­следовательное заполнение электронных уров­ней s и р. К непереходным металлам относят 22 элемента главных подгрупп а: Li, Na, K, Rb , Cs,Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po.

Переходные металлы располагаются в побоч­ных подгруппах и характеризуются заполнени­ем d - или f-электронных уровней. К d-элементам относятся 37 металлов побочных подгрупп 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.

К f-элементам относятся 14 лантаноидов (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Но, Ег, Тm, Уb, Lu) и 14 актиноидов (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).

Среди переходных металлов выделяют так­же редкоземельные металлы (Sc, Y, La и лан­таноиды), платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Оs, Ir, Рt), трансурановые металлы (Nр и элементы с большей атомной массой).

Помимо химической существует также, хотя и не общепринятая, но издавна сложившаяся техническая классификация металлов. Она не так логична, как химическая, - в основе её лежит то один, то другой практически важный признак металла. Железо и сплавы на его основе относят к чёрным металлам, все прочие метал­лы - к цветным. Различают лёгкие (Li, Ве, Мg, Тi и др.) и тяжёлые металлы (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb и др.), а также группы тугоплавких (Тi, Zr, Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), драгоценных (Аg, Аu, платиновые металлы) и радиоактивных (U, Тh, Nр, Рu и др.) металлов. В геохимии выделяют также рассеянные (Ga, Ge, Hf, Re и др.) и редкие (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re и др.) металлы. Как видно между группами четких границ не существует.

Историческая справка




Несмотря на то, что жизнь человеческого общества без металлов невозможна, никто точно не знает, когда и как человек начал впервые ими пользоваться. Самые древние дошедшие до нас письмена повествуют о примитивных мастерских, в которых выплав­или металл и изготавливали из него изделия. Значит, человек овладел металлами раньше, чем письменность. Раскапывая древние поселения, археологи находят орудия труда и охоты, которыми пользовался человек в те далёкие времена, - ножи, топоры, наконечники для стрел, иглы, рыболовные крючки и многое другое. Чем древнее поселения, тем грубее и при­митивнее были изделия человеческих рук. Са­мые древние изделия из металлов были найдены при раскопках поселений, существовавших около 8 тысяч лет назад. Это были в основном украшения из золота и серебра и наконечники стрел и копий из меди.

Греческое слово «металлон» первоначально оз­начало копи, рудники, отсюда и произошёл тер­мин «металл». В древности считалось, что су­ществует только 7 металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо и ртуть. Это число соотносилось с числом известных тогда планет -Солнцем (золото), Луной (серебро), Венерой (медь), Юпитером (олово), Сатурном (свинец), Марсом (железо), Меркурием (ртуть) (см. ри­сунок). По алхимическим представлениям, ме­таллы зарождались в земных недрах под вли­янием лучей планет и постепенно совершенст­вовались, превращаясь в золото.

Человек сначала овладел самородными метал­лами - золотом, серебром, ртутью. Первым ис­кусственно полученным металлом была медь, затем удалось освоить получение сплава меди соловом - бронзы и только позднее - железа. В 1556 г. в Германии была издана книга не­мецкого металлурга Г. Агриколы «О горном де­ле и металлургии» - первое дошедшее до нас детальное руководство по получению металлов. Правда, в то время свинец, олово и висмут ещё считали разновидностями одного металла. В 1789 г. французский химик А. Лавуазье в сво­ём руководстве по химии дал список простых веществ, в который включил все известные тог­да металлы - сурьму, серебро, висмут, кобальт, олово, железо, марганец, никель, золото, пла­тину, свинец, вольфрам и цинк. По мере раз­вития методов химического исследования число известных металлов стало быстро возрастать. В 18 в. было открыто 14 металлов, в 19 в. - 38, в 20 в. - 25 металлов. В первой половине 19 в. были открыты спутники платины, получены пу­тём электролиза щелочные и щёлочноземельные металлы. В середине века методом спектрального анализа были открыты цезий, рубидий, таллий и индий. Блестяще подтвердилось су­ществование металлов, предсказанных Д. И. Мен­делеевым на основе его периодического закона (это галлий, скандий и германий). Открытие радиоактивности в конце 19 в. повлекло за со­бой поиски радиоактивных металлов. Наконец, методом ядерных превращений в середине 20 в. были получены не существующие в природе ра­диоактивные металлы, в частности трансурано­вые элементы.




Физические и химические свойства металлов.




Все металлы - твер­дые вещества (кроме ртути, которая при обычных условиях жидкая), они отличаются от неметаллов особым видом связи (металлическая связь). Валентные электроны слабо связаны с конкретным атомом, и внутри каждого металла существует так называемый электронный газ. Большинство металлов имеют кристаллическую структуру, и металл можно представить как «жесткую» кристаллическую решетку из положительных ионов (катионов). Эти электроны могут более или менее передвигаться по металлу. Они компенсируют силы отталкивания между катионами и, тем самым, связывают их в компактное тело.

Все металлы об­ладают высокой электрической проводимостью (т. е. они про­водники в отличие от неметаллов-диэлектриков), особенно медь, серебро, золото, ртуть и алюминий; высока и теплопро­водность металлов. Отличительным свойством многих метал­лов является их пластичность (ковкость), вследствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы (фольгу) и вытянуты в проволоку (олово, алюминий и др.), однако встречаются и до­статочно хрупкие металлы (цинк, сурьма, висмут).

