У металлов на внешнем энергетическом уровне электрона

Обновлено: 01.01.2025

Любой период Периодической системы Д. И. Менделеева заканчивается инертным (благородным) газом. Самым часто встречающимся из инертных (благородных) газов в земной атмосфере является аргон, который получилось выделить в чистом виде раньше других аналогов. Почему же гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон инертны? Потому, что у инертных газов на внешнем уровне, самом отдаленном от ядра, располагается восемь электронов (у гелия – два).

Восемь электронов на внешнем уровне – предельное количество для любого элемента Периодической системы Д. И. Менделеева, за исключением водорода и гелия. Это своего рода идеал прочности энергетического уровня. К нему пытаются приблизиться атомы всех остальных элементов Периодической системы Д. И. Менделеева.

Есть два пути, с помощью которых можно добиться такого положения: либо отдавать электроны с внешнего уровня (тогда внешний незавершенный уровень пропадает, а уровень перед ним, завершенный в прошлом периоде, становится на место внешнего), либо принимать недостающие электроны, и таким образом иметь те самые восемь электронов.

Атомы, у которых на внешнем уровне меньшее количество электронов, передают их атомам с большим количеством электронов. Очень просто отдать один электрон, который единственен на внешнем уровне, атомам элементов главной подгруппы I группы (IA группы). Сложнее отдавать два электрона, к примеру, атомам элементов главной подгруппы II группы (IIA группы). Еще более сложно отдавать три электрона на внешнем уровне атомам элементов III группы (IIIA группы).

Стремление к отдаче электронов с внешнего уровня есть у атомов элементов-металлов. А также, чем проще атомам элементов-металлов отдавать свои внешние электроны, тем значительнее проявляются у него металлические свойства. Следовательно, наиболее типичными металлами являются элементы главной подгруппы I группы (IA группы). И напротив, стремление принимать электроны, чтобы завершить внешний энергетический уровень, есть у атомов элементов-неметаллов. Вывод: металлические свойства химических элементов угасают в рамках периода с увеличением заряда атомного ядра, а, следовательно, и с увеличением количества внешних электронов.

Максимально типичные неметаллы – элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. На их внешнем уровне располагаются семь электронов, то есть до устойчивого состояния атомов им недостает лишь одного электрона. Они очень просто их добавляют, проявляя при этом свойства неметаллов.

Как же поступают атомы элементов главной подгруппы IV группы (IVA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева? У них на внешнем уровне четыре электрона, и им, вроде как, нет разницы, отдать или добавить четыре электрона. Оказалось, что на возможность атомов отдавать или принимать электроны влияет не только количество внешних электронов, но и радиус атома. В рамках периода у атомов элементов количество энергетических уровней одинаково и оно не меняется, а вот как раз радиус уменьшается, потому что растет положительный заряд ядра (количество протонов в ядре). Таким образом, притяжение электронов к ядру становится сильнее, и радиус атома уменьшается, атом своего рода сжимается. Из-за этого становится сложнее отдавать электроны внешнего энергетического уровня и, наоборот, становится проще присоединить недостающие до заветной восьмерки электроны.

В рамках одной подгруппы радиус атома растет с увеличением заряда атомного ядра, потому что при постоянном количестве электронов на внешнем уровне (он совпадает с номером группы) растет количество энергетических уровней (оно совпадает с номером периода). По этой причине все проще отдавать внешние электроны.

В Периодической системе Д. И. Менделеева с увеличением порядкового номера свойства атомов химических элементов изменяются таким образом:

В рамках одной подгруппы (в главной подгруппе) металлические свойства повышаются, а неметаллические – понижаются в связи со следующими обстоятельствами:

растут заряды атомных ядер;
количество внешних электронов не меняется;
растет количество заполняемых уровней;
увеличивается радиус атома.

В рамках одного периода металлические свойства понижаются, а неметаллические – повышаются в связи со следующими причинами:

растут заряды атомных ядер;
растет количество внешних электронов;
количество заполняемых уровней не меняется;
уменьшается радиус атома.

Что же происходит после принятия или отдачи электронов атомами химических элементов? Вообразим, что «встретились» два атома: атом металла IA группы и атом неметалла VIIA группы. Атом металла имеет на своем внешнем энергетическом уровне один электрон, а атому неметалла, по счастливому стечению обстоятельств, как раз не хватает одного электрона до завершения внешнего уровня. Атом металла просто отдаст свой самый удаленный от ядра и почти не связанный с ним электрон атому неметалла, у которого есть место на его энергетическом уровне.

В таком случае атом металла, потерявший один отрицательный заряд, приобретет положительный заряд, а атом неметалла станет отрицательно заряженной частицей – ионом. Они вместе получат то, что хотели – заветную восьмерку на внешнем энергетическом уровне. Но что же будет после этого? Разноименно заряженные ионы, следуя закону притяжения противоположных зарядов, в этот же момент соединятся, то есть между ними появится химическая связь.

Химическую связь, которая образуется между ионами, называют ионной. Разберем образование этой химической связи на хорошо известном всем соединении поваренной соли (хлорида натрия):

Процесс преобразования атомов в ионы показан на схеме и рисунке:

К примеру, ионная связь появляется и при взаимодействии атомов кальция и кислорода:

Подобное преобразование атомов в ионы возникает в каждом случае взаимодействия атомов типичных металлов и типичных неметаллов.

В завершение разберем алгоритм (последовательность) мыслительного процесса при изображении схемы образования ионной связи, к примеру, между атомами кальция и хлора:

Хлор – представитель элементов главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева, неметалл. Атому хлора проще добавить один недостающий до восьмерки электрон, чем отдать свои семь электронов с внешнего уровня:

Для обозначения состава ионных соединений используют формульные единицы. Аналогичны для них молекулярные формулы. Цифры, которые показывают число атомов, молекул или формульных единиц, принято называть коэффициентами, в то время как цифры, обозначающие число атомов в молекуле или ионов в формульной единице, называют индексами.

1. Общая характеристика элементов металлов

Из \(118\) известных на данный момент химических элементов \(96\) образуют простые вещества с металлическими свойствами, поэтому их называют металлическими элементами .

Металлические химические элементы в природе могут встречаться как в виде простых веществ, так и в виде соединений. То, в каком виде встречаются металлические элементы в природе, зависит от химической активности образуемых ими металлов.

Металлические элементы, образующие химически активные металлы ( Li–Mg ), в природе чаще всего встречаются в виде солей (хлоридов, фторидов, сульфатов, фосфатов и других).

Соли, образуемые этими металлами, являются главной составной частью распространённых в земной коре минералов и горных пород.

В растворённом виде соли натрия, кальция и магния содержатся в природных водах. Кроме того, соли активных металлов — важная составная часть живых организмов. Например, фосфат кальция Ca 3 ( P O 4 ) 2 является главной минеральной составной частью костной ткани.

Металлические химические элементы, образующие металлы средней активности ( Al–Pb ), в природе чаще всего встречаются в виде оксидов и сульфидов.

Металлические элементы, образующие химически неактивные металлы ( Cu–Au ), в природе чаще всего встречаются в виде простых веществ.


Рис. \(7\). Самородное золото Au	Рис. \(8\). Самородное серебро Ag	Рис. \(9\). Самородная платина Pt

Исключение составляют медь и ртуть, которые в природе встречаются также в виде химических соединений.

В Периодической системе химических элементов металлы занимают левый нижний угол и находятся в главных (А) и побочных (Б) группах.

Рис. \(13\). Положение металлов в Периодической системе. Знаки металлических химических элементов расположены ниже ломаной линии B — Si — As — Te

В электронной оболочке атомов металлов на внешнем энергетическом уровне, как правило, содержится от \(1\) до \(3\) электронов. Исключение составляют только металлы \(IV\)А, \(V\)А и \(VI\)А группы, у которых на наружном энергетическом уровне находятся соответственно четыре, пять или шесть электронов.

В атомах металлов главных подгрупп валентные электроны располагаются на внешнем энергетическом уровне, а у металлов побочных подгрупп — ещё и на предвнешнем энергетическом уровне.

Радиусы атомов металлов больше, чем у атомов неметаллов того же периода. В силу отдалённости положительно заряженного ядра атомы металлов слабо удерживают свои валентные электроны.

Рис. \(14\). Характер изменения радиусов атомов химических элементов в периодах и в группах. Радиусы атомов металлов существенно больше, чем радиусы атомов неметаллов, находящихся в том же периоде

Главное отличительное свойство металлов — это их сравнительно невысокая электроотрицательность (ЭО) по сравнению с неметаллами.

Рис. \(15\). Величины относительных электроотрицательностей (ОЭО) некоторых химических элементов (по Л. Полингу). ОЭО металлических химических элементов уступает соответствующей величине неметаллических химических элементов

Атомы металлов, вступая в химические реакции, способны только отдавать электроны, то есть окисляться, следовательно, в ходе превращений могут проявлять себя в качестве восстановителей .

Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Атомы элементов IА–IIIА групп имеют сходство в строении электронных оболочек и закономерностях изменения свойств, что приводит к некоторому сходству их химических свойств и свойств их соединений.

Металлы IA (первой группы главной подгруппы) также называются «щелочные металлы«. К ним относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий. Франций – радиоактивный элемент, в природе практически не встречается. У всех металлов IA группы на внешнем энергетическом уровне, на s-подуровне в основном состоянии есть один неспаренный электрон:

… ns 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня щелочных металлов

Металлы IA группы — s-элементы. В химических реакциях они отдают один валентный электрон, поэтому для них характерна постоянная степень окисления +1.

Рассмотрим характеристики элементов IA группы:

Все щелочные металлы — сильные восстановители. Это самые активные металлы, которые могут непосредственно взаимодействовать с неметаллами. С ростом порядкового номера и уменьшением энергии ионизации металлические свойства элементов усиливаются. Щелочные металлы образуют с кислородом оксиды Э₂О. Оксиды щелочных металлов реагируют с водой с образованием основания (щелочи):

Водородные соединения щелочных металлов — это гидриды с общей формулой ЭН. Степень окисления водорода в гидридах равна -1.

Металлы IIA (второй группы главной подгруппы) — щелочноземельные. Раньше к щелочноземельным металлам относили только кальций, стронций, барий и радий, но по решению ИЮПАК бериллий и магний также называются щелочноземельными.

У щелочноземельных металлов на внешнем энергетическом уровне расположены два электрона. В основном состоянии это два спаренных электрона на s-подуровне:

… ns 2 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIA группы

Щелочноземельные металлы — s-элементы. Отдавая два валентных электрона, они проявляют постоянную степень окисления +2. Все элементы подгруппы бериллия — сильные восстановители, но восстановительные свойства выражены слабее, чем у щелочных металлов.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлы подгруппы бериллия довольно активны. На воздухе они легко окисляются, образуя основные оксиды с общей формулой ЭО. Этим оксидам соответствуют гидроксиды Э(ОН)₂.

Первый элемент IIA группы, бериллий, по большинству свойств гораздо ближе к алюминию (диагональное сходство). Это проявляется в свойствах бериллия. Например, он не взаимодействует с водой. Магний взаимодействует с водой только при нагревании. Кальций, стронций и барий — это типичные металлы. Они реагируют с водой при обычных условиях.

Элементам IIA группы соответствуют гидриды с общей формулой ЭН₂.

Элементы IIIA (третьей группы главной подгруппы) — это бор, алюминий, галлий, индий, таллий и нихоний. В основном состоянии содержат на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые распределены по s- и р-подуровням:

… ns 2 nр 1 — электронное строение внешнего энергетического уровня элементов IIIA группы

Все элементы подгруппы бора относятся к р-элементам. В химических соединениях проявляются степень окисления +3. Хотя для таллия более устойчивая степень окисления +1.

Характеристики элементов IIA группы:

Металлические свойства у элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов IIA подгруппы. Элмент бор относится к неметаллам. Энергия ионизации атома у бора наибольшая среди элментов IIIA подгруппы. Алюминий относится к типичным металлам, но оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства. У таллия более сильно выражены металлические свойства, в степени окисления +1 он близок по свойствам к щелочным металлам. Наибольшее практическое значение среди элементов IIIA подгруппы имеет алюминий.

Периодический закон

Периодический закон — это фундаментальный закон, который был сформулирован Д.И. Менделеевым в 1869 году.

В формулировке Дмитрия Ивановича Менделеева периодическ ий закон звучал так: « Свойства элементов, формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины их атомной массы .» Периодическое изменение свойств элементов Менделеев связывал с атомной массой. Понимание периодичности изменения многих свойств позволило Дмитрию Ивановичу определить и описать свойства веществ, образованных еще не открытыми химическими элементами, предсказать природные рудные источники и даже места их залегания.

Более поздние исследования показали, что свойства атомов и их соединений зависят в первую очередь от электронного строения атома. А электронное строение определяется свойствами атомного ядра. В частности, зарядом ядра атома .

Поэтому современная формулировка периодического закона звучит так:

« Свойства элементов, форма и свойства образованных ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов «.

Следствие периодического закона – изменение свойств элементов в определенных совокупностях, а также повторение свойств по периодам, т.е. через определенное число элементов. Такие совокупности Менделеев назвал периодами.

Периоды – это горизонтальные ряды элементов с одинаковым количеством заполняемых электронных уровней. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом ( s -элементом), а заканчиваются благородным газом.

Группы – вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns— и np— подуровнях.

1. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Периодическая система элементов Д. И. Менделеева состоит из семи периодов, которые представляют собой горизонтальные последовательности элементов, расположенные по возрастанию заряда их атомного ядра.

Каждый период (за исключением первого) начинается атомами щелочных металлов (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородными газами (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), которым предшествуют типичные неметаллы.

В периодах слева направо возрастает число электронов на внешнем уровне.

В периодах слева направо постепенно ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.

1) Li 2) Ca 3) Cs 4) N 5) S

Ответ: 154

1) Be 2) Ba 3) Mg 4) N 5) F

Ответ: 541

В первом периоде имеются два элемента – водород и гелий. При этом водород условно размещают в IA или VIIA подгруппе, так как он проявляет сходство и со щелочными металлами, и с галогенами. Как и щелочные металлы, водород является восстановителем. Отдавая один электрон, водород образует однозарядный катион H + . Как и галогены, водород – неметалл, образует двухатомную молекулу H₂ и может проявлять окислительные свойства при взаимодействии с активными металлами:

2Na + H₂ → 2NaH

В четвертом периоде вслед за Са расположены 10 переходных элементов (от скандия Sc до цинка Zn), за которыми находятся остальные 6 основных элементов периода ( от галлия Ga до криптона Кr). Аналогично построен пятый период. Переходными элементами обычно называют любые элементы с валентными d– или f–электронами.

Шестой и седьмой периоды имеют двойные вставки элементов. За элементом Ва расположены десять d–элементов (от лантана La — до ртути Hg), а после первого переходного элемента лантана La следуют 14 f–элементов — лантаноидов (Се — Lu). После ртути Hg располагаются остальные 6 основных р-элементов шестого периода (Тl — Rn).

В седьмом (незавершенном) периоде за Ас следуют 14 f–элементов- актиноидов (Th — Lr). В последнее время La и Ас стали причислять соответственно к лантаноидам и актиноидам. Лантаноиды и актиноиды помещены отдельно внизу таблицы.

В Периодической системе каждый элемент расположен в строго определенном месте, которое соответствует его порядковому номеру .

Элементы в Периодической системе разделены на восемь групп (I – VIII), которые в свою очередь делятся на подгруппы — главные , или подгруппы А и побочные , или подгруппы Б. Подгруппа VIIIБ-особая, она содержит триады элементов, составляющих семейства железа (Fе, Со, Ni) и платиновых металлов (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

Внутри каждой подгруппы элементы проявляют похожие свойства и схожи по химическому строению. А именно:

В главных подгруппах сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В зависимости от того, какая энергетическая орбиталь заполняется в атоме последней, химические элементы можно разделить на s-элементы, р-элементы, d- и f-элементы.

У атомов s-элементов заполняются s-орбитали на внешних энергетических уровнях. К s-элементам относятся водород и гелий, а также все элементы I и II групп главных подгрупп (литий, бериллий, натрий и др.). У p-элементов электронами заполняются p-орбитали. К ним относятся элементы III-VIII групп, главных подгрупп. У d-элементов заполняются, соответственно, d-орбитали. К ним относятся элементы побочных подгрупп.

Номер периода соответствует числу заполняемых энергетических уровней.

Номер группы, как правило, соответствует числу валентных электронов в атоме (т.е. электроном, способных к образованию химической связи).

Номер группы, как правило, соответствует высшей положительной степени окисления атома. Но есть исключения!

О каких же еще свойствах говорится в Периодическом законе?

Периодически зависят от заряда ядра такие характеристики атомов, как орбитальный радиус, энергия сродства к электрону, электроотрицательность, энергия ионизации, степень окисления и др.

2. Радиус атома

Рассмотрим, как меняется атомный радиус . Вообще, атомный радиус – понятие довольно сложное и неоднозначное. Различают радиусы атомов металлов и ковалентные радиусы неметаллов.

Радиус атома металла равен половине расстояния между центрами двух соседних атомов в металлической кристаллической решетке. Атомный радиус зависит от типа кристаллической решетки вещества, фазового состояния и многих других свойств.

Мы говорим про орбитальный радиус изолированного атома .

Орбитальный радиус – это теоретически рассчитанное расстояние от ядра до максимального скопления наружных электронов.

Орбитальный радиус завит в первую очередь от числа энергетических уровней, заполненных электронами.

Чем больше число энергетических уровней, заполненных электронами, тем больше радиус частицы.

Например , в ряду атомов: F – Cl – Br – I количество заполненных энергетических уровней увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также увеличивается.

Если количество заполняемых энергетических уровней одинаковое, то радиус определяется зарядом ядра частицы.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее притяжение валентных электронов к ядру.

Чем больше притяжение валентных электронов к ядру, тем меньше радиус частицы. Следовательно:

Чем больше заряд ядра атома (при одинаковом количестве заполняемых энергетических уровней), тем меньше атомный радиус.

Например , в ряду Li – Be – B – C количество заполненных энергетических уровней, заряд ядра увеличивается, следовательно, орбитальный радиус также уменьшается.

В группах сверху вниз увеличивается число энергетических уровней у атомов. Чем больше количество энергетических уровней у атома, тем дальше расположены электроны внешнего энергетического уровня от ядра и тем больше орбитальный радиус атома.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается орбитальный радиус.

В периодах же число энергетических уровней не изменяется. Зато в периодах слева направо увеличивается заряд ядра атомов. Следовательно, в периодах слева направо уменьшается орбитальный радиус атомов.

В периодах слева направо орбитальный радиус атомов уменьшается.

1) O 2) Se 3) F 4) S 5) Na

Решение:

В одной группе Периодической системы находятся элементы кислород O, селен Se и сера S.

В группе снизу вверх атомный радиус уменьшается, а сверху вниз – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: O, S, Se или 142.

Ответ: 142

1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na

Решение:

В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.

Ответ: 243

1) Ca 2) P 3) N 4) О 5) Ti

Решение:

p-элементы это фосфор Р, азот N, кислород О.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. В группе — сверху вниз увеличивается. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 234.

Ответ: 234

Рассмотрим закономерности изменения радиусов ионов : катионов и анионов.

Катионы – это положительно заряженные ионы. Катионы образуются, если атом отдает электроны.

Радиус катиона меньше радиуса соответствующего атома. С увеличением положительного заряда иона радиус уменьшается.

Например , радиус иона Na + меньше радиуса атома натрия Na:

Анионы – это отрицательно заряженные ионы. Анионы образуются, если атом принимает электроны.

Радиус аниона больше радиуса соответствующего атома.

Радиусы ионов также зависят от числа заполненных энергетических уровней в ионе и от заряда ядра.

Например , радиус иона Cl – больше радиуса атома хлора Cl.

Изоэлектронные ионы – это ионы с одинаковым числом электронов. Для изоэлектронных частиц радиус также определяется зарядом ядра: чем больше заряд ядра иона, тем меньше радиус.

Например : частицы Na + и F ‒ содержат по 10 электронов. Но заряд ядра натрия +11, а у фтора только +9. Следовательно, радиус иона Na + меньше радиуса иона F ‒ .

3. Электроотрицательность

Еще одно очень важное свойство атомов – электроотрицательность (ЭО).

Электроотрицательность – это способность атома смещать к себе электроны других атомов при образовании связи. Оценить электроотрицательность можно только примерно. В настоящее время существует несколько систем оценки относительной электроотрицательности атомов. Одна из наиболее распространенных – шкала Полинга.

По Полингу наиболее электроотрицательный атом – фтор (значение ЭО≈4). Наименее элекроотрицательный атом –франций (ЭО = 0,7).

В главных подгруппах сверху вниз уменьшается электроотрицательность.

В периодах слева направо электроотрицательность увеличивается.

1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti

Решение:

Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.

Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.

Положение металлов в ПС, особенности строения их атомов, физические свойства

Данный видеоурок состоит из двух частей. В первой части ученик Вася рассказывает о положении металлов в Периодической системе и особенностях строения их атомов. А во второй части ученик Ваня рассказывает о физических свойствах металлов, признаках деления их на лёгкие и тяжёлые, легкоплавкие и тугоплавкие, на чёрные и цветные. В конце урока учитель обобщает всё изложенное.

В данный момент вы не можете посмотреть или раздать видеоурок ученикам

Чтобы получить доступ к этому и другим видеоурокам комплекта, вам нужно добавить его в личный кабинет, приобретя в каталоге.

Получите невероятные возможности

Конспект урока "Положение металлов в ПС, особенности строения их атомов, физические свойства"

Положение металлов в Периодической системе, особенности строения их атомов, физические свойства.

Большинство химических элементов в Периодической системе относится к металлам, они располагаются по диагонали от бора к астату. К металлам относятся девяноста два химических элемента.

Каждый период (кроме первого) начинается металлом. Так, металлы IA группы называются щелочными металлами. К ним относятся: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Своё название они получили благодаря соответствующим гидроксидам, которые называются щелочами, т.е. растворимыми в воде основаниями. Щелочные металлы имеют на внешнем энергетическом уровне только один электрон, который они легко отдают, при этом проявляют восстановительные свойства.

Ме 0 – ē → Ме +

Причём восстановительные свойства в этой группе увеличиваются от лития к францию, как и радиусы атомов, поэтому растёт и способность к отдаче внешнего электрона. Химическая активность щелочных металлов по группе сверху вниз тоже увеличивается.

Металлы IIA группы также являются типичными металлами и сильными восстановителями, так как в реакциях они отдают два своих электрона.

Ме 0 – 2ē → Ме 2+

Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными элементами, потому что их оксиды, которые раньше называли «землями» при растворении в воде образуют щёлочи.

К металлам относятся и элементы IIIA группы кроме бора. У этих металлов на внешнем энергетическом уровне находится три электрона, которые они отдают и превращаются в ионы.

Ме 0 – 3ē → Ме 3+

В IVA группе к металлам относятся германий, олово, свинец, в VA группе металлами являются сурьма и висмут, в VIA группе – полоний, а в VIIA и VIIIA группе все элементы являются неметаллами.

Элементы побочных подгрупп все являются металлами. Их отличительной особенностью является то, что на внешнем уровне у них обычно содержится один или два электрона, остальные валентные электроны располагаются на предвнешнем слое. К металлам относятся и лантаниды, и актиниды, которые обычно располагаются ниже основной таблицы.

· у металлов сравнительно большие радиусы атомов

· их внешние электроны значительно удалены от ядра и слабо с ним связаны

· Атомы металлов содержат на внешнем уровне от одного до трех электронов

· легко отдают электроны, превращаясь при этом в положительные ионы

· являются восстановителями

· Металлы не могут присоединять электроны.

Однако деление элементов на металлы и неметаллы условно.

Например, аллотропные модификации олова: так серое, или α-олово – неметалл, а белое, или β-олово – металл.

Такая модификация углерода, как алмаз – это неметалл, а графит имеет некоторые характерные свойства металлов.

Такие металлы, как цинк, хром, алюминий и другие – типичные металлы, но образуют оксиды и гидроксиды амфотерного характера. А теллур и йод – типичные неметаллы, но обладают некоторыми свойствами, характерными для металлов.

Физические свойства металлов.

Для металлов характерна металлическая химическая связь. В узлах кристаллической решётки располагаются атомы и положительные ионы металлов, которые связаны благодаря обобществлению внешних электронов, которые принадлежат всему кристаллу.

Для всех металлов характерно твёрдое агрегатное состояние, исключение составляет ртуть – она жидкая.

Для большинства металлов характерен белый или серый цвет, только золото окрашено в желтый цвет, а медь в желто-красный.

Au Cu

Во-первых, для металлов характерна пластичность, которая проявляется в их ковкости, то есть они способны изменять форму под внешним воздействием и сохранять принятую форму после прекращения этого воздействия. Из-за этого, металлы способны расплющиваться от удара или вытягиваться в проволоку. Эти свойства используют кузнецы. При этом слои смещаются относительно друг друга, но связь сохраняется благодаря «свободным» электронам.

Наиболее пластичными являются золото, серебро, медь. Например, из золота можно изготовить «золотую фольгу» толщиной 0,003 мм, которую используют для золочения изделий.

Второе свойство металлов – это электропроводность. Оно обусловлено присутствием в их кристаллических решётках подвижных электронов, которые направленно перемещаются по действием электрического поля.

При нагревании колебательные движения ионов в кристалле усиливаются, что затрудняет направленное движение электронов и ведёт к снижению электрической проводимости. А вот при охлаждении, электропроводность металлов усиливается, и близи абсолютного нуля переходят в сверхпроводимость. Наибольшую электропроводность имеют серебро и медь, а наименьшую – марганец, свинец, ртуть и вольфрам.

Наличие свободных электронов в металлах объясняет и такое их свойство, как электро- и теплопроводность. Лучшими проводниками электрического тока являются: серебро, медь, золото, алюминий.

Третье физическое свойство металлов – это теплопроводность, это свойство тоже связано с высокой подвижностью свободных электронов.

Четвёртое свойство – металлический блеск связано с отражение световых лучей. Металлы обладают металлическим блеском. Свет поглощается поверхностью металла, и электроны начинают испускать свое излучение, которое мы воспринимаем как металлический блеск. Палладий, ртуть, серебро и медь лучше других отражают свет.

В порошкообразном состоянии большинство металлов теряет блеск, приобретая серую или чёрную окраску, но только алюминий и магний сохраняют блеск в порошке. Из алюминия, серебра и палладия изготавливают зеркала, в том числе и те, которые используются в прожекторах.

Самые твёрдые металлы – это металлы побочной подгруппы VIA группы. Например, хром по твёрдости напоминает алмаз. Наиболее твёрдыми ещё являются титан и молибден. Самые мягкие – щелочные металлы, например, натрий и калий легко режутся ножом.

По плотности различают легкие металлы, у которых плотность меньше 5 г/см 3 . К таким относятся щелочные и щелочноземельные металлы и алюминий. Из переходных металлов к ним относятся скандий, иттрий и титан. Они имеют большое значение в технике благодаря своей лёгкости и тугоплавкости.

Тяжелыми считаются металлы, у которых плотность больше 5 г/см 3 . Самым тяжелым является осмий, а самым лёгким – литий.

По температуре плавления металлы делятся на легкоплавкие, у которых эта температура меньше 1000 0 С, и тугоплавкие, у которых она больше 1000 0 С. Самым легкоплавким металлом является ртуть, а самым тугоплавким – вольфрам, из которого изготавливают нити накаливания для ламп. Кроме того, в конструкцию лампы входит ещё восемь металлов.

Лёгкие металлы, как правило, являются легкоплавкими, например, галлий может плавиться уже на ладони руки, а тяжёлые металлы, напротив, являются тугоплавкими.

Ряд государств, приняло решение о замене привычных ламп накаливания на более экономичные и долговечные современные лампы, например, галогенные, люминесцентные и светодиодные. Галогенная лампа – это тоже лампа накаливания с вольфрамовой нитью, заполненная инертными газами с добавкой паров галогенов (брома или йода).

Люминесцентные лампы – это лампы дневного света, но они содержат ртуть, поэтому нуждаются в особом способе утилизации.

Светодиодные лампы – самые экономичные и долговечные (срок работы до 100 тыс. ч), но и самые дорогие из ламп.

В технике металлы делятся на чёрные – это железо и его сплавы и цветные – это все остальные.

Золото, серебро и платину, и некоторые другие металлы относят к драгоценным металлам.

Таким образом, следует запомнить, что большинство элементов в Периодической системе относятся к металлам, для металлов характерна металлическая кристаллическая решётка и металлическая химическая связь, которая обуславливает такие физические свойства металлов, как твёрдость, металлический блеск, ковкость и пластичность, тепло и – электропроводность. У металлов на внешнем энергетическом уровне от 1 до 3 электронов, поэтому они отдают свои электроны и проявляют восстановительные свойства.

Читайте также: