Неорганическая химия
1. Химия металлов 1.1 Общие сведения и классификация Большинство химических элементов относятся к металлам. В атомах металлов внешние электроны удерживаются значительно слабее, чем в атомах неметаллических элементов. Металлы, как правило, имеют низкие потенциалы ионизации и выступают в качестве восстановителей. В соответствии с особенностями электронной структуры и положением в периодической системе (ПС) различают s-, p-, d-, f-металлы. К s-металлам относят элементы, у которых происходит заполнение внешнего s-уровня. Это элементы главных подгрупп I и II групп ПС - щелочные и щелочноземельные металлы. Они наиболее сильные восстановители среди металлов. К числу р-металлов относят элементы III - IV групп, находящихся в главных подгруппах и расположенных левее диагонали B-At. Металлические свойства этих элементов выражены гораздо слабее. Металлы IV - VI групп, примыкающие к диагонали B-At, типичные полупроводники (т.е. их электрическая проводимость с повышением температуры увеличивается, а не уменьшается). Характерная черта этих элементов - образование амфотерных гидроксидов. Наиболее многочисленны d-металлы. В ПС они расположены между s- и p-элементами и получили название переходных металлов. У атомов d-элементов происходит достройка d-орбиталей. Каждое семейство состоит из десяти d-элементов. Известны четыре d-семейства: 3d, 4d, 5d и 6d. Кроме Sc и Zn, все переходные металлы могут иметь несколько степеней окисления. Максимально возможная степень окисления d-металлов +8 (OsO4). С ростом порядкового номера максимальная степень окисления возрастает от III группы до первого элемента VIII группы, затем убывает. Эти Элементы типичные металлы. Химия изоэлектронных соединений d-элементов весьма похожа. Элементы разных периодов с аналогичной электронной структурой d-слоев образуют побочные подгруппы ПС (Cu-Ag-Au, Zn-Cd-Hg и т.д.). самая характерная особенность d-элементов - исключительная способность к комплексообразованию. Этим они резко отличаются от непереходных элементов. Химию комплексных соединений часто называют химией переходных металлов. Металлы с достраивающимися f-слоями образуют две группы очень похожих между собой элементов - лантаноидов и актиноидов. Небольшое число металлов (Au, Ag, Pt, Hg) встречаются в природе в свободном состоянии. Большинство же находится в виде минералов и руд. Среди наиболее распространенных природных соединений металлов - оксиды, сульфиды, карбонаты, силикаты, сульфаты. В промышленности металлы получают восстановлением соответствующих руд. Железо и сплавы на его основе традиционно называют черными металлами. Cu, Zn, Sn, Pb и некоторые другие относят к цветным металлам. При н.у. все металлы - твердые кристаллические вещества, за исключением Hg - тяжелой подвижной жидкости (Тпл=-39С). 1.2 Химия s-элементов Щелочные металлы Главная подгруппа I группы ПС, называется подгруппой щелочных металлов, включает Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (радиоактивный с наименьшим периодом полураспада Т1/2=22 мин.). Название подгруппы - щелочные металлы - отражает характерные особенности химии этих элементов. Все они имеют один s-электрон на внешнем электронном слое и проявляют окислительное число +1. Единственный валентный электрон атомов щелочных металлов сравнительно слабо связан с ядром, поэтому потенциалы ионизации этих элементов невелики. Физические свойства щелочных элементов приведены в таблице 1. Таблица 1. |
Элемент | Атомный номер | Относительная атомная масса | Атомный радиус, нм | Ионный радиус, нм | Энергия ионизации, эВ | Окраска пламени | | Li | 3 | 7 | 0.155 | 0.066 | 5.390 | Коричнево-красная | | Na | 11 | 23 | 0.189 | 0.095 | 5.138 | Желтая | | K | 19 | 39 | 0.236 | 0.133 | 4.339 | Фиолетовая | | Rb | 37 | 85 | 0.248 | 0.148 | 4.176 | Красная | | Cs | 55 | 133 | 0.268 | 0.169 | 3.893 | Фиолетовая | | |
В твердом состоянии щелочные металлы хорошо проводят электрический ток. Это типичные металлы. Они легкоплавки, быстро окисляются на воздухе (Cs со взрывом). Хранят щелочные металлы без доступа воздуха и влаги, чаще всего под керосином. Свойства щелочных металлов закономерно изменяются по группе с увеличением относительной атомной массы (таблица 2). Таблица 2. |
Элемент | tпл, С | tкип, С | Плотность, г/см3 | | Li | 180.5 | 1317 | 0.534 | | Na | 97.83 | 882.9 | 0.968 | | K | 63.55 | 760 | 0.862 | | Rb | 38.9 | 703 | 1.525 | | Cs | 28.55 | 667 | 1.9 | | |