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси, называемые сплавами. В сплаве свойства одного компонента обычно удачно дополняют свойства другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для из­готовления деталей машин, сплавы же меди с цинком, назы­ваемые латунью, являются уже достаточно твердыми и широ­ко используются в машиностроении. Алюминий обладает хо­рошей пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав аюралюмин (дюраль), содержащий медь, магний и марганец. Дюралюмин, не теряя свойств своего алюминия, приобретает высокую твердость и поэтому используется в авиационной технике. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) - это известные чугун и сталь.

Металлы очень сильно различаются по плотности: у лития она почти вдвое меньше, чем у воды (0,53 г/см), а у осмия - более чем в 20 раз выше (22,61 г/см3). Отличаются металлы и по твёрдости. Самые мягкие - щелочные металлы они легко режутся ножом; самый твердый металл - хром - режет стекло. Велика разница температур плавления металлов: ртуть - жидкость при обычных условиях, цезий и галлий плавятся при температуре человеческого тела, а самый тугоплавкий металл - вольфрам имеет температуру плавления 3380 °С. Металлы, температура плавления которых выше 1000 °С, от­носят к тугоплавким металлам, ниже - к легкоплавким. При высоких температурах металлы способны испускать электроны, что используется в электронике и термоэлектрических генераторах для прямого преобразования тепловой энергии в электрическую. Железо, кобальт, никель и гадолиний после помещения их в магнитное поле способны постоянно сохранять состояние намагниченности.

Металлам присуще некоторые и химические свойства. Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтомц металлы являются восстановителями. В этом, собственно, и состоит их главное и наиболее общее химическое свойство.

Очевидно, металлы как восстановители будут вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые ве­щества, кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Соединения металлов с галогенами называются галогенидами, с серой - сульфидами, с азотом - нитридами, с фосфо­ром - фосфидами, с углеродом - карбидами, с кремнием - сили­цидами, с бором - боридами, с водородом - гидридами и т. д. Многие из этих соединений нашли важное применение в новой тех­нике. Например, бориды металлов используются в радиоэлектрони­ке, а также в ядерной технике в качестве материалов для регулиро­вания нейтронного излучения и защиты от него.

Под действием концентрированных кислот-окислителей на некоторых металлах также образуется устойчивая оксид­ная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в кон­центрированной серной кислоте пассивируются (и не реагиру­ют с ней) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Mg, и Nb, а в кон­центрированной азотной кислоте - металлы Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh и U.

Чем левее расположен металл в этом ряду, тем больши­ми восстановительными свойствами он обладает, т. е. легче окисляется и переходит в виде катиона в раствор, но зато труднее восстанавливается из катиона в свободное состояние.

В ряд напряжений помещен один неметалл - водород, по­скольку это позволяет определить, будет ли данный металл реагировать с кислотами - неокислителями в водном растворе (точнее - окисляться катионами водорода Н+). Например, цинк реагирует с хлороводородной кислотой, так как в ряду напряжений он стоит левее (до) водорода. Напротив, серебро не переводится в раствор хлороводородной кислотой, поскольку оно стоит в ряду напряжений правее (после) водорода. Аналогично ведут себя металлы в разбавлен­ной серной кислоте. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, называют благородными (Ag, Pt, Au и др.)

Нежелательным химическим свойством металлов являет­ся их электрохимическая коррозия, т. е. активное разруше­ние (окисление) металла при контакте с водой и под воздейст­вием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в во­де.

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов - контактная коррозия. Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Cu, помещенными в воду, возникает гальваническая па­ра. Поток электронов идет от более активного металла, стояще­го левее в ряду напряжений (Fе), к менее активному металлу (Sn, Cu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность кон­сервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой ца­рапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла возрастает при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплавов железа с хромом устраняет коррозию железа. Хроми­рованное железо и стали, содержащие хром (нержавеющие стали), имеют высокую коррозионную стойкость.

Общие способы получения металлов:

Электрометаллургия, т. е. получение металлов элект­ролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов их солей;

Пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из их руд при высокой температуре (например, получение железа с помощью доменного процесса);

Гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из раство­ров их солей более активными металлами (например, получе­ние меди из раствора СuSO4 вытеснением цинком, железом

или алюминием).

В природе металлы встречаются иногда в свободном виде, например самородные ртуть, серебро и золото, а чаще - в ви­де соединений (металлических руд). Самые активные метал­лы, конечно, присутствуют в земной коре только в связанном виде.





Литий (от греч. Литос- камень), Li, химический элемент подгруппы Iа периодической системы; атомный номер 3, атомная масса 6, 941; относится к щелочным металлам.

Содержание лития в земной коре 6,5-10-3% по массе. Обнаружен он более чем в 150 ми­нералах, из них собственно литиевых - около 30. Основные минералы: сподумен LiAl, ле­пидолит KLi1,5 Al1,5(F,0Н)2 и петалит (LiNa). Состав этих минералов сложен, многие из них относятся к очень рас­пространённому в земной коре классу алюмо­силикатов. Перспективные источники сырья для производства лития - рассолы (рапа) соленосных отложений и подземные воды. Крупнейшие месторождения соединений лития находятся в Канаде, США, Чили, Зимбабве, Бразилии, На­мибии и России.

