III. Взаимодействие с водой

ОБЩИЕ СВОЙСТВА

 

Положение металлов в периодической таблице

 

Если в периодической таблице элементов Д.И.Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп), а справа вверху – элементы-неметаллы. Элементы, расположенные вблизи диагонали (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb и др.), обладают двойственным характером.

К элементам - металлам относятся s - элементы I и II групп, все d- и f - элементы, а также p- элементы главных подгрупп: III (кроме бора), IV (Ge, Sn, Pb), V (Sb,Bi) и VI (Po). Наиболее типичные элементы – металлы расположены в начале периодов (начиная со второго).

 

Общие свойства металлов
Виды кристаллических решеток

 

атомная ионная металлическая

 

Кристаллические решетки металлического типа содержат в узлах положительно заряженные ионы и нейтральные атомы; между ними передвигаются относительно свободные электроны.

 

Общие физические свойства

 

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

1) Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду ––Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe® уменьшается.

 

2) Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

3) Электропроводность.

Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду ––Ag,Cu,Al,Fe® уменьшается.

При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

4) Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

5) Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6) Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).

Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

7) Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C).

Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

 

Общие химические свойства металлов

 

Сильные восстановители: Me0 – n ® Men+

I. Реакции с неметаллами

1) С кислородом:

2Mg0 + O2 ® 2Mg+2 O

2) С серой:

Hg0 + S ® Hg+2 S

3) С галогенами:

Ni + Cl2t°® Ni+2Cl2

 

4) С азотом:

3Ca0 + N2t°® Ca3+2N2

 

5) С фосфором:

3Ca0 + 2P –t°® Ca3P2

 

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

 

2Li0 + H2 ® 2Li+1H

Ca0 + H2 ® Ca+2H2

 

II. Реакции с кислотами

1) Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

 

Mg0 + 2HCl ® Mg+2Cl2 + H20­

(Mg0 + 2H+ ® Mg2++ H20­)

2Al0+ 6HCl ® 2AlCl3 + 3H20­

(2Al0 + 6H+ ® 2Al3+ + 3H20­)

6Na0 + 2H3PO4 ® 2Na3+1PO4 + 3H2­

(6Na0 + 6H+ ® 6Na+ + 3H20­)

 

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

 

III. Взаимодействие с водой

1) Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

 

2Na0 + 2H2O ® 2Na+1OH + H20­

(2Na0 + 2H2O ® 2Na1+ + 2OH1- + H20­)

Ca0 + 2H2O ® Ca+2(OH)2 + H20­

(Ca0 + 2H2O ® Ca2+ + 2OH1- + H20­)

 

2) Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

 

Zn0 + H2O –t°® Zn+2O + H02­

 

3) Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

 

4) Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

 

Cu0 + Hg+2Cl2 ® Hg0 + Cu+2Cl2

(Cu0 + Hg2+ ® Cu2+ + Hg0)

Fe0 + Cu+2SO4 ® Cu0 + Fe+2SO4

(Fe0 + Cu2+ ® Cu0 + Fe2+)

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ

 

Общая характеристика

 

Свойства щелочных металлов

 

Атомный номер Название Электронная конфигурация   r г/см3 t°пл. °C t°кип. °C ЭО ПИ эВ Атомный радиус, нм Степень окисления
Литий Li [He] 2s1 0,531 180,5 0,97 5,39 0,157 +1
Натрий Na [Ne]3s1 0,97 97,9 882,9 1,01 5,138 0,191 +1
Калий K [Ar] 4s1 0,859 63,65 0,91 4,339 0,236 +1
Рубидий Rb [Kr] 5s1 1.53 38,4 0,89 4,176 0,253 +1
Цезий Cs [Xe] 6s1 1,88 28.4 0,86 3,893 0,274 +1
Франций Fr [Rn] 7s1 +1

 

Физические свойства

 

Низкие температуры плавления, малые значения плотностей, мягкие, режутся ножом.

Низкий потенциал ионизации, который уменьшается с увеличением атомного номера.

 

Химические свойства

 

Типичные металлы, очень сильные восстановители. В соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается с ростом атомной массы. Все соединения имеют ионный характер, почти все растворимы в воде. Гидроксиды R–OH – щёлочи, сила их возрастает с увеличением атомной массы металла.

Воспламеняются на воздухе при умеренном нагревании. С водородом образуют солеобразные гидриды. Продукты сгорания чаще всего пероксиды.

 

Нахождение в природе

 

Li

Li2O • Al2O3 • 4SiO2 – сподумен

 

Na

NaCl – каменная соль

Na2SO4 • 10H2O – глауберова соль (мирабилит)

NaNO3 – чилийская селитра

 

K

KCl • NaCl – сильвинит

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналлит

K2O • Al2O3 • 6SiO2 – полевой шпат (ортоклаз)

 

Химические свойства

 

Все щелочные металлы - очень сильные восстановители, в соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs®.

Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.

Практически все соли растворимы в воде.

 

1. Активно взаимодействуют с водой:

 

2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­

 

2. Реакция с кислотами:

2Na + 2HCl ® 2NaCl + H2­

 

3. Реакция с кислородом:

4Li + O2 ® 2Li2O(оксид лития)

2Na + O2 ® Na2O2(пероксид натрия)

K + O2 ® KO2(надпероксид калия)

 

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

 

4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

 

2Li + Cl2 ® 2LiCl(галогениды)

2Na + S ® Na2S(сульфиды)

2Na + H2 ® 2NaH(гидриды)

6Li + N2 ® 2Li3N(нитриды)

2Li + 2C ® 2Li2C2(карбиды)

 

Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри "Органическую химию")

 

5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:

 

Li+ – карминово-красный

Na+ – желтый

K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый

 

Оксиды щелочных металлов – R2O

 

Получение

 

Окислением металла получается только оксид лития

 

4Li + O2 ® 2Li2O

 

(в остальных случаях получаются пероксиды или надпероксиды).

Все оксиды (кроме Li2O) получают при нагревании смеси пероксида (или надпероксида) с избытком металла:

 

Na2O2 + 2Na ® 2Na2O

KO2 + 3K ® 2K2O

Химические свойства

 

Типичные основные оксиды.

Реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

 

Li2O + H2O ® 2LiOH

Na2O + SO3 ® Na2SO4

K2O + 2HNO3 ® 2KNO3 + H2O

 

Пероксид натрия Na2O2

 

Получение

 

2Na + O2 ® Na2O2

 

Химические свойства

 

1. Сильный окислитель:

 

2NaI + Na2O2 + 2H2SO4 ® I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

2Na2O2 + 2CO2 ® 2Na2CO3 + O2­

 

2. Разлагается водой:

 

Na2O2 + 2H2O ® 2NaOH + H2O2

 

Надпероксид калия KO2

 

Получение

 

K + O2 ® KO2

 

Химические свойства

 

1. Сильный окислитель:

4KO2 + 2CO2 ® 2K2CO3 + 3O2­

 

2. Разлагается водой:

2KO2 + 2H2O ® 2KOH + H2O2 + O2­

 

Гидроксиды щелочных металлов – ROH

 

Белые, кристаллические вещества, гигроскопичны; хорошо растворимы в воде (с выделением тепла). В водных растворах нацело диссоциированы.

 

Получение

 

1. Электролиз растворов хлоридов:

 

2NaCl + 2H2O ® 2NaOH + H2­ + Cl2­

 

катод: 2H+ + 2 ® H02­

анод: 2Cl- – 2 ® Cl02­

 

2. Обменные реакции между солью и основанием:

 

K2CO3 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + 2KOH

 

3. Взаимодействие металлов или их основных оксидов (или пероксидов и надпероксидов) с водой:

 

2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­

Li2O + H2O ® 2LiOH

Na2O2 + 2H2O ® 2NaOH + H2O2

 

Химические свойства

 

R–OH – сильные основания (щелочи) (основность увеличивается в ряду LiOH – NaOH – KOH – RbOH –CsOH); реагируют с кислотными оксидами и кислотами:

 

2NaOH + CO2 ® Na2CO3 + H2O

LiOH + HCl ® LiCl + H2O

 

При сплавлении NaOH с ацетатом натрия образуется метан:

 

NaOH + CH3COONa –t°® Na2CO3 + CH4­