В химическом отношении элементы главной подгруппы I группы схожи. Все они активны, причем с увеличением атомного номера химическая активность металлов усиливается. При взаимодействии с неметаллами щелочные металлы образуют соединения с ионной связью. В электрохимическом ряду напряжений металлов все щелочные металлы стоят значительно левее водорода, причем с увеличением атомного номера (и уменьшением потенциала ионизации) электрохимическая активность металлов увеличивается. Исключение составляет Li - расположение на левом фланге электрохимического ряда напряжений металлов обусловлено исключительно высокой энергией гидратации Li, максимальной среди металлов. Натрий и калий Натрий - серибристо-белый металл. В природе встречается только в виде соединений. По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место (2.5% по массе). Минералы натрия очень разнообразны. Наиболее важные из них - галит NaCl (поваренная соль), мирабилит Na2SO410H2O (глауберова соль), натриева селитра NaNO3. Калий также серибристо-белый металл. Калий занимает седьмое место по распространенности в земной коре ( 2.5% по массе), вслед за натрием. В свободном состоянии в природе не встречается, как и натрий. Важнейшие минералы калия следующие: сильвин KCl (и смешанные калийнатриевые и калиймагниевые минералы), сильвинит (K, Na)Cl, карналлит KClMgCl26H2O, каинит KClMgSO43H2O. Химические свойства натрия и калия похожи, причем активность калия несколько выше. Оба они отдают внешний s-электрон с образованием ионных соединений. С кислородом в зависимости от условий натрий и калий образуют оксиды Na2O, K2O или пероксиды Na2O2, K2O2. 2Na + О2 = Na2O2 (горение), 2Na2O2 = 2Na2O + О2 (нагревание) Взаимодействие натрия и калия с кислородом протекает очень бурно. С водородом натрий при 400 С, а калий при 200 С образуют солеобразные гидриды: 2Na + H2 = 2NaH Здесь водород выступает в качестве аналога галогенов, образуя ион Н-. При обычной температуре натрий горит в атмосфере фтора и хлора: 2Na + Cl2 = 2NaCl Реакция калия в аналогичных условиях протекает со взрывом. Растирание натрия или калия с серой приводит к образованию полисульфидов: 2Na + nS = Na2Sn (n от 2 до 5) Натрий и калий легче воды, поэтому кусочки металлов в воде плавают, бурно реагируя: 2K + 2H2O = 2КОН + Н2^ Выделяющейся водород воспламеняется. В результате реакции получают сильные основания (щелочи). Загоревшийся натрий и калий нельзя тушить водой! Сплавы натрия и калия со ртутью (амальгамы) - сильные восстановители. Химические реакции амальгированных щелочных металлов протекают так же, как и с чистыми элементами, но гораздо спокойнее без загорания и взрыва. Это свойство амальгам широко используют в лабораторной практике. Гидроксиды калия и натрия - важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности получают электролизом растворов хлоридов: NaCl Na+ + Cl- 12H2O + 2e- = 2OH- + H2 12Сl- - 2е- = Сl2 2H2O + 2Сl- электролиз 2OH- + H2+ Сl2 2H2O + 2NaСl электролиз 2NaOH + H2+ Сl2 Полученный продукт - технический едкий натр - содержит 92-95% NaOH, остальное NaCl и Na2CО3. В лабораторных условиях раствор гидроксида натрия можно получить, используя соду и известь: Na2CО3 + Са(ОН)2 = 2NaOH + СaCО3 Щелочи идут на приготовление электролитов щелочных аккумуляторов, на производство мыла, красок, целлюлозы. При реакции щелочей с кислотами образуются соли: NaOH + HCl = NaCl + H2O Реакции такого типа называют реакциями нейтрализации. Как сильные основания щелочи вытесняют более слабые основания солей: NaOH + СоCl2 = 2NaCl + Со(ОН)2 Амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочи: NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4] При этом образуются комплексные гидроксосоли, содержащие сложный анион [Ме(OH)n]m-. Применение натриевых солей обширно. Помимо поваренной соли следует назвать карбонат натрия (сода) Na2CО3, гидрокарбонат натрия (питьевая сода) NaНСО3, нитрат натрия (силитра) NaNО3. Растворимые соединения калия важные удобрения, увеличивающие способность к фотосинтезу. KClO3 и КNО3 используют в пиротехнике, обе соли сильные окислители. Рубидий и цезий используют для изготовления фотоэлементов. Щелочноземельные металлы К Щелочноземельным металлам относят элементы, главной подгруппы II группы ПС: Ca, Sr, Ba, Ra. Кроме них в эту группу входят Be и Mg. На внешнем слое атомов щелочноземельных металлов два s-электрона. Во всех соединениях проявляется степень окисления +2. Активность металлов растет с увеличением атомного номера. Все эти элементы - типичные металлы, по свойствам близкие к щелочным. Атомные и ионные радиусы элементов главной подгруппы II группы значительно меньше радиусов соседних щелочных металлов. Это связано с большим зарядом и полным заполнением внешних электронных s-слоев щелочноземельных металлов. Сравнительные характеристики щелочноземельных металлов приведены в табл. 3 Таблица 3. |
Элемент | Атомный номер | Относительная атомная масса | Атомный радиус, нм | Ионный радиус, нм | Энергия ионизации, эВ | Окраска пламени | | Be | 4 | 9 | 0.113 | 0.031 | 9.32 | | | Mg | 12 | 24 | 0.160 | 0.065 | 7.64 | | | Ca | 20 | 40 | 0.197 | 0.099 | 6.11 | Кирпично-красная | | Sr | 38 | 88 | 0.215 | 0.113 | 5.69 | Коричнево-красная | | Ba | 56 | 137 | 0.221 | 0.135 | 5.21 | Желто-зеленая | | |
Страницы: 1, 2, 3
|