Интересно, что минерал сподумен встречается в природе в виде больших кристаллов массой в несколько тонн. На руднике Этта в США на­шли кристалл в форме иглы длиной 16 м и массой 100 т.

Первые сведения о литии относятся к 1817 г. Шведский химик А. Арфведсон, проводя ана­лиз минерала петалита, открыл в нём неизвест­ную щёлочь. Учитель Арфведсона Й. Берцелиус дал ей название «литион» (от греч. литеос -каменный), т. к. в отличие от гидроксидов калия и натрия, которые были получены из золы рас­тений, новая щёлочь была обнаружена в мине­рале. Он же назвал металл, являющийся «ос­новой» этой щёлочи, литием. В 1818 г. англий­ский химик и физик Г. Дэви получил литий электролизом гидроксида LiОН.

Свойства. Литий - серебристо-белый металл; т. пл. 180,54 °С, т. кип. 1340 "С; самый лёгкий из всех металлов, его плотность 0,534 г/см -он в 5 раз легче алюминия и почти вдвое легче воды. Литий мягок и пластичен. Соединения лития окрашивают пламя в красивый карминово-красный цвет. Этим весьма чувствитель­ным методом пользуются в качественном ана­лизе для обнаружения лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя атома лития 2s1 (s-элемент). В соединениях он проявляет степень окисления +1.

Литий стоит первым в электрохимическом ряду напряжений и вытесняет водород не только из кислот, но и из воды. Однако многие хими­ческие реакции лития протекают менее энер­гично, чем у других щелочных металлов.

Литий практически не реагирует с компонен­тами воздуха при полном отсутствии влаги при комнатной температуре. При нагревании на воз­духе выше 200 °С в качестве основного продукта образует оксид Li2 O (присутствуют только сле­ды пероксида Li2O2). Во влажном воздухе даёт преимущественно нитрид Li3N, при влажно­сти воздуха более 80% - гидроксид LiОН и карбонат Li2СО3. Нитрид лития может быть по­лучен также при нагревании металла в токе азота (литий - один из немногих элементов, непосредственно соединяющихся с азотом): 6Li + N2 =2Li3N

Литий легко сплавляется почти со всеми ме­таллами и хорошо растворим в ртути. Непосред­ственно соединяется с галогенами (с иодом -при нагревании). При 500 °С реагирует с водо­родом, образуя гидрид LiН, при взаимодействии с водой - гидроксид LiОН, с разбавленными кислотами - соли лития, с аммиаком - амид LiNН2, например:

2Li + Н2 = 2LiН

2Li + 2Н2O = 2LiОН + Н2

2Li + 2НF = 2LiF + Н2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + Н2

Гидрид LiН - бесцветные кристаллы; при­меняется в различных областях химии как вос­становитель. При взаимодействии с водой вы­деляет большое количество водорода (из 1 кг LiН получают 2820 л Н2):

LiН + Н2O = LiОН + Н2

Это позволяет использовать LiН как источник водорода для наполнения аэростатов и спаса­тельного снаряжения (надувных лодок, поясов и др.), а также как своеобразный «склад» для хранения и транспортировки огнеопасного во­дорода (при этом необходимо предохранять LiН от малейших следов влаги).

Широко применяют в органическом синтезе смешанные гидриды лития, например литий-алюмогидрид LiAlH4 - селективный восстано­витель. Его получают взаимодействием LiН с хлоридом алюминия А1С1з

Гидроксид LiОН - сильное основание (щё­лочь), его водные растворы разрушают стекло, фарфор; устойчивы к нему никель, серебро и золото. LiОН применяют в качестве добавки к электролиту щелочных аккумуляторов, что повышает срок их службы в 2-3 раза и ёмкость на 20%. На основе LiОН и органических кис­лот (особенно стеариновой и пальмитиновой) производят морозо- и термостойкие пластичные смазки (литолы) для защиты металлов от кор­розии в интервале температур от -40 до +130 "С.

Гидроксид лития используют также как по­глотитель углекислого газа в противогазах, под­водных лодках, самолётах и космических ко­раблях.

Получение и применение. Сырьём для по­лучения лития служат его соли, которые из­влекают из минералов. В зависимости от состава минералы разлагают серной кислотой Н2SО4 (кислотный метод) либо спеканием с оксидом кальция СаО и его карбонатом СаСОз (щелочной способ), с сульфатом калия К2SО4 (солевой спо­соб), с карбонатом кальция и его хлоридом СаСl (щёлочно-солевой способ). При кислотном методе получают раствор сульфата Li2SО4 [по­следний освобождают от примесей обработкой гидроксидом кальция Са(ОН)2 и содой Na2Co3]. Спек, образующийся при других методах раз­ложения минералов, выщелачивают водой; при этом при щелочном методе в раствор переходит LiОН, при солевом – Li 2SO4, при щёлочно-солевом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готового продукта в виде карбоната Li2СО3. который используют непосредственно или в качестве источника для синтеза других соединений лития.

Металлический литий получают электроли­зом расплавленной смеси LiCl и хлорида калия КСl или хлорида бария ВаСl2 с дальнейшей очисткой от примесей.

Интерес к литию огромен. Это связано, прежде всего, с тем, что он - источник промышленного получения трития (тяжёлого нуклида водорода), являющегося главной составной частью водо­родной бомбы и основным горючим для тер­моядерных реакторов. Термоядерная реакция осуществляется между нуклидом 6Li и нейтро­нами (нейтральными частицами с массовым чис­лом 1); продукты реакции - тритий 3Н и гелий 4Не:

63Li + 10n= 31 H +42He

Большое количество лития используется в ме­таллургии. Сплав магния с 10% лития прочнее и легче самого магния. Сплавы алюминия и лития - склерон и аэрон, содержащие всего 0,1% лития, помимо лёгкости обладают высо­кой прочностью, пластичностью, повышенной стойкостью к коррозии; их применяют в авиа­ции. Добавка 0,04% лития к свинцово-кальциевым подшипниковым сплавам повышает их твёрдость и уменьшает коэффициент трения.

Галогениды и карбонат лития применяют в производстве оптических, кислотоупорных и других специальных стёкол, а также термостой­кого фарфора и керамики, различных глазурей и эмалей.

Мелкие крошки лития вызывают химические ожоги влажной кожи и глаз. Соли лития раз­дражают кожу. При работе с гидроксидом лития необходимо соблюдать меры предосторожности, как при работе с гидроксидами натрия и калия.





Натрий (от араб, натрун, греч. нитрон -природная сода, химиче­ский элемент подгруппы Iа пе­риодической системы; атом­ный номер 11, атомная масса 22,98977; относится к щелоч­ным металлам. В природе встречается в виде одного стабильного нуклида 23 Na .

Ещё в глубокой древности были известны соединения натрия - поваренная соль (хлорид натрия) NaСl, едкая щёлочь (гидроксид натрия) NaОН и сода (карбонат натрия) Na2СОз. Последнее вещество древние греки называли «нитрон»; отсюда и происходит современное название металла - «натрий». Однако в Великобритании, США, Италии, Франции сохраняется слово sodium (от испанского слова «сода», имеющего то же значение, что и по-русски).

Впервые о получении натрия (и калия) сообщил английский химик и физик Г. Дэви на собрании Королевского общества в Лондоне в 1807 г. Ему удалось разложить действием электрического тока едкие щёлочи КОН и NaОН и выделить неизвестные ранее металлы обладающие необычайными свойствами. Эти металлы очень быстро окислялись на воздухе, а на поверхности воды плавали, выделяя из неё водород.

Распространённость в природе. Натрии - один из самых распространённых в природе элементов. Содержание его в земной коре 2,64% по массе. В гидросфере он содержится в вида растворимых солей в количестве около 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%). Наличие натрия установлено в атмосфере Солнца и межзвёздном пространстве. природе натрий находится только в виде солей. Важнейшие минералы - галит (каменная соль) NaCl, мирабилит (глауберова соль) Na2SO4 *10H2O, тенардит Na2SO4, челийская селитра NaNO3, природные силикаты, например альбит Na, нефелин Na

Россия исключительно богата залежами каменной соли (например, Соликамск, Усолье-Сибирское и др.), большие залежи минерала троны в Сибири.

Свойства. Натрий - серебристо-белый легко­плавкий металл, т. пл. 97,86 °С, т. кип. 883,15 °С. Это один из самых лёгких металлов - он легче воды плотность 0,99 г/см3 при 19,7 °С). Натрий и его соединения окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет. Эта реакция так чувствительна, что открывает присутствие малейших следов натрия повсюду (например, в комнатной или уличной пыли).

Натрий - один из самых активных элементов периодической системы. Внешний электронный слой атома натрия содержит один электрон (конфигурация 3s1 , натрий – s-элемент). Свой единственный валентный электрон натрий легко отдает и поэтому в своих соединениях всегда проявляет степень окисления +1.

На воздухе натрий активно окисляется, образуя в зависимости от условий оксид Na2O или пероксид Na2O2. Поэтому хранят натрий под слоем керосина или минерального масла. Энергично реагирует с водой, вытесняя водород:

2Na + Н20 = 2NaОН + Н2

Такая реакция происходит даже со льдом при температуре -80 °С, а с тёплой водой или при поверхности контакта идёт со взрывом (недаром говорят: «Не хотите стать уродом –не бросайте натрий в воду»).

Натрий непосредственно реагирует со всеми неметаллами: при 200 °С начинает поглощать водород, образуя весьма гигроскопичный гидрид NaH; с азотом в электрическом разряде дает нитрид Na3N или азид NaN3; в атмосфере фтора воспламеняется; в хлоре горит при температуре; с бромом реагирует лишь при нагревании:

2Na + Н2 = 2NaН

6Na + N2=2Na3N или 2Na+ 3Na2=2NaN3

2Na+ С12 = 2NaСl




При 800-900 °С натрий соединяется с углеродом, образуя карбид Na2C2; при растирании с серой дает сульфид Na2S и смесь полисульфидов (Na2S3 и Na2S4)

Натрий легко растворяется в жидком аммиаке, получающийся раствор синего цвета обладает металлической проводимостью, с газообразным аммиаком при 300-400 "С или в присутствии катализатора при охлаждении до -30 С дает амид NaNH2.

Натрий образует соединения с другими металлами (интерметаллиды), например с сереб­ром, золотом, кадмием, свинцом, калием и не­которыми другими. Со ртутью даёт амальгамы NaHg2 , NaHg4 и др. Наибольшее значение имеют жидкие амальгамы, которые образуются при постепенном введении натрия в ртуть, находящуюся под слоем керосина или минерального масла.

С разбавленными кислотами натрий образует соли.

Получение и применение. Основной метод получения натрия - электролиз расплавленной поваренной соли. При этом на аноде выделяется хлор, а на катоде - натрий. Для уменьшения температуры плавления электролита к поварен­ной соли добавляют другие соли: КСl, NaF, СаСl2. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой; аноды изготовлены из графита, катоды - из меди или железа.

Натрий можно получить электролизом рас­плава гидроксида NaОН, а небольшие количе­ства - разложением азида NaN3.

Металлический натрий используют для вос­становления чистых металлов из их соедине­ний - калия (из КОН), титана (из TiCl4) и др. Сплав натрия с калием - теплоноситель для ядерных реакторов, поскольку щелочные метал­лы плохо поглощают нейтроны и поэтому не препятствуют делению ядер урана. Пары на­трия, обладающие ярко-жёлтым свечением, ис­пользуют для наполнения газоразрядных ламп, служащих для освещения автострад, пристаней, вокзалов и пр. Натрий находит применение в медицине: искусственно полученный нуклид 24Na используется для радиологического лече­ния некоторых форм лейкемии и в диагности­ческих целях.

Значительно более обширно применение со­единений натрия.

Пероксид Na2O2 - бесцветные кристаллы, технический продукт жёлтого цвета. При нагревании до 311-400 °С начинает выделять кис­лород, а при 540 °С бурно разлагается. Сильный окислитель, благодаря чему применяется для отбеливания тканей и других материалов. На воздухе поглощает СО2», выделяя кислород и об­разуя карбонат 2Na2O2+2CO2=2Na2Co3+O2). На этом свойстве основано применение Na2O2 для регенерации воздуха в закрытых по­мещениях и дыхательных приборах изолирую­щего типа (подводных лодках, изолирующих противогазах и пр.).

Гидроксид NaОН; устаревшее название -едкий натр, техническое название - каустическая сода (от лат. caustic- едкий, жгучий); одно из самых сильных оснований. Технический продукт, кроме NаОН, содержит примеси (до 3% Ка2СОз и до 1,5% NaCl). Большое количе­ство NаОН идёт на приготовление электролитов для щелочных аккумуляторов, производство бу­маги, мыла, красок, целлюлозы, используется для очистки нефти и масел.

Из солей натрия применение находят хро­мат Na2CrO4 - в производстве красителей, как протрава при крашении тканей и дубитель в ко­жевенной промышленности; сульфит Na2SO3 -компонент фиксажей и проявителей в фотогра­фии; гидросульфит NaHSO3 - отбеливатель тканей, природных волокон, применяется для консервирования плодов, овощей и растительных кормов; тиосульфат Na2S2O3 - для удаления хлора при отбеливании тканей, как закрепитель в фотографии, противоядие при отравлении соединениями ртути, мышьяка и др., противовос­палительное средство; хлорат NaClO3- окис­литель в различных пиротехнических составах; трифосфат Na5P3O10 -добавка в синтетиче­ские моющие средства для умягчения воды.

Натрий, NаОН и его растворы вызывают тя­жёлые ожоги кожи и слизистых оболочек.





По внешнему виду и свойствам калий похож на натрий, но более реакционноспособный. Энергично реагирует с водой и вызывает возгорание водорода. На воздухе сгорает, образуя оранжевый надпероксид КO2. При комнатной температуре реагирует с галогенами, при умеренном нагревании - с водоро­дом, серой. Во влажном воздухе быстро покрывается слоем КОН. Хранят калий под слоем бензина или керосина.

Наибольшее практическое применение находят соедине­ния калия - гидроксид КОН, нитрат КNO3 и карбонат К2СO3.

Гидроксид калия КОН (техническое название - едкое кали) - белые кристаллы, расплывающиеся во влажном воз­духе и поглощающие углекислый газ (образуются К2СO3 и КНСO3). Очень хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом. Водный раствор - сильнощелочной.

Производят гидроксид калия электролизом раствора КСl (аналогично производству NаОН). Исходный хлорид калия КСl получают из природного сырья (минералы сильвин КСlи карналлит КМgС13 6Н20). Используют КОН для синтеза различных солей калия, жидкого мыла, красителей, как электролит в аккумуляторах.

Нитрат калия КNO3 (минерал калийная селитра) - белые кристаллы, очень горькие на вкус, низкоплавкие {tпл = 339 °С). Хорошо растворим в воде (гидролиз отсутству­ет). При нагревании выше температуры плавления разлагает­ся на нитрит калия КNO2 и кислород O2, проявляет сильные окислительные свойства. Сера и древесный уголь загораются при контакте с расплавом КNO3, а смесь С + S взрывается (сго­рание «черного пороха»):

2КNO3 + ЗС(уголь) + S=N2 + 3CO2 + K2S

Нитрат калия используется в производстве стекла и мине­ральных удобрений.

Карбонат калия К2СO3 (техническое название - поташ) - белый гигроскопичный порошок. Очень хорошо растворяется в воде, сильно гидролизуется по аниону и создает щелочную среду в растворе. Используется в изготовлении стекла и мыла.

Получение К2СO3 основано на реакциях:

К2SO4 + Са(ОН)2 + 2СO = 2К(НСОО) + СаSO4

2К(НСОО) + O2 = К2С03 + Н20 + С02

Сульфат калия из природного сырья (минералы каинит КМg(SO4)Сl ЗН20 и шёнит К2Мg(SO4)2 * 6Н20) нагревают с гашёной известью Са(ОН)2 в атмосфере СО (под давлением 15 атм), получают формиат калия К(НСОО), который прока­ливают в токе воздуха.

Калий жизненно важный элемент для растений и живот­ных. Калийные удобрения - это соли калия, как природные, так и продукты их переработки (КСl, К2SO4, КNO3); высоко содержание солей калия в золе растений.

Калий - девятый по химической распространенности элемент в земной коре. Содержится только в связанном виде в минералах, морской воде (до 0,38 г ионов К+ в 1 л), растениях и живых организмах (внутри клеток). В организме человека имеется = 175 г калия, суточная потребность достигает ~4г. Радиоактивный изотоп 40К (примесь к преобладающему ста­бильному изотопу 39К) распадается очень медленно (период полураспада 1 109лет), он, наряду с изотопами 238U и 232Тh, вносит большой вклад в

Главная > Документ

Металлы в периодической системе. Строение атомов-металлов. Общая характеристика металлов.

Положение металлов в периодической системе Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в главных подгруппах под диагональю окажутся атомы-металлы, а в побочных подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы.Строение атомов металлов В периодах и главных подгруппах действуют закономерности в изменении металлических свойств.Атомы многих металлов имеют 1, 2 или 3 валентных электрона, например:

Na (+ 11): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1

Са (+ 20): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 3d 0 4S 2

Щелочные металлы (1 группа, главная подгруппа): ...nS 1 .Щелочно-земельные (2 группа, главная подгруппа): ...nS 2 .Свойства атомов–металлов находятся в периодической зависимости от их местоположения в таблице Д. И. Менделеева. В ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЕ :

не изменяется .

Радиус атома увеличивается

Электроотрицательность уменьшается .

Восстановительные свойства усиливаются .

Металлические свойства усиливаются .

В ПЕРИОДЕ:
Заряды ядер атомов увеличиваются .

Радиусы атомов уменьшаются .

Число электронов на внешнем слое увеличивается .

Электроотрицательность увеличивается .

Восстановительные свойства уменьшаются .

Металлические свойства ослабевают .

Строение кристаллов металлов Большинство твердых веществ существует в кристаллической форме: их частицы расположены в строгом порядке, образуя регулярную пространственную структуру ― кристаллическую решетку.Кристалл ― твердое тело, частицы которого (атомы, молекулы, ионы) расположены в определенном, периодически повторяющемся порядке (в узлах). При мысленном соединении узлов линиями образуется пространственный каркас ― кристаллическая решетка.Кристаллические структуры металлов в виде шаровых упаковок



а ― медь; б ― магний; в ― α-модификация железа

Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла, слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при этом в ионы. «Оторвавшиеся» электроны перемещаются от одного иона к другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и этот процесс происходит непрерывно. Металлы имеют кристаллическую решетку, в узлах которой находятся атомы или ионы (+); между ними находятся свободные электроны (электронный газ). Схему связи в металле можно отобразить так:

М 0 ↔ nē + М n+ ,

атом ― ион

где n ― число внешних электронов, участвующих в связи (у Na ― 1 ē , у Са ― 2 ē , у Al ― 3 ē ).Наблюдается этот тип связи в металлах ― простых веществах-металлах и в сплавах.Металлическая связь ― это связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов.Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, но и некоторое отличие, поскольку металлическая связь основана на обобществлении электронов (сходство), в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы (отличие). Именно поэтому кристаллы с металлический связью пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью, пары металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных).Общая характеристика металлов

Способность атомов отдавать электроны (окисляться)	← Возрастает
Взаимодействие с кислородом воздуха	Быстро окисляются при обычной температуре	Медленно окисляются при обычной температуре или при нагревании	Не окисляются
Взаимодействие с водой	При обычной температуре выделяется Н 2 и образуется гидроксид	При нагревании выделяется Н 2	Н 2 из воды не вытесняют
Взаимодействие с кислотами	Вытесняют Н 2 из разбавленных кислот	Не вытесняют Н 2 из разбавленных кислот
		Реагируют с конц. и разб. HNO 3 и с конц. H 2 SO 4 при нагревании		С кислотами не реагируют
Нахождение в природе	Только в соединениях	В соединениях и в свободном виде		Главным образом в свободном виде
Способы получения	Электролиз расплавов	Восстановлением углем, оксидом углерода(2), алюмотермия, или электролиз водных растворов солей
Способность ионов присоединять электроны (восстанавливаться)	Li K Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
	Возрастает →

Электрохимический ряд напряжений металлов. Физические и химические свойства металлов

Общие физические свойства металлов Общие физические свойства металлов определяются металлической связью и металлической кристаллической решеткой. Ковкость, пластичность Механическое воздействие на кристалл металла вызывает смещение слоев атомов. Так как электроны в металле перемещаются по всему кристаллу, то разрыва связей не происходит. Пластичность уменьшается в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe . Золото, например, можно прокатывать в листы толщиной не более 0,001 мм, которые используют для позолоты различных предметов. Алюминиевая фольга появилась сравнительно недавно и раньше чай, шоколад поковали в фольгу из олова, которая так и называлась ― станиоль. Однако не обладают пластичностью Mn и Bi: это хрупкие металлы. Металлический блеск Металлический блеск, который в порошке теряют все металлы, кроме Al и Mg . Самые блестящие металлы ― это Hg (из нее изготовляли в средние века знаменитые «венецианские зеркала»), Ag (из него теперь с помощью реакции «серебряного зеркала» изготовляют современные зеркала). По цвету (условно) различают металлы черные и цветные. Среди последних выделим драгоценные ― Au, Ag, Pt. Золото ― металл ювелиров. Именно на его основе изготовляли замечательные пасхальные яйца Фаберже. Звон Металлы звенят, и это свойство используется для изготовления колокольчиков (вспомните Царь-колокол в Московском Кремле). Самые звонкие металлы ― это Au, Ag, Cи. Медь звенит густым, гудящим звоном ― малиновым звоном. Это образное выражение не в честь ягоды-малины, а в честь голландского города Малина, где выплавлялись первые церковные колокола. В России потом русские мастера стали лить колокола даже лучшего качества, а жители городов и поселков жертвовали золотые и серебряные украшения, чтобы отливаемый для храмов колокол звучал лучше. В некоторых русских ломбардах определяли подлинность принимаемых на комиссию золотых колец по звону золотого обручального кольца, подвешенного на женском волосе (слышен очень долгий и чистый высокий звук). При нормальных условиях все металлы, кроме ртути Hg, ― твердые вещества. Самый твердый из металлов ― хром Cr: он царапает стекло. Самые мягкие ― щелочные металлы, они режутся ножом. Щелочные металлы хранят с большими предосторожностями ― Na ― в керосине, а Li ― в вазелине из-за своей легкости, керосин ― в стеклянной баночке, баночка ― в асбестовой крошке, асбест ― в жестяной баночке. Электропроводность Хорошая электрическая проводимость металлов объясняется присутствием в них свободных электронов, которые под влиянием даже небольшой разности потенциалов приобретают направленное движение от отрицательного полюса к положительному. С повышением температуры усиливаются колебания атомов (ионов), что затрудняет направленное движение электронов и тем самым приводит к уменьшению электрической проводимости. При низких же температурах колебательное движение, наоборот, сильно уменьшается и электрическая проводимость резко возрастает. Вблизи абсолютного нуля металлы проявляют сверхпроводимость. Наибольшей электрической проводимостью обладают Ag, Cu, Au, Al, Fe; худшие проводники ― Hg, Pb, W. Теплопроводность При обычных условиях теплопроводность металлов изменяется в основном в такой же последовательности, как их электрическая проводимость. Теплопроводность обусловливается высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе металла. Наибольшая теплопроводность ― у серебра и меди, наименьшая ― у висмута и ртути. Плотность Плотность металлов различна. Она тем меньше, чем меньше атомная масса элемента-металла и чем больше радиус его атома. Самый легкий из металлов ― литий (плотность 0,53 г/см 3), самый тяжелый ― осмий (плотность 22,6 г/см 3). Металлы с плотностью меньше 5 г/см 3 называются легкими, остальные ― тяжелыми. Разнообразны температуры плавления и кипения металлов. Самый легкоплавкий металл ― ртуть (t кип = -38,9°С), цезий и галлий ― плавятся соответственно при 29 и 29,8°С. Вольфрам ― самый тугоплавкий металл (t кип = 3390°С). Понятие аллотропии металлов на примере олова Некоторые металлы имеют аллотропные модификации. Например, олово различают на:
α-олово, или серое олово («оловянная чума» ― превращение обычного β-олова в α-олово при низких температурах стало причиной гибели экспедиции Р. Скотта к Южному полюсу, который потерял все горючее, так как оно хранилось в баках, запаянных оловом), устойчиво при t <14°С, серый порошок. β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах, например, для изготовления белой жести (луженого железа).
Электрохимический ряд напряжений металлов и два его правила Расположение атомов в ряд по их реакционной способности может быть представлен следующим образом: Li,K,Ca,Na,Mg,Al, Mn,Zn,Fe,Ni,Sn,Pb, Н 2 , Сu,Hg,Ag,Pt,Au . Положение элемента в электрохимическом ряду показывает, насколько легко он образует ионы в водном растворе, т. е. его реакционную способность. Реакционная способность элементов зависит от способности принимать или отдавать электроны, участвующие в образовании связи. 1-е правило ряда напряжений Если металл стоит в этом ряду до водорода, он способен вытеснять его из растворов кислот, если после водорода, то нет. Например, Zn, Mg, Al давали реакцию замещения с кислотами (они находятся в ряду напряжений до H ), а Cu нет (она после H ). 2-е правило ряда напряжений Если металл стоит в ряду напряжений до металла соли, то он способен вытеснить этот металл из раствора его соли. Например, CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu. В таких случаях положение металла до или после водорода может не иметь значения, важно, чтобы вступающий в реакцию металл предшествовал металлу, образующему соль: Cu + 2AgNO 3 = 2Ag + Cu(NO 3) 2 . Общие химические свойства металлов В химических реакциях металлы являются восстановителями (отдают электроны). Взаимодействие с простыми веществами .
С галогенами металлы образуют соли ― галогениды:
Mg + Cl 2 = MgCl 2 ; Zn + Br 2 = ZnBr 2 .
С кислородом металлы образуют оксиды:
4Na + O 2 = 2 Na 2 O; 2Cu + O 2 = 2CuO.
С серой металлы образуют соли ― сульфиды:
Fe + S = FeS.
С водородом самые активные металлы образуют гидриды, например:
Са + Н 2 = СаН 2 .
с углеродом многие металлы образуют карбиды:
Са + 2С = СаС 2 . Взаимодействие со сложными веществами
Металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от лития до натрия), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи, например:
2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2 .
Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НCl, Н 2 SO 4 и др.), в результате чего образуются соли и выделяется водород, например:
2Al + 6НCl = 2AlCl 3 + 3H 2 .
Металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а мене активный металл выделяется в свободном виде, например:
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.

Металлы в природе.

Нахождение металлов в природе. Большинство металлов встречается в природе в виде различных соединений: активные металлы находятся только в виде соединений; малоактивные металлы ― в виде соединений и в свободном виде; благородные металлы (Аg, Рt, Аu...) в свободном виде.Самородные металлы обычно содержатся в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в горных породах. Изредка встречаются и довольно крупные куски металлов ― самородки. Многие металлы в природе существуют в связанном состоянии в виде химических природных соединений ― минералов . Очень часто это оксиды, например минералы железа: красный железняк Fe 2 O 3 , бурый железняк 2Fe 2 O 3 ∙ 3Н 2 О, магнитный железняк Fe 3 O 4 .Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называют содержащие минералы природные образования, в которых металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности.По химическому составу минерала, входящего в руду, различают оксидные, сульфидные и другие руды.Обычно перед получением металлов из руды ее предварительно обогащают ― отделяют пустую горную породу, примеси, в результате образуется концентрат, служащий сырьем для металлургического производства.Способы получения металлов. Получение металлов из их соединений ― это задача металлургии. Любой металлургический процесс является процессом восстановления ионов металла с помощью различных восстановителей, в результате чего получаются металлы в свободном виде. В зависимости от способа проведения металлургического процесса различают пирометаллургию, гидрометаллургию и электрометаллургию.Пирометаллургия ― это получение металлов из их соединений при высоких температурах с помощью различных восстановителей: углерода, оксида углерода (II), водорода, металлов (алюминия, магния) и др.Примеры восстановления металлов
углем:
ZnO + C → Zn + CO 2 ;
оксидом углерода:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2 ;
водородом:
WO 3 + 3H 2 → W + 3Н 2 О; CoO + H 2 → Co + Н 2 О;
алюминием (алюмотермия):
4Al + 3MnO 2 → 2Al 2 O 3 + 3Mn; Cr 2 O 3 + 2Al = 2Al 2 O 3 + 2Cr;
магнием:
TiCl 4 + 2Mg = Ti + 2MgCl 2 .Гидрометаллургия ― это получение металлов, которое состоит из двух процессов: 1) природное соединение металла растворяется в кислоте, в результате чего получается раствор соли металла; 2) из полученного раствора данный металл вытесняется более активным металлом. Например:
2CuS + 3О 2 = 2CuO + 2SО 2 .
CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O.
CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.
Электрометаллургия ― это получение металлов при электролизе растворов или расплавов их соединений. Роль восстановителя в процессе электролиза играет электрический ток.

Общая характеристика металлов IА-группы.

К металлам главной подгруппы первой группы (IА-группы) относятся литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.Щелочные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов металлов один s-электрон (ns 1).Калий, натрий ― простые вещества



Щелочные металлы в ампулах:
а - цезий; б - рубидий; в - калий; г – натрийОсновные сведения об элементах IА группы

Элемент	Li литий	Na натрий	K калий	Rb рубидий	Cs цезий	Fr франций
Атомный номер	3	11	19	37	55	87
Строение внешних электрон-ных оболочек атомов	ns 1 np 0 ,где n = 2, 3, 4, 5, 6, 7, n ― номер периода
Степень окисления	+1	+1	+1	+1	+1	+1
Основные природные соединения	Li 2 O·Al 2 O 3 · 4SiO 2 (сподумен); LiAl(PO 4)F, LiAl(PO 4)OH (амблигонит)	NaCl (поварен-ная соль); Na 2 SO 4 · 10H 2 O (глауберо-ва соль, мираби-лит); КCl·NaCl (сильви-нит)	КCl (сильвин), КCl·NaCl (сильвинит); K (калиевый полевой шпат, ортоглаз); KCl·MgCl 2 ·6H 2 O (карналлит) ― содержится в растениях	В качестве изоаморф-ной примеси в минералах калия ― сильвини-те и кар-наллите	4Cs 2 O·4Al 2 O 3 ·18 SiO 2 · 2H 2 O (полу-цит); спутник минера-лов калия	Продукт α-распада актиния

Физические свойства Калий и натрий ― мягкие серебристые металлы (режутся ножом); ρ(К) = 860 кг/м 3 , Т пл (К) = 63,7°С, ρ(Na) = 970 кг/м 3 , Т пл (Na) = 97,8°С. Обладают высокой тепло- и электропроводностью, окрашивают пламя в характерные цвета: К ― в бледно-фиолетовый цвет, Na ― в желтый цвет.