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 + Cl₂ –^t°® Ni⁺²Cl₂

 

4) С азотом:

3Ca⁰ + N₂ –^t°® 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⁺ + 2OH^1- + H₂⁰­)

Ca⁰ + 2H₂O ® Ca⁺²(OH)₂ + H₂⁰­

(Ca⁰ + 2H₂O ® Ca²⁺ + 2OH^1- + 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