Металлы имеют электрона во внешнем слое атома
Неверие в квантово-механические представления о строении электронных оболочек атомов и молекул принято считать ересью, не заслуживающей серьёзного внимания. Тем не менее, регулярно появляются еретики, пытающиеся при построении своих теорий обойтись без принципа неопределённости, орбиталей, волновых функций и прочих постулатов квантовой механики. В основе большинства таких теорий лежит представление о кольцевом (или тороидальном) строении электрона («магнетона»), предложенное ещё в 1915 году Альфредом Парсоном. У авторов более современной теории струн электроны считаются кольцевыми струнами, но Вселенной приписывается не менее десяти измерений, из которых только четыре доступны человеческому восприятию. К последователям А.Парсона с менее буйной фантазией относятся A.Канарёв, А.Кушелев, З.Огжевальский, S.Allen, D.Bergman, P.Ošmera, K.Snelson, P.Vesly и многие другие авторы и сторонники теорий кольцевого (тороидального, вихревого, фрактального и т.п.) электрона.
Рис. 1. Некоторые варианты кольцевых электронов
Один из возможных вариантов такой трансформации – дробление одного кольца, соответствующего верхнему (нулевому) энергетическому уровню электрона в атоме водорода, на пары мелких колечек. При этом количество таких пар (от 1 до 6) соответствует дискретным энергетическим состояниям электрона.
Такая схема формирования дискретных энергетических уровней электрона позволяет объяснить существование спектральных серий и линий излучения атомарного водорода.
Если электроны действительно являются не просто кольцевыми, а многокольцевыми, то этим определяется строение внешних электронных оболочек всех элементов таблицы Менделеева. И их электроны должны состоять из шести пар колец – как у атомарного водорода в невозбуждённом состоянии. Для подтверждения данной гипотезы необходимо построить модели различных оболочек из замкнутых 12-звенных электронов, и при помощи таких моделей попытаться объяснить физические и химические свойства соответствующих им атомов и молекул.
При построении моделей электронных оболочек элементов, относящихся к различным группам и периодам таблицы Менделеева, эту таблицу желательно иметь перед глазами. И ориентироваться не только на общее количество внешних электронов, но и на их чётность, а также на возможное влияние нижележащих оболочек на характер сборки внешних оболочек и, соответственно, на свойства атомов.
Рис. 4. Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева)
Многокольцевые электроны могут иметь несколько вариантов укладки составляющих их звеньев, отличающихся количеством контактных точек и плотностью распределения заряда. Можно предположить, что наиболее стабильные оболочки атомов и молекул состоят из электронов с симметричным расположением составляющих их одинаковых звеньев (колечек).
Рис. 5. Основные варианты симметричной укладки электронных звеньев
В трёхмерной модели атома водорода с электроном в основном (невозбуждённом) состоянии составляющие его звенья (с ленточной укладкой) могут располагаться на поверхности сферы с центральным атомным ядром (протоном). Такая электронная сфера обладает минимальным объёмом (и диаметром) и максимальным количеством точек соприкосновения звеньев с противоположной ориентацией магнитного поля.
Для двух электронов атома гелия возможны по крайней мере два варианта укладки составляющих их 24 (12х2) звеньев. Сферический может соответствовать гелию-I – химически инертному, с экстремально низкой температурой кипения (4,2°K). Трубчатый вариант должен легко полимеризоваться и подходит для гелия-II, образующегося при температуре
Рис. 7. Варианты построения двухэлектронных оболочек гелия
Немаловажным преимуществом двухслойной оболочки является простота построения её производных, у которых нехватка электронов во внешнем слое компенсируется атомами водорода – с протонами, расположенными в соединительных шестизвенных колодцах (венчиках) на максимальном удалении друг от друга. Для второго периода таблицы Менделеева такими производными являются метан (СН4), аммиак (NH3), вода (H2O) и фтороводород (HF). Причём в оболочке воды возможно не только угловое (мета-), но и прямое (пара-) расположение протонов.
Для атомов щелочных металлов (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) можно предложить несколько вариантов моделей их электронных оболочек, но для компенсации магнитных полей электронов они должны быть димерными, причём склонными к полимеризации. Димерная природа щелочных металлов редко упоминается в учебниках, но хорошо известна специалистам.
Полимеризацией двухэлектронной оболочки может объясняться и прочность металлического бериллия. А полимеризация трёхэлектронных оболочек способна определять сверхпрочность конструкционных волокон бора, получаемых его осаждением на тонкую нить или проволоку.
Рис. 11. Модели мономерных и полимерных электронных оболочек бериллия и бора
Полимерные трёхэлектронные оболочки трубчатого типа подходят также для металлов третьей группы, легкоплавкость которых (галлий - 29,76°C, индий - 156,6°C, таллий - 304°C) может объясняться лёгкостью перестроения полимерной формы в сферическую.
Рис. 12. Модель сферической трёхэлектронной оболочки
Неуравновешенность магнитных полей у таких трёхэлектронных сфер (нечётность количества их электронов) может определять и нелетучесть, и сравнительно высокие температуры кипения расплавов этих металлов (Ga – 2477°C; In – 2072°C; Tl - 1746°C).
Внешняя оболочка атома углерода содержит 4 электрона, из которых при соединении двух кольцевых и двух крестовых электронов можно построить очень компактную сферу. Но обладающие такой сферической оболочкой элементы должны быть если не газообразными, то хотя бы легкоплавкими, что для углерода явно не характерно. Его свойства проще объяснить формированием трубчатой оболочки из четырёх кольцевых электронов, которое может быть обусловлено нестабильностью крестовой структуры электрона, отличающейся высокой плотностью отрицательного заряда.
Рис. 13. Варианты четырёхэлектронных оболочек
Атомы углерода с трубчатыми четырёхэлектронными оболочками должны легко димеризоваться. А димеры – полимеризоваться, образуя при линейной полимеризации карбин, при двухмерной – графен, а при объёмной – фуллерен, нанотрубки и их многочисленные производные.
Рис. 14. Варианты полимерных оболочек углерода
Рис. 15. Двухслойный вариант 10-электронной оболочки
Для объяснения строения внутренних 10-электронных оболочек данный вариант вполне подходит, но элементы с внешней оболочкой такого типа должны быть если не летучими, то хотя бы легкоплавкими. А это явно не соответствует свойствам ковких и пластичных металлов - никеля и палладия. Им больше подходит полимерная оболочка, мономеры которой могут получаться трансформацией торцевых крестовых электронов в соединительные электронные кольца.
Рис. 16. Внешние 10-электронные оболочки никеля/палладия
Вероятно, компактные крестовые электроны внешних оболочек перестраиваются в менее компактные кольцевые из-за взаимного отталкивания составляющих их отрицательно заряженных звеньев. Во внутренних оболочках такое отталкивание может компенсироваться притяжением атомного ядра.
Рис. 17. Модели электронных оболочек железа и его углеродных соединений
За платиной в таблице Менделеева следует золото, полимерная оболочка которого может отличаться от платиновой присутствием одного внутреннего крестового электрона.
Рис. 18. Электронная оболочка золота
Уникальные свойства следующей за золотом ртути могут быть обусловлены соотношением размеров её внешнего двухэлектронного пояса и внутренней 4-электронной сферы, которая выступает по бокам и препятствует характерной для металлов полимеризации внешних электронных оболочек.
Рис. 19. Модель электронной оболочки ртути
Если оболочки атомов действительно состоят из 12-звенных электронов (что очень похоже на правду), то построить подобные модели можно и для всех молекул. Но для таких построений лучше использовать не трудоёмкое 3D-моделирование, а специально разработанные программы. Ещё лучше – компьютерные игры, позволяющие легко и просто собирать виртуальные электронные оболочки атомов и молекул любой сложности из готовых элементов, которых может быть совсем не много. Например, для моделирования структуры алмаза достаточно электронов всего одного типа.
Рис. 20. Моделирование электронной структуры алмазного кристалла
Ещё я ничего (вообще ничего!) не понимаю в UE5, Unity3D, Godot Engine и прочих платформах и программах для геймдева. Поэтому буду признателен за любые идеи, предложения и соображения по их использованию для молекулярного макетирования.
Вопрос по химии (8 класс)
Металлические и неметаллические свойства элементов. Что за свойства? Как сравнить у какого атома больше проявлены металлические свойства (или неметаллические. ) Задание : расставить элементы в порядке возрастания неметаллических свойств: S,O.Se.
Расставить в порядке возрастания металлических свойств: Si,Na,Al .Сделайте пожалуйста эти задания и обясните, почему именно так. Очень нужна помощь, так как завтра контрольная.
У атомов металлов малых периодов (1-3) на внешнем электронном слое находится от 1 до 3 электронов, а у атомов неметаллов — от 4 до 8. Исключение составляют атомы водорода — 1 электрон и бора — 3 электрона.
Зная характер изменения радиусов атомов по группам и периодам, а также их электронную структуру, можно объяснить причину изменения металлических и неметаллических свойств атомов элементов, точнее, их простых веществ.
Проявление металлических свойств определяется, прежде всего, способностью атомов данного элемента отдавать электроны с внешнего электронного слоя. Именно наличием у металлов свободных электронов обусловлена их высокая электропроводность.
И наоборот, способность атомов данного элемента присоединять электроны определяет неметаллические свойства его простого вещества.
Усиление металлических свойств щелочных металлов с возрастанием атомного номера элемента связано прежде всего с увеличением радиусов их атомов, т. е. с ростом числа электронных слоев. Электрон на внешнем электронном слое у этих атомов все слабее связан с ядром, поэтому легче отрывается. Одновременно усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов этих элементов, поскольку они определяются металлическими свойствами.
В противоположность этому неметаллические свойства элементов группы галогенов ослабевают с увеличением зарядов ядер их атомов, так как растет число электронных слоев. Внешний слой находится все дальше от ядра, поэтому электроны, находящиеся на этом слое, слабее связаны с ядром. Кислотные свойства у оксидов и гидроксидов этих элементов также ослабляются.
Таким образом, в главных группах (группах А) периодической системы с ростом зарядов ядер атомов химических элементов усиливаются металлические свойства их простых веществ и, соответственно, ослабевают неметаллические. Это особенно наглядно проявляется в группе 4. В ней свойства простых веществ химических элементов изменяются от неметаллических (у углерода и кремния) к металлическим (у олова и свинца) .
В малых периодах с ростом зарядов ядер атомов увеличивается и число электронов на внешнем слое. Они сильнее притягиваются к ядру, поэтому атомам все труднее отдавать электроны и легче присоединять их. По этой причине в периоде у атомов химических элементов ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства. Аналогично в периоде с ростом зарядов ядер атомов свойства оксидов и гидроксидов изменяются от основных к кислотным.
Металлы
В периодах и группах периодической системы Д. И. Менделеева существуют закономерности в изменении металлических и неметаллических свойств элементов, можно достаточно определённо указать положение элементов-металлов и элементов-неметаллов в периодической системе. Если провести диагональ от элемента бора B (порядковый номер 5) до элемента астата At (порядковый номер 85), то слева от этой диагонали в периодической системе все элементы являются металлами, а справа от неё элементы побочных подгрупп являются металлами, а элементы главных подгрупп – неметаллами. Элементы расположенные вблизи диагонали (например, Al, Ti, Ge, Sb, Te, As, Nb), обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых – проявляют свойства неметаллов.
Все s-элементы (кроме H и He), d-элементы (все элементы побочных подгрупп) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды) являются металлами. Среди p-элементов есть и металлы, и неметаллы, число элементов-металлов увеличивается с увеличением номера периода.
Деление на металлы и неметаллы объясняется различием в строении атомов. Рассмотрим, например, строение атомов третьего периода:
Элементы третьего периода: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar (аргон).
Радиус атома: 0.19; 0.16; 0.143; 0.134; 0.130; 0.104; 0.099.
Число электронов на внешнем слое: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.
Электроотрицательность: 0.9; 1.2; 1.5; 1.8; 2.1; 2.5; 3.0.
Любой гидроксид содержит гидроксидные группы – OH.
а. Радиус атомов уменьшается;
б. Заряд ядра увеличивается;
в. Электроотрицательность увеличивается;
г. Число электронов на внешнем слое увеличивается;
д. Прочность связи внешних электронов с ядром увеличивается;
е. Способность атомов отдавать электроны уменьшается.
Na, Mg, Al – металлы, а Si, P, S, Cl – неметаллы.
Атомы большинства металлов на внешнем электронном слое имеют от 1 до 3 электронов. Исключение: атомы германия Ge, олова Sn, свинца Pb на внешнем электронном слое имеют четыре электрона, атомы сурьмы Sb, висмута Bi – пять, атомы полония Po – шесть. Атомы металла имеют меньший заряд ядра и больший радиус (размер) по сравнению с атомами неметаллов данного периода. Потому прочность связи внешних электронов с ядром в атомах металлов небольшая. Атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы.
Простые вещества, которые образуют элементы-металлы, при обычных условиях являются твёрдыми веществами (кроме ртути). Кристаллическая решётка металлов образуется за счёт металлической связи. Имеющиеся между узлами кристаллической решётки свободные электроны могут переносить теплоту и электрический ток, что является причиной главных физических свойств металлов – высокой электро- и теплопроводности.
Металлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ионами металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке.
Атомы металлов более или менее легко отдают электроны, то есть окисляются.
Энергия, которая необходима для отрыва электрона от атома и превращение его в положительно заряженный ион, называется энергией ионизации. Металлы характеризуются небольшими величинами энергий ионизации.
Атомы металлов не могут присоединять электроны. Поэтому металлы во всех химических реакциях являются восстановителями и в соединениях имеют только положительные степени окисления. Восстановительная активность различных металлов не одинакова. В периодах слева направо восстановительная активность уменьшается; в главных подгруппах сверху вниз – увеличивается. Восстановительная активность металлов в химических реакциях, которые протекают в водных растворах различных веществ, характеризуется положением металлов в электрохимическом ряду напряжений металлов.
Металлы являются восстановителями и вступают в химические реакции с различными окислителями.
2. Альдегиды
Альдегиды – органические вещества, содержащую функциональную группу (альдегидную группу).
Химические свойства. Атомы большинства металлов имеют на внешнем слое всего 1 или 2 электрона (s1, s2), которые сравнительно легко «отдают» при химическом взаимодействии
Атомы большинства металлов имеют на внешнем слое всего 1 или 2 электрона (s 1 , s 2 ), которые сравнительно легко «отдают» при химическом взаимодействии. Поэтому все металлы – типичные восстановители; имеют малые значения потенциала ионизации и малое сродство к электрону по сравнению с неметаллами, т.е. характеризуются малыми значениями электроотрицательности.
Если атомы металлов отдают электроны, то они превращаются в положительнозаряженные ионы:
Me 0 - ne = Me n + . Простых отрицательных ионов металлы не образуют!
Восстановительную активность металлов можно оценить по значению потенциала ионизации или стандартного ОВ-потенциала Е 0 (Me/Me n + ) (см. стандартный ряд напряжений металлов). Чем меньше эти величины, тем активнее металл. Последняя оценка справедлива для ионных реакций в водных растворах.
Изменение активности металлов по отдельным группам ПСЭ (направление стрелки соответствует увеличению активности).
Группа I A II A III A III Б Остальные d-металлы
s 1 s 2 s 2 p 1 d 1 s 2 d 2-10 s 2 ( или 1)
Al Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Степени окисления.
Максимальная степень окисления соответствует № группы элемента (кроме элементов VIII Б и IА групп).
Металлы р-элементов IVA, VA групп и большинство d-, f-элементов имеют несколько степеней окисления.
Взаимодействие с неметаллами.
При взаимодействии металлов с кислородом образуются оксидыMexOy.
При взаимодействии с галогенами – галогениды(AlJ3, TiJ4, ZrJ4, UF6 и др.).
При взаимодействии с углеродом – карбиды:MeC (Ti, Nb, W, V, Ta) и Me2C (Nb, V, Ta) - по твердости подобны алмазу, температура плавления >3000 0 С; Me3C (Fe3C –цементит, входит в состав углеродистых сталей) и другие карбиды.
При взаимодействии с азотом – нитриды: MeN (Ti, V, Nb, Ta) – химически устойчивы, нерастворимы в царской водке, температуры плавления выше 2500 0 С, придают металлам твердость, но и хрупкость!
При взаимодействии с серой – сульфиды, например, MoS2 – смазочный материал для поверхностей скольжения при больших нагрузках и повышенных температурах.
Большинство оксидов в воде нерастворимы. Среди оксидов металлов есть основные, амфотерные и кислотные. Кислотный характер оксидов нарастает с увеличением степени окисления металла, например: MnO – MnO2 – MnO3 – Mn2O7 или CrO – Cr2O3 – CrO3.
осн амфот кисл кисл осн амфот кисл
Если степень окисления металла +5 и выше, то его оксид имеет кислотный характер, например, V2O5, CrO3 (растворим в воде), MoO3, WO3, MnO3, Mn2O7 (маслянистая жидкость темно-зеленого цвета, разлагается со взрывом).
Кислотные оксиды взаимодействуют с основаниями или основными оксидами с образованием солей соответствующих кислот:
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O – соль хромат натрия
Если степень окисления металла в оксиде +1¸+4, то оксиды имеют основной или амфотерный характер.
Амфотерные оксиды взаимодействуют как с кислотами (кислотными оксидами), так и с основаниями (основными оксидами):
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O, соль – хлорид алюминия,
Al2O3 + 2NaOH раствор + 3H2O = 2Na[Al(OH)4], соль – тетрагидроксоалюминат натрия,
Al2O3 + 2NaOHкрист сплавление = 2NaAlO2, соль – алюминат натрия
Получение оксидов.
1) Непосредственное взаимодействие металла с кислородом (окисление, горение). Компактные металлы окисляются медленно, порошок металла или стружка - горят.
2Mg + O2 = 2MgO – магниевая вспышка, ультрафиолетовая область спектра,
2) Косвенный путь – прокаливание гидроксидов или солей легко разлагающихся кислот: карбонатов, оксалатов.
Все гидроксиды (кроме щелочных металлов и Sr, Ba) труднорастворимы в воде. Их можно получить в растворе по реакциям обмена между растворами соли металла и основания (щелочь или раствор аммиака). Me n + + nOH - = Me(OH)n¯
Все гидроксиды растворимы в кислотах. Me(OH)n + nH + = Me n+ + nH2O
Амфотерные гидроксиды Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 растворяются в растворах щелочей. Другие амфотерные гидроксиды взаимодействуют со щелочами при сплавлении.
Окислительно-восстановительные свойства металлов и их соединений.
1) В свободном состоянии все металлы – типичные восстановители.
2) Соединения металлов в высших степенях окисления проявляют только окислительные свойства: CrO4 2- , Cr2O7 2- , MnO4 - , NaBiO3 и др.
3) Соединения металлов с промежуточными степенями окисления могут проявлять восстановительные свойства, окисляясь до более высоких степеней окисления, или окислительные свойства, восстанавливаясь до более низких степеней окисления (вплоть до нулевой): Fe 2+ - e = Fe 3+ , Fe 2+ + 2e = Fe 0
О силе окислительной или восстановительной способности металлов или их соединений судят по значению потенциалов ЕOx/Red.
Взаимодействие металлов с кислотами.
Неокисляющие (слабоокисляющие) кислоты HCl, H2SO4 разбавленная, H3PO4, Hac и др. взаимодействуют только с активными металлами, для которых Е (Ме n+ /Me 0 ) < E (2H + /H2), при этом выделяется Н2: 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Малоактивные металлы растворяются в указанных кислотах в присутстви окислителей (О2, Н2О2):
Окисляющие кислоты H2SO4 конц. , HNO3 (любой концентрации) окисляют металлы при растворении за счет S(+6) и N(+5), поэтому водород практически не выделяется. Продукты восстановления серы и азота зависят от активности металла и концентрации кислот.
Пассивация металлов.
Многие металлы при взаимодействии с концентрированными кислотами при комнатной температуре покрываются пленками оксидов (при действии азотной и серной кислот) или труднорастворимых солей (при действии серной, фосфорной, плавиковой кислот). Растворение металлов замедляется вплоть до полного прекращения реакции:
Повышение температуры способствует разрушению оксидных пленок и металлы начинают растворяться.
Растворение малоактивных металлов в смесях кислот.
Малоактивные металлы Au, Pt, Ag, платиноиды (Ru, Rh, Pd, Os, Ir), W, Mo, Nb, Ta, Zr, Ti растворяют в смесях кислот: (HNO3 + HCl) или (HNO3 + HF).
Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном отношении 1:3 называется «царской водкой».
Молекулярный хлор и особенно атомарный хлор – являются сильными окислителями.
В смеси азотной и плавиковой кислот присутствует сильный окислитель (HNO3) и комплексообразующий агент (HF). Образование комплексных соединений способствует растворению металлов.
Взаимодействие металлов с водой, щелочами (в присутствии кислорода и без него).
Действие воды на металлы зависит от активности металла, температуры, наличия растворенного кислорода и прочности защитной пленки оксидов на поверхности металла.
Н2О Û Н + + ОН - , рН = 7, [H + ] = 1×10 -7 моль/л.
В этих условиях электродный потенциал реакции 2Н2О + 2е = Н2 + 2ОН - , Е (2Н + /Н2) = -0.414 вольт. Следовательно, ионы водорода воды могут окислять металлы с Е (Ме n+ /Me) < - 0,414 вольт.
Mg + 2H2O =t= Mg(OH)2¯ + H2 (аналогично реагируют Ca, Znпорошок, Tiпорошок и др.)
Труднорастворимые гидроксиды на поверхности металла тормозят процесс растворения металла (пассивация). Растворение гидроксидной пленки способствует растворению металла. Например, магний хорошо растворяется в присутствии хлорида аммония: Mg(OH)2¯+2NH4Cl=MgCl2+2NH3×H2O; растворению цинка способствует добавление щелочи, которая растворяет амфотерный гидроксид цинка.
Очень активные металлы Be, Al нерастворимы в воде даже при нагревании, поскольку защищены очень прочными пленками оксидов (беспористыми, плотно сцепленными с поверхностью металла). Оксидные пленки можно удалить: а) механической зачисткой поверхности; б) обработкой поверхности металла раствором соли ртути; в) добавлением раствора щелочи, который растворяет амфотерные оксиды и гидроксиды.
Действие воды усиливается, если в ней растворен газообразный кислород. Тогда в воде могут растворяться даже малоактивные металлы:
2Cu + O2 + 2H2O = 2Cu(OH)2¯ - коррозия медной посуды во влажном воздухе.
CuO×xH2O (черная пленка)
Взаимодействие металлов с растворами солей.
Fe – 2e = Fe 2+ , E 0 = -0.44 вольт
Cu 2+ + 2e = Cu, E 0 = +0.34 вольт
Еокислителя > Евосстановителя, реакция идет
2) Al + CuSO4 ® реакция не идет, хотя алюминий более активный восстановитель, чем железо.
Реакции мешает пленка оксида алюминия на поверхности металла. Разрушению оксидной пленки способствуют ионы С1 - . Известно, что хлорид-ионы способствуют разрушению оксидной пленки и активируют процесс растворения металлов в целом.
Появление менее активного металла Cu на поверхности алюминия способствует дальнейшему интенсивному растворению алюминия за счет гальванокоррозии:
3) Процесс травления медной платы раствором хлорида железа (III):
Cu + FeCl3 реакция идет двумя путями ® CuCl2 + FeCl2
E 0 (Fe 3+ /Fe 2+ ) = +0.77
E 0 (Cu 2+ /Cu) = +0.34
E 0 (CuCl¯/Cu) = +0.54
Согласно потенциалам, оба процесса возможны. Образование осадка CuCl тормозит процесс растворения меди. Добавление хлорид-ионов в виде HCl или NaCl способствует растворению осадка хлорида меди (I): CuCl¯ + HCl = H[CuCl2].
Cu – e + Cl - = CuCl¯, E 0 = +0.137
Cu 2+ + e + Cl - = CuCl¯, E 0 = +0.54
Cu 0 + Cu 2+ + 2Cl - = 2CuCl¯
2CuCl¯ + 2HCl = 2H[CuCl2]
Нахождение в природе.
Самый распространенный – алюминий – массовая доля 7,5% и железо – 4,8%.
Самый редкий – радий - 2×10 -10 %.
В свободном состоянии встречаются только малоактивные металлы – Au, Pt, платиноиды Os, Ir, Rh, очень редко – Cu, Hg, Ag.
В основном металлы находятся в природе в окисленном состоянии, в виде различных соединений.
Сульфиды: FeS2 – пирит, MoS2 - молибденит (молибденовый блеск), другие блески – PbS, MnS, Cu2S, Ag2S, цинковая обманка ZnS, киноварь HgS, сульфидные полиметаллические медно-никелевые руды, содержащие Ag, Au, Pt-металлы.
Галогениды: NaCl –каменная соль, KCl - сильвин, KCl× MgCl2×6H2O - карналлит, CaF2 – флюорит.
Карбонаты: (CuOH)2CO3 – малахит, MgCO3 – магнезит, CaCO3 – кальцит (мел, известняк, мрамор), MgCa(CO3)2 – доломит.
Вольфраматы, ниобаты, танталаты: CaWO4 – шеелит. Другие минералы см. в разделе f-элементы.
Извлечение металлов из руд.
Рудами называются скопления металлосодержащих минералов, входящих в состав горных пород. Поскольку находящиеся в составе руд металлические элементы окислены, получение металлов может быть осуществлено посредством восстановления.
Примеси пустой породы затрудняют процессы восстановления, поэтому металлические руды предварительно обогащают – очищают от пустой породы.
Сульфидные руды преводят в оксидные соединения металлов путем окислительного обжига.
Для разделения элементов, входящих в состав полиметаллических руд используют метод хлорирования. Хлориды различных металлов, благодаря разной летучести, могут быть легко отделены друг от друга и от непрохлорированной части руды. Хлориды металлов затем легко восстанавливаются (чаще всего активными металлами) до свободных металлов.
Способы восстановления.
1) Электрохимическое восстановление из растворов солей или расплавов солей и оксидов.
Металл выделяется на катоде (!).
Электролизом расторов получают металлы , имеющие потенциалы Е(Ме n+ /Ме) > -1 вольт (Zn, Cu, Ni, Co и др.). Этот метод чаще используется для очистки указанных металлов.
Электролизом расплавов получают щелочные, щелочноземельные металлы, Be, Al, Zr, Nb, Ta, Mo, W, V.
Получение алюминия. Электролиз расплава глинозема (Al2O3) в криолите (AlF3×3NaF). Смесь имеет более низкую температуру плавления, чем отдельные компоненты.
(-) Al 3+ + 3e = Al(ж) ¯ (на дно печи)
Получение бериллия и магния. Электролиз расплавов MgCl2 – KCl, BeCl2 – NaCl.
На катоде осаждается металл, на аноде выделяется хлор.
2) Химическое восстановление активными восстановителями при высоких температурах:
А) водородом Н2 (получение Mo, W);
Б) углеродом или оксидом углерода (II) – карботермическое восстановление (получение Fe, W, Mo, Cu, Zn, Pb, Sn);
В) активными металлами (Na, Ca, Mg, Al) – металлотермическое восстановление (получение Ti, Zr, Cr, V, Mn, Nb, Ta, U, Th).
1) Получение молибдена, вольфрама.
Восстановление оксидов MoO3, WO3 водородом. Реакция идет через ряд промежуточных стадий:
Суммарная реакция: MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O
2) Получение железа.
Карботермическое восстановление оксидов.
Из природных соединений железо восстанавливают в доменных печах коксом. Кокс – продукт сухой перегонки каменного угля. Доменный восстановительный процесс очень сложен. Он разделяется на несколько стадий по высоте шахты доменной печи. Непосредственым восстановителем железа из его оксидов является оксид углерода (II), получаемый при взаимодействии кислорода, подаваемого в доменную печь, с коксом:
Оксид углерода (II) при высокой температуре последовательно взаимодействует с оксидами железа Fe2O3, Fe3O4 и FeO и даже с конечным продуктом восстановления – элементарным железом:
Образующийся карбид железа Fe3C (цементит) растворяется в жидком железе. В результате доменного процесса получается или передельный чугун с повышенным содержанием C, Mn, Si, используемый для производства стали, или литейный чугун для машиностроительных деталей, станин станков и т.п.
Металлическая связь
Теорию ионной связи предложил в 1916г. немецкий ученый В. Коссель. Эта теория объясняет образование связей между атомами типичных металлов и атомамитипичных неметаллов:CsF, CsCl, NaCl, KF, KCl, Na2O и др.
Согласно этой теории, при образовании ионной связи атомы типичных металлов отдают электроны, а атомы типичных неметаллов принимают электроны.
В результате этих процессов атомы металлов превращаются в положительно заряженные частицы, которые называются положительными ионами или катионами; а атомы неметаллов превращаются в отрицательные ионы — анионы. Заряд катиона равен числу отданных электронов.
Атомы металлов отдают электроны внешнего слоя, а образующиеся ионы имеют завершенные электронные структуры (предвнешнего электронного слоя).
Величина отрицательного заряда аниона равна числу принятых электронов.
Атомы неметаллов принимают такое количество электронов, какое им необходимо для завершения электронного октета (внешнего электронного слоя).
Например: общая схема образования молекулы NaCl из атомов Na и С1: Na°-le = Na +1 Образование ионов
Na +1 + Сl - = Nа + Сl -
Na°+ Сl°= Nа + Сl - Соединение ионов
· Связь между ионами называется ионной связью.
Соединения, которые состоят из ионов, называются ионными соединениями.
Алгебраическая сумма зарядов всех ионов в молекуле ионного соединения должна быть равна нулю,потому что любая молекула является электронейтральной частицей.
Резкой границы между ионной и ковалентнои связями не существует. Ионную связь можно рассматривать как крайний случай полярной ковалентнои связи, при образовании которой общая электронная пара полностьюсмещается к атому с большей электроотрицательностью.
Атомы большинства типичных металлов на внешнем электронном слое имеют небольшое число электронов (как правило, от 1 до 3); эти электроны называются валентными. В атомах металлов прочность связи валентных электронов с ядром невысокая, то есть атомы обладают низкой энергией ионизации. Это обусловливает легкость потери валентных электронов ч превращения атомов металла в положительно заряженные ионы (катионы):
В кристаллической структуре металла валентные электроны обладают способностью легко перемещаться от одного атома к другому, что приводит к обобществлению электронов всеми соседними атомами. Упрощенно строение кристалла металла представляется следующим образом: в узлах кристаллической решетки находятся ионы Ме п+ и атомы Ме°, а между ними относительно свободно перемещаются валентные электроны, осуществляя связь между всеми атомами и ионами металла (рис. 3). Это особый тип химической связи, называемой металлической.
· Металлическая связь — связь между атомами и ионами металлов в кристаллической решетке, осуществляемая обобществленными валентными электронами.
Благодаря этому типу химической связи металлы обладают определенным комплексом физических и химических свойств, отличающим их от неметаллов.
Рис. 3. Схема кристаллической решетки металлов.
Прочность металлической связи обеспечивает устойчивость кристаллической решетки и пластичность металлов (способность подвергаться разнообразной обработке без разрушения). Свободное передвижение валентных электронов позволяет металлам хорошо проводить электрический ток и тепло. Способность отражать световые волны (т.е. металлический блеск) также объясняется строением кристаллической решетки металла.
Таким образом, наиболее характерными физическими свойствами металлов в зависимости от наличия металлической связи являются:
■металлический блеск и непрозрачность;
■пластичность, ковкость, плавкость;
■высокие электро- и теплопроводность; и склонность к образованию сплавов.
Читайте также: