Свойства р металлов и их соединений
Переходные металлы — элементы побочных подгрупп Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, в атомах которых появляются электроны на d- и f-орбиталях.
На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.
Переходные металлы - общая характеристика
Все d-элементы расположены в побочных подгруппах периодической системы элементов и являются переходными.
Находясь только в больших периодах (IV, V, VI), d-элементы образуют "вставные декады" (по 10 элементов) между s- и d-элементами, поэтому имеют общее название — переходные металлы.
В атомах d-элементов содержится от 1 до 10 электронов на d-подуровне предвнешнего электронного слоя и 2 (или 1 в случае проскока) на s-подуровне внешнего электронного слоя. Общая формула электронной конфигурации валентных подуровней в атомах n— номер периода.
В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. Это объясняется тем, что валентными в атомах d-элементов являются не только s-электроны внешнего слоя, но и все или некоторые d-электроны предвнешнего слоя, d-элементы образуют три переходных ряда — в IV, V и VI периодах соответственно. Первый ряд включает 10 элементов: от скандия до цинка. Он характеризуется внутренней застройкой 3d-орбиталей (табл. 29).
| Элемент | Символ | Атомный номер | Электронная конфигурация |
| Скандий | Sc | 21 |  |
| Титан | Ti | 22 |  |
| Ванадий | V | 23 |  |
| Хром | Cr | 24 | |
| Марганец | Mn | 25 | |
| Железо | Fe | 26 | |
| Кобальт | Co | 27 | |
| Никель | Ni | 28 | |
| Медь | Cu | 29 | |
| Цинк | Zn | 30 |
Как следует из таблицы, хром и медь имеют всего по одному электрону. Согласно закономерностям заполнения энергетических уровней и подуровней у атомов хрома и меди на четвертом энергетическом уровне должно быть два электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную d-орбиталь ("провал электрона"). Медь в соединениях проявляет степени окисления + 1, +2, хром проявляет степени окисления +2, +3, +6. Для d-металлов III—VII групп высшая валентность и высшая степень окисления равны номеру группы, т. е. суммарному числу (n — 1)d- и ns-подуровнях, например у d-элементов четвертого периода (табл. 30).
d-металлы II группы, атомы которых имеют завершенную структуру d-подуровня d-подуровень полностью завершен, поэтому цинк в соединениях проявляет только степень окисления +2.
В периодах с увеличением заряда ядра металлические свойства изменяются более медленно по сравнению со свойствами s- и p-элементов. В побочных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства d-элементов уменьшаются. В свободном состоянии d-металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Восстановительная активность различных d-металлов изменяется в широких пределах: среди них есть металлы средней активности, находящиеся в ряду напряжений до водорода: (Fe, Cr, Zn, Mil и др.); малоактивные металлы (Сu, Hg и др.) и благородные металлы (Аu, Pt), располагающиеся в ряду напряжений после водорода.
Соединения d-элементов могут выполнять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с высокими степенями окисления являются окислителями, а соединения с невысокими степенями окисления — восстановителями, например:
— восстановители.
Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов, а также окислительно-восстановительные свойства их соединений зависят от степени окисления металла. Как следует из таблицы при увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается (табл. 31).
Например, СrО и Сг(ОН)2 — это основные оксиды и гидроксиды. Сг2O3 и Сг(ОН)3 — амфотерные, СrO3 и Н2СrО4, Н2Сг2О2 — кислотные.
d-металлы по сравнению с другими металлами характеризуются более большей твердостью, плотностью, высокой температурами плавления и кипения, d-металлы хорошие проводники электрического тока, особенно те из них, в атомах которых имеется только один внешний s-электрон. Так, медь, серебро и золото, обладающие конфигурацией d 10 s 1
Большинство соединений переходных металлов окрашены. Для d-элементов характерно образование комплексных соединений.
Все d-элементы расположены в побочных подгруппах периодической системы элементов и являются металлами. В каждом большом периоде d-элементы располагаются между s- и p-элементами. В отличие от щелочных и щелочноземельных металлов, большинство d-металлов имеют переменную валентность и переменную степень окисления. В свободном состоянии d-металлы (как и вообще все металлы) являются восстановителями. Соединения d-элементов могут проявлять как восстановительные, так и окислительные функции. Соединения с высокими степенями окисления являются окислителями, а соединения с невысокими степенями окисления — восстановителями. При увеличении степени окисления металла основной характер оксидов и гидроксидов ослабляется, а кислотный характер усиливается.
Комплексные соединения
Мир веществ многообразен, и мы встречались с группой веществ, которые принадлежат к комплексным соединениям. Данными веществами стали заниматься с XIX века, но понять их строение с позиций существовавших представлений о валентности было трудно. В 1893 году швейцарским химиком-неоргаником Альфредом Вернером была сформулирована теория, позволившая понять строение и некоторые свойства комплексных соединений, которую назвали координационной теорией, поэтому комплексные соединения часто называют координационными соединениями. Соединения, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными, или координационными.
Комплексные соединения образуются в результате взаимодействия между собой солей, кислот и оснований, например:
Строение комплексных соединений. Комплексные соединения образованы двумя составляющими: внутренней координационной сферой и внешней координационной сферой.
Во внутреннюю сферу, которую обозначают квадратными скобками, входит центральный атом, или комплексообразователь, и окружающие его ионы, атомы или молекулы, называемые лигандами. Наиболее часто комплексообразователями служат атомы металлов. В качестве лигандов выступают ионы Cl, Br, I , CN, NO2, ОН или нейтральные молекулы NH3, Н2O, СО.
В состав внутренней сферы одного соединения могут входить различные лиганды, например, в и Cl2, являются лигандами. Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, определяет координационное число центрального атома. Так, в соединении — шести. Координационное число принимает значения от 2 до 12, но чаще всего оно равно 2, 4 или 6. Внешняя сфера может быть образована как катионами, так и анионами. Заряды внешней и внутренней сфер противоположны. Рассмотрим несколько примеров: 1. Структура комплекса
Железо (+2) является центральным ионом. Ионы CN выполняют роль лигандов. Железо в комплексе с цианогруппами образует внутреннюю координационную сферу. Ионы калия образуют внешнюю координационную сферу. Положительный заряд внешней сферы компенсирует отрицательный заряд внутренней сферы. Координационное число комплексообразователя (Fe), определяемое числом координационных связей, равно 6.
2. Структура комплекса 3 выполняют роль лигандов. Кобальт в комплексе с NH3 образует внутреннюю сферу. Ионы хлора образуют внешнюю координационную сферу. Координационное число комплексообразователя (Со) равно 6.
3. Структура комплекса 3 и ионы Сl выполняют роль лигандов- Платина в комплексе с NH3 иСl образует внутреннюю координационную сферу. Заряд внутренней сферы равен 0. Внешняя координационная сфера отсутствует. Координационное число комплексообразователя Pt равно 4. Как видим, комплексные соединения чрезвычайно разнообразны по составу и строению.
Классификация комплексных соединений Большое многообразие комплексных соединений и их свойств не позволяет создать единую классификацию. Однако можно группировать вещества по некоторым отдельным признакам.
1. По составу: например, соли кислоты
2. По типу координируемых лигандов: а) аквакомплексы — это комплексные катионы, в которых лигандами являются молекулы Н2O. Их образуют катионы металлов со степенью окисления +2 и больше, причем способность к образованию аквакомплексов у металлов одной группы периодической системы уменьшается сверху вниз. Например: б) гидроксокомплексы — это комплексные анионы, в которых лигандами являются гидроксид-ионы ОН - . Комплексообразователями являются металлы, склонные к проявлению амфотерных свойств — Be, Zn, Al, Сг. Например:
в) аммиакаты — это комплексные катионы, в которых лигандами являются молекулы NH3. Комплексообразователями являются d-элементы. Например:
г) ацидокомплексы — это комплексные анионы, в которых лигандами являются анионы неорганических и органических кислот. Например:
3. По заряду внутренней сферы а) комплексный катион, например,
б) комплексный анион, например,
Химические свойства
1. В растворе комплексные соединения ведут себя как сильные электролиты, т. е. полностью диссоциируют на катионы и анионы:
а)
б)
2. При действии сильных кислот происходит разрушение гидроксокомплексов, например:
а) при недостатке кислоты:
б) при избытке кислоты:
3. Нагревание (термолиз) всех аммиакатов приводит к их разложению, например:
Значение и применение комплексных соединений
Комплексные соединения имеют большое значение в природе. Достаточно сказать, что почти все ферменты, многие гормоны, лекарства, биологически активные вещества представляют собой комплексные соединения. Например, гемоглобин крови является комплексным соединением железа, а хлорофилл — комплексным соединением магния, витамин В12 — комплексным соединением кобальта. Образование комплексных соединений используют в химической технологии для извлечения золота, металлов платиновой группы и др. Эти соединения широко применяют в аналитической химии в качестве индикаторов.
Соединения, в состав которых входят сложные ионы, существующие как в кристалле, так и в растворе, называются комплексными, или координационными. Комплексные соединения образованы двумя составляющими: внутренней координационной сферой и внешней координационной сферой. Комплексообразователями являются металлы. Окружающие комплексообразователя ионы, атомы или молекулы, называются лигандами. Число лигандов, располагающихся вокруг комплексообразователя, определяет координационное число центрального атома. Координационное число принимает значения от 2 до 12, но чаще всего оно равно 2, 4 и 6.
Биологическая роль переходных металлов
Хром — постоянная составная часть растительных и животных организмов. Биологическая активность хрома объясняется главным образом способностью ионов Сr 3- образовывать комплексные соединения. Например, ионы Сr 3- участвуют в стабилизации структуры нуклеиновых кислот. Недостаток хрома замедляет рост живых организмов, нарушает углеводный обмен вызывает болезнь глаз, симптомы диабета. Соединения хрома ядовиты и в медицине не применяются.
Марганец. Марганец — микроэлемент. Биогенная функция ионов Мn 2+ состоит в регуляции активности ферментов. Поэтому ионы Мn 2+ обладают широким спектром биологических эффектов: оказывают влияние на кроветворение, минеральный обмен, рост, размножение и т. д. Кроме того, ионы Мn 2+ стабилизируют структуру нуклеиновых кислот. В медицине используется перманганат калия КМnO4. Этот антисептик применяется в водных растворах для промывания ран, полоскания горла и т. д.
Железо. Железо входит в состав ферментов, которые катализируют окислительно-восстановительные процессы в организме человека. Играет важную роль в синтезе белков, процессах фотосинтеза и дыхания растений. Недостаток железа в организме человека приводит к болезни крови (анемии) и нарушению иммунной системы. В организме взрослого человека содержится около 3,5 г железа. Основная его масса сконцентрирована в гемоглобине. По форме гемоглобин похож на шарик диаметром около 5,5 нм. Гемоглобин — сложный белок,который переносит кислород по всем тканям и органам. В нашей жизни становится все больше продуктов, которые могут вызвать недомогание у любого человека. Одним из таких продуктов является оксид углерода (II) — угарный газ. Оксид углерода (II) образуется при неполном сгорании любого топлива (газ, уголь, дрова, бензин и др.) Кроме того увеличивается количество транспорта, а с ним и угарного газа в атмосфере. При этом распространяется газ быстро, смешиваясь с воздухом без потери своих отравляющих свойств. Для человека угарный газ — сильнейший яд. Поступая в организм при дыхании, он проникает из легких в кровеносную систему, где и вступает в обратимое химическое взаимодействие как с окси-, так и с дезоксигемоглобином:
где Нb — гемоглобин. Образующийся комплекс карбоксигемоглобин (НbСО) не способен присоединять к себе кислород. Таким образом,связываясь с гемоглобином угарный газ препятствует снабжению организма кислородом. В результате кровь утрачивает способность переносить и доставлять тканям кислород и развивается кислородное голодание или гипоксия. В первую очередь страдает головной мозг, но возможно поражение и других органов — в зависимости от общего состояния здоровья.
Такое состояние опасно для жизни и при тяжелом отравлении может быть смертельным. Основная проблема состоит в том, что угарный газ не имеет ни цвета, ни вкуса, ни запаха, не вызывает вообще никаких ощущений.
К первым симптомам отравления угарным газом относятся: тошнота, рвота, головокружение, частый пульс, дезориентация. Возможно развитие обморока, эйфории, спутанности сознания.
• Если начинается озноб, падает температура — укутайте потеплее, напоите сладким чаем (если человек в сознании, разумеется).
• Устройте поудобнее (и желательно — на свежем воздухе или, хотя бы, у открытого окна), чтобы облегчить дыхание.
• Потерявшего сознание уложите на бок и следите, чтобы его голова не запрокидывалась, особенно если вдруг возникнет рвота, дайте понюхать ватку, смоченную нашатырным спиртом, для того, чтобы привести человека в сознание; При необходимости сделать пострадавшему непрямой массаж сердца и провести искусственное дыхание.
• Чем раньше пострадавшему будет оказана медицинская помощь, тем больше шансов на его выздоровление.
Учтите: от отравления угарным газом существует противоядие. Этот препарат называется ацизол, выпускается в виде капсул и в виде раствора в ампулах (для внутримышечных инъекций).
Для того, чтобы предотвратить отравление угарным газом нужно соблюдать несложные правила:
• не ночевать в гараже;
• не использовать газовую горелку или керосиновую лампу для отопления закрытого помещения;
• не оставлять в гараже машину с включенным двигателем;
• не спать в машине с включенным двигателем.
Услуги по химии:
Лекции по химии:
Лекции по неорганической химии:
Лекции по органической химии:
Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔
Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.
Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.
Химические свойства металлов
Все металлы, в зависимости от их окислительно-восстановительной активности объединяют в ряд, который называется электрохимическим рядом напряжения металлов (так как металлы в нем расположены в порядке увеличения стандартных электрохимических потенциалов) или рядом активности металлов:
Li, K, Ва, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag, Рt, Au
Наиболее химически активные металлы стоят в ряду активности до водорода, причем, чем левее расположен металл, тем он активнее. Металлы, занимающие в ряду активности, место после водорода считаются неактивными.
Взаимодействие с простыми веществами
Металлы способны реагировать с простыми веществами, такими как кислород (реакция горения), галогены, азот, сера, водород, фосфором и углеродом. В реакцию взаимодействия с кислородом вступают все металлы (исключение составляют Au, Pt), в результате чего возможно образование трех различных продуктов — пероксидов, оксидов и надпероксидов:
K + O2 = KO2 (надпероксид калия)
Металлы средней активности (начиная с Al) и неактивные металлы реагируют с кислородом только при нагревании:
В реакцию взаимодействия с азотом способны вступать только активные металлы, в результате чего образуются азиды, причем при н.у. с азотом реагирует только литий, остальные активные металлы – только при нагревании:
Только активные металлы способны взаимодействовать с углеродом и водородом, причем в случае реакции с водородом – это только щелочные и щелочноземельные металлы:
2Na + H2 = NaH (гидрид натрия)
С серой реагируют все металлы кроме Au и Pt:
2K +S = K2S (сульфид калия)
Также металлы способны взаимодействовать с галогенами и фосфором:
2Na + Cl2 = 2NaCl (хлорид натрия)
3Ca + 2P = Ca3P2 (фосфид кальция)
Все реакции взаимодействия с простыми веществами носят окислительно-восстановительный характер, металлы в них окисляются, проявляя свойства восстановителей, т.е. демонстрируют способность отдавать электроны:
Fe -2e = Fe 2+ процесс окисления, железо — восстановитель
S +2e = S 2- процесс восстановления, сера – окислитель
Взаимодействие металлов друг с другом
Металлы взаимодействуют друг с другом, образуя интерметаллические соединения:
Взаимодействие металлов с водой
Активные металлы (щелочные и некоторые щелочноземельные металлы — Ca, Sr, Ba) способны взаимодействовать с водой с образованием гидроксидов:
Металлы, характеризующиеся средней активностью (начиная с Al) вступают в реакцию с водой в более жестких условиях (наличие щелочной или кислотной среды и др. условия); при этом образуется соответствующий оксид и выделяется водород:
Неактивные металлы с водой не реагируют.
Реакции взаимодействия металлов с водой также относятся к ОВР и металлы в них являются восстановителями.
Взаимодействие металлов с кислотами
Металлы, стоящие в ряду активности до водорода способны реагировать с кислотами:
Неактивные металлы взаимодействуют с кислотами при особых условиях. Так, концентрированная серная кислота способна растворять медь (1), а при взаимодействии меди с концентрированной азотной кислотой в зависимости от её концентрации (60% или 30%) образуются различные продукты реакции (2, 3):
Взаимодействие металлов с солями
Более активные металлы способны взаимодействовать с солями, образованными менее активными металлами, и вытеснять их (металлы) из солей:
1. Общая характеристика р-элементов (р-блок).
Кр-блоку относят 30 элементовIIIА—VIIIА-групп периодической системы. р-Элементы входят во второй и третий малые периоды, а также в четвертый — шестой большие периоды. У элементов IIIА-группы появляется первый электрон на р-орбитали. В других группах IVА—VIIIА происходит последовательное заполнение р-подуровня до 6 электронов (отсюда название р-элементы).
Строение внешних электронных оболочек атомов элементов р-блока (общая формула пs 2 np a , где а = 1-6).
ВВ группах радиусы атомов и однотипных ионов, в общем, увеличиваются. Энергия ионизации при переходе от 2р-элементов к 6р-элементам уменьшается, так как по мере возрастания числа электронных оболочек усиливается экранирование заряда ядер электронами, предшествующими внешним электронам.
С увеличением порядкового номера р-элемента в группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.
На свойства р-элементов и их соединений оказывает влияние как появление новых подуровней на внешней электронной оболочке, так и заполнение подуровней внутренних электронных оболочек. р-Элементы второго периода — В, С, N, О, F — резко отличаются от элементов нижеследуюших периодов Так, начиная с р-элементов третьего периода, появляется низколежащий свободный d-подуровень, на который могут переводить электроны с р-подуровня при возбуждении атомов Полностью заполненный 3d-полуронень у d-элементов четвертого периода — Gа, Gе, Аs, Sе, Вr — обусловливает отличие их свойств от элементов третьего периода Максимальное заполнение 4f-подуровня в шестом периоде аналогично сказывается на различии свойств р-элементов шестого и пятого периода.
Вдоль периода у р-элементов падает способность к образованию положительно заряженных ионов с зарядом, отвечающим номеру группы. Наоборот, способность к образованию отрицательных ионов с зарядом, равным разности (8 — № группы), возрастает при движении вдоль периода.
р-Элементы образуют двухатомные молекулы Э2, различающиеся по устойчивости. Наиболее устойчивы молекулы Э2 элементов второго периода — N2, О2 и F2. При переходе от IIIА- к IVА- и VА-группам устойчивость молекул возрастает, а затем при переходе к VIIIА-группе понижается. В группах при движении вниз прочность связи Э—Э уменьшается.
р-Элементы второго периода — азот, кислород и фтор — обладают ярко выраженной способностью участвовать в образовании водородных связей. Элементы третьего и последующих периодов эту способность теряют.
Сходство р-элементов второго периода с р-элементами последующих периодов заключается в основном только в строении внешних электронных оболочек и тех валентных состояний, которые возникают за счет неспаренных электронов в невозбужденных атомах. Бор, углерод и особенно азот сильно отличаются от остальных элементов своих групп (наличие d- и f-подуровней).
При переходе от р-элементов второго периода к р-элементам третьего и последующих периодов сохраняются все типы связей, характерные для элементов второго периода, и появляются новые типы химической связи. В этом направлении увеличивается склонность элементов образовывать комплексные соединения и повышаются координационные числа.
ТПри переходе вниз по группе устойчивость максимальной положительной степени окисления у р-элементов уменьшается и возрастает устойчивость низших степеней окисления. Так, например, для углерода устойчивая степень окисления +4, а для свинца +2, для алюминия +3, а для таллия +1.
Физические свойства простых веществ р-элементов сильно различаются. Одни вещества — кислород, азот (газы) — кипят и плавятся при очень низких температурах, другие — бор, углерод — при очень высоких. По группам и периодам физические свойства изменяются немонотонно, и не всегда характер изменений легко связать со строением электронных оболочек атомов, типом химической связи, координационным числом атома.
Таким образом, у p-элементов различия в свойствах соседних элементов как внутри группы, так и по периоду выражены значительно сильнее, чем у s-элементов.
Все р-элементы и в особенности р-элементы второго и третьего периодов (С, N. Р, О, S, Si, Сl) образуют многочисленные соединения между собой и с s-, d- и f-элементами. Большинство известных на Земле соединений — это соединения р-элементов.
Таким образом, изучение р-элементов особенно важно для медиков, так как пять из них — С, N. Р, О и S — являются органогенами и составляют основу живых систем, а ряд других — Р, Сl, I — незаменимые микроэлементы.
7.3. р-Металлы и их соединения
К р-металлам, наиболее применяемым на практике, относятся алюминий, олово и свинец. Электронная конфигурация валентного слоя Al: s 2 p 1 , поэтому для него характерна ст.ок. +3. Олово и свинец проявляют ст.ок. +2 и +4, однако для Sn более устойчива +4, а для Pb – +2. Кроме того, значение потенциала ионизации атома свинца (несмотря на больший радиус) выше, чем олова. В IVА подгруппе при переходе от пятого периода (т.е. от олова) к шестому (к свинцу) заряд ядра (Z) возрастает очень резко – на 32 единицы , а случае s- элементов при аналогичном переходе – лишь на 18 единиц . Дополнительный прирост Z (на 14 единиц) объясняется тем, что при движении по периоду от бария к таллию заполняется не только d-под-
уровень (это d-Э от La до Hg), но и впервые дополнительно 14-ю
электронами заселяются семь f-орбиталей (это f-элементы от церия до лютеция).
Резко возросший заряд ядра сильнее притягивает электроны, вследствие чего дополнительно сжимаются (становятся меньше по размерам) атомы р-элементов шестого периода, в том числе и свинца. А поскольку такое явление произошло в результате заполнения f-под- уровня , то оно называется f-сжатием .
Именно в результате f-сжатия атом Pb отдает е труднее, чем Sn; особенно s-электроны (при окислении до +4), т.к. они расположены ближе к ядру, чем р- е , из-за чего гораздо сильнее испытывают на себе столь резко возросшее притяжение ядром. Этим и объясняется бóльшая устойчивость свинца (II), чем Pb(IV); а у олова – наоборот. Поэтому и в земной коре Sn и Pb присутствуют в ст.ок.: +4 (SnO 2 ) и +2 (PbS) как наиболее для них стабильных.
7.3.2. Природные соединения алюминия
По запасам на Земле Al (его кларк 6,6 %) среди М занимает первое место, а среди всех Э – третье после O и Si. Так что основу земной коры составляют кислородные соединения кремния и алю-
Природные соединения алюминия содержат Al лишь в ст.ок. +3 34 и в основном это кислородосодержащие вещества, в частности, глино-
34 Вприродевстречаются, хотяиредко, такжесамородкиметаллическогоалюминия.
зем Al 2 O 3 . Его гидратная форма (бурого цвета из-за примеси оксида железа) называется бокситом, а безводная – корундом.
Корунд очень прочен (почти как алмаз) и имеет высокую т.пл. (2050 °С). Поэтому применяется в качестве абразивного материала и для изготовления подшипников. В ювелирном деле широко используются (как драгоценные камни) природные образцы корунда с примесями некоторых металлов, придающих им красивую окраску (чистые кристаллы корунда бесцветны). Это синие сапфиры (примесь Ti и Fe), красные рубины (Cr), зеленые изумруды (Be) и др.
Введением соответствующих соединений в расплав оксида алюминия научились получать искусственные драгоценные камни 35 , которые внешне часто красивее естественных и не уступают им по прочности и другим свойствам, но стоят значительно дешевле. Поэтому их применяют и в технике, например искусственные рубины используются в лазерах или в качестве опорных камней в часах.
Другой формой нахождения алюминия в природе (наряду с Al 2 O 3 ) являются разнообразные алюмосиликаты 36 , в частности, глины . Глина благодаря слоистой структуре, представляет собой мягкую массу, пластичную во влажном состоянии. Но при прокаливании она приобретает координационную структуру, и, как следствие, затвердевает необратимо. Поэтому применяется в производстве строительных материалов (кирпичи, черепица и др.) и в гончарном деле. Белую глину (каолин) используют для изготовления фарфоровой посуды. Кстати, пластилин – это смесь глины, воска, вазелина и сала.
Ученые считают, что будущее за керамическими материалами, т.е. полученными на основе оксидов металлов (в том числе Al 2 O 3 ).
В природных соединениях алюминий связан очень прочно , вследствие чего в гидросфере Земли его концентрации, как и кремния, ничтожны – менее 10 -6 %. Поэтому и в организмах они находятся в качестве микроэлементов, причем чем более развит организм, тем больше в нем алюминия, но даже в человеке его всего лишь 10 -4 %. Для растений повышенное содержание катионов Al 3+ в природной во-
35 Самыйбольшойискусственныйсапфир, полученныйв2008 г., имеетдлину80 см.
36 Очень красивой разновидностью соединений алюминия и кремния является
лазурит – минерал интенсивно синего цвета (Al 2 SiO 4 (SO 4, Cl,S) 1-2 ). Крупные его образцы – драгоценные камни (ванна Екатерины II была сделана из лазурита, что удивляло и восхищало иностранцев). А из его крошки готовят ультрамарин (краска художников
эпохи Возрождения). К драгоценным камням относится и сине-зеленая бирюза – водный фосфат алюминия и меди CuO . 3A 2 O 3 . 2P 2 O 5 . 9H 2 O. (В результате обезвоживания бирюза старится, поэтому для сохранения ее покрывают животным жиром).
де вредно, т.к. они связывают фосфат-анионы в прочное соединение AlPO 4 . (Фосфат алюминия практически нерастворим не только в воде, но и в органических кислотах почвы, и т.о. фосфор становится недоступным для растений).
Кроме того, Al 3+ снижает активность азобактерий. От его избытка гибнут водные организмы и птицы из-за т.н. алюминиевой болезни. Причем кислотные дожди значительно повышают содержание Al 3+ (как и ионов других металлов) в природных водах. Правда, для человека алюминий в ряду токсичных М занимает последнее место (установлено, что небольшое его содержание в организме даже полезно, т.к. он участвует в регенерации костей и активирует некоторые ферменты). Не слишком токсично и олово, а свинец очень вреден (отравление им приводит к нервным болезням и слабоумию). Однако ничтожные его количества необходимы для поддержания иммунитета, при бесплодии, болезни крови и др.
7.3.3. Физические свойства
Внешне свинец – серый, олово – белое, а алюминий – серебристый. Причем Al настолько блестит , что когда его впервые выделили из глины (в сравнительно чистом виде), то приняли за серебро. Поэтому алюминий идет для изготовления зеркал, новогодней мишуры, а также «серебряной» краски (ибо он, в отличие от большинства других металлов, сохраняет блеск и в порошкообразном состоянии). И поскольку алюминий достаточно полно (на 90 %) отражает не только световые, но и тепловые лучи, то из него делают жалюзи, черепицу для крыш зданий, спецодежду для работников горячих цехов; а также фольгу для упаковки шоколада.
Алюминий очень хорошо проводит электроток ( = 34). Даже
если провода из Al делать толще (чтобы уравнять по с медными), то алюминиевые все равно оказываются в два раза легче медных и все чаще используются вместо них. Олово тоже хорошо проводит ток
( = 8), причем легко плавится (т.пл. 232 °С), поэтому применяется для спаивания проводов (а также запаивания кастрюль).
Значения т.пл. алюминия (660 °С) и свинца (327 °С) больше, чем олова. Причем т.пл. у Al выше из-за меньшего атомного радиуса (и, как следствие, более прочных ХС в кристаллической решетке алюминия); а у Pb – вследствие f-сжатия и более плотной упаковки атомов в этом М. Так, в металлической решетке олова каждый атом окружен шестью соседними, а в свинце – двенадцатью. Благодаря такой
плотной упаковке, а также большой атомной массе (207), свинец очень тяжел (его плотность 11,34 г/см 3 ) и хорошо поглощает жесткие лучи (поэтому идет на изготовление щитов от радиации).
Алюминий, напротив, – один из самых легких металлов (плотность 2,7 г/см 3 , что почти в три раза меньше, чем у железа). Как следствие, Al – основной компонент сплавов, используемых в самолето- и ракетостроении.
Все три рассматриваемые p-М мягки (особенно свинец) и пластичны, причем алюминий и олово могут раскатываться в очень тонкую фольгу, а из листового Al прессованием легко приготовить посуду (кастрюли, бидоны и др.).
7.3.4. Химические свойства
По сравнению с s-металлами рассматриваемые р-М являются и кинетически, и термодинамически менее активными из-за более прочной связи валентных электронов с ядром, а также (как следствие) большей прочности решетки их простых веществ (судя по значениям т.пл. данных р-металлов в сравнении с s-М).
Однако восстановительные свойства для них очень характерны: (Е 0 (Pb 2+ /Pb)= –0,13 В; Е 0 (Sn 2+ /Sn)= –0,14 В), особенно для алюминия
(Е 0 (Al 3+ /Al)= –1,68 В). Он является непосредственным соседом (в периодической таблице) очень активного магния и во многом на него похож, в частности, тоже горит в СО 2 :
Al CO 2 Al 2 O 3 C .
Причина – образование очень прочных связей в Al 2 O 3 . Вследствие чего алюминий, как и Mg, вытесняет не только углерод, но и металлы из их оксидов 37 . Например:
Al Fe 3 O 4 Al 2 O 3 Fe .
По той же причине и горит Al на воздухе с огромным экзоэффектом (–1676 кДж/моль), причем ослепительным пламенем, почти как Mg. Поэтому алюминиевую фольгу (как и магниевую) используют для фотовспышек.
Хотя и очень медленно, но окисление алюминия на воздухе продолжается и после образования такой пленки. То есть со временем
37 Это используют в металлургии (в т.н. «алюмотермии») для получения Cr, Mn, V и др.
она утолщается – вот почему новая посуда из Al, такая блестящая вначале, потом тускнеет.
Тем не менее в промышленности все чаще изделия из железа, чтобы спасти их от коррозии 38 (ржавления), алитируют, т.е. покрывают слоем алюминия (толщиной всего 0,2 мм). Покрытие осуществляют, нанося порошок Al на поверхность железного изделия, которое затем нагревают до 1000 °С.
Не подвергается коррозии также олово и свинец, и тоже из-за поверхностной пленки продуктов взаимодействия с компонентами воздуха. Поэтому лудят, т.е. покрывают оловом жесть, используемую в консервной промышленности.
Подчеркнем, что оксидная пленка не мешает алюминию при об.у. реагировать со всеми Г 2 (давая AlГ 3 ). Правда, к смеси порошков Al и йода, чтобы реакция началась, добавляют каплю воды. Со всеми другими неметаллами алюминий вступает в реакцию при повышенной температуре. Олово и свинец более пассивны: при об.у. идет лишь взаимодействие Pb с F 2 , а остальные реакции требуют нагревания. При этом олово окисляется до +4, а свинец до +2.
С водой данные металлы при об.у. не реагируют, но и не должны, т.к. значения их Е 0 менее отрицательны, чем потенциал воды (Е 0 (Н 2 О/Н 2 )= –0,41 В). А алюминий должен, но тоже не взаимодействует из-за оксидной пленки.
Однако Al, а также Sn и Pb вступают в реакцию с водой в щелочной среде, поскольку их оксиды и гидроксиды (которые обычно пассивируют данные металлы), являясь амфотерными, растворяются в щелочах, давая гидроксоанионы. (А устойчивость последних столь велика, что значения Е 0 даже олова и свинца оказываются отрицательнее, чем Е 0 воды в щелочной среде (–0,82 В). Суммарные процессы отражаются реакциями:
Al H 2 O NaOH Na 3 [Al(OH) 6 ] H 2 .
Sn H 2 O NaOH Na 2 [Sn(OH) 6 ] H 2 .
Pb H 2 O NaOH Na 2 [Pb(OH) 4 ] H 2 .
Отметим, что при сплавлении металлов с сухой щелочью получаются не гидроксо-, а оксосоли, причем окисление идет кислородом воздуха. Например:
Al O 2 NaOH NaAlO 2 H 2 O .
38 «Коррозия» в переводе с лат. означает «разъедание».
Подчеркнем, что при действии конц. HNO 3 и H 2 SO 4 пассивирующая пленка на поверхности алюминия не только не растворяется, а наоборот утолщается (с 0,01 до 30 микрон), и глубже процесс не идет, поэтому данные кислоты можно хранить в алюминиевой таре.
Напротив, с разб . HNO 3 , HCl и H 2 SO 4 алюминий реагирует. А свинец в двух последних кислотах пассивируется пленками малорастворимых солей PbCl 2 и PbSO 4 . Зато свинец взаимодействует даже с уксусной кислотой, а также с HNO 3 и с концентрированными HCl и H 2 SO 4 , поскольку при этом получаются растворимые продук-
ты: Pb(CH 3 COO) 2 , Pb(NO 3 ) 2 , H 2 [PbCl 4 ] и Pb(HSO 4 ) 2 соответственно.
Олово вступает в реакцию со всеми кислотами, кроме слабых (например, таких как уксусная).
7.3.5. Оксиды и соли p-элементов
Как следствие особой устойчивости алюминия в ст.ок. +3, во-первых, он образует сложные вещества практически всегда только
в этой ст.ок., например, Al 2 O 3 ; а во-вторых, соединения Al(III) обладают крайне слабыми окислительными свойствами. Так, Al 2 O 3 проявляет их лишь под действием электротока.
В отличие от Al, олово способно давать два оксида (SnO и
SnO 2 ), а свинец – четыре: желтый PbO, коричневый PbO 2 , оранжевый Pb 2 O 3 и т.н. сурик Pb 3 O 4 (красного цвета), последние два по сути являются солями. Благодаря яркой окрашенности оксиды Pb используют для приготовления красок.
Раньше основой красок были свинцовые белила (PbOH) 2 CO 3 . Поэтому старинные картины со временем темнеют под действием сероводорода (являющегося примесью в воздухе) из-за перехода белил
в черное вещество PbS. Однако, обрабатывая сульфид свинца раство-
ром пероксида водорода, его можно окислить до PbSO 4 белого цвета. Такую обработку проводят для осветления старинных картин и икон при их реставрации, после чего они становятся как новые.
Благодаря неустойчивости свинца в ст.ок. +4 (вследствие
f-сжатия) Pb 3 O 4 и PbO 2 применяются в качестве очень сильных окислителей: сурик – в производстве спичек (входит в состав и головки, и
намазки), а PbO 2 – в свинцовых аккумуляторах. В этих аккумуляторах чередуются пластины из свинца и из диоксида свинца, причем они погружены в 40 %-ую серную кислоту. Если соединить пластины между собой проводником, то по нему пойдет электроток. Ток возника-
ет как результат того, что PbO 2 «отнимает» (через проводник) электроны у Pb, т.е. на пластинах осуществляются реакции:
Pb SO 2 4 2e PbSO 4 ,
PbO 2 SO 2 4 4H 2e PbSO 4 2H 2 O .
При зарядке аккумулятора (от внешнего источника тока, чаще от электросети) идут обратные процессы, и восстанавливается способность аккумулятора давать ток.
Как уже говорилось выше, если свинец стремится перейти из ст.ок. +4 в +2, то Sn - наоборот . Поэтому соединения олова (II) являются сильными восстановителями. И в этом качестве они широко используются на практике. В частности, для выделения золота и серебра из растворов, например:
AgNO 3 SnCl 2 Ag SnCl 2 (NO 3 ) 2 .
В щелочной среде восстанавливаются и более активные М, такие как висмут:
Bi(NO 3 ) 3 SnCl 2 NaOH Bi Na 2 [Sn(OH) 6 ] NaNO 3 NaCl .
Данная реакция сопровождается внешним эффектом – выпадением черного порошка металла Bi, поэтому она может служить качественной реакцией и на олово (II), и на висмут (III).
Из соединений Sn(IV) применяют на практике кристаллический сульфид SnS 2 . Его блестящие золотистые чешуйки выглядят внешне как золото и химически почти также устойчивы (не растворяются даже в азотной кислоте). Поэтому используются для позолоты дерева и других материалов (под названием «сусальное золото»).
Из алюминийсодержащих веществ издревле применяются (в медицине и при крашении тканей) квасцы , или по-лат. «алюмен» (отсюда название Al). Их общая формула MAl(SO 4 ) 2 . 12H 2 O, где М – однозарядные катионы ЩМ. Из-за гидролиза по Al 3+ растворы этих соединений имеют кислую среду (отсюда их название «квасцы», что означает «кислые»).
В твердом виде квасцы представляют собой прозрачные октаэдрические кристаллы. Если их осаждать, например, на шерстяную нитку при медленном испарении насыщенного раствора, то кристаллы получаются крупными и настолько красивыми, что могут служить елочными украшениями.
7.3.6. Производство алюминия
Если олово и свинец – это металлы, известные человечеству еще в древности (наряду с Ag, Au, Cu, Hg и Fe), то металлический алюминий получен только в XIX в. Впервые его выделил в 1825 г. Эрнстед. Пропустив хлор через раскаленную смесь глинозема и угля, он синтезировал хлорид алюминия, из которого восстановил Al амальгамой калия; а затем полученную амальгаму алюминия разложил, отогнав ртуть нагреванием.
Этот способ был очень дорогим и вредным, да и продукт оказывался сильно загрязненным. Достаточно чистый и блестящий металл выделил Девиль в 1855 г., восстановив его натрием из смеси NaCl и хлорида алюминия, полученного сложным способом из глинозема. И этот метод был столь дорог, что Al ценился дороже золота.
Перелом в истории производства алюминия наступил в 1886 г., когда стали применять электролиз расплава смеси Al 2 O 3 с гексафтороалюминатом натрия (Na 3 AlF 6 ). Последний назвали криолитом (от греч. слова «криос» – холод), т.к. при добавлении его к глинозему (в соотношении 12:1) температура плавления снижается с 2050 °С до 960 °С. Это резко удешевило синтез алюминия и открыло ему дорогу в технику. И сейчас он один из наиболее используемых металлов.
Аналогично Al получают и на современных предприятиях, но для повышения электропроводности расплава смеси глинозема и криолита добавляют еще CaF 2 и другие соли. Суть электролиза условно можно представить следующими процессами:
– диссоциация в расплаве:
Al 2 O 3 Al 3 AlO 3 3 ,
– окисление кислорода аниона на угольном аноде:
4AlO 3 3 12e 2Al 2 O 3 3O 2 ,
– восстановление алюминия на катоде (дно электролитической ванны):
При этом затраты на 1 т Al: 2 т Al 2 O 3 , 40–60 кг криолита, 20–30 кг фторида кальция, 600 кг угля (чтобы наращивать анод, который выгорает под действием выделяющегося на нем кислорода) и 18 тыс. кВтчасов электроэнергии, т.е. производство достаточно дорогое. А выпускают ежегодно более десяти млн т алюминия. Поэтому очень актуально использование вторсырья , что снижает затраты в 10 раз.
Физические и химические свойства металлов
Металлы (от лат. «metallum» — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность и металлический блеск.
Металлы широко распространены в природе и могут встречаться в различном виде: в самородном состоянии (Ag, Au, Rt, Cu), в виде оксидов (Fe3O4, Fe2O3, (NaK)2O×AlO3), солей (KCl, BaSO4, Ca3(PO4)2), а также сопутствуют различным минералам (Cd – цинковые руды, Nb, Tl – оловянные и т.д.).
Физические свойства металлов
Всем металлам присущи металлический блеск (однако In и Ag отражают свет лучше других металлов), твердость (самый твердый металл – Cr, самые мягкие металлы – щелочные), пластичность (в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe наблюдается уменьшение пластичности), ковкость, плотность (самый легкий металл – Li, самый тяжелый – Os), тепло – и электропроводность, которые уменьшаются в ряду Ag, Cu, Au, Al, W, Fe.
В зависимости от температуры кипения все металлы подразделяют на тугоплавкие (Tкип > 1000 С) и легкоплавкие (Tкип < 1000 С). Примером тугоплавких металлов может быть – Au, Cu, Ni, W, легкоплавких – Hg, K, Al, Zn.
Среди металлов присутствуют s-, p-, d- и f-элементы. Так, s- элементы – это металлы I и II групп Периодической системы (ns 1 , ns 2 ), р- элементы – металлы, расположенные в группах III – VI (ns 2 np 1-4 ). Металлы d-элементы имеют большее число валентных электронов по сравнению с металлами s- и p-элементами. Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов d-элементов – (n-1)d 1-10 ns 2 . Начиная с 6 периода появляются металлы f-элементы, которые объединены в семейства по 14 элементов (за счет сходных химических свойств) и носят особые названия лантаноидов и актиноидов. Общая электронная конфигурация валентных электронов металлов f-элементов – (n-2)f 1-14 (n-1)d 0-1 ns 2 .
Металлы способны реагировать с простыми веществами, такими как кислород (реакция горения), галогены, азот, сера, водород, фосфором и углеродом:
Щелочные и некоторые щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов:
В ОВР металлы являются восстановителями – отдают валентные электроны и превращаются в катионы. Восстановительная способность металла — его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов. Так, чем левее в ряду напряжений стоит металл, тем более сильные восстановительные свойства он проявляет.
Получение металлов
Щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий получают электролизом расплавов солей или оксидов этих элементов:
Тяжелые металлы получают восстановлением из руд при высоких температурах и в присутствии катализатора (пирометаллургия) (1) или восстановлением из солей в растворе (гидрометаллургия) (2):
Cu2O + C = 2Cu + CO (1)
Некоторые металлы получают термическим разложением их неустойчивых соединений:
Примеры решения задач
| Задание | При взаимодействии 6,0 г металла с водой выделилось 3,36 л водорода (н.у.). Определите этот металл, если он в своих соединениях двухвалентен. |
| Решение | Т.к. металл двухвалентен, его реакция с водой будет описываться уравнением, которое в общем виде будет выглядеть следующим образом: |
Согласно написанному выше уравнению, количества вещества металла и выделяющегося в ходе реакции водорода будут равны:
Читайте также: