Распространение в природе и получение

Королева Галина Анатольевна

Вострикова Наталья Михайловна

 

Химия металлов

 

 


 

 

Королева Галина Анатольевна

Вострикова Наталья Михайловна

 

 

Химия металлов

 

 

Редактор

Компьютерная верстка

 

 

Подписано в печать . .04.

Формат 60х84/16.

Бумага офсетная.

Печать ризографическая.

Усл.-печ. л.

Уч.-изд. л.

Тираж 500 экз.

 

Редакционно-издательский отдел

Гос. образоват. учреждения «ГУЦМиЗ»

660025, г. Красноярск, ул. Вавилова, 66 а

Отпечатано

 

УДК 546.3(07)

ББК 34.1 я73

 

 

Рецензенты: д.т.н. Патрушев В.В., к.х.н. Безрукова Н.П.

 

Королева Г.А., Вострикова Н.М.

К68 Химия металлов: Учеб. пособие / Гос. образоват. учреждение «ГУЦМиЗ». – Красноярск, 2005. – с.

 

ISBN 5–8150–0213–5

 

 

В учебном пособии излагаются основные способы получения, физические и химические свойства металлов. Рассматриваются окислительно-восстановительные, кислотно-основные свойства соединений металлов в характерных степенях окисления.

Для студентов всех инженерных специальностей металлургического направления.

 

УДК 546.3(07)

ББК 34.1 я73

 

 

© Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Красноярскмй государственный университет

ISBN 5–8150–0213–5 цветных металлов и золота», 2005

Учебное издание

участке множительной техники ГУЦМиЗ

660025, г. Красноярск, ул. Вавилова, 66 а

Введение

 

Термин ²металлургия² произошел от греческого слова, означающего искусство производства металлов из руд. В современном смысле это область науки и техники и область промышленности, охватывающие процессы получения металлов из руд и других материалов, а также процессы связанные с изменением химического состава, структуры, свойств металлов и сплавов (прокат, ковка, штамповка, сварка и т.д.).

В современной технике исторически сложилось разделение металлургии на черную и цветную. Черная охватывает производство и переработку сплавов на основе железа: чугунов, стали, ферросплавов, составляющих 95% всей мировой металлопродукции. Цветная металлургия включает производство остальных металлов, а также близко примыкающих к ним по используемым технологиям и источникам сырья твердых неметаллов.

С древнейших времен известны технологии получения меди и железа, несколько позже золота, серебра, олова, цинка, свинца и ртути. Наиболее молодой и быстро развивающейся отраслью цветной металлургии является металлургия алюминия, но по темпам производства и потребления алюминий лидирует среди всех металлов, а по масштабам производства в 90-х годах ХХ века он занял прочное второе место после стали вытеснив медь на третье место. Мировое производство металлов приближается к миллиарду тон в год, так производство железа оценивается величиной ~ 7×108 т/год, Al ~ 107 т/год, Sn ~ 105 т/год, Au ~ 103 т/год.

Предполагается, что ресурсы многих металлов (Cu, Cr, Ni, Zn, Pb, Mo, Sn, Ag, Cd, Hg и др.) будут исчерпаны уже в этом столетии, чтобы их сохранить необходимо прежде всего создание принципиально новых технологий переработки сырья.

Появление данного учебного пособия объясняется стремлением авторов дать студентам обучающимся по направлениям ²Металлургия², ²Физическое материаловедение², ²Горное дело² на единой методической основе знания по химическим свойствам металлов и их соединений, что необходимо для глубокого усвоения специальных курсов.

В учебном пособии систематезированы и дополнены имеющиеся в рекомендуемой литературе сведения по свойствам, получению и применению s-, p-, d-, f- металлов.

Изучив это учебное пособие, студенты должны научиться характеризовать общие свойства s-, p-, d-, f- элементов и зависимость химических свойств их соединений от свойств атомов; применять знания по общей химии для характеристики элементов и их соединений, а также раскрытия химизма технологических процессов в металлургии.

 

I.S-Металлы

 

Элементы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr и Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra составляют 1A- и 2A-группы периодической системы элементов Д.И.Менделеева.

Атомы щелочных металлов, бериллия, магния и щелочноземельных металлов имеют конфигурацию валентного слоя соответственно …nS¹и nS²,где n=2-7.На предпоследнем уровне у атомов Li и Be два электрона, а у остальных элементов–восемь, что является причиной заметного отличия свойств лития от остальных щелочных металлов, а бериллия – от магния и щелочноземельных металлов. Атомы S-металлов - сильные восстановители. В пределах подгруппы от Li к Fr и от Be к Ra происходит увеличение радиусов атомов уменьшение энергии ионизации а, следовательно, повышение их восстановительной активности.

Еион 520 496 419 403 375 384

кДж/моль

Э ® Э+ Li Na K Rb Cs Fr

 

Rа, нм 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280

 

Еион 899 738 590 549 503 509

кДж/моль

Э+ ® Э2+ Be Mg Ca Sr Ba Ra

 

Rа, нм 0,133 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235

нм – нанометр (1 нм = 10-9 м)

Атомы Be,Mg и щелочноземельных металлов характеризуется меньшими атомными радиусами, значительно большими энергиями ионизации по сравнению с атомами щелочных металлов, и, как итог, менее выраженными металлическими свойствами. Это объясняется увеличением заряда ядер атомов Ве, Mg и щелочноземельных металлов по сравнению с атомами щелочных металлов.

Степень окисления щелочных металлов во всех соединениях +1, а бериллия, магния и щелочноземельных +2.

Распространение в природе и получение

Самыми распространённым элементам в земной коре среди щелочных металлов является Na (2,5масс.%), среди щелочноземельных - Ca (2,96 масс.%), наимение - соответственно Cs (3,7 * 10-4 масс.%) и Ве (6 *10-4 масс.%).

Франций не имеет устойчивых изотопов, период полураспада наиболее долгоживущего изотопа Франция всего 22 минуты, поэтому в практике с ним сталкивается лишь очень узкий круг специалистов. Радий не имеет стабильных изотопов. Его долгоживущий изотоп 226Ra с периодом полураспада 1620 лет образуется в результате цепочки радиоактивных превращений, сопровождающих распад ядер урана. Радий претерпевает a - распад с образованием радиоактивного инертного газа радона с периодом полураспада около 4 дней:

 

226Ra ® 222Rn + 4He

 

S - металлы находятся в природе в виде соединений: силикатов (Na2O·Al2O3·6SiO2), простых (карбонатов, хлоридов и т.д.) и двойных (KCl·MgCl2·6H2O, MgCO3·CaCO3) солей.

Основные минералы элементов IА - группы, имеющие промышленное значение – галит NaCl, сильвин KCl, сильвинит KCl*NaCl, карналлит KCl*MgCl2*6H2O, мирабилит Na2SO4*10H2O.

Рубидий принадлежит к рассеянным элементам, своих минералов он не образует. Источником для получения Rb и Cs могут быть природные минерализованные воды.

Элементы IIА-группы образуют в природе большие скопления таких минералов, как флюорит CaF2, кальций CaCO3, магнезит MgCO3, доломит MgCO3*CaCO3, гипс CaSO4*2H2O, барит BaSO4, целестин SrSO4.

В морской воде и воде различных соляных озер растворены значительные количества NaCl, MgCl2, MgSO4, CaSO4, Na2SO4, Ca(HCO3)2, и Mg(HCO3)2.

S – металлы получают электролизом расплава хлоридов (Li, Na, Be, Mg, Ca) или гидроксидов (K, Na), а также восстановлением в вакууме кальцием из хлоридов (Rb, Cs) или алюминием из оксидов (Sr, Ba).

При электролизе расплавов на катоде выделяется металл

(Ме+¹ + е- = Ме, Ме+² + 2е = Меº), а на аноде – хлор (2Clˉ - 2e = Cl2°) или кислород (4OHˉ - 4e = O2 + 2H2O). Металлотермическое восстановление протекает по уравнениям:

 

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2

3SrO + 2Al = 3Sr + Al2O3

BeF2 + Mg = Be + MgF2

 

Франций и радий получают путем ядерных реакций, например:

 

 

В связи с высокой химической активностью S-металлов, их хранят в герметичной таре, под слоем керосина или масла(за исключением Be,Mg).

 

Физические свойства

S- металлы серебристо-белого цвета, за исключением Cs, имеющего золотисто-жёлтую окраску. Щелочные металлы характеризуются низкими температурами плавления, которые равномерно уменьшаются от 181 (Li) до 29 ºС (Cs); малой плотностью, которая увеличивается от 0,53 (Li) до 1,87г/см3 (Cs) и высокой удельной электропроводностью (в 2,5-12 раз выше, чем у Сa).В кубической гранецентрированной решётке этих металлов наиболее прочная металлическая связь проявляется у атомов Li, что обусловливает его более высокую температуру плавления и низкую электропроводность по сравнению с другими щелочными металлами.

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы имеют большие температуры плавления и плотность по сравнению с щелочными металлами. Это объясняется наиболее прочной металлической связью в их кристаллических решётках. Так как, рассматриваемые металлы кристаллизуются в различных типах кристаллических решёток (Ве,Mg - в гексагональной, Ca, Sr - в гранецентрированной, Ва - в объемно-центрированной кубической), то температуры их плавления и плотности изменяются немонотонно. Так, наиболее легкоплавкий металл Mg (650°С), наименее Ве (1285°С), самый лёгкий металл Са (1,54 г/см3), наиболее тяжёлый – Ва (3,76 г/см3). Их твёрдость значительно выше, чем щелочных металлов (например, бериллий имеет твёрдость стали, но хрупок).

 

 

Таблица 1.1

Физические свойства элементов ІА– группы

 

  Металл R иона Э+., нм Плотность, г/см3 Первый J ион., эВ Стандартный электродный потенциал процесса: Э+ + е- = Э, В t пл.., 0C Относительная электропроводность (Нg -1)   Содержание в земной коре, % Относительная электроотрицательность по Полингу
Li 0,076 0,53 5,4 -3,05 10,2 3,2 ×10-3 0,97
Na 0,102 0,97 5,1 -2,71 20,1 2,5 1,01
K 0,138 0,86 4,3 -2,92 13,2 2,5 0,91
Rb 0,152 1,53 4,2 -2,53 8,5 1,5 ×10-2 0,89
Cs 0,167 1,9 3,9 -2,92 4,6 3,7 ×10-4 0,86
Fr 0,175 2,2 4,0 - 2,92 2,1 радиакт. 0,86

 

Таблица 1.2

Физические свойства элементов ІІА –группы

 

Металл R иона Э+, нм Плотность, г/см3 Первый J ион., эВ Стандартный электродный потенциал процесса: Э+ + е- = Э, В t пл.., 0C Относительная электропроводность (Нg -1)   Содержание в земной коре, % Относительная электроотрицательность по Полингу
Be 0,045 1,85 9,3 -1,85 14,3 6 ×10-4 1,47
Mg 0,072 1,74 7,6 -2,36 20,6 2,40 1,23
Ca 0,100 1,54 6,1 -2,87 25,4 2,96 1,04
Sr 0,118 2,63 5,7 -2,89 0,05 4 ×10-2 0,99
Ba 0,135 3,76 5,2 -2,91 1,61 5 ×10-2 0,97
Ra 0,144 6,00 5,3 -2,92 - 1 ×10-10 0,97

 

Химические свойства

Отношение к неметаллам.S- металлы окисляются кислородом воздуха. При этом Rb и Cs воспламеняются при обычных условиях, Na и К – при нагревании, а на поверхности Be и Mg образуются прочные оксидные плёнки ВеО и MgO, которые предохраняют их от дальнейшего окисления. Сгорая в кислороде, литий образует оксид – Li2O, натрий- пероксид Na2O2,калий, рубидий и цезий – надпероксиды КО2,RuO2,CsO2, а щелочноземельные металлы – оксиды СаО, SrO, ВаО.

Все металлы, за исключением Ве, взаимодействуют с водородом, образуя гидриды:

 

2Na + H2 = 2NaH

Ca + H2 = CaH2

 

Гидрид бериллия получают по реакции в эфирном растворе

 

BeCl2 + 2LiH = BeH2 + 2LiCl

 

Эти металлы взаимодействуют также с галогенами, серой и другими неметаллами, образуя соответственно галогениды, сульфиды и т.д.

С азотом взаимодействуют Li, Be, Mg и щелочноземельные металлы с образованием нитридов:

 

6Li + N2 = 2Li3 N (при комнатной температуре)

3Ca + N2 = Ca3N2 (при нагревании)

 

В целом, взаимодействие S-металлов с простыми веществами можно отразить следующими схемами:

 

а) Э - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

 

 

б) Э - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

 

Отношение к воде.В электрохимическом ряду напряжений S-металлы стоят далеко перед водородом и имеют стандартные электродные потенциалы от –3,05В (Li) до (Be). Наиболее отрицательное значение потенциала среди всех металлов имеет Li, что объясняется малым радиусом иона Li + (0,68 А) и высокой энергией гидратации (500 кДж/моль) в водном растворе. Из положения в ряду напряжений следует, что все металлы взаимодействуют с водой:

2Li + 2H2O = 2LiOH + H2

Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2

 

При этом натрий плавится, калий – воспламеняется, рубидий и цезий – взрываются, что объясняется выделением значительного количества тепла ( H<0) и уменьшением энтропии ( S<0) при растворении иона Ме+ . В то же время на поверхности бериллия и магния образуется защитная оксидная плёнка, которая предохраняет их от взаимодействия с водой. Однако магний с кипящей водой реагирует, так как в этих условиях оксидная плёнка растворяется.

Отношение к кислотам.Все металлы взаимодействуют с разбавленными и концентрированными кислотами:

2K + H2SO4(р) = K2SO4 + H2

8Na +10HNO3(р) = NH4NO3 + 8NaNO3 + 3H2O

4Ca + 5H2SO4(к) = H2S + 4CaSO4 + 4H2O

 

Исключение представляют HF и H3PO4 и те металлы, фториды и фосфаты которых малорастворимы в воде (LiF, MgF2, CaF2, Li3PO4, Ca3(PO4)2 и др.

Бериллий пассивируется в холодных концентрированных азотной и серной кислотах но, являясь амфотерным металлом, взаимодействует со щелочами, образуя бериллаты:

 

Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2

Так, для металлов IIА-группы реакции с важнейшими соединениями можно показать следующей схемой:

 

1.4. Соединения S – металлов

Гидриды – бесцветные твёрдые вещества, имеющие ионную кристаллическую решётку. Исключение составляет BeH2 и MgH2, которые занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями и являются полимерами ( BeH2)n, (MgH2)n, в которых мономеры BeH2 и MgH2 связаны между собой водородной связью.

Термическая устойчивость гидридов щелочных металлов уменьшается от LiH к CsH, а среди гидридов щелочноземельных металлов самым устойчивым является CaH2.

При нагревании ионных гидридов до температуры их синтеза, происходит разложение:

Гидриды содержат анион Н-, определяющий их восстановительные свойства. Химическая (восстановительная) активность ионных гидридов возрастает с увеличением относительной атомной массы металла, т.е. в ряду LiH ® CsH и CaH2 ® BaH2

Все ионные гидриды получают при прямом взаимодействии металла с водородом.

Являясь восстановителями, гидриды легко окисляются кислородом, водой, галогенами и др.

 

2RbH + O2 = Rb2O + H2O

2KH + H2S = K2S + 2H2­

KH + HCl = KCl + H2­

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2­

 

Оксиды – твёрдые термически устойчивые вещества с ионной кристаллической решёткой, с очень высокими и сравнительно близкими по величинам температурам плавления (для Be, Mg и щелочно-земельных элементов): 2825 у MgO и 0C у SrO (кроме BeO). Эти оксиды IА - группы получают косвенным путём (кроме Li2O), оксиды металлов ІІА –группы – непосредственно

 

4Li + O2 = 2Li2O

Na2O2 + Na = 2Na2O

2Mg + O2 = 2MgO

CaCO3= CaO + CO2

 

Оксиды практически не проявляют окислительных свойств и не восстанавливаются водородом (∆G > 0).

Все оксиды за исключением BeO и MgO энергично взаимодействуют с водой:

 

Li2O + H2O = 2LiOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

 

а также с кислотами:

 

Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O

BaO + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + H2O

 

Оксид бериллия проявляет амфотерные свойства и взаимодействует при нагревании с растворами и расплавами щелочей:

 

BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4]

BeO + 2NaOH = Na2BeO2 + H2O

 

Пероксиды – твёрдые кристаллические вещества, являющиеся солями пероксида водорода H2O2. Их получают окислением кислородом металла (Na2O2) – для IА группы или оксида (BaO2) для IIА группы, а также действием пероксида водорода на гидроксиды:

 

2Na + O2 = Na2O2

2BaO + O2 = 2BaO2

Mg(OH)2 + H2O2 = MgO2 + 2H2O

 

Пероксиды являются сильными окислителями, так как содержит диамагнитный ион [O2]2-, отличающийся от молекул О2 наличием двух электронов на разрыхляющей π-орбитали, который, в силу этого, менее устойчив, чем молекулы О2.

 

Na2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = Na2SO4 + Fe2(SO4)3 + 2H2O

BaO2 + 2KI + 2H2O = Ba(OH)2 + I2 + 2KOH

 

В то же время пероксиды могут проявлять восстановительные свойства и диспропорционировать:

 

5Na2O2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O

2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2

[O2]2- - 2e = O2 1

[O2]2-+2e = 2O2- 1

При растворении в воде эти соединения подвергаются практически полному гидролизу, так как кислотные свойства H2O2 выражены очень слабо:

 

Na2O2 + H2O = 2NaOH + H2O2

BaO2 + 2H2O = Ba(OH)2 + H2O2

 

Надпероксиды щелочных металлов – твердые вещества, являются сильными окислителями и разлагаются под действием воды, влажного воздуха, разбавленных кислот с выделением кислорода, например:

 

4KO2 + 2H2O = 4KOH + 3O2

[O2]- - e =O2 3

[O2]- + 3e =2O-2 1

 

Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов – сильные основания, гидроксид магния – слабое основание, гидроксид бериллия – амфотерен, т.е., в целом, основные свойства усиливаются от LiOH к FrOH и от Be(OH)2 к Ba(OH)2. Все гидроксиды – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, за исключением LiOH, Be(OH)2 к Mg(OH)2. Они взаимодействуют с кислотами, а Be(OH)2 и со щелочами:

 

2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O

Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]

 

Гидроксиды щелочных металлов, а также Ca, Sr и Ba – щелочи – взаимодействуют с амфотерными металлами, их оксидами, а также с неметаллами и их оксидами, например:

 

Zn + 2KOH + 2H2O = K2[Zn(OH)4] + H2

SiO2 + 2KOH = K2SiO3 + H2O

 

Следует отметить, что гидроксид магния растворяется в воде в присутствии солей аммония, вследствие образования более слабого основания – гидроксида аммония:

 

Mg(OH)2 + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH4OH

 

СолиS-металлов делятся на средние (NaCl, K2SO4, Mg(NO3)2 и т.д.), кислые(KHSO4, Ca(HCO3)2 и т.д.) и двойные (KLiSO4, MgCO3*CaCO3 и т.д.).

В средних солях тип связи преимущественно ионный, кислые соли имеют сложное строение и содержат ионы, в которых анионы, например SO42-, HSO4- и другие, связаны между собой водородными связями, в двойных солях осуществляется донорно-акцепторное взаимодействие. Следует отметить, что в галогенидах бериллия (BeCl3, BeF2 и т.д.) преобладает ковалентная связь, обусловленная sp-гибридными орбиталями атома Be.

Соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде, а многие соли металлов 2А-подгруппы малорастворимы в воде. Соли бериллия и магния в водном растворе подвергаются гидролизу:

 

MgCl2 +H2O MgOHCl + HCl

Присутствие в воде ионов магния и кальция в виде гидрокарбонатов обуславливает её временную жёсткость, устраняемую химическим путём:

 

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl

 

Следует отметить существенное отличие свойств солей лития и бериллия от солей основных s-металлов. Так, кислородсодержащие соли лития при нагревании разлагаются с образованием оксида, а соли остальных щелочных металлов с образованием других солей, например:

 

4LiNO3 = 2Li2O2 + 4NO2 + O2

2NaNO3 = 2NaNO2 + O2

Сa(NO3)2 = Ca(NO2)2 + O2­

 

Галогениды бериллия, в отличии от галогенидов магния и щелочноземельных металлов обладают амфотерными свойствами:

 

BeF2 + 2KF = K2BeF4

BeF2 + SiF4 = BeSiF6

 

Окислительно-восстановительные свойства соединенийS - металлов проявляются в реакциях с участием сильных восстановителей - гидридов и сильных окислителей - пероксидов и надпероксидов.

Гидрид LiH - NaH - KH - RbH – CsH

Na2O2, KO2, RbO2, CsO2; CaO2, SrO2, BaO2

 

сильные окислители

Пероксиды и надпероксиды проявляют окислительные свойства, но при действии сильных окислителей - окисляются, могут диспропорционировать.

 

Cr(OH)3 + 3Na2O2 = 2Na2CrO4 + 2NaOH + 2H2O

BaO2 + 2KI + 2H2O = I2 + Ba(OH)2 + 2KOH

SrO2 + HgCl2 = O2 + SrCl2 + Hg

2KO2 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2

Na2O2 + 2FeSO4 + 2H2SO4 = Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O

5Na2O2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

 

Применение

Рассмотренные выше элементы и их соединения играют колоссальную роль в народном хозяйстве, составляя арсенал современной и грядущей техники. Элементы – Li, Mg, Be, Ca, Na, Sr, K, Cs – относятся к стратегически важным.

Литий и бериллий используются в термоядерной энергетике, бериллий – служит в качестве отражателя и замедлителя нейтронов.

Cs – в двигателях ракет; Be, Mg, и Li – при производстве специальных сплавов для авиаракетной и космической промышленности. Бериллиевая бронза сплав Cu – Be, содержащая около 25% Be, обладает твердостью стали и высокой коррозионной стойкостью. Из нее изготавливают пружины и другие упругие элементы приборов и устройств.

Производство лития в мире сильно выросло в последние годы в связи с тем ,что его добавка в криолит – глиноземный электролит алюминиевого производства повышает его электропроводимость и позволяет уменьшить удельный расход электроэнергии при производстве алюминия. Кроме того, литий стал широко использоваться в литиевых миниатюрных батарейках для электронных часов и радиоэлектроники.

S – металлы используются в металлургии для получения некоторых металлов (Ti, Zr, Nb, Ta) металлотермическим способом . из соединений щелочных металлов наиболее применение находят – NaCl (электролитическое получение NaOH и Cl2), NaHCO3 (пищевая промышленность), Na2CO3 (производство глинозема Al2O3, стекла, мыла), NaOH(получение глинозема, вискозы, очистка нефтепродуктов, гидрометаллургия многих металлов), Na2SO4(производство стекла), KNO3(производство удобрений, дымного пороха).

Бериллий, легко реагирующий со всеми газами, в электровакуумных приборах служит в качестве геттера – поглотителя газов.

BeO и MgO необходимы при производстве огнеупорных материалов, ими футируют (покрывают) стенки высокотемпературных печей.

Большинство солей бария (кроме BaSO4)относятся к сильно токсичным веществам, нервным и мышечным ядам. Очень токсичны соединения бериллия, обладающие канцерогенным действием.

 

 

Вопросы и упражнения

1. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дайте объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

2. Охарактеризуйте устойчивость оксидов S – металлов по величинам , кДж/моль

MgO CaO SrO BaO

,кДж/моль -601 -6,36 -604 -583

3. Рассмотрите расположение лития в электрохимическом ряду напряжений и в периодической системе. Объясните кажущуюся аномалию, учитывая, что Е0Li+/Li = -3,05В

4. Докажите диагональное сходство химических свойств атомов бериллия – алюминия, мотивируя уравнениями реакций.

5. Предложите все возможные способы переходов по следующей схеме: NaCl ® Na ® NaOH ® Na2SO3 ®NaHCO3 ® NaCl

6. К равным объемам 0,1М растворов солей Be, Mg и Ca в отдельных стаканах приливают избыток раствора NH4OH. Не прибегая к расчету, укажите, в каком из стаканов формульное количество (моль) осадка будет больше.

7. Растворимость Ca(OH)2 в воде при 180С составляет 8,21*10-2г в 100г воды. Вычислите ПР .

8. Вычислите растворимость фторида бария в воде, если ПР = 1,1*10-6.

9. В какую сторону смещены равновесия следующих реакций:

BaCO3 + Na2SO4 = BaSO4 + Na2CO3

CaCO3 + Na2SO4 = CaSO4 + Na2CO3

Hапишите уравнения сокращенным молекулярно-ионным способом, учитывая значения ПР. (ПР ; ПР ; ПР ; ПР ).

10. Напишите выражение констант равновесия для процессов:

 

2MgCl2(T) + O2(Г) « 2MgO(T) + 2Cl2(Г)

LiH(T) + H2O(Г) « LiOH(Ж) + Н2(Г)

 

 

2. Р – Металлы

 

Большая часть р – элементов относится к неметаллам. Металлические свойства сохраняются только у 9 элементов, причем элементы германий и сурьму можно лишь условно рассматривать как металлы, поскольку им характерны многие неметаллические свойства. Указанные р металлы имеют конфигурацию валентного слоя ¼ ns2 np1-3,, где n = 3 – 6.

ІІІ А – гр. ІVA - гр. VA - гр.

увеличение

n = 3 Al радиуса атомов

 

n = 4 Ga Ge уменьшение

энергии ионизации

n = 5 Jn Sn Sb

усиление металлических

n = 6 Tl Pb Bi свойств

s2p1 s2p2 s2p3

 

 


В периодах слева направо атомные и ионные радиусы р - металлов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, энергия ионизации возрастает, металлически свойства ослабевают. В группах радиусы атомов и однотипных ионов закономерно увеличиваются. Энергия ионизации при переходе к 6р – элементам уменьшается, т.к. по мере возрастания числа электронных слоев усиливается экранирование заряда ядер электронами, предшествующими внешним электронам. С увеличением порядкового номера р – элементов в группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

Р – металлы, как правило, проявляют переменную степень окисления, причем в четных группах она четная, а в нечетных – нечетная. Так, у атомов Sb и Bi +3 и +5. При переходе от 3А – к 5А – группе высшая степень окисления р – металлов становится менее устойчивой, что объясняется увеличением энергетического различия между s- и р- орбиталями внешнего слоя атома и, уменьшением возможности участия в образовании химической связи внешних s- электронов.

В подгруппах с ростом порядкового номера устойчивость высшей степени окисления уменьшается. Так, в 3А – подгруппе характерной степенью окисления атома Jn является +3, а атома Tl +1; в 4А - подгруппе у атома Sn +4, а у атома Pb +2; в 5А – подгруппе у атома Sb +5, у атома Bi +3. Это также связано с уменьшением возможности участия в образовании химической связи s – электронов.

В отличие от s-, d- и f- металлов, которые проявляют только восстановительные свойства, р- металлы могут являться и окислителями, т.е. проявляют свойства неметаллов. Так, атомы Ge, Sn и Pb имеют низшую степень окисления (-4), атомы Sb и Bi (-3). Устойчивость отрицательной степени окисления в группах сверху вниз уменьшается, поскольку металлические свойства элементов усиливаются.

Особенностью р- металлов является то, что различия в свойствах соседних элементов как внутри группы, так и по периоду выражены значительно сильнее, чем у s- элементов.

 

2.1 Элементы ІІІА – группы

К металлам ІІІА группы относятся алюминий (Al), галлий (Ga), индий (Jn), таллий (Tl). Атомы этих элементов имеют по три валентных электрона (ns2 np1). В невозбужденном состоянии неспарен только один р- электрон, в возбужденном – три электрона. Соответственно эти элементы могут проявлять степени окисления +1 и +3, однако с увеличением радиуса атома участие s2 – электронов в образовании связей уменьшается. Особенно инертна электронная пара 6s2 (Tl 6s2 6p1), поэтому таллий в соединениях обычно проявляет степень окисления +1.

 

Al Ga Jn Tl

 

+3 +3 +3 +1, +3