Химический элемент пятой группы металл

Обновлено: 07.01.2025

К щелочноземельным металлам относят химические элементы: двувалентные металлы, составляющие IIА группу:

Бериллий Be

магний Mg

кальций Ca,

стронций Sr,

барий Ba и

радий Ra.

Хотя бериллий Be по свойствам больше похож на алюминий, а магний Mg проявляет некоторые свойства щелочноземельных металлов, но в целом отличается от них.

Все щелочноземельные металлы — вещества серого цвета и гораздо более твердые, чем щелочные металлы.

Бериллий Be устойчив на воздухе. Магний и кальций (Mg и Ca) устойчивы в сухом воздухе. Стронций Sr и барий Ba хранят под слоем керосина.

Общая характеристка щелочноземельных металлов

От Be к Ra (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

атомного радиуса,
металлических, основных, восстановительных свойств,
реакционной способности.

Уменьшается

электроотрицательность,
энергия ионизация,
сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 2 электрона на внешнем уровне ns 2 :

Be — 2s 2

Mg —3s 2

Ca — 4s 2

Sr — 5s 2

Ba — 6s 2

Ra — 7s 2

Нахождение в природе щелочноземельных металлов

Как правило, щелочноземельные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др.

Основные минералы, в которых присутствуют щелочноземельные металлы:

Способы получения щелочноземельных металлов

Магний

Магний получают электролизом солей, чаще всего хлоридов: расплавленного карналлита (KCl·MgCl₂6H₂O) или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

восстановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200–1300°С:

2(CaO · MgO) + Si → 2Mg + Ca₂SiO₄

Кальций

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

Барий

Барий получают алюмотермическим способом — восстановление оксида бария алюминием в вакууме при 1200 °C:

Химические свойства щелочноземельных металлов

Качественные реакции

Окрашивание пламени солями щелочных металлов

Цвет пламени:

Sr — карминово-красный (алый)

Взаимодействие с простыми веществами — неметаллами

С кислородом

С кислородом взаимодействуют при нагревании с образованием оксидов

С галогенами

Щелочноземельные металлы реагируют с галогенами при нагревании с образованием галогенидов .

С водородом

Щелочноземельные металлы реагируют с водородом при нагревании с образованием гидридов:

Бериллий с водородом не взаимодействует.

Магний реагирует только при повышенном давлении:

С серой

Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с серой с образованием сульфидов сульфидов:

Ca + 2C → CaC₂ (карбиды)

С азотом

При комнатной температуре с азотом взаимодействует только магний с образованием нитрида:

Остальные щелочноземельные металлы реагируют с азотом при нагревании.

С углеродом

Щелочноземельные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

Бериллий при нагревании с углеродом с образует карбид — метанид:

С фосфором

Щелочноземельные металлы при нагревании взаимодействуют с фосфором с образованием фосфидов:

Взаимодействие со сложными веществами

С водой

Кальций, стронций и барий взаимодействуют с водой при комнатной температуре с образованием щелочи и водорода:

Магний реагирует с водой при кипячении, а бериллий с водой не реагирует.

С кислотами

с концентрированной серной:

с разбавленной и концентрированной азотной:

С водными растворами щелочей

В водных растворах щелочей растворяется только бериллий:

С солями

В расплаве щелочноземельные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:

Запомните! В растворе щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

С оксидами

Щелочноземельные металлы могут восстанавливать из оксидов такие неметаллы как кремний, бор, углерод:

2Ca + SiO₂ → 2CaO + Si

Магний сгорает в атмосфере углекислого газа с образованием оксида магния и сажи (С):

V группа главная подгруппа периодической таблицы Менделеева (азот, фосфор)

К элементам главной подгруппы V группы периодической таблицы Менделеева относятся:

Общая характеристика элементов 5 группы главной подгруппы

От N к Bi (сверху вниз в периодической таблице)

Увеличивается

атомного радиуса,
металлических, основных, восстановительных свойств,

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 5 электронов на внешнем слое ns 2 np 3 :

N – 2s 2 2p 3 ;

P – 3s 2 3p 3 ;

As – 4s 2 4p 3 ;

Sb – 5s 2 5p 3 ;

Bi – 6s 2 6p 3

Db – 7s 2 7p 3

Электронное строение азота и фосфора

Нахождение в природе азота и фосфора

Фосфор встречается только в виде соединений. В основном это апатиты (например, Ca₃(PO₄)₂), фосфориты и др.). Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов.

Аллотропные модификации фосфора

Способы получения азота

Лабораторный способ

Разложение некоторых солей аммония:

Окисление аммиака и солей аммония:

Восстановление оксида меди (II) аммиаком при температуре ~700°C:

Пропускание воздуха над раскаленной медью. При этом медь поглощает кислород, а азот с примесями остается:

Промышленный способ

Т.к. азот в свободном состоянии присутствует в воздухе, то в промышленности его и получают путем разделения воздушной смеси (ректификация жидкого воздуха).

Кроме этого, широко применяются азотные установки и станции, для адсорбционного и мембранного разделения

Химические свойства азота

Молекула азота химически устойчива, вследствие чего азот химически инертен.

Но при определенных условиях он реагирует с металлами, тяжелее с неметаллами.

В реакциях с металлами он выступает в качестве восстановителя, а в реакциях с неметаллами – в качестве окислителя.

Со сложными веществами азот практически не взаимодействует, т.к. его реакционная способность очень мала.

Реакция возможна только с активными веществами и в жестких условиях.

Взаимодействие азота с простыми веществами

С кислородом взаимодействует только при температуре электрических искровых разрядов (2000 о С, в природе – во время грозы):

Процесс сопровождается поглощением теплоты (эндотермическая реакция)

С галогенами (F, Cl, Br, I)

Взаимодействует только со фтором, с образованием фторида азота:

Взаимодействует с водородом с образованием аммиака. Реакция обратима, поэтому для смещения равновесия в сторону продуктов реакции реакцию проводят в присутствии катализатора, при высоком давлении и высокой температуре:

При этом происходит выделение теплоты (экзотермическая реакция)

Не взаимодействует

Реакция протекает при высокой температуре (2000 о С или действие электрического разряда) с образованием дициана:

В присутствии соды реакция протекает с образованием цианид натрия:

С кремнием

Взаимодействие с кремнием с образованием нитрида кремния

С металлами

Реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами с образованием нитридов

Взаимодействие возможно как с чистым азотом, так и при горении металлов на воздухе

Взаимодействие азота со сложными веществами

С кислотами

С оксидами

С гидридами активных металлов

Реагирует с образованием нитридов:

Фосфор

Способы получения фосфора

Основной способ получения белого фосфора состоит в вакуум-термическом восстановлении природных минералов, содержащих Ca₃(PO₄)_2.:

Таким способом получается фосфор в газообразном состоянии

Кроме фосфатов используют и другие неорганические соединения фосфора, например:

Красный и черный фосфор получают из белого фосфора, при температуре около 400ºС, давлении около 12000 Мпа в присутствии катализатора Hg

Химические свойства фосфора

Фосфор вступает в реакции как с металлами, так и неметаллами. В реакциях с элементами, расположенными ниже и левее в Периодической системе фосфор выступает в качестве окислителя, с элементами, расположенными выше и правее – в качестве восстановителя.

При недостатке окислителя образуются соединения фосфора (III), при избытке — соединения фосфора (V)

Взаимодействие фосфора с простыми веществами

Взаимодействие с кислородом воздуха приводит к образованию оксидов – ангидридов соответствующих кислот:

Взаимодействует с галогенами с образованием галогенидов с общей формулой PHal₃ – при недостатке галогена и PHal₅ – при избытке галогена:

Непосредственно не взаимодействует

При взаимодействии с серой образуются сульфиды:

С азотом

С кремнием азот реагирует в очень жестких условиях, с образованием нитридов:

В реакциях с активными металлами фосфор выступает в качестве окислителя, образуя фосфиды металлов:

Взаимодействие фосфора со сложными веществами

Красный фосфор реагирует с водой при температуре 700-900ºС и в присутствии катализатора (Cu, Pt, Ti, Zr):

Взаимодействует с кислотами – окислителями:

С щелочными растворами вступает в реакции диспропорционирования, с образованием фосфина:

I группа главная подгруппа Периодической системы Менделеева (щелочные металлы)

I группа главная подгруппа Периодической системы Менделеева представляет собой щелочные металлы. К щелочным металлам относят химические элементы:

Литий Li,

Натрий Na,

Калий K,

Цезий Cs,

Рубидий Rb

Франций Fr

Эти металлы очень активны, поэтому их хранят под слоем вазелина или керосина.

Общая характеристика щелочных металлов

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение:

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, все они содержат 1 электрон на внешнем уровне ns 1 :

Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Нахождение щелочных металлов в природе

Способы получения щелочных металлов

Литий

Литий получают в промышленности электролизом расплавахлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

Известен также способ получения лития из его оксида в вакууме при 300°С:

Натрий

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Натрий можно получить, прокаливая соду с углем в закрытых тиглях, пары металла конденсируются на крышке тигля, выход реакции невысокий:

Калий

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия, однако на практике таким способом их не получают из-за высокой химической активности

Наиболее распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов.:

KCl + Na = K + NaCl

KOH + Na = K + NaOH

В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний

Цезий, Рубидий

Цезий и рубидий получают восстановлением их хлоридов специально подготовленным кальцием при 700–800 °С:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl₂

В качестве восстановителя также используют цирконий, реакция протекает при 650 °С:

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме

Химические свойства щелочных металлов

Качественные реакции — окрашивание пламени солями щелочных металлов

Li — карминно-красный
Na — желтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — фиолетово-красный

Взаимодействие щелочных металлов с простыми веществами — неметаллами

Щелочные металлы образуют галогениды:

Щелочные металлы образуют гидриды:

Щелочные металлы образуют сульфиды:

При комнатной температуре взаимодействует только литий:

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании:

Щелочные металлы при нагревании образуют карбиды, преимущественно ацетилениды:

Щелочные металлы активно реагируют с фосфором образуя фосфиды:

Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

С водой

Щелочные металлы реагируют с водой при обычных условиях:

С растворами HCl, H₂SO₄щелочные металлы взаимодействуют с образованием соли и выделением водорода:

с разбавленной азотной

с концентрированной азотной

В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями:

3Na + AlCl₃ → 3NaCl + Al

Запомните! В растворе щелочные металлы взаимодействуют с водой, а не с солями других металлов.

Побочная подгруппа V группы

Ванадий V, ниобий Nb, тантал Та— элементы побочной подгруппы V группы— принадлежат к числу d-эле-ментов, так как у них в процессе завершения d-оболочка предвнешнего слоя. Распределение электронов по энергетическим уровням атомов этих элементов приведено в табл.26, физические свойства тантала и ванадия— в табл. 27.
Эти элементы имеют бивалентных электронов, расположенных на внешнем и пред внешнем слое. Структура внешнего электронного слоя этих элементов говорит о том, что

в окислительно-восстановительных реакциях они проявляют восстановительные свойства. Тем не менее для них возможна высшая степень окисления +5.

Ванадий V

Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоя атома ванадия 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 .

Ванадий — вещество химически стойкое. Защитная окисная пленка делает металл устойчивым к действию воды, сильных кислородных кислот и растворов щелочей. Однако при нагревании ванадий активно реагирует с кислородом, образуя высший окисел — окись ванадия (V), или ванадиевый ангидрид:
4V + 5O2 = 2V2O5
Реагирует ванадий с галогенами и серой, образуя соответствующие соли, с азотом, образуя нитриды, с фосфором (фосфиды), с углеродом (карбиды), а также с кремнием и другими простыми веществами.

■ 43. Напишите уравнения реакций ванадия с кислородом, серой, галогенами. (См. Ответ)

Соединения ванадия — это разного состава окислы с различной степенью окисления VO(2+), V2O3(3+), VO2(4+), V2O5(4+). Чем меньше степень окисления, тем ярче выражен основной характер окисла:

Если VO — основной окисел, a V2O3 и VO2 — окислы амфотерные, то V2O5 — типичный кислотный окисел, которому соответствуют такие же три формы ванадиевых кислот, как и у фосфора: HVO3 — метаванадиевая, H3VO4 — ортованадиевая, H4V2O7— пированадиевая. Соли этих кислот называются ванадатами. Соединения являются обычно наиболее устойчивыми.

■ 44. Зная, что V2O5 — типичный кислотный окисел, напишите уравнения реакций между ванадиевым ангидридом и: а) окисью кальция, б) гидроокисью натрия, в) гидроокисью бария. Дайте названия полученным соединениям.
45. Зная, что VO — основной окисел, напишите уравнения реакций между окисью ванадия и: а) серной кислотой, б) соляной кислотой. (См. Ответ)

В природе ванадий встречается довольно часто, но крупные его месторождения неизвестны, он рассеян в земной коре.
Применяется ванадий в сплавах для легирования сталей, используемых в авиационной и ракетной технике. Соединения ванадия, например V2O5, используются в качестве катализатора при контактном способе получения серной кислоты.

Тантал Та

Тантал — наиболее тяжелый элемент этой подгруппы. Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоев 5s 2 5p 6 5d 3 6s 2 .

Тантал среди всех элементов данной подгруппы наиболее устойчив к коррозии. Он не окисляется даже царской водкой. Тантал обладает очень интересным свойством — не отторгается организмом, легко обрастает соединительной тканью и применяется для изготовления протезов костей. Устойчивость к окислению позволяет применить тантал для изготовления деталей химической аппаратуры, зубоврачебных и хирургических инструментов. Карбиды тантала (соединения с углеродом) используются для изготовления режущих инструментов. Тантал очень пластичен.

■ 46. Укажите наиболее важные свойства тантала и их применение. (См. Ответ)

Хром Сr (побочная подгруппа VI группы)

Из элементов побочной подгруппы VI группы мы остановимся на хроме Сr. Атомный вес его 51,99, заряд ядра +24. Распределение электронов по энергетическим уровням атома хрома: 2, 8, 13, 1. Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоев атома хрома 4s 2 4p 6 4d 5 5s 1 .

Плотность хрома 6,92, температура плавления 1615°, температура кипения 2200°.
Хром получают из руды — хромистого железняка FeO-Cr2O3, в основном в виде сплава, который называется феррохром (содержит от 27 до 60% хрома). Если требуется получить чистый хром, применяют метод алюминотермии: Сr2O3 + 2Аl = Аl2O3 + 2Сr.
Хром в чистом виде — блестящий белый металл, наиболее твердый среди металлов (по твердости близок к алмазу), относительно устойчив к коррозии и эти свойства передает сплавам. Хром используют не только в качестве добавок к сплавам, но и для покрытия (хромирования) металлических изделий с целью придания им большей устойчивости к коррозии и износу.
В ряду напряжений хром стоит левее водорода и может, хотя и медленно, вытеснять его из соляной кислоты и разбавленной серной. В результате образуются соединения Сr +3 . Для хрома возможны соединения с различными степенями окисления этого элемента: Сr +2 , Сr +3 , Сr +6 . Наибольший интерес представляют соединения Сr +3 и Сr +6 .

Представителями соединений Сr +3 являются окись хрома(III) Сr2O8, гидроокись хрома Сr(ОН)3 и соли Cr2(SO4)3, CrCl3 и т. д.
Довольно часто в лаборатории поступают реактивы, которые носят название квасцов. Они представляют собой двойные соли, например KCr(SO4)6 — хромово-калиевые квасцы, NH4Cr(SO4)2 — хромово-аммиачные квасцы. Обычно они кристаллизуются с 12 молекулами кристаллизационной воды.

Окись хрома (III) Cr2O3 — твердое вещество зеленого цвета. Ее очень легко получить в лаборатории при нагревании бихромата аммония (NH4)2Cr2О7, который разлагается по уравнению:
(NH4)2Cr2O7 = N2 + 4Н2O + Сr2O3
Реакция начинается при нагревании и идет с выделением тепла и сильным увеличением объема продуктов реакции (рис. 82). Окись хрома (III) применяется при изготовлении цветных стекол.

Гидроокись хрома (III) Сr(ОН)3 — серо-зеленый студенистый осадок, который получается при действии щелочей на соли хрома (III):
Cr2(SO4)3+ 6NaOH = 2Cr(OH)3+ 3Na2SO4

2Cr3 + + 3SO 2 ₄ — + 6Na + + 6OH — = 2Cr(OH)3 + 6Na + + 3SO 2 ₄ —

Cr 3+ + 3ОН — = Cr(OH)3
Гидроокись хрома — вещество амфотерное, легко растворяющееся как в кислотах, так и в щелочах:
Cr(OH)3 + 3НСl = СrСl3 + 3Н2O

Сr(ОН)3 + 3Н + = Сr 3+ + 3Н2O

Cr(OH)3 + NaOH = NaCrO2 + 2Н2O

Сr(ОН)3 + ОН — = Сr0 — ₂ + 2Н2O
В этом окись и гидроокись хрома (III) весьма сходные аналогичными соединениями алюминия. Соли Сr +3 окрашены обычно в фиолетовый цвет. Они применяются в кожевенной промышленности для дубления кож, при крашении тканей в качестве протравы, в цветной фотографии, в типографском деле. Соли, содержащие анион СrО — ₂, носят название хромитов. В окислительно-восстановительных реакциях соединения, содержащие Сr +3 , играют роль восстановителя.

Соединения хрома в степени окисления Сr +6 — хромовые кислоты и их соли. Хромовая кислота Н2СrO4 образует соли, называемые хроматами: Na2CrO4 — хромат натрия, К2СrO4 — хромат калия и т. д. Двухромовая кислота Н2Сr2O7 образует бихроматы: К2Сr2O7 — бихромат калия (так называемый хромпик), Na2Cr2O7 — бихромат натрия и т.д.
Хроматы имеют желтую окраску, а бихроматы — оранжевую. Такие соли в окислительно-восстановительных процессах ведут себя как сильные окислители. Это свойство их используется, например, для приготовления так называемой хромовой смеси для мытья стеклянной химической посуды (насыщенный раствор хромпика смешивается с концентрированной серной кислотой). Постепенно окисляя загрязнения на стенках посуды, хромовая смесь восстанавливается, меняя со временем свою окраску. После изменения окраски на зеленую в результате образования хромитов смесь надо менять.
Окислительные свойства хроматов используются также для пассивирования поверхности металлов. Некоторые хроматы применяются при изготовлении минеральных красок.

■ 47. Напишите уравнения реакций металлического хрома с разбавленной серной и соляной кислотой. (См. Ответ)
48. Предложите способ получения хромово-калиевых квасцов.
49. Приведите уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер окиси и гидроокиси хрома (III) в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах.
50. В чем главная особенность химических свойств соединений Сr +3 ?
51. Перечислите основные области применения соединений хрома.
52. Приведите примеры окислительного действия соединений Сr +6 . (См. Ответ)

Марганец Мn (побочная подгруппа VII группы)

В побочную подгруппу VII группы входят элементы марганец Мn, технеций Те, рений Re. Из них наиболее распространенным и широко применяемым элементом является марганец Мn.
Заряд ядра марганца + 25, атомный вес 50,94. Распределение электронов по энергетическим уровням (+25); 2, 8, 13, 2.
Электронная конфигурация внешнего и предвнешнего слоев 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2 .

Марганец в природе встречается в виде разнообразных соединений. Наиболее часто используемой рудой являются пиролюзит МnO2 и некоторые другие. Очень часто марганец сопутствует железу и при выплавке чугуна и стали сплавляется с ними. В виде этих сплавов марганец в основном и находит применение. Марганец принадлежит к числу тяжелых металлов, его плотность 7,2, температура плавления 1247°, температура кипения 2146°.
Марганец довольно устойчив к коррозии на воздухе, так как покрывается защитной оксидной пленкой. В ряду напряжений марганец стоит левее водорода. При нагревании мелкораздробленный марганец даже реагирует с водой, образуя гидроокись и водород:
Мn + 2Н2O = МO(ОН)2 + H2
Он очень активно вытесняет водород из кислот (например, из соляной и разбавленной серной). Азотная кислота окисляет марганец до разных степеней окисления.

Марганец образует ряд окислов, в которых проявляет различные степени окисления. МnО — окись марганца — окисел основного характера, ему соответствует гидроокись Мn(ОН)2. Двуокись марганца МnO2 — окисел с ам-фотерными свойствами, ему соответствует гидроокись Мn(ОН)4 — вещество также амфотерного характера. Высший окисел Мn2O7 носит название марганцевого ангидрида, имеет ярко выраженные кислотные свойства и является очень сильным окислителем. Ему соответствует марганцевая кислота НМnO4— сильная, но неустойчивая, существующая только в. разбавленных растворах. Соли марганцевой кислоты называются перманганатами, например КМnO4 — перманганат калия, широко используемый в лаборатории окислитель. В аналитической химии подкисленные растворы КМnO4 используют в методе объемного количественного анализа, который называется перманганатометрией. Степень восстановления марганца, входящего в состав перманганата, зависит от условий, в которых проводится реакция, в частности от среды (см. § 32). Перманганат калия в медицине применяют как антисептическое средство в качестве полосканий и промываний, примочек при ожогах.

■ 53. Изобразите схему строения атома марганца, электронную конфигурацию его внешнего и предвнешнего слоев, а также распределение электронов по орбиталям. (См. Ответ)

Статья на тему Побочная подгруппа V группы