Сочинение на тему металлы по химии

7 вариантов

  1. Металлы – этоэлементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степениокисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическаякристаллическая решетка — решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными междусобой свободными электронами./> У металловв узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы.Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительныхионов. Такая связь называется металлической.                               Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлическийблеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла иэлектричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в рядуметаллов:  Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg.
    Многие металлы широкораспространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной кореследующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%;магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.
    С внешней стороны металлы, какизвестно, характеризуются прежде всего особым “металлическим” блеском, которыйобусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блескнаблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошнуюкомпактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучипревращенными в порошок, но большинство металлов  в мелкораздробленном видеимеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокойтепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и токрасполагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники — серебро и медь,худшие — свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает,при понижении температуры, наоборот, увеличивается.
    Оченьважным свойством металлов является их сравнительно легкая механическаядеформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются впроволоку, прокатываются в листы и т.п.
    Характерныефизические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутреннейструктуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят изположительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся отсоответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в видепространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках междуионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят отодних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Таккак электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшойразности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е.возникает электрический ток.
    Наличиемсвободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясьв непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами иобмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в даннойчасти металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, отних — следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; всямасса металла принимает одинаковую температуру.
    Поплотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы,плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы — всеостальные.
    Частицыметаллов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типомхимической связи — так называемой металлической связью. Она определяетсяодновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами икулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом,металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.
    /> /> /> /> /> /> /> /> /> Методы получения металлов
    /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> /> пирометаллургические
    гидрометаллургические
    электрометаллургические
    /> /> /> /> /> /> /> /> Восстановление металлов из соединений при высокой температуре
    /> Восстановление металлов из водных растворов их соединений
    /> Восстановление металлов из расплавов соединений под действием электрического тока
    />  
    Химическиесвойства металлов
    Взаимодействие с простыми веществами:
    1. с галогенами:
    Na + Cl2 > 2NaCl
    2. с кислородом:
    4Al + 3O2 > 2Al2O3
    В реакциях с галогенами и кислородомметаллы наиболее энергично проявляют восстановительные способности.
    3. с серой:
    2Na + S> Na2S
    4. с азотом:
    3Mg + N2 >Mg3N2
    5. с фосфором:
    3Ca + 2P> Ca3P2
    6. с водородом:
    Ca + H2 >CaH2
    Наиболее активные металлы главных подгруппявляются сильными восстановителями, поэтому восстанавливают водород до степениокисления -1 и образуют гидриды.
    Взаимодействиесо сложными веществами:
    1. с кислотами:
    2Al+3H2SO4 > Al2(SO4)3+ 3H2
    2Al+ 6H + 3SO4 > 2Al + 3SO4 + 3H2
    2Al + 6H> 2Al + 3H2
    Металлы, которые в электрохимическом рядунапряжений металлов находятся до водорода, восстанавливают ионы водорода изразбавленных кислот, а те, которые находятся после водорода, восстанавливаютатом основного элемента, образующего данную кислоту.
    2. с водными растворами солей:
    Zn+ Pb(NO3)2 > Zn(NO3)2 + Pb
    Zn+ Pb + 2NO3 = Zn + 2NO3 + Pb
    Zn + Pb = Zn + Pb
    При взаимодействии с водными растворамисолей металлы, находящиеся в электрохимическом ряду напряжений металлов левее,восстанавливают металлы, находящиеся в этом ряду правее от них. Однако металлыс сильными восстановительными свойствами (Li, Na, K, Ca) в этихусловиях будут восстанавливать водород воды, а не металл соответствующей соли.
    3. с водой:
    Самые активные металлы реагируют с водой при обычныхусловиях, и в результате этих реакций образуются растворимые в воде основания ивыделяется водород.
    2Na + 2HOH> 2NaOH + H2
    Менее активные металлы реагируют с водой при повышеннойтемпературе с выделением водорода и образованием оксида соответствующегометалла.
    Zn + H2O> ZnO +H2
    Характеристика металлов главной подгруппы Iгруппы.
    Главную подгруппу I группыпериодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.
    Все щелочные металлы имеют один s-электрон на внешнемэлектронном слое, который при химических реакциях легко теряют, проявляястепень окисления +1. Поэтому щелочные металлы являются сильнымивосстановителями. Радиусы их атомов возрастают от лития к францию. Электронвнешнего слоя с возрастанием радиуса атома находится все дальше от ядра, силыпритяжения ослабевают и, следовательно, увеличивается способность к отдачеэтого электрона, т.е. химическая активность. В электрохимическом рядунапряжений металлов все щелочные металлы стоят левее водорода. Все щелочныеметаллы в твердом состоянии хорошо проводят электрический ток. Они легкоплавки,быстро окисляются на воздухе, поэтому их хранят без доступа воздуха и влаги,чаще всего под керосином. Щелочные металлы образуют соединения спреимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов – твердыегигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуютсягидроксиды – твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочныхметаллов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.
    Всещелочные металлы — очень сильные восстановители, в соединениях проявляютединственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличиваетсяв ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
    Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
    Практически все соли растворимы в воде.
    1. Активно взаимодействуют с водой:
    2Na + 2H2O> 2NaOH + H2­
    2Li + 2H2O > 2LiOH + H2­
    2.  Реакция с кислотами:
    2Na + 2HCl >2NaCl + H2
    3.  Реакция с кислородом:
    4Li + O2> 2Li2O(оксид лития)
    2Na + O2 > Na2O2(пероксид натрия)
    K + O2 > KO2(надпероксид калия)
    На воздухе щелочные металлымгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей(керосин и др.).
    4.В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
    2Li + Cl2> 2LiCl(галогениды)
    2Na + S > Na2S(сульфиды)
    2Na + H2 > 2NaH(гидриды)
    6Li + N2 > 2Li3N(нитриды)
    2Li + 2C > 2Li2C2(карбиды)
    Реагируют со спиртами и галогенопроизводными углеводородов (смотри«Органическую химию»)
    5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени вследующие цвета:
    Li+– карминово-красный
    Na+ – желтый
    K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый
    Характеристикаэлементов главной подгруппы IIгруппы.
    Главнуюподгруппу II группы Периодической системы элементовсоставляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
    Атомы этихэлементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона:ns2. В хим. реакциях атомы элементовподгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуютсоединения, в которых степень окисления элемента равна +2.
    Всеэлементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радийназываются щелочноземельными металлами.
    В свободномсостоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболеераспространенных элементов относятся кальций и магний. Основнымикальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (егоразновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 • 2H2O,флюорит CaF2 ифторапатит Ca5(PO4)3F. Магнийвходит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 • CaCo3,карналлита KCl • MgCl2 • 6H2O.Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.
    Свойства.Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета.Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотностиимеют кальций, магний, бериллий.
    Радийявляется радиоактивным химическим элементом.
    Бериллий,магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Ониявляются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менееактивен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металлазащитной оксидной пленки.
    1.  Взаимодействиес простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуяоксиды и сульфаты:
    2Be+ O2 = 2BeO
    Ca+ S = CaS
    Бериллий имагний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – приобычных условиях.
    Все металлыэтой группы легко реагируют с галогенами:
    Mg + Cl2 = MgCl2
    Принагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другиминеметаллами:
    Ca + H2 = CaH2 (гидридкальция)
    3Mg + N2 = Mg3N2 (нитридмагния)
    Ca + 2C = CaC2 (карбидкальция)
    Карибиткальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащийразличные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбиткальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2H2 – важногопродукта хим. промышленности:
    CaC2 + 2H2O = CaOH)2+ C2H2
    Расплавленныеметаллы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллическиесоединения, например CaSn3, Ca2Sn.
    2.  Взаимодействуютс водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствуетзащитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой принагревании:
    Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2
    Остальныеметаллы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:
    Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
    3.  Взаимодействиес кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной сернойкислотами с выделением водорода:
    Be + 2HCl = BeCl2 + H2
    Разбавленнуюазотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитратааммония:
    2Ca + 10HNO3(разб.)= 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
    Вконцентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллийпассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.
    4.Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворамищелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:
    Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4]+ H2
    Магний ищелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.
    5.Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлымогут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:
    TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
    V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO
    Бериллий,магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридовили термическим восстановлением их соединений:
    BeF2 + Mg = Be + MgF2
    MgO + C = Mg + CO
    3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3
    3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3
    Радийполучают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутнымкатодом.
    Получение:
    1) Окисление металлов (кроме Ba, которыйобразует пероксид)
    2)Термическое разложение нитратов или карбонатов
    CaCO3 –t°>CaO + CO2­
    2Mg(NO3)2 –t°> 2MgO + 4NO2­ + O2­
    Характеристикаэлементов главной подгруппы IIIгруппы. Алюминий.
    Алюминий находится в главной подгруппе III группыпериодической системы. На внешнем энергетическом уровне атома алюминия имеютсясвободные р-орбитали, что позволяет ему переходить в возбужденное состояние. Ввозбужденном состоянии атом алюминия образует три ковалентные связи илиполностью отдает три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.
    Алюминий является самым распространенным металлом на Земле:его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природногоалюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентамикоторых являются оксиды кремния и алюминия.
    Алюминий – легкий металл серебристо-белогоцвета, плавится при 600°C, очень пластичен, легковытягивается в проволоку и прокатывается в листы и фольгу. Поэлектропроводности алюминий устпает лишь серебру и меди.
    Взаимодействие с простымивеществами:
    1. с галогенами:
    2Al + 3Cl2 > 2AlCl3
    2. с кислородом:
    4Al + 3O2 > 2Al2O3
    3. с серой:
    2Al+ 3S > Al2S3
    4. с азотом:
    2Al + N2 >AlN
    С водородом алюминий непосредственно не реагирует, но егогидрид AlH3 полученкосвенным путем.
    Взаимодействиесо сложными веществами:
    1. с кислотами:
    2Al+ 6HCl > 2AlCl3 + 3H2
    2. со щелочами:
    2Al + 2NaOH + 6H2O > 2Na[Al(OH)4] + 3H2
    Если NaOH в твердом состоянии:
    2Al+ 2NaOH + 6H2O > 2NaAlO2 + 3H2
    3. с водой:
    2Al + 6H2O>2Al(OH)3 + 3H2
         Свойстваоксида и гидроксида алюминия:
    Оксидалюминия, или глинозем, Al2O3 представляетсобой белый порошок. Оксид алюминия можно получить, сжигая металл илипрокаливая гидроксид алюминия:
    2Al(OH)3> Al2O3 + 3H2O
    Оксид алюминия практически не растворяется в воде.Соответствующий этому оксиду гидроксид Al(OH)3 получают действием гидроксида аммония или растворов щелочей, взятых внедостатке, на растворы солей алюминия:
    AlCl3+ 3NH3 • H2O > Al(OH)3 v + 3NH4Cl
    Оксид и гидроксид этого металлаявляются амфотерными, т.е. проявляют как основные, так и кислотные свойства.
    Основные свойства:
    Al2O3 + 6HCl>2AlCl3 + 3H2O
    2Al(OH)3 + 3H2SO4 > Al2(SO4)3 + 6H2O
    Кислотныесвойства:
    Al2O3 + 6KOH +3H2O >2K3[Al(OH)6]
    2Al(OH)3+ 6KOH > K3[Al(OH)6]
    Al2O3  + 2NaOH>2NaAlO2 + H2O
    Алюминий получают электролитическим методом. Он не можетбыть выделен из водных растворов солей, т.к. является очень активным металлом.Поэтому основным промышленным методом получения металлического алюминияявляется электролиз расплава, содержащего оксид алюминия и криолит.
    Металлический алюминий широко используется впромышленности, по объему производства занимает второе место после железа.Основная масса алюминия идет на изготовление сплавов:
    Дуралюмин – сплав алюминия, содержащий медь и небольшоеколичество магния, марганца и других компонентов. Дуралюмины – легкие прочные икоррозионностойкие сплавы. Используют в авиа- и машиностроении.
    Магналин – сплав алюминия с магнием. Используют в авиа- имашиностроении, в строительстве. Стоек к коррозии в морской воде, поэтому егоприменяют в судостроении. Силумин – сплав алюминия, содержащий кремний. Хорошо подвергаетсялитью. Этот сплав используют в автомобиле-, авиа- и машиностроении,производстве точных приборов. Алюминий – пластичный металл, поэтому из негоизготавливают тонкую фольгу, используемую в производстве радиотехническихизделий и для упаковки товаров. Из алюминия делают провода, краски «подсеребро».
    Переходные металлы.
     
    Железо.
    Впериодической системе железо находится в четвертом периоде, в побочнойподгруппе VIII группы.
    Порядковыйномер – 26, электронная формула 1s2 2s2 2p6 3d64s2.
    Валентныеэлектроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2)и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдаватьэти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.
    Железо является вторым пораспространенности металлом в природе (после алюминия).Наиболее важныеприродные соединения: Fe2O3 · 3H2O – бурый железняк;Fe2O3– красный железняк;Fe3O4(FeO · Fe2O3) –магнитный железняк;FeS2  — железный колчедан (пирит).Соединенияжелеза входят в состав живых организмов.
    Железо – серебристо серый металл,обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами.Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления 1539°С.
    В промышленности железо получаютвосстановлением его из железных руд углеродом (коксом) и оксидом углерода (II)в доменных печах. Химизм доменного процесса следующий:
    C + O2 = CO2,
    CO2 + C = 2CO.
    3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2,
    Fe3O4+ CO = 3FeO + CO2,
    FeO + CO = Fe + CO2.
    В реакциях железо являетсявосстановителем. Однако при обычной температуре оно не взаимодействует даже ссамыми активными окислителями (галогенами, кислородом, серой), но принагревании становится активным и реагирует с ними:
    2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3                  Хлорид железа (III)
    3Fe + 2O2 = Fe3O4(FeO· Fe2O3)         Оксид железа (II,III)
    Fe + S = FeS                         Сульфид железа (II)
    При очень высокой температуре железореагирует с углеродом, кремнием и фосфором:
    3Fe + C = Fe3C               Карбид железа (цементит)
    3Fe + Si = Fe3Si              Силицид железа
    3Fe + 2P = Fe3P2              Фосфид железа (II)
    Во влажном воздухе железо быстроокисляется (корродирует):
    4Fe + 3O2 + 6H2O= 4Fe(OH)3,
    Железо находится в середине электрохимическогоряда напряжений металлов, поэтому является металлом средней активности.Восстановительная способность у железа меньше, чем у щелочных, щелочноземельныхметаллов и у алюминия. Только при высокой температуре раскаленное железореагирует с водой:
    3Fe + 4H2O = Fe3O4+ 4H2­
    Железо реагирует с разбавленнымисерной и соляной кислотами, вытесняя из кислот водород:
    Fe + 2HCl = FeCl2+ H2­
    Fe + H2SO4= FeSO4 + H2­
    При обычной температуре железо невзаимодействует с концентрированной серной кислотой, так как пассивируется ею.При нагревании концентрированная H2SO4 окисляет железо досульфита железа (III):
    2Fe + 6H2SO4= Fe2(SO4)3 + 3SO2­ + 6H2O.
    Разбавленная азотная кислота окисляетжелезо до нитрата железа (III):
    Fe + 4HNO3 =Fe(NO3)3 + NO­ + 2H2O.
    Концентрированная азотная кислотапассивирует железо.
    Из растворов солей железо вытесняетметаллы, которые расположены правее его в электрохимическом ряду напряжений:
    Fe + CuSO4 =FeSO4 + Cu,  Fe0+ Cu2+ = Fe2+ + Cu0.
    Оксид железа (II) FeO – черное кристаллическое вещество,нерастворимое в воде. Оксид железа (II) получают восстановлением оксидажелеза(II,III) оксидом углерода (II):
    Fe3O4 + CO =3FeO + CO2­.
    Оксид железа (II) – основной оксид,легко реагирует с кислотами, при этом образуются соли железа(II):
    FeO + 2HCl = FeCl2+ H2O,       FeO + 2H+ = Fe2+ + H2O.
    Гидроксид железа (II) Fe(OH)2 – порошок белого цвета, нерастворяется в воде. Получают его из солей железа (II) при взаимодействии их сощелочами:
    FeSO4 + 2NaOH =Fe(OH)2? + Na2SO4,
    Fe2+ + 2OH- =Fe(OH)2?.
    Гидроксид железа (II) Fe(OH)2проявляет свойства основания, легко реагирует с кислотами:
    Fe(OH)2 + 2HCl= FeCl2 + 2H2O,
    Fe(OH)2 + 2H+ =Fe2+ + 2H2O.
    При нагревании гидроксид железа (II)разлагается:
    Fe(OH)2 = FeO + H2O.
    Соединения со степенью окисленияжелеза +2 проявляют восстановительные свойства, так как Fe2+ легкоокисляются до Fe+3:
    Fe+2 – 1e = Fe+3
    Так, свежеполученный зеленоватыйосадок Fe(OH)2 на воздухе очень быстро изменяет окраску – буреет. Изменениеокраски объясняется окислением Fe(OH)2 в Fe(OH)3 кислородомвоздуха:
    4Fe+2(OH)2+ O2 + 2H2O = 4Fe+3(OH)3.
    Оксид железа (III) Fe2O3 – порошок бурого цвета, нерастворяется в воде. Оксид железа (III) получают:
    А) разложением гидроксида железа(III):
    2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3H2O
    Б) окислением пирита (FeS2):
    4Fe+2S2-1+ 11O20= 2Fe2+3O3 + 8S+4O2-2.
    Оксид железа (III) проявляетамфотерные свойства:
    А) взаимодействует с твердымищелочами NaOH и KOH и с карбонатами натрия и калия при высокой температуре:
    Fe2O3+ 2NaOH = 2NaFeO2 + H2O,
    Fe2O3+ 2OH- = 2FeO2- + H2O,
    Fe2O3+ Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO2.
    Феррит натрия
    Гидроксид железа (III) получают из солей железа (III) привзаимодействии их со щелочами:
    FeCl3 + 3NaOH =Fe(OH)3? + 3NaCl,
    Fe3+ + 3OH- =Fe(OH)3?.
    Гидроксид железа (III) является болееслабым основанием, чем Fe(OH)2, и проявляет амфотерные свойства (спреобладанием основных). При взаимодействии с разбавленными кислотами Fe(OH)3легко образует соответствующие соли:
    Fe(OH)3 + 3HCl « FeCl3 + H2O
    2Fe(OH)3 + 3H2SO4« Fe2(SO4)3+ 6H2O
    Fe(OH)3 + 3H+ « Fe3+ + 3H2O
    Реакции с концентрированнымирастворами щелочей протекают лишь при длительном нагревании.
    Соединения со степенью окисленияжелеза +3 проявляют окислительные свойства, так как под действиемвосстановителей Fe+3 превращается в Fe+2:
    Fe+3 + 1e = Fe+2.
    Так, например, хлорид железа (III)окисляет йодид калия до свободного йода:
    2Fe+3Cl3+ 2KI = 2Fe+2Cl2 + 2KCl + I20
    Хром.
    Хром находится в побочной подгруппе VI группы Периодическойсистемы. Строение электронной оболочки хрома: Cr3d54s1.
    Массовая доля хрома в земной коре составляет 0,02%.Важнейшими минералами, входящими в состав хромовых руд, являются хромит, илихромистый железняк, и его разновидности, в которых железо частично заменено намагний, а хром – на алюминий.
    Хром – серебристо серый металл. Чистый хромдостаточно пластичный, а технический самый твердый из всех металлов.
    Хромхимически малоактивен. В обычных условиях он реагирует только с фтором (изнеметаллов), образуя смесь фторидов. При высокихтемпературах (выше 600°C) взаимодействует с кислородом,галогенами, азотом, кремнием, бором, серой, фосфором:
    4Cr + 3O2  –t°>  2Cr2O3
    2Cr + 3Cl2  –t°>  2CrCl3
    2Cr + N2  –t°> 2CrN
    2Cr + 3S  –t°> Cr2S3
    В азотной и концентрированной серной кислотах онпассивирует, покрываясь защитной оксидной пленкой. В хлороводородной иразбавленной серной кислотах растворяется, при этом, если кислота полностьюосвобождена от растворенного кислорода, получаются соли хрома(II), а если реакция протекаетна воздухе – соли хрома (III):
    Cr + 2HCl > CrCl2 + H2­
    2Cr + 6HCl + O2 > 2CrCl3 + 2H2O + H2­
    Оксидхрома (II) и гидроксид хрома (II) имеют основной характер.
    Cr(OH)2 + 2HCl > CrCl2 + 2H2O
    Соединенияхрома (II) — сильные восстановители;переходят в соединения хрома (III) под действием кислорода воздуха.
    2CrCl2 + 2HCl > 2CrCl3 + H2­
    4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O > 4Cr(OH)3
    Соединения трёхвалентного хрома
    Оксидхрома (III) Cr2O3 – зелёный, нерастворимый вводе порошок. Может быть получен при прокаливании гидроксида хрома (III) или дихроматов калия иаммония:
    2Cr(OH)3  –t°>  Cr2O3 + 3H2O
    4K2Cr2O7  –t°>  2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2­
    (NH4)2Cr2O7 –t°>  Cr2O3 + N2­+ 4H2O­
    Амфотерныйоксид. При сплавлении Cr2O3 со щелочами, содой и кислыми солями получаютсясоединения хрома со степенью окисления (+3):
    Cr2O3+ 2NaOH > 2NaCrO2 + H2O
    Cr2O3+ Na2CO3 > 2NaCrO2 + CO2­
    Cr2O3+ 6KHSO4 > Cr2(SO4)3 + 3K2SO4+ 3H2O
    Присплавлении со смесью щёлочи и окислителя получают соединения хрома в степениокисления (+6):
    2Cr2O3 + 4KOH + KClO3 > 2K2Cr2O7(дихромат калия) + KCl + 2H2O
    Гидроксидхрома (III) Cr(OH)3 — нерастворимое в воде вещество зелёного цвета.
    Cr2(SO4)3+ 6NaOH >2Cr(OH)3? + 3Na2SO4
    Обладаетамфотерными свойствами — растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
    2Cr(OH)3 + 3H2SO4> Cr2(SO4)3 + 6H2O
    Cr(OH)3 + KOH >K[Cr(OH)4]
    Оксидхрома (VI) CrO3 — ярко-красные кристаллы,растворимые в воде.
    Получаютиз хромата (или дихромата) калия и H2SO4(конц.).
    K2CrO4+ H2SO4 > CrO3 + K2SO4+ H2O
    K2Cr2O7+ H2SO4 > 2CrO3 + K2SO4+ H2O
    CrO3 — кислотный оксид, сощелочами образует жёлтые хроматы CrO42-:
    CrO3 + 2KOH > K2CrO4 + H2O
    Вкислой среде хроматы превращаются в оранжевые дихроматы Cr2O72-:
    2K2CrO4 + H2SO4 > K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
    В щелочной среде эта реакцияпротекает в обратном направлении:
    K2Cr2O7+ 2KOH > 2K2CrO4+ H2O
    Всесоединения хрома (VI)- сильные окислители.
    4CrO3 + 3S > 3SO2­+ 2Cr2O3
    Медь.
    Медьнаходится в побочной подгруппе I группы Периодическойсистемы. Строение электронных оболочек атомов элементов этой подгруппывыражается формулой (n-1)d10ns1.  Навнешнем энергетическом уровне атома находится один электрон, однако вобразовании хим. связей могут принимать участие и электроны с d-подуровняпредпоследнего уровня. Поэтому они могут проявлять степени окисления +1, +2,+3, для меди наиболее устойчивы соединения со степенью окисления +2.
    Медь –мягкий пластичный металл, имеет розово-красную окраску. Обладает высокойэлектрической проводимостью.
    Медь –химически малоактивный металл. С кислородом реагирует только при нагревании:
    2Cu + O2 = 2CuO
    Нереагирует с водой, растворами щелочей, хлороводородной и разбавленной сернойкислотами. Медь растворяется в кислотах, являющихся сильными окислителями:
    3Cu + 8HNO3 (разб.) =3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
    Cu + 2H2SO4 (конц.)=CuSO4 + SO2 +2H2O
    Во влажнойатмосфере, содержащей диоксид углерода, поверхность меди обычно покрываетсязеленоватым налетом основного карбоната меди:
    2Cu + O2 + CO2 +H2O= Cu(OH)2 • CuCO3
    Оксид меди(II) CuO – черное вещество, можетбыть получен из простых веществ или путем нагревания гидроксида меди (II):
    Cu(OH)2 = CuO + H2O
    Гидроксидмеди (II) представляет собой малорастворимое в водесоединение голубого цвета. Легко растворяется в кислотах и при нагревании вконцентрированных растворах щелочей, т.е. проявляет свойства амфотерногогидроксида:
    Cu(OH)2 + H2SO4 =CuSO4 + 2H2O
    Cu(OH)2  + 2KOH = K2[Cu(OH)4]
    Основнаямасса производимой меди используется в электротехнической промышленности. Вбольших количествах медь идет на производство сплавов.
    Цинк.
    Цинкнаходится в побочной подгруппе II группы. Атомы элементовэтой подгруппы имеют следующую электронную оболочку: (n-1)s2p6d10ns2. Проявляютв соединениях степень окисления +2.
    Цинк –серебристо-белый металл. Обладает хорошей электро- и теплопроводимостью. Навоздухе цинк покрывается защитной пленкой оксидов и гидроксидов, котораяослабляет его металлический блеск.
    Цинк –химически активный металл. При нагревании легко взаимодействует с неметаллами(серой, хлором, кислородом):
    2Zn + O2 = 2ZnO
    Растворяетсяв разбавленных и концентрированных кислотах HCl, H2SO4, HNO3 и в водныхрастворах щелочей:
    Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2
    4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2+ NH4NO3 + 3H2O
    Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4]+ H2
    Оксид цинка– белое вещество, практически нерастворимое в воде. Оксид и гидроксид цинкаявляются амфотерными соединениями; они реагируют с кислотами и щелочами:
    ZnO +2HCl = ZnCl2 + H2O
    ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4]
    Гидроксидцинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексное соединение:
    Zn(OH)2 + 6NH3 = [Zn(NH3)6](OH)2
    Приполучение цинка его руды подвергают обжигу:
    2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
    ZnCO3 = ZnO + CO2
    Далее оксидцинка восстанавливают углем:
    ZnO + C = Zn + CO
    Дляполучения более чистого металла оксид цинка растворяют в серной кислоте ивыделяют электролизом.
    Цинкиспользуют для производства сплавов. Цинком покрывают стальные и чугунныеизделия для защиты их от коррозии.
    Понятие о сплавах.
    Характернойособенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или снеметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергаютплавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяетсяприродой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости оттемпературы. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, неприбегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы — это продуктыхимического взаимодействия металлов.
    Кристаллическаяструктура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуядруг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а)химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в)механическую смесь кристаллов компонентов.
    Тот илииной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействияразнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергийвзаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.
    Современнаятехника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаевони состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов.Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойствиндивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50%висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственнотемпературы плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловяннойбронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициентлинейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистыхкомпонентов.
    Однаконекоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, чточугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которыехарактерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы ифосфора, увеличивающие ее хрупкость.
    Средисвойств сплавов наиболее важными для практического применения являютсяжаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиациибольшое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, дляметаллообрабатывающей промышленности — специальные сплавы, содержащие вольфрам,кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентомкоторых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продуктывзаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, асверхпроводящие при низких температурах сплавы — на основе интерметаллидов,образуемых ниобием с оловом и др.

  2. Общаяхарактеристика металлов.
    Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях толькоположительные степени окисления, и в простых веществах которые имеютметаллические связи. Металлическая кристаллическая решетка — решетка, образованнаянейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободнымиэлектронами./> У металлов в узлахкристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны,отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов.Такая связь называется металлической.                                Дляметаллов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск,твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества.Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:
    Аg Сu Аu Аl МgZn Fе РЬ Hg
    Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металловв земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия— 2,3%; магния — 2,3%; калия — 2,1%; титана — 0,56%.
    Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, —0,12%.
    В природе металлы встречаются в различном виде:
    — в самородном состоянии: серебро, золото, платина, медь, иногда ртуть
    — в виде оксидов: магнетит Fe3O4, гематит Fe2О3и др.
    — в виде смешанных оксидов: каолин Аl2O3 • 2SiO2• 2Н2О, алунит (Na,K)2O • АlО3 • 2SiO2и др.
    — различных солей:
    сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
    хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl2• 6Н2О, сульфатов: барит ВаSO4, ангидрид Са8О4фосфатов: апатит Са3(РО4)2, карбонатов: мел,мрамор СаСО3, магнезит МgСО3.
    Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит всостав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковыеруды, ниобий и тантал — в оловянные.
    Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан,германий, ванадий.
    Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, FrОбщаяхарактеристика:                                                                                                                                 К элементам главной подгруппы I-ойгруппы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принятоназывать щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.Эти металлы всвоих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнениеэлектронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурациюможно в общем виде обозначить так: ns1, где n — номер периода, вкотором находится металл.                          Плотность, температураплавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий — золотисто-желтый.Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Csсамопроизвольно загораются на воздухе.
    Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность поПолингу атомов элементов IA группы.
    При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом(кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуруплавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая вбурную реакцию:
    2 Me + 2 H2O = 2 MeOH + H2­.
    Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят,что атомы щелочных металлов «стремятся отдавать свой валентный электрон,чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа». Это несовсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его вположительно заряженный ион:
    Me — e + ПИ = Me+
    необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации).При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е.способность к химическому взаимодействию — увеличивается. И уж совсемнеожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов:изолированные атомы щелочных металлов «с удовольствием», т.е. свыделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:
    Me + e = Me- + СЭ.
    Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомовщелочных металлов — это одно, а их поведение в молекулах, т.е. привзаимодействии с атомами других химических элементов — это качественно другаяситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярныеорбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместномпользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образованияионной связи.
    Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1.Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 — вмолекулах Ме2 и в металлическом состоянии и +1 — в соединениях (ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочныхметаллов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой ималой плотностью.
    Получение
    Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:
    2KCl = 2K+ + 2Cl-,
    катод 2K+ + 2e = 2K; анод 2Cl- -2e = Cl2.
    Температуры плавления хлоридов игидроксидов щелочных металлов, oС
    Анион Li Na K Rb Cs Cl-
    610 801 776 723 645 OH-
    473 322 405 385 343 Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, онитермически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:
    4МеOH = 4Ме + 2H2O­ + O2­.
    Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения,можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов,карбонатов при высоких температурах:
    3Li2O +2Al />6Li­ + Al2O3,
    4NaCl + 3CaO + Si />4Na­ + 2CaCl2+ CaSiO3.
    Свойства: Щелочные металлы — очень сильные восстановители. Ониэнергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурновзаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металлапросто Ме) эти реакции будут выглядеть так:
    2Me + H2= 2MeH (гидриды),
    2Me + Г2 = 2MeГ (галогениды),
    2Me + S = Me2S (сульфиды),
    3Me + P = Me3P (фосфиды),
    6Me + N2 = 2Me3N (нитриды),
    2Me + 2H2O = 2MeOH + H2­.
    Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:
    MeH + H2O= MeOH + H2­,
    2MeH + O2 = 2 MeOH.
    Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:
    MeF + H2O = MeOH + HF.
    Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерномсинтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:
    TiCl4 + 4Na = Ti + 4NaCl.
    Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен приосушке органических растворителей. Сs применяется для изготовленияфотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химическихэлементов.
    Оксиды и пероксиды щелочныхметаллов
    Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общаяформула оксидов — Me2O, пероксидов — Me2O2.Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:
    Li2O, Na2O, Na2O2 (пероксид), K2O, K2O2 (пероксид), KO2 (надпероксид), KO3 (озонид), Rb2O, Rb2O2 (пероксид), RbO2 (надпероксид), Cs2O, Cs2O2 (пероксид), CsO2 (надпероксид). Литий не образует пероксидов, у Na — один пероксид, у K, Rb и Cs естьнадпероксиды типа MeO2, у калия известен озонид. Все это надоучитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:
    4 Li + O2/>2 Li2O,
    2 Na + O2/>Na2O2,
    K + O2 = KO2.
    Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:
    2МеO2/>Ме2O2+ О2­
    и пероксидов:
    Ме2O2 + 2Ме />2 Ме2O.
    Li2О обычно получают при нагревании его карбоната:
    Li2CO3/>Li2O+ CO2­.
    Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:
    Ме2O + H2O = 2МеOH.
    Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:
    Ме2O2 + 2 H2O= 2 МеOH + H2O2,
    2 МеO2 + 2 H2O = 2 МеOH + H2O2 + O2­,
    с кислотными оксидами и кислотами:
    Me2O + SO3= Me2SO4,
    Me2O + 2HNO3 = 2MeNO3 + H2O,
    Me2O2 + H2SO4 = Me2SO4+ H2O2,
    4MeO2 + 2CO2 = 2Me2CO3 + 3O2.
    Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:
    Me2O2+ 2FeSO4 + 2H2SO4 ®  Fe2(SO4)3+ Me2SO4 + 2H2O,
    но могут и сами окисляться:
    5Me2O2+ 2KMnO4 +8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Me2SO4+ K2SO4 + 8H2O + 5O2­ .
    Надпероксид калия поглощает СО2 и регенерирует кислород:
    4KO2 + 2H2O+ 2CO2 = 4KHCO3 + O2­.
    Гидроксиды
    Гидроксиды имеют общую формулу МеОН.
    Получение
    Гидроксиды получают с помощью обменных реакций из сульфатов и карбонатов:
    Me2SO4+ Ba(OH)2 = BaSO4? + 2 MeOH,
    Me2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3? + 2 MeOH,
    электролизом водных растворов хлоридов щелочных металлов:
    2 МеCl + 2 H2O = 2 МеOH +H2­ + Cl2­,
    катод: 2H+ + 2e = H2; анод: 2Cl- — 2e = Cl2.
    Свойства
    Галогениды щелочных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы — это самыесильные основания. Твердые щелочи очень гигроскопичны и это позволяетиспользовать их в качестве эффективных осушителей. Они энергичновзаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами и гидроксидами, смногоосновными кислотами могут давать кислые соли.
    2Al + 2 MeOH + 6 H2O= 2Me[Al(OH)4] + 3H2­,
    Cl2 + 2MeOH = MeCl + MeClO + H2O,
    MeOH + HCl = MeCl + H2O,
    NH4Cl + MeOH = MeCl + NH3­ + H2O,
    CuCl2 + 2MeOH = Cu(OH)2? + 2MeCl,
    NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O,
    2 MeOH + CO2 = Me2CO3 + H2O,
    2 MeOH + H2SO4 = Me2SO4 + 2 H2O.
    Натриевые соли очень широко используются вхимической промышленности, их применение рассматривается в соответствующихгруппах неметаллов.
    Калийные соли используют как удобрение и при получении стекла.
    Элементы главной IIA группы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Общая характеристикаК элементам главной IIA группы относятся Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. Историяоткрытия химических элементов группы IIA.
    Атомы металлов IIA подгруппы имеют валентную электронную конфигурацию ns2,где n — номер периода, в котором находится металл.
    Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществэлементов IIA группы.
    Как видно из табл. 13.2, металлы IIА группы относительно легкоплавки. Самымтугоплавким является Ве. Все эти металлы сравнительно легкие.
    Первый потенциал ионизации (ПИ1), сродство к электрону (СЭ) иэлектроотрицательность по Полингу атомов элементов группы IIA.
    Металлы от кальция до радия могут взаимодействовать с водой, даваягидроксиды, растворимые в воде (т.е. щелочи), поэтому их называютщелочноземельными:
    Me + 2 H2O = Me(OH)2+ H2­.
    Щелочноземельные металлы самые активные после щелочных металлов. Поэтомуиногда говорят, что атомы щелочноземельных металлов «стремятся отдаватьвалентные электроны, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертногогаза». Из данных табл. следует, что это не совсем так. Чтобы у атомаметалла отнять даже один электрон и превратить его в положительно заряженныйион
    Me — e + ПИ1 = Me+
    необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ1. Чтобы у ионаМе+ отнять еще один электрон, необходимо затратить еще большуюэнергию ПИ2:
    Me+ -e + ПИ2 =Ме2+.
    Эта большая, (по химическим масштабам) затрата энергии будет компенсированапрежде всего электростатическим взаимодействием с противоположно заряженнымиионами. При переходе от Be к Ra и ПИ1, и ПИ2 уменьшаются,и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию — увеличивается.                                                                                Типичные степени окисления элементов IIA группы в различных соединениях +2.
    Получение
    Be, Mg, Ca и Sr (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов:
    MeCl2 =Me2+ + 2Cl-,
    катод: Me2+ + 2e = Me; анод: 2Cl- -2e = Cl2,
    а Ва — электролизом его окислов.
    Используя относительно меньшую, чем у Al, С, Si, температуру кипения, можнополучать эти металлы восстановлением их из оксидов и фторидов при высокихтемпературах:
    4МеO + 2Al />Ме(AlO2)2+3Me­
    (Ме = Ca, Sr, Ba),
    MeO + C />CO + Me­,
    2MeO + CaO + Si />CaSiO3+ 2Me­,
    BeF2 + Mg = MgF2 + Be.
    Свойства
    Хранят Са, Sr, Ва под слоем керосина, так как при обычной температуре ониокисляются кислородом воздуха.
    Металлы IIA группы (Ме) — сильные восстановители. Они сравнительно легкореагируют с большинством неметаллов, разлагают воду (кроме Ве и Мg),растворяются в кислотах. В общем виде эти реакции будут выглядеть так:
    Me + H2/>MeH2(гидриды),
    Me + Г2/>MeГ2 (галогениды),
    Me + S />MeS(сульфиды),
    3Me + 2P />Me3P2(фосфиды),
    3Me + N2/>Me3N2(нитриды),
    Me + 2H2O = Me(OH)2 + H2­ (кроме Be и Mg),
    Ме + 2НГ = МеГ2 + Н2­.
    Гидриды металлов IIA группы реагируют с водой и кислородом:
    MeH2 + 2H2O= Me(OH)2 + 2H2­,
    MeH2 + O2 = Me(OH)2 (кроме Be и Mg).
    Галогениды (Г) Be и Mg сильно гидролизуются, давая оксосоли:
    MeГ2 + H2O = Me(OH)Г + HГ
    Mg и Ca применяют для получения Ti, U и редкоземельных металлов. Основнаямасса производимого Ве используется в атомной промышленности. Бериллиевыесплавы обладают высокой химической стойкостью. Магниевые сплавы используют вавиационной промышленности. Для осушки и очистки ряда веществ (CaCl2)и в других областях.
    Оксиды и пероксиды металлов IIAгруппы
    Атомы металлов IIA группы в соединениях двухвалентны. Поэтому общая формулаоксидов — MeO и пероксидов — MeO2 (ВеО2 — не получен).
    Получение
    Оксиды получают при нагревании:
    2Me + O2= 2 MeO,
    Me(OH)2/>MeO + H2O(Me = Be, Mg)
    MeCO3/>MeO + CO2­ (Me = Be, Mg,Ca, Sr)
    2Me(NO3)2/>2MeO + 4NO2­+ O2­
    Пероксиды получают по реакции нейтрализации Н2О2:
    Me(OH)2 +H2O2 = MeO2 + 2H2O (кроме BaO2),
    2BaO + O2/>2BaO2.
    Свойства
    Оксиды металлов IIA группы являются основными оксидами, а ВеО проявляетамфотерные свойства. Оксиды реагируют с водой:
    МеO + H2O = Ме(OH)2(кроме ВеО),
    легко растворяются в кислотах:
    MeO + 2HCl = MeCl2 + H2O,
    а ВеО взаимодействует и со щелочами:
    BeO + 2NaOH />Na2BeO2 + H2O,
    BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4],
    BeO + Na2CO3 = Na2BeO2 + CO2­.
    Пероксиды подвергаются сильному гидролизу:
    MeO2 + 2H2O =Me(OH)2 + H2O2,
    BaO2 + H2SO4 = BaSO4? + H2O2 (в лаборатории),
    легко разлагаются кислотами, даже очень слабыми:
    MeO2 + H2CO3= MeCO3 + H2O2.
    Пероксиды являются сильными окислителями:
    MeO2 +2NaI + 2H2O ® Me(OH)2 + 2NaOH + I2?,
    но могут и сами окисляться.
    Они реагируют с кислотными оксидами и кислотами:
    MeO + SO3= MeSO4,
    MeO + 2HNO3 = Me(NO3)2 + H2O.
    Гидроксиды
    Гидроксиды имеют общую формулу Ме(ОН)2.
    Получение
    Их получают взаимодействием оксидов Ca, Sr, Ba (Ме) с водой:
    MeO + H2O = Me(OH)2.
    Be(OH)2 и Mg(OH)2 получают с помощью обменных реакций:
    BeГ2 + 2NaOH = 2NaГ + Be(OH)2?.
    Свойства
    Гидроксиды щелочноземельных металлов в воде полностью диссоциируют на ионы.Они энергично взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами игидроксидами, с многоосновными кислотами могут давать кислые соли:
    Cl2 + Ca(OH)2 =Ca(ClO)Cl + H2O
    (хлорная известь),
    Me(OH)2 + 2HCl = MeCl2 + 2H2O,
    2NH4Cl + Me(OH)2 = MeCl2 + 2NH3­ + 2H2O,
    CuCl2 + Me(OH)2 = Cu(OH)2? + MeCl2,
    Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3? + 2H2O,
    Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3? + H2O,
    Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4? + 2 H2O.
    Все содинения бериллия и растворимые соли бария весьма токсичны.
    Известняк и известь применяют в сельскомхозяйстве для известкования почв с целью понижения ее кислотности и улучшенияструктуры. Гипс (CaSO4·2H2O) при нагревании превращаетсяв алебастр (CaSO4·0.5H2O).Они широко используются в строительном деле:.
    CaSO4·0,5H2O+ 1,5H2O = CaSO4·2H2O.
    Катионы кальция и магния обуславливают жесткостьводы. При кипячении воды бикарбонаты разлагаются:
    Ca(HCO3)2/>CaCO3? + H2O + CO2­
    и образуется накипь, что приводит к взрыву паровых катлов. Для борьбы скарбонатной жесткостью воду подвергают предварительному кипячению либообрабатывают гашеной известью. Некарбонатная жесткость воды устраняется спомощью соды.
    Ca2+ + CO32-= CaCO3?,
    Mg2+ + CO32- = MgCO3?.
    Наиболее эффективным способом борьбы с жесткостью воды является применениеионнообменныхсмол.                                                                                                                                    Важнейший строительный материал — цемент — это силикат и алюмосиликат кальция.
    Переходные металлы.Общаяхарактеристика.Переходные элементы расположены в Периодической системе в рядах с 4 по 7. Тепереходные элементы, символы которых расположены в самой таблице, называют d-переходнымиэлементами, а те элементы, символы которых расположены в низу таблицы, называютлантаноидами и актиноидами или f-переходными элементами. Отстановимся наполучении и свойствах соединений элементов Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, и Ag. Историяоткрытия этих элементов.
    Все эти элементы в свободном состоянии — металлы. На внешней электроннойоболочке, номер которой совпадает с номером периода, расположены, как правило,два электрона. С ростом заряда ядра (при переходе в ряду слева на право)происходит заполнение d-орбиталей предыдущего электронного слоя. Несмотря нато, что d- и f-электроны расположены во внутреннем электронном слое, они вмомент заполнения электронной оболочки могут как валентные электроны участвоватьв образовании химической связи.
    Электронные конфигурации атомов переходных элементов:
    Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
    Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
    Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
    Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
    Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
    Ag 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s1
    При заполнении электронной оболочки у атома хрома правило Клечковского(минимум энергии атома определяется минимумом суммы квантовых чисел n+l)конкурирует с правилом Хунда (минимуму энергии отвечает максимальный суммарныйспин электронов у атома). У Cr победило правило Хунда.
    У Zn полностью завершена электронная оболочка внутренних электронных слоев,а на s-подуровне внешнего электронного слоя находятся два электрона, поэтомуцинк проявляет в соединениях только одну степень окисления: +2. Незавершенностьd-подуровня и один электрон на внешнем s-подуровне указывают на способностьхимического элемента проявлять в соединениях несколько степеней окисления.
    Хром и его соединенияХром — серебристо-белый с голубоватым оттенком металл, встречается в природев виде хромита железа Fe(CrO2)2 и хромата свинца PbCrO4.
    Получение
    Хром получают восстановлением:
    Fe(CrO2)2 + 4C= Fe + 2Cr + 4CO­,
    K2Cr2O7 + 2C = Cr2O3 + K2CO3+ CO­,
    Cr2O3 + 2Al = 2Cr + Al2O3.
    Свойства
    Реагирует с неметаллами: галогенами, кислородом и т.д.:
    2Cr + 3Г2 = 2CrГ3,
    4Cr + 3O2 = 2Cr2O3.
    При высокой температуре хром реагирует с водой:
    2Cr + 3H2O = Cr2O3+ 3H2­,
    растворяется в кислотах:
    Cr + H2SO4 =CrSO4 + H2­
    (без доступа воздуха).
    Хром не растворяется в концентрированных серной и азотных кислотах на холоде(пассивируется), но растворяется в них при нагревании:
    2Cr + 6H2SO4(конц) = Cr2(SO4)3+ 3SO2­+ 6H2O.
    Применение
    Хром используется для получения нержавеющих сталей и различных сплавов,применяется для хромирования изделий.
    Соединения хрома со степеньюокисления />+2
    Получение
    Эти содеинения получают растворением хрома в кислотах без доступа воздуха:
    Cr + 2HCl = CrCl2 + H2­ (голубой раствор),
    2CrCl3 + H2 = 2CrCl2 + 2HCl,
    Cr + CH3COOH = Cr(CH3COO)2 + H2­ .
    Свойства
    Cr(CH3COO)2+ 2NaOH = 2CH3COONa + Cr(OH)2? .
    Степень окисления: +2 очень />неустойчивая идаже кислород воздуха окисляет Cr+2 до Cr+3:
    4Cr(OH)2 + O2 +2H2O = 4Cr(OH)3
    (зелено-голубоватый осадок).
    При нагревании Cr(OH)2 разлагается.
    Соединения хрома со степеньюокисления />+3
    Они напоминают по свойствам соединения Al+3.
    Оксид
    Оксид получают:
    4Cr + 3O2= 2Cr2O3,
    (NH4)2Cr2O7/>Cr2O3+ N2­ + 4H2O­.
    Оксид хрома (III) малорастворим и воде и в кислотах. Отвечающий ему />гидрооксид обладает амфотерными свойствами:
    Cr2(SO4)3+ 6КOH = 2Cr(OH)3? + 3К2SO4
    (зеленоватый осадок).
    Cr(OH)3 растворяется в избытке щелочи:
    Cr(OH)3 +NaOH = Na[Cr(OH)4],
    И в кислотах:
    Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3+ 3H2O.
    При прокаливании Сr(OH)3 разлагается:
    2Сr(OH)3/>Cr2O3+ 3H2O.
    При сплавлении Сr2O3 со щелочами или карбонатамиполучают метахромиты:
    Сr2O3+ 2КOH = 2КCrO2 + H2O­ ,
    Сr2O3 + К2CO3 = 2КCrO2 + CO2­.
    Галогениды
    Галогениды получают:
    2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3,
    Cr2O3 + 3Cl2 + 3C = 2CrCl3 + 3CO­.
    2CrCl3(тв) + 3H2S(газ)/>Cr2S3+ 6HCl­                                                                                                               2CrCl3 + 3Na2S + 6H2O = 2Cr(OH)3 +3H2S + 6NaCl ,
    CrCl3 + NH3/>CrN + 3HCl­ ,
    2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4+ 6KCl + 8H2O.
    CrCl3 + 3NaHCO3 = Cr(OH)3 + 3CO2+ 3NaCl
    Соединения хрома со степеньюокисления />+6
    В этих соединениях по свойствам хром напоминает S+6.
    Кислотный оксид CrO3 получаютразложением дихромовой кислоты:
    K2Cr2O7+ H2SO4(конц) = 2CrO3 + K2SO4 + H2O.
    Свойства
    Свойства галогенидов передают реакций:
    CrO3 является ангидридом хромовой и дихромовой кислот, хорошорастворим в воде:
    CrO3 + H2O= H2CrO4,
    H2CrO4 + CrO3 = H2Cr2O7.
    В кислой среде существуют дихроматы:
    2K2CrO4 + H2SO4 =
    K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O,
    желтый оранжевый а в щелочной — хроматы:
    K2Cr2O7 + 2KOH =
    2K2CrO4 + H2O.
    оранжевый                желтый В кислой среде Cr+6 сильный окислитель:
    K2Cr2O7+ 14HCl = 2CrCl3 + 2KCl + 3Cl2­+ 7H2O.
    6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4= 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3+ K2SO4 + 7H2O
    в нейтральной среде:
    K2Cr2O7+ 3(NH4)2S + H2O =  2Cr(OH)3 ?+ 3S ?+ 6NH3­+ 2KOH.
    Бихромат калия используется как окислитель.
    Железо и его соединенияЖелезо встречается в природе в виде минералов: Fe3O4 — магнитный железняк, Fe2O3 — красный железняк, Fe2O3·H2O — бурый железняк,FeS2 — пирит.
    Получение: Восстановлением оксидов при высокой температуре спомощью окиси углерода, кокса, водорода:
    3Fe2O3+ CO = 2Fe3O4 + CO2­,
    Fe3O4 + CO = 3FeO + CO2­,
    FeO + C = Fe + CO­,
    Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O.
    Свойства: Для железа наиболее характерной степенью окисленияявляется +3, возможна и +2, мало встречается +6. В ряду активностей металловжелезо стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:
    Fe + 2HCl = FeCl2 + H2­.
    При нагревании железо растворяется в кислотах — сильных окислителях. Привысокой температуре (8000С) железо разлагает воду (промышленныйспособ получения водорода):                                             3Fe +4H2O = Fe3O4 + 4H2­ .
    Железо реагирует с активными неметаллами:
    2Fe + 3Cl2= 2FeCl3,
    Fe + S = FeS.
    На воздухе в присутствии паров воды и углекислого газа происходит ржавлениежелеза:
    Fe + 1/2 O2+ H2O + 2 CO2 = Fe(HCO3)2,
    Fe(HCO3)2 + 2 H2O = Fe(OH)2 + 2H2O+ 2CO2,
    2Fe(OH)2 + 1/2 O2 + H2O = 2Fe(OH)3.
    Железо вытесняет менее активные металлы из растворов их солей:
    CuCl2 + Fe = FeCl2+ Cu? .
    Кислородные соединения железа
    Некоторые способы получения оксидов:
    FeC2O4/>FeO + CO2­ + CO­
    3Fe + O2 = Fe3O4
    2Fe(OH)3/>Fe2O3 + 3H2O
    Оксиды FeO и Fe2O3 не растворяются в воде, норастворяются в кислотах:
    FeO + 2HCl = FeCl2+ H2O,
    Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O.
    Отвечающие оксидам железа гидроксидыполучают, действуя щелочами на соли железа:
    FeCl2 + 2NaOH =
    Fe(OH)2? + 2NaCl
    белый FeCl3 + 3NaOH =
    Fe(OH)3? + 3NaCl
    коричневый FeCl3 +3NaHCO3 = Fe(OH)3 + 3CO2 + 3NaCl
    Соли двухвалентного железалегко окисляются кислородом воздуха
    4FeSO4 +2H2O + O2 = 4Fe(OH)SO4,
    и другими окислителями:
    6FeSO4 +K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3+ Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
    Получение и свойства карбонатов железа:
    FeCl2+ 2NaHCO3 = FeCO3 + H2O + CO2+2NaCl                                                                                           FeCO3+ H2O + CO2 = Fe(HCO3)2,
    FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S­.
    При сильном нагревании соли разлагаются:
    Fe2(SO4)3® Fe2O3 + 3SO3­.
    />Соли железа (III) реагируют ссильными восстановителями:
    2FeCl3 +2KI = 2FeCl2 + 2KCl + I2                                                                                                                 2FeCl3 + 3Na2S= 2FeS + S + 2KCl + 6NaCl
    Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+:
    FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3+ 3KCl
    (вишневый цвет раствора)
    Комплексные соединенияжелеза:
    Fe(CN)2 + 4KCN =
    K4[Fe(CN)6]
    гексоцианоферрат (II) калия  желтая кровяная соль Fe(CN)3 + 3KCN =
    K3[Fe(CN)6]
    гексоцианоферрат (III) калия  красная кровяная соль Эти соли являются реактивами на Fe2+ и Fe3+:
    3K4[Fe(CN)6] + 4FeCl3 =
    Fe4[Fe(CN)6]3? + 12KCl
    берлинская лазурь 2K3[Fe(CN)6] + 3FeCl2 =
    Fe3[Fe(CN)6]2? + 6KCl
    турнбулева синь Применение: Широко используются в промышленности сплавы железас углеродом (стали, чугуны). На основе Fe2O3 получаютсяферриты, важнейшие магнитные материалы для современной техники. Железоиспользуется как катализатор во многих химических производствах. Оно входит всостав ферментов, катализирующих различные биохимические реакции.
    Цинк и его соединенияЦинк — серебристо-серый металл, встречается в природе только в связанном состоянии:ZnS — цинковая обманка, ZnCO3 — цинковыйшпат.
    Получение. Цинк можно получить по реакциям:
    2ZnS + 3O2= 2ZnO + 2SO2­,
    ZnCO3/>ZnO + CO2­,
    ZnO +C />Zn + CO­,
    ZnO + CO />Zn + CO2­,
    ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O,
    электролизом ZnSO4.
    Свойства
    Для цинка характерна только одна степень окисления +2. Цинк растворяется какв кислотах, так и в щелочах, вытесняя водород:
    Zn + 2 HCl =ZnCl2 + H2­,
    Реакция цинка с соляной кислотой ускорятся в присутствии солей меди и замедляетсяв присутствии солей ртути:
    Zn + 2NaOH +2H2O= Na2[Zn(OH)4] + H2­.
    Цинк растворяется в кислотах — сильных окислителях:
    4Zn + 10HNO3(разб) =
    = 4Zn(NO3)2 + 3H2O + NH4NO3,
    Zn + 4HNO3(конц) = Zn(NO3)2 + 2H2O + 2NO2­ ,
    Zn + 2H2SO4(конц) = ZnSO4 + 2H2O + SO2­.
    Кислородные соединения цинка
    Оксидцинкаполучают:                                                                                                                                           2Zn + O2 = 2ZnO,
    ZnCO3/>ZnO + CO2­.
    Оксид цинка амфотерен и растворяется как в кислотах, так и в щелочах:
    ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O,
    ZnO + 2KOH + H2O = K2[Zn(OH)4].
    В воде ZnO не растворим, и гидроксидцинка получают из его солей:
    ZnCl2 +2KOH = Zn(OH)2 +2KCl.
    Гидроксид цинка обладает амфотерными свойствами и растворяется как вкислотах, так и в щелочах.
    Сульфид цинка:
    Zn + S = ZnS,
    BаS + ZnSO4 = BaSO4?+ ZnS,
    ZnS + 2O2 = ZnSO4.
    Применение: Zn используется для изготовления оцинкованногожелеза, для получения сплавов (латуни).
    Медь и ее соединения Медь обладает высокой тепло- и электропроводностью. Медь встречается вприроде в самородном виде и в виде соединений: CuS?·FeS — медный колчадан, Cu2S — медный блеск,CuCO3·Cu(OH)2 — малахит.
    Получение
    Медь получают вытеснением из ее солей:
    CuCl2 + Fe = FeCl2+ Cu?,.
    CuCl2 + Zn = ZnCl2 + Cu?
    обжигом природных минералов:
    3Cu2S + 3O2 =6Cu + 3SO2­ .
    Получаемую таким образом черновую медь, очищают, подвергая электролизу.
    Свойства
    Для меди наиболее характерной степенью окисления является +2, хотя возможнысоединения со степенью окисления +1 и, в исключительных случаях, +3.
    В ряду активности металлов медь стоит правее водорода, поэтому растворяетсятолько в кислотах — сильных окислителях.
    3Cu + 8HNO3(разб) = 3Cu(NO3)2 +2NO­+ 4H2O,
    Cu + 4HNO3(конц) = Cu(NO3)2 + 2NO2­+ 2H2O,
    Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2­+ 2H2O.
    Реагирует с галогенами (Г = F, Cl, Br):
    Cu + Г2 = CuГ2,
    2CuCl2 + 4KI = 2CuI? + I2 + 4KCl,
    CuCl2 + Cu />2CuCl.
    Галогениды меди с аммиаком дают растворимые комплексныесоединения:
    CuCl + 2NH3=[Cu(NH3)2]Cl,
    CuCl2 + 2NH3 =[Cu(NH3)2]Cl2.
    Кислородные />соединения меди
    Оксиды меди и солиможно получить:
    2Cu + O2= 2CuO,
    Cu(OH)2/>CuO + H2O,
    CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O.
    Ионы меди в растворе существуют в виде комплексов [Cu(H2O)6]2+,которые придают растворам солей меди сине-голубую окраску:
    CuSO4 + 2KOH = K2SO4+ Cu(OH)2? ,
    Cu(OH)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2
    (реактив Швейцера),
    2CuCl + 2KOH = Cu2O? +2KCl + H2O,
    2Cu2O + O2 + 4H2O = 4Cu(OH)2,
    Cu2O + H2SO4 = CuSO4 + Cu? + H2O.
    Сульфид меди не растворим в обычных кислотах
    CuSO4 + H2S= CuS? + H2SO4                                                                                                             CuSO4 + Na2S = CuS? + Na2SO4,
    во влажном воздухе легко окисляется:
    CuS + 2O2 = СuSO4.
    Карбонат меди не растворим в воде, но из-за гидролиза он не может бытьполучен при сливании водных растворов соды и хлорида меди:
    CuCl2 +2NaHCO3 = Cu(OH)2 + 2CO2 + 2NaCl
    Медь стоит левее ртути в ряду активности металлов, поэтому она вытесняетртуть из растворов ее солей:
    Cu + Hg(NO3)2= Cu(NO3)2 + Hg
    Применение
    Медь используется в электротехнике, для изготовления химических аппаратов иполучения различных сплавов с оловом (бронзы), цинком (латунь), никелем,марганцем.

  3. Реферат по теме: «Металлы. Свойства металлов.»
    студента группы ТО-09-9
    ППК им. Н.Г. Славянова
    Калашникова Александра.
    Учитель:
    Смирнова Л.С.
    Ноябрь 2009
    Пермь
    Содержание.
    1. Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе. Группы металлов………………2
    2. Физические свойства металлов………………………………3
    3. Химические свойства металлов……………………………..5
    4. Коррозия металлов………………………………………………….6
    5. Понятие о сплавах………………………………………………….7
    6. Способы получения металлов………………………………..8
    7. Список использованной литературы…………………….10
    I . Строение атомов металлов. Положение металлов в периодической системе. Группы металлов.
    В настоящее время известно 105 химических элементов, большинство из них — металлы. Последние весьма распространены в природе и встречаются в виде различных соединений в недрах земли, водах рек, озер, морей, океанов, составе тел животных, растений и даже в атмосфере.
    По своим свойствам металлы резко отличаются от неметаллов. Впервые это различие металлов и неметаллов определил М. В. Ломоносов. «Металлы, — писал он, — тела твердые, ковкие блестящие».
    Причисляя тот или иной элемент к разряду металлов, мы имеем в виду наличие у него определенного комплекса свойств:
    1. Плотная кристаллическая структура.
    2. Характерный металлический блеск.
    3. Высокая теплопроводность и электрическая проводимость.
    4. Уменьшение электрической проводимости с ростом температуры.
    5. Низкие значения потенциала ионизации, т.е. способность легко отдавать электроны.
    6. Ковкость и тягучесть.
    7. Способность к образованию сплавов.
    Все металлы и сплавы, применяемые в настоящее время в технике, можно разделить на две основные группы. К первой из них относят черные металлы — железо и все его сплавы, в которых оно составляет основную часть. Этими сплавами являются чугуны и стали. В технике часто используют так называемые легированные стали. К ним относятся стали, содержащие хром, никель, вольфрам, молибден, ванадий, кобальт, титан и другие металлы. Иногда в легированные стали входят 5-6 различных металлов. Методом легирования получают различные ценные стали, обладающие в одних случаях повышенной прочностью, в других — высокой сопротивляемостью к истиранию, в третьих — коррозионной устойчивостью, т.е. способностью не разрушаться под действием внешней среды.
    Ко второй группе относят цветные металлы и их сплавы. Они получили такое название потому, что имеют различную окраску. Например, медь светло-красная, никель, олово, серебро — белые, свинец — голубовато-белый, золото -желтое. Из сплавов в практике нашли большое применение: бронза — сплав меди с оловом и другими металлами, латунь — сплав меди с цинком, баббит — сплав олова с сурьмой и медью и др.
    Это деление на черные и цветные металлы условно.
    Наряду с черными и цветными металлами выделяют еще группу благородных металлов: серебро, золото, платину, рутений и некоторые другие. Они названы так потому, что практически не окисляются на воздухе даже при повышенной температуре и не разрушаются при действии на них растворов кислот и щелочей
    .
    II. Физические свойства металлов.
    С внешней стороны металлы, как известно, характеризуются прежде всего особым «металлическим» блеском, который обусловливается их способностью сильно отражать лучи света. Однако этот блеск наблюдается обыкновенно только в том случае, когда металл образует сплошную компактную массу. Правда, магний и алюминий сохраняют свой блеск, даже будучи превращенными в порошок, но большинство металлов в мелкораздробленном виде имеет черный или темно-серый цвет. Затем типичные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, причем по способности проводить тепло и ток располагаются в одном и том же порядке: лучшие проводники — серебро и медь, худшие — свинец и ртуть. С повышением температуры электропроводность падает, при понижении температуры, наоборот, увеличивается.
    Очень важным свойством металлов является их сравнительно легкая механическая деформируемость. Металлы пластичны, они хорошо куются, вытягиваются в проволоку, прокатываются в листы и т.п.
    Характерные физические свойства металлов находятся в связи с особенностями их внутренней структуры. Согласно современным воззрениям, кристаллы металлов состоят из положительно заряженных ионов и свободных электронов, отщепившихся от соответствующих атомов. Весь кристалл можно себе представить в виде пространственной решетки, узлы которой заняты ионами, а в промежутках между ионами находятся легкоподвижные электроны. Эти электроны постоянно переходят от одних атомов к другим и вращаются вокруг ядра то одного, то другого атома. Так как электроны не связаны с определенными ионами, то уже под влиянием небольшой разности потенциалов они начинают перемещаться в определенном направлении, т.е. возникает электрический ток.
    Наличием свободных электронов обусловливается и высокая теплопроводность металлов. Находясь в непрерывном движении, электроны постоянно сталкиваются с ионами и обмениваются с ними энергией. Поэтому колебания ионов, усилившиеся в данной части металла вследствие нагревания, сейчас же передаются соседним ионам, от них — следующим и т.д., и тепловое состояние металла быстро выравнивается; вся масса металла принимает одинаковую температуру.
    По плотности металлы условно подразделяются на две большие группы: легкие металлы, плотность которых не больше 5 г/см3, и тяжелые металлы — все остальные. Плотность, а также температуры плавления некоторых металлов приведены в таблице №1.
    Таблица №1
    Плотность и температура плавления некоторых металлов.
    Название Атомный вес Плотность,
    г/см3
    Температура плавления, C Легкие металлы. Литий 6,939 0,534 179 Калий 39,102 0,86 63,6 Натрий 22,9898 0,97 97,8 Кальций 40,08 1,55 850 Магний 24,305 1,74 651 Цезий 132,905 1,90 28,5 Алюминий 26,9815 2,702 660,1 Барий 137,34 3,5 710 Тяжелые металлы Цинк 65,37 7,14 419 Хром 51,996 7,16 1875 Марганец 54,9380 7,44 1244 Олово 118,69 7,28 231,9 Железо 55,847 7,86 1539 Кадмий 112,40 8,65 321 Никель 58,71 8,90 1453 Медь 63,546 8,92 1083 Висмут 208,980 9,80 271,3 Серебро 107,868 10,5 960,8 Свинец 207,19 11,344 327,3 Ртуть 200,59 13,546 -38,87 Вольфрам 183,85 19,3 3380 Золото 196,967 19,3 1063 Платина 195,09 21,45 1769 Осмий 190,2 22,5 2700 Частицы металлов, находящихся в твердом и жидком состоянии, связаны особым типом химической связи — так называемой металлической связью. Она определяется одновременным наличием обычных ковалентных связей между нейтральными атомами и кулоновским притяжением между ионами и свободными электронами. Таким образом, металлическая связь является свойством не отдельных частиц, а их агрегатов.
    III. Химические свойства металлов.
    Основным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать свои валентные электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Типичные металлы никогда не присоединяют электронов; их ионы всегда заряжены положительно.
    Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, типичные металлы являются энергичными восстановителями.
    Способность к отдаче электронов проявляется у отдельных металлов далеко не в одинаковой степени. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее, тем энергичнее вступает во взаимодействие с другими веществами.
    Опустим кусочек цинка в раствор какой-нибудь свинцовой соли. Цинк начинает растворяться, а из раствора выделяется свинец. Реакция выражается уравнением:
    Zn + Pb(NO3 )2 = Pb + Zn(NO3 )2
    Из уравнения следует, что эта реакция является типичной реакцией окисления-восстановления. Сущность ее сводится к тому, что атомы цинка отдают свои валентные электроны ионам двухвалентного свинца, тем самым превращаясь в ионы цинка, а ионы свинца восстанавливаются и выделяются в виде металлического свинца. Если поступить наоборот, то есть погрузить кусочек свинца в раствор цинковой соли, то никакой реакции не произойдет. Это показывает, что цинк более активен, чем свинец, что его атомы легче отдают, а ионы труднее присоединяют электроны, чем атомы и ионы свинца.
    Вытеснение одних металлов из их соединений другими металлами впервые было подробно изучено русским ученым Бекетовым, расположившим металлы по их убывающей химической активности в так называемый «вытеснительный ряд». В настоящее время вытеснительный ряд Бекетова носит название ряда напряжений.
    Металлы, расположенныевпорядкевозрастанияихстандартныхэлектродныхпотенциалов, иобразуютэлектрохимическийряднапряженийметаллов: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
    Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:
    1. Чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.
    2. Каждый металл способен вытеснять(восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него.
    3. Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, то есть находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.
    Необходимо отметить, что представленный ряд характеризует поведение металлов и их солей только в водных растворах и при комнатной температуре. Кроме того, нужно иметь ввиду, что высокая электрохимическая активность металлов не всегда означает его высокую химическую активность. Например, ряд напряжений начинается литием, тогда как более активные в химическом отношении рубидий и калий находятся правее лития. Это связано с исключительно высокой энергией процесса гидратации ионов лития по сравнению с ионами других щелочных металлов.
    IV. Коррозия металлов.
    Почти все металлы, приходя в соприкосновение с окружающей их газообразной или жидкой средой, более или менее быстро подвергаются с поверхности разрушению. Причиной его является химическое взаимодействие металлов с находящимися в воздухе газами, а также водой и растворенными в ней веществами.
    Всякий процесс химического разрушения металлов под действием окружающей среды называют коррозией.
    Проще всего протекает коррозия при соприкосновении металлов с газами. На поверхности металла образуются соответствующие соединения: оксиды, сернистые соединения, основные соли угольной кислоты, которые нередко покрывают поверхность плотным слоем, защищающим металл от дальнейшего воздействия тех же газов.
    Иначе обстоит дело при соприкосновении металла с жидкой средой — водой и растворенными в ней веществами. Образующиеся при этом соединения могут растворяться, благодаря чему коррозия распространяется дальше вглубь металла. Кроме того, вода, содержащая растворенные вещества, является проводником электрического тока, вследствие чего постоянно возникают электрохимические процессы, которые являются одним из главных факторов, обуславливающих и ускоряющих коррозию.
    Чистые металлы в большинстве случаев почти не подвергаются коррозии. Даже такой металл, как железо, в совершенно чистом виде почти не ржавеет. Но обыкновенные технические металлы всегда содержат различные примеси, что создает благоприятные условия для коррозии.
    Убытки, причиняемые коррозией металлов, огромны. Вычислено, например, что вследствие коррозии ежегодно гибнет такое количество стали, которое равно приблизительно четверти всей мировой добычи его за год. Поэтому изучению процессов коррозии и отысканию наилучших средств ее предотвращения уделяется очень много внимания.
    Способы борьбы с коррозией чрезвычайно разнообразны. Наиболее простой из них заключается в защите поверхности металла от непосредственного соприкосновения с окружающей средой путем покрытия масляной краской, лаком, эмалью или, наконец, тонким слоем другого металла. Особый интерес с теоретической точки зрения представляет покрытие одного металла другим.
    К ним относятся: катодное покрытие, когда защищающий металл стоит в ряду напряжений правее защищающего (типичным примером может служить луженая, то есть покрытая оловом, сталь); анодное покрытие, например, покрытие стали цинком.
    Для защиты от коррозии целесообразно покрывать поверхность металла слоем более активного металла, чем слоем менее активного. Однако другие соображения нередко заставляют применять также покрытия из менее активных металлов.
    На практике чаще всего приходится принимать меры к защите стали как металла, особенно подверженного коррозии. Кроме цинка, из более активных металлов для этой цели иногда применяют кадмий, действующий подобно цинку. Из менее активных металлов для покрытия стали чаще всего используют олово, медь, никель.
    Покрытые никелем стальные изделия имеют красивый вид, чем объясняется широкое распространение никелирования. При повреждении слоя никеля коррозия проходит менее интенсивно, чем при повреждении слоя меди (или олова), так как разность потенциалов для пары никель-железо гораздо меньше, чем для пары медь-железо.
    Из других способов борьбы с коррозией существует еще способ протекторов, заключающийся в том, что защищаемый металлический объект приводится в контакт с большой поверхностью более активного металла. Так, в паровые котлы вводят листы цинка, находящиеся в контакте со стенками котла и образующие с ними гальваническую пару.
    V. Понятие о сплавах.
    Характерной особенностью металлов является их способность образовывать друг с другом или с неметаллами сплавы. Чтобы получить сплав, смесь металлов обычно подвергают плавлению, а затем охлаждают с различной скоростью, которая определяется природой компонентов и изменением характера их взаимодействия в зависимости от температуры. Иногда сплавы получают спеканием тонких порошков металлов, не прибегая к плавлению (порошковая металлургия). Итак сплавы — это продукты химического взаимодействия металлов.
    Кристаллическая структура сплавов во многом подобна чистым металлам, которые, взаимодействуя друг с другом при плавлении и последующей кристаллизации, образуют: а) химические соединения, называемые интерметаллидами; б) твердые растворы; в) механическую смесь кристаллов компонентов.
    Тот или иной тип взаимодействия определяется соотношением энергии взаимодействия разнородных и однородных частиц системы, то есть соотношением энергий взаимодействия атомов в чистых металлах и сплавах.
    Современная техника использует огромное число сплавов, причем в подавляющем большинстве случаев они состоят не из двух, а из трех, четырех и большего числа металлов. Интересно, что свойства сплавов часто резко отличаются от свойств индивидуальных металлов, которыми они образованы. Так, сплав, содержащий 50% висмута, 25% свинца, 12,5% олова и 12,5% кадмия, плавится всего при 60,5 градусах Цельсия, в то время как компоненты сплава имеют соответственно температуры плавления 271, 327, 232 и 321 градус Цельсия. Твердость оловянной бронзы (90% меди и 10% олова) втрое больше, чем у чистой меди, а коэффициент линейного расширения сплавов железа и никеля в 10 раз меньше, чем у чистых компонентов.
    Однако некоторые примеси ухудшают качество металлов и сплавов. Известно, например, что чугун (сплав железа и углерода) не обладает той прочностью и твердостью, которые характерны для стали. Помимо углерода, на свойства стали влияют добавки серы и фосфора, увеличивающие ее хрупкость.
    Среди свойств сплавов наиболее важными для практического применения являются жаропрочность, коррозионная стойкость, механическая прочность и др. Для авиации большое значение имеют легкие сплавы на основе магния, титана или алюминия, для металлообрабатывающей промышленности — специальные сплавы, содержащие вольфрам, кобальт, никель. В электронной технике применяют сплавы, основным компонентом которых является медь. Сверхмощные магниты удалось получить, используя продукты взаимодействия кобальта, самария и других редкоземельных элементов, а сверхпроводящие при низких температурах сплавы — на основе интерметаллидов, образуемых ниобием с оловом и др.
    VI . Способы получения металлов.
    Огромное большинство металлов находится в природе в виде соединений с другими элементами.
    Только немногие металлы встречаются в свободном состоянии, и тогда они называются самородными. Золото и платина встречаются почти исключительно в самородном виде, серебро и медь — отчасти в самородном виде; иногда попадаются также самородные ртуть, олово и некоторые другие металлы.
    Добывание золота и платины производится или посредством механического отделения их от той породы, в которой они заключены, например промывкой воды, или путем извлечения их из породы различными реагентами с последующим выделением металла из раствора. Все остальные металлы добываются химической переработкой их природных соединений.
    Минералы и горные породы, содержащие соединения металлов и пригодные для получения этих металлов заводским путем, носят название руд. Главными рудами являются оксиды, сульфиды и карбонаты металлов.
    Важнейший способ получения металлов из руд основан на восстановлении их оксидов углем.
    Если, например, смешать красную медную руду (куприт) Cu2 O с углем и подвергнуть сильному накаливанию, то уголь, восстанавливая медь, превратится в оксид углерода(II), а медь выделится в расплавленном состоянии:
    Cu2 O + C = 2Cu + CO
    Подобным же образом производится выплавка чугуна их железных руд, получение олова из оловянного камня SnO2 и восстановление других металлов из оксидов.
    При переработке сернистых руд сначала переводят сернистые соединения в кислородные путем обжигания в особых печах, а затем уже восстанавливают полученные оксиды углем. Например:
    2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
    ZnO + C = Zn + CO
    В тех случаях, когда руда представляет собой соль угольной кислоты, ее можно непосредственно восстанавливать углем, как и оксиды, так как при нагревании карбонаты распадаются на оксид металла и двуокись углерода. Например:
    ZnCO3 = ZnO + CO2
    Обычно руды, кроме химического соединения данного металла, содержат еще много примесей в виде песка, глины, известняка, которые очень трудно плавятся. Чтобы облегчить выплавку металла, к руде примешивают различные вещества, образующие с примесями легкоплавкие соединения — шлаки. Такие вещества называются флюсами. Если примесь состоит из известняка, то в качестве флюса употребляют песок, образующий с известняком силикат кальция. Наоборот, в случае большого количества песка флюсом служит известняк.
    Во многих рудах количество примесей (пустой породы) так велико, что непосредственная выплавка металлов из этих руд является экономически невыгодной. Такие руды предварительно «обогащают», то есть удаляют из них часть примесей. Особенно широким распространением пользуется флотационный способ обогащения руд (флотация), основанный на различной смачиваемости чистой руды и пустой породы.
    Техника флотационного способа очень проста и в основном сводится к следующему. Руду, состоящую, например, из сернистого металла и силикатной пустой породы, тонко измельчают и заливают в больших чанах водой. К воде прибавляют какое-нибудь малополярное органическое вещество, способствующее образованию устойчивой пены при взбалтывании воды, и небольшое количество специального реагента, так называемого «коллектора», который хорошо адсорбируется поверхностью флотируемого минерала и делает ее неспособной смачиваться водой. После этого через смесь снизу пропускают сильную струю воздуха, перемешивающую руду с водой и прибавленными веществами, причем пузырьки воздуха окружаются тонкими масляными пленками и образуют пену. В процессе перемешивания частицы флотируемого минерала покрываются слоем адсорбированных молекул коллектора, прилипают к пузырькам продуваемого воздуха, поднимаются вместе с ними кверху и остаются в пене; частицы же пустой породы, смачивающиеся водой, оседают на дно. Пену собирают и отжимают, получая руду с значительно большим содержанием металла.
    Для восстановления некоторых металлов из их оксидов применяют вместо угля водород, кремний, алюминий, магний и другие элементы.
    Процесс восстановления металла из его оксида с помощью другого металла называется металлотермией. Если, в частности, в качестве восстановителя применяется алюминий, то процесс носит название алюминотермии.
    Очень важным способом получения металлов является также электролиз. Некоторые наиболее активные металлы получаются исключительно путем электролиза, так как все другие средства оказываются недостаточно энергичными для восстановления их ионов.
    Список использованной литературы.
    1. «Основы общей химии». Ю.Д.Третьяков, Ю.Г.Метлин. Москва «Просвещение» 1980 г.
    2. «Общая химия». Н.Л.Глинка. Издательство «Химия», Ленинградское отделение 1972 г.
    3. «Отчего и как разрушаются металлы». С.А.Балезин. Москва «Просвещение» 1976 г.
    4. «Пособие по химии для поступающих в вузы». Г.П.Хомченко. 1976 г.
    5. «Книга для чтения по неорганической химии».
    Часть 2. Составитель В.А.Крицман. Москва «Просвещение» 1984 г.
    6. «Химия и научно-технический прогресс». И.Н.Семенов, А.С.Максимов, А.А.Макареня. Москва «Просвещение» 1988г.

  4. Однажды, в один прекрасный день, на
    семинар IUPAC* приехали
    знатные высокообразованные господа с планеты
    ПСХЭ. Мистер Ли, мистер На, мистер Кa, мистер эР Би,
    мистер Си эС и мистер эФ эР.
    Все были так разодеты: кто-то пришел в
    керосиновой шубе, а кто-то – и в вазелиновой.
    Все щеголяли друг перед другом, и никто не желал
    раздеться.
    Не успели занять свои места, как вдруг
    неожиданно разгорелся между ними спор: кому
    тяжело живется в нынешних условиях, когда
    начался глобальный экономический кризис, а кому
    наоборот – созданы все условия для
    процветания.
    Мистер Ли упорно начал доказывать, что он
    обладает высоким потенциалом восстановления и
    не боится экономического кризиса, что среди
    присутствующих ему равных нет. «Я создал фирму
    под названием «Oksid», так что могу поделиться
    своим опытом», – говорил оратор.
    Такого поворота событий вряд ли кто из
    присутствующих ожидал. Все были возмущены
    поведением выскочки и хвастуна мистера Ли. В спор
    вмешался мистер На. Начал со слов, что его уважают
    не хуже мистера Ли, и он не позволит относиться к
    присутствующим неуважительно. «Замечу, что мой
    потенциал восстановления чуть больше, чем у
    некоторых “мистеров-премистеров”. У меня уже
    давно сложились с химическими элементами
    дружеские отношения. Чтобы не быть голословным,
    приведу пример. С господином Oxygenium мы создали
    корпорацию “Peroksid”».
    Из зала были слышны выкрики мистера Кa: «А мы… А
    мы… с господином Oxygenium успели преумножить
    наши отношения и создали более солидную
    корпорацию – “Nadperoksid”, так что у меня
    больше шансов выйти из кризиса, чем у всяк…» Но
    тут, не дав договорить, его прервал мистер эр Би:
    «По- думайте только, какие они “oksidцы-рeroksidцы”…»
    Но и этот господин не успел закончить свою речь. В
    спор вмешались мистер Си эС и мистер эФ эР.
    Обстановка в зале накалялась, ситуация
    обострилась, споры не затихали. У всех нервы были
    напряжены до предела, а сами спорщики докрасна
    накалены. Но никто из присутствующих не желал
    раздеться и даже сделать глоток воды, чтобы
    охладить пыл, т.к. все знали, чем это чревато для
    многих: кислород (О2) в воздухе, да еще и вода
    (H2O) в стакане – гиблое дело!!!
    Председательствующий на семинаре, видя, что
    спор становится неуправляемым и вряд ли его
    можно остановить цивилизованным способом, взял
    себя в руки и громко крикнул: «Всем молчать!!!»
    В зале установилась мертвая тишина. Даже можно
    было услышать полет мухи (если бы, конечно, она
    присутствовала в зале). У членов семинара отвисли
    челюсти от неожиданности. Все замерли в позах
    марионеток, т.е. застыли на своих местах.
    Председательствующий сам испугался ничуть не
    меньше остальных. Все ждали и думали: «Что же
    будет дальше?..»
    А произошло вот что…
    «Господа! – начал председатель. – Мы
    собрались здесь не для того, чтобы корчить из
    себя знатоков и хвастаться, кто с кем и когда
    создал корпорации “Оksid”, “Peroksid” и “Nadperoksid”.
    Мы собрались не для того, чтобы устраивать
    дискуссии и кулачные бои, а для того, чтобы все
    как одна дружная семья оценили нынешнюю ситуацию
    в мире и подумали, как и чем можем помочь друг
    другу в создавшихся условиях. Это – раз.
    Во-вторых, мы с планеты ПСХЭ – Периодическая
    система химических элементов – четко и ясно
    должны понять: Вселенная под угрозой!!! Начался
    всемирный финансовый кризис. Стало трудно жить
    не только нам, но и людям с дружественной планеты
    Земля (на нашем с вами языке эта планета
    называется Tellus)! Многие оказываются
    безработными, выброшенными на улицу. Страдают не
    единичные богатые личности – финансовые
    олигархи, а рабочие – самый многочисленный
    класс. Наша цель – реально помочь тем людям,
    которые оказались ненужными “элементами”.
    В-третьих, оглянитесь и посмотрите, на кого вы
    похожи. Забываете, где вы находитесь и где
    воспитывались… Ведете себя неадекватно. Как
    уличные беспризорники, готовы передрать друг
    другу глотку, из-за всякой…
    Мы находимся не на заседании Госдумы РФ или
    Верховной Рады Украины… Мы – всемирно
    признанные и уважаемые элементы щелочных
    металлов: мистер Ли – это щелочной металл Li
    (литий), мистер На – Na (натрий), мистер Ка – K
    (калий), мистер эР Би – Rb (рубидий), мистер Си
    эС – Cs (цезий) и мистер эФ эР – Fr (франций).
    Все мы из Ia группы главной подгруппы таблицы
    Д.И.Менделеева! А раз так, всегда должны быть
    первыми, всегда вместе и всегда – главными! Мы
    должны быть на высоте! Мы – цивилизованные
    “люди”! Мы присутствуем в природе в разных
    соединениях. Многие элементы из нас необходимы
    человеку, чтобы удовлетворить его потребности, а
    не для извлечения прибыли некоторых
    индивидуумов.
    Итак, сегодня нам спорить и устраивать драки
    никак нельзя! Время не ждет! Мы, щелочные металлы,
    как химические элементы, живущие в одном доме и в
    одном подъезде, хотя и на разных этажах, должны
    жить дружно. Наша сегодняшняя задача: имея самые
    активные восстановительные способности,
    стараться всячески помочь людям и поддерживать
    их в трудную минуту, восстанавливать их на
    прежних рабочих местах, чтобы им было всегда
    комфортно и уютно. Мы должны служить народу,
    повышать его благосостояние.
    Мы знаем и о том, что новое качество, новое
    вещество образуется не путем механического
    приращения групп атомов. Оно появляется лишь в
    результате взаимодействия составных частей
    наших молекул и взаимного влияния наших атомов.
    Мы четко и ясно должны представлять и то, как,
    вооружившись имеющимися знаниями о веществах,
    направлять их в нужное русло: получать новые
    вещества, которых еще нет в природе или которые
    представлены в ограниченном количестве,
    раскрыть весь наш потенциал восстановления,
    нужный для развития народного хозяйства и для
    жизни на Земле.
    Повторяю, что мы должны жить дружно не только в
    своей I группе, но и уметь налаживать
    дружественные отношения с человечеством,
    принося ему пользу во имя процветания и мира на
    планете Земля. Надо быть всегда в нужное время в
    нужном месте!!!»
    Председательствующий оглядел зал и закончил
    речь словами, перефразируя немецкого
    поэта-сатирика Себастьяна Бранта:
    «Алхимия примером не служит
    Тому, как плутни с дурью дружат…»
    Спорщикам-ораторам было стыдно за свои
    поступки. То краснея, то бледнея от сказанного,
    все начали тихо занимать свои места. Семинар
    начался …
    * IUPAC – ИЮПАК,
    Международный союз теоретической и прикладной
    химии.

    Материал подготовил
    В.М.АНДРАМОНОВ,
    учитель химии, математики
    Среднетатмышской
    общеобразовательной школы
    (Канашский р-н, Республика Чувашия)

  5. К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns 1 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.

    Физические свойства щелочных металлов

    Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).
    В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
    Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
    Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки

    Получение щелочных металлов

    Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:
    Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:
    Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:
    Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:
    KOH + Na = K + NaOH

    Химические свойства щелочных металлов

    Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:
    Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
    Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:
    Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
    Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:
    3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
    Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
    Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:

    Качественные реакции

    Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li + окрашивает пламя в красный цвет, Na + — в желтый, а K + , Rb + , Cs + — в фиолетовый.

    Примеры решения задач

    Найдем количество вещества хлора:
    Исходя из уравнения реакции, количество вещества натрия равно:
    v(Na) = 0,3/2 =0,15 моль
    Найдем массу натрия, выделившегося на катоде:
    m(Na) = 0,15?23 = 3,45г
    Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
    администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.
    Внимание, только СЕГОДНЯ!

  6. Реферат на тему:
    Металлы и их сплавы
    Ученицы 10класса
    Школы № 31
    Таковой Екатерины
    г. Севастополь
    2010 г.
    Оглавление:
    Распространение меди в природе. Месторождения.
    Физические и химические свойства меди.
    Физические свойства
    Цвет меди и её соединений. Электропроводимость.
    Характеристики основных физико-механических свойств меди
    Химические свойства
    Отношение к кислороду.
    Взаимодействие с водой.
    Взаимодействие с кислотами.
    Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам.
    Оксид меди.
    Гидроксиды меди.
    Сульфаты.
    Карбонаты. Комплексообразование.
    Качественные реакции на ионы меди.
    Сплавы
    Латуни
    Бронзы
    Медноникелевые сплавы
    Медь и живые организмы, применение меди
    Распространение меди в природе. Месторождения
    Металлы подгруппы меди обладают небольшой химической активностью, поэтому они находятся частично в виде химических соединений, а частично в свободном виде, особенно золото.
    Медь в далекие геологические эпохи, очевидно, находилась только в виде сернистых соединений – халькопирита />(или />) и халькозина />. Объясняется это тем, что медь обладает довольно большим химическим сродством к сере, в настоящее время сульфиды – наиболее распространенные минералы меди. При высоких температурах, например в районах вулканической деятельности, под действием избытка кислорода происходило превращение сульфидов меди в окислы, например:
    />.
    При температуре ниже 10000C происходило образование окиси меди, которая в небольших количествах встречается в природе:
    />.
    Самородная (металлическая) медь, очевидно, возникла в природе при сильном нагревании частично окисленных сернистых руд. Можно представить, что после землетрясений, грандиозных извержений окисленные минералы меди были погребены под толстым слоем горных пород и нагревались за счет земного тепла. При этом происходило взаимодействие окислов с сульфидами:
    />.
    Подобные процессы протекают при выплавке меди на металлургических заводах. Такие природные “металлургические заводы” выплавляют громадные количества меди: самый крупный из найденных самородков весил 420 т. По-видимому, в меньших масштабах взаимодействие окислов некоторых металлов с сульфидами идет и в настоящее время, например в районе некоторых Курильских островов.
    Некоторые другие минералы меди получились из окисных руд. Например, под действием влаги и двуокиси углерода происходила гидратация окиси меди и образование основных карбонатов:
    />.
    В лаборатории мы эти процессы не наблюдаем, так как они идут медленно. В “лаборатории” природы сроки в несколько тысяч лет совершенно незначительны. В дальнейшем под влиянием давления вышележащих горных пород и некоторого нагревания происходило уплотнение основного карбоната меди, и он превратился в изумительный по красоте минерал – малахит. Особенно красив полированный малахит. Он бывает окрашен от светло-зеленого до темно-зеленого цвета. Переходы оттенков причудливы и создают фантастический рисунок на поверхности камня.
    Переход нерастворимых сульфидных соединений меди в раствор мог осуществляться за счет взаимодействия растворов сульфата железа (III):
    />.
    Растворы сульфата железа, как указано выше, получаются в природе при действии воды, насыщенной кислородом, на пирит. Эти процессы медленно идут в природе и в настоящее время.
    Медь входит более чем в 198 минералов, из которых для промышленности важны лишь 17. Для производства меди наибольшее значение имеют халькопирит (он же – медный колчедан) CuFeS2, халькозин (медный блеск) Cu2S, ковеллин CuS, борнит (пестрая медная руда) Cu5FeS4. Иногда встречается и самородная медь. Распространение меди в земной коре – 4,7*10-3 % по массе (1015 — 1016 тонн).
    Соединения элементов подгруппы меди распределены в земной коре неравномерно, что объясняется различием в геологических условиях, сложившихся в различных местах земного шара. Богатейшие месторождения меди имеются в Конго (Катангский пояс). Материалы, собранные археологами о древнейших месторождениях датируются тысячелетиями до новой эры. Древнейшие выработки меди на территории нашей страны найдены в Закавказье, на побережье Балхаша, в многочисленных пунктах Сибири.
    Планомерные поиски месторождений меди начинаются при Иване III, Иване Грозном и особенно при Петре I. При Иване Грозном в Олонецкий уезд был послан новгородский гость (купец) Семен Гаврилов “для сыску медные руды”, где она и была найдена. В 1652 г. Казанский воевода сообщил царю: “Медные руды… сыскано много и заводы к медному делу заводим”. [2, с.26] Из документов следует, что с 1562 по 1664 г. было послано из “Казани к Москве чистыя меди 4641 пуд. 6 гривенков”. В 1702 г. стала выходить первая русская газета “Ведомости”, которую, очевидно, редактировал Петр I. 2 января 1703 г. в ней писали: “Из Казани пишут. На реке Соку нашли много нефти и медной руды, из той руды меди выплавили изрядно, отчего чают не малую прибыль Московскому государству”.
    –PAGE_BREAK–В начале этого столетия главнейшими месторождениями, которые разрабатывались, были: в районе Северного Урала – Богословский завод, в районе Нижнего Тагила – Выйский завод, а на Кавказе – Калакентский и Кедабекский заводы.
    В наше время известны месторождения меди на восточном склоне Урала, Средней Азии, Закавказье и т.д.
    Большое количество меди и других ископаемых находится на дне океанов, которое покрыто так называемыми конкрециями – скоплениями в виде камней округлой неправильной формы. Они содержат в среднем 0,5% меди. По подсчетам ученых запасы этой ценной и своеобразной руды составляют 5 млрд. тонн.
    Физические и химические свойства меди
    Физические свойства
    Металлы подгруппы меди, как и щелочные металлы, имеют по одному свободному электрону на один ион-атом металла. Казалось бы, эти металлы не должны особенно сильно отличатся от щелочных. Но они, в отличие от щелочных металлов, обладают довольно высокими температурами плавления. Большое различие в температурах плавления между металлами этих подгрупп объясняется тем, что между ион-атомами металлов подгруппы меди почти нет “зазоров” и они расположены более близко. Вследствие этого количество свободных электронов в единице объема, электронная плотность, у них больше. Следовательно, и прочность химической связи у них больше. Поэтому металлы подгруппы меди плавятся и кипят при более высоких температурах.
    Металлы подгруппы меди обладают, по сравнению с щелочными металлами, обладают большей твердостью. Объясняется это увеличением электронной плотностью и отсутствием “зазоров” между ион-атомами.
    Необходимо отметить, что твердость и прочность металлов зависят от правильности расположения ион-атомов в кристаллической решетке. В металлах, с которыми мы практически сталкиваемся, имеются различного рода нарушения правильного расположения ион-атомов, например пустоты в узлах кристаллической решетки. К тому же металл состоит из мелких кристалликов (кристаллитов), между которыми связь ослаблена. В Академии Наук СССР была получена медь без нарушения в кристаллической решетке. Для этого очень чистую медь возгоняли при высокой температуре в глубоком вакууме на глубокую подложку. Медь получалась в виде небольших ниточек – “усов”. Как оказалось такая медь в сто раз прочнее, чем обычная.
    Цвет меди и её соединений
    Чистая медь обладает и другой интересной особенностью. Красный цвет обусловлен следами растворенного в ней кислорода. Оказалось, что медь, многократно возогнанная в вакууме (при отсутствии кислорода), имеет желтоватый цвет. Медь в полированном состоянии обладает сильным блеском.
    При повышении валентности понижается окраска меди, например CuCl – белый, Cu2O – красный, CuCl + H2O – голубой, CuO – черный. Карбонаты характеризуются синим и зеленым цветом при условии содержания воды, чем обусловлен интересный практический признак для поисков.
    Электропроводимость
    Медь обладает наибольшей (после серебра) электропроводимостью, чем и обусловлено её применение в электронике.
    Медь кристаллизируется по типу централизованного куба (рис 1).
    Рисунок 1. Кристаллическая решетка меди.
    Характеристики основных физико-механических свойств меди
    Плотность r, кг/м3
    8890
    Температура плавления Тпл, ° С
    1083
    Скрытая теплота плавления D Нпл, Дж/г
    208
    Теплопроводность l, Вт/ (м ?град), при 20–100 ° С
    390
    Удельная теплоемкость Ср, Дж/ (г ?К),
    при 20–100 ° С
    0,375
    Коэффициент линейного расширения
    a ?10–6, град–1, при 0–100 ° С
    16,8
    Удельное электросопротивление r ?108, Ом ?м, при 20–100 ° С
    1,724
    Температурный коэффициент электросопротивления, град–1, при 20–100 ° С
    4,3?10–3
    Предел прочности s в, МПа
    мягкой меди (в отожженном состоянии)
    190-215
    твердой меди (в нагартованном состоянии)
    280-360
    Относительное удлинение d, %
    мягкой меди (в отожженном состоянии)
    60
    твердой меди (в нагартованном состоянии)
    6
    Твердость по Бринеллю НВ, МПа
    мягкой меди (в отожженном состоянии)
    45
    твердой меди (в нагартованном состоянии)
    110
    Предел текучести s t, МПа
    мягкой меди (в отожженном состоянии)
    60-75
    твердой меди (в нагартованном состоянии)
    280-340
    Ударная вязкость KCU, Дж/см2
    630-470
    Модуль сдвига G ?10–3, МПа
    42-46
    Модуль упругости Е ?10–3, МПа
    мягкой меди (в отожженном состоянии)
    117-126
    твердой меди (в нагартованном состоянии)
    122-135
    Температура рекристаллизации, ° С
    180-300
    Температура горячей деформации, ° С
    1050-750
    Температура литья, ° С
    1150-1250
    Линейная усадка, %
    2,1
    Химические свойства
    продолжение
    –PAGE_BREAK–Строение атома.
    Рисунок 2. Схема строения атома меди.
    29Cu 1s1 2s2sp63s23p63d104s1
    Eионизации 1 = 7.72 эВ
    Eионизации 2 = 20.29 эВ
    Eионизации 3 = 36.83 эВ
    Отношение к кислороду
    Медь проявляет к кислороду незначительную активность, но во влажном воздухе постепенно окисляется и покрывается пленкой зеленоватого цвета, состоящей из основных карбонатов меди: />
    В сухом воздухе окисление идет очень медленно, на поверхности меди образуется тончайший слой оксида меди: />
    Внешне медь при этом не меняется, так как оксид меди (I) как и сама медь, розового цвета. К тому же слой оксида настолько тонок, что пропускает свет, т.е. просвечивает. По-иному медь окисляется при нагревании, например при 600-800 0C. В первые секунды окисление идет до оксида меди (I), которая с поверхности переходит в оксид меди (II) черного цвета. Образуется двухслойное окисное покрытие.
    Qобразования (Cu2O) = 84935 кДж.
    Рисунок 3. Строение оксидной пленки меди.
    Взаимодействие с водой
    Металлы подгруппы меди стоят в конце электрохимического ряда напряжений, после иона водорода. Следовательно, эти металлы не могут вытеснять водород из воды. В то же время водород и другие металлы могут вытеснять металлы подгруппы меди из растворов их солей, например: />. Эта реакция окислительно-восстановительная, так как происходит переход электронов:
    />
    />
    Молекулярный водород вытесняет металлы подгруппы меди с большим трудом. Объясняется это тем, что связь между атомами водорода прочная и на ее разрыв затрачивается много энергии. Реакция же идет только с атомами водорода.
    />
    Медь при отсутствии кислорода с водой практически не взаимодействует. В присутствии кислорода медь медленно взаимодействует с водой и покрывается зеленой пленкой гидроксида меди и основного карбоната:
    />
    />
    Взаимодействие с кислотами
    Находясь в ряду напряжений после водорода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и разбавленная серная кислота на медь не действуют. Однако в присутствии кислорода медь растворяется в этих кислотах с образованием соответствующих солей: />.
    Отношение к галогенам и некоторым другим неметаллам
    Qобразования (CuCl) = 134300 кДж
    Qобразования (CuCl2) = 111700 кДж
    />
    Медь хорошо реагирует с галогенами, дает два вида галогенидов: CuX и CuX2… При действии галогенов при комнатной температуре видимых изменений не происходит, но на поверхности вначале образуется слой адсорбированных молекул, а затем и тончайший слой галогенидов. При нагревании реакция с медью происходит очень бурно. Нагреем медную проволочку или фольги и опустим ее в горячем виде в банку с хлором – около меди появятся бурые пары, состоящие из хлорида меди (II) CuCl2 с примесью хлорида меди (I) CuCl. Реакция происходит самопроизвольно за счет выделяющейся теплоты.
    Одновалентные галогениды меди получают при взаимодействии металлической меди с раствором галогенида двухвалентной меди, например: />. Монохлорид выпадает из раствора в виде белого осадка на поверхности меди.
    Оксид меди
    При прокаливании меди на воздухе она покрывается черным налетом, состоящим из оксида меди />. Его также легко можно получить прокаливанием гидроксокарбоната меди (II) (CuOH)2CO3 или нитрата меди (II) Cu(NO3)2. При нагревании с различными органическими веществами CuO окисляет их, превращая углерод в диоксид углерода, а водород – в воду восстанавливаясь при этом в металлическую медь. Этой реакцией пользуются при элементарном анализе органических веществ для определения содержания в них углерода и водорода.
    Под слоем меди расположен окисел розового цвета – закись меди Cu2O. Этот же окисел получается при совместном прокаливании эквивалентных количеств меди и окиси меди, взятых в виде порошков: />.
    Закись меди используют при устройстве выпрямителей переменного тока, называемых купроксными. Для их приготовления пластинки меди нагревают до 1020-1050 0C. При этом на поверхности образуется двухслойная окалина, состоящая из закиси меди и окиси меди. Окись меди удаляют, выдерживая пластинки некоторое время в азотной кислоте: />.
    Пластинку промывают, высушивают и прокаливают при невысокой температуре – и выпрямитель готов. Электроны могут проходить только от меди через закись меди. В обратном направлении электроны проходить не могут. Это объясняется тем, что закись меди обладает различной проводимостью. В слое закиси меди, который примыкает непосредственно к меди, имеется избыток электронов, и электрический ток проходит за счет электронов, т.е. существует электронная проводимость. В наружном слое закиси меди наблюдается нехватка электронов, что равноценно появлению положительных зарядов. Поэтому, когда к меди подводят положительный плюс источника тока, а к закиси меди – отрицательный, то электроны через систему не проходят. Электроны при таком положении полюсов движутся к положительному электроду, а положительные заряды – к отрицательному. Внутри слоя закиси возникает тончайший слой, лишенный носителей электрического тока, — запирающий слой. Когда же медь подключена к отрицательному полюсу, а закись меди к положительному, то движение электронов и положительных зарядов изменяется на обратное, и через систему проходит электрический ток. Так работает купроксный выпрямитель. [6, с.63]
    Гидроксиды меди
    Гидроксид меди малорастворимое и нестойкое соединение. Получают его при действии щелочи на раствор соли: />. Это ионная реакция и протекает она потому, что образуется плохо диссоциированное соединение, выпадающее в осадок: />
    Медь, помимо гидроксида меди (II) голубого цвета, дает еще гидроксид меди (I) белого цвета: />. Это нестойкое соединение, которое легко окисляется до гидроксида меди (II): />.
    Оба гидроксида меди обладают амфотерными свойствами. Например, гидроксид меди (II) хорошо растворим не только в кислотах, но и в концентрированных растворах щелочей: />, />.
    Таким образом, гидроксид меди (II) может диссоциировать и как основание: />и как кислота. Этот тип диссоциации связан с присоединением меди гидроксильных групп воды: />
    Сульфаты
    Наибольшее практическое значение имеет CuSO4*5H2O, называемый медным купоросом. Его готовят растворением меди в концентрированной серной кислоте. Поскольку медь относится к малоактивным металлам и расположена в ряду напряжений после водорода, водород при этом не выделяется: />.
    Медный купорос применяют при электролитическом получении меди, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, для получения других соединений меди.
    Карбонаты
    продолжение
    –PAGE_BREAK–Карбонаты для металлов подгруппы меди не характерны и в практике почти не применяются. Некоторое значение для получения меди имеет лишь основной карбонат меди, который встречается в природе.
    Комплексообразование
    Характерное свойство двухзарядных ионов меди – их способность соединятся с молекулами аммиака с образованием комплексных ионов.
    Качественные реакции на ионы меди
    Ион меди можно открыть, прилив к раствору ее соли раствор аммиака. Появление интенсивного сине-голубого окрашивания связано с образованием комплексного иона меди [Cu(NH3)4]2+:
    />
    Медь интенсивно окрашивает пламя в зеленый цвет.
    Пример качественного анализа сплава меди
    Исследуемый объект
    Реагент, действие
    Осадок
    Раствор
    Наблюдение
    Выводы
    Часть сплава
    Нагревание с конц. HNO3
    Раствор 1 сразу приобрёл зелёную окраску, которая перешла в голубую после охлаждения
    Раствор 1
    25% NH3, Добавление 1-2 капли
    Раствор стал синим
    Это медный сплав
    Часть сплава
    HNO3, Сначала растворяют часть стружек в 10 каплях 6М HNO3, а затем добавляют 20-25 капель конц. HNO3, нагревают до полного растворения сплава
    Раствор 2 может содержать Cu, Zn, Ni, Cd, Fe, Mn, Al, Pb, Sn, Sb
    Осадок не выпал
    Раствор 2, Ni2+
    Диметил-глиоксим
    Раствор позеленел
    Ni нет
    Fe3+
    NH4CNS
    Кристаллы окрасились в красный цвет, потом раствор позеленел и выпал чёрный осадок
    Есть Fe3+
    Cd2+
    Дифенил-карбазид
    Раствор стал красным
    Есть Cd
    Zn2+
    Дитизон
    Фаза дитизона окрасилась в малиновый цвет
    Есть Zn
    Mn
    NaBiO3
    Ничего не произошло
    Mn нет
    Al3+
    Ализарин
    Раствор стал жёлто-коричневым
    Al нет
    Окси-хинолин
    Выпал зелёно-жёлтый осадок
    Al нет
    Раствор 2
    HCl, H2SO4, добавление
    Раствор 3 возможно содержит Sb, Sn
    Осадок не выпал
    Pb возможно нет
    Раствор 3
    H2O2 и NaOH
    Осадок 1 может содержать Sb
    Раствор 4 может содержать Sn
    Выпал зелёно-серый осадок
    (образовался ос.2 и р-р 2)
    Осадок 1
    HNO3
    Раствор 5
    Осадок растворился
    Sb нет
    Раствор 5
    NH3, NH4Cl, H2O2
    Осадок не выпал
    Раствор 4
    NH4Cl
    Осадок не выпал
    Sn нет
    Раствор 2
    I-
    Выпал жёлтый осадок, который приобрёл красный оттенок
    Есть Pb2+
    продолжение
    –PAGE_BREAK–Проведённый качественный анализ даёт основания считать, что в сплаве содержится медь, цинк, кадмий, железо, свинец. Таким образом этот сплав является латунью.
    Сплавы
    Латуни
    Латуни — это двойные и многокомпонентные медные сплавы, в которых основной легирующий компонент — цинк (содержание не превышает 45 %). Среди медных сплавов латуни получили наибольшее распространение в промышленности благодаря сочетанию высоких механических и технологических свойств. По сравнению с медью латуни обладают более высокой прочностью, коррозионной стойкостью, лучшими литейными свойствами, имеют более высокую температуру рекристаллизации. Латуни — наиболее дешевые медные сплавы.
    Двойные (простые) латуни относятся к системе Cu—Zn (рис. 19.3). Медь с цинком образует кроме a -твердого раствора на основе меди ряд промежуточных фаз b, g и т. д.
    Фаза b — это твердый раствор на основе электронного соединения CuZn (фаза Юм—Розери) с решеткой ОЦК. При охлаждении при температуре около 450 ° С b -фаза переходит в упорядоченное состояние (b ® b ? ), причем b ? -фаза в отличие от
    b -фазы является более твердой и хрупкой.
    Фаза g — твердый раствор на основе электрон-ного соединения Cu5Zn8 отличается очень высокой хрупкостью и ее присутствие в промышленных конструкционных сплавах исключается.
    Механические свойства латуни определяются свойствами фаз. По мере увеличения содержания цинка в латунях их прочность возрастает (рис. 19.4). Максимум прочности достигается в двухфазной области (a + b ) при содержании цинка около 45 %. При большем содержании цинка прочность резко уменьшается из-за высокой хрупкости b ? -фазы. Поэтому в промышленности применяют преимущественно a — и (a + b )-латуни. Представляют интерес как основа сплавов с эффектом памяти формы b -латуни.
    Все латуни, содержащие более 20 % Zn, склонны к коррозионному растрескиванию. Это растрескивание проявляется при хранении и эксплуатации изделий, в которых имеются остаточные растягивающие напряжения, во влажной атмосфере с небольшим количеством аммиака или сернистого газа. Установлена определенная связь между данным явлением и временем года, что объясняется закономерными изменениями состава атмосферы. В связи с этим это явление было названо «сезонным растрескиванием» («сезонная болезнь»). Другой формой коррозии латуни является обесцинкование, которое характерно для латуней с повышенным содержанием цинка (Л68, ЛС59-1 и др.). Высокомедистые латуни практически не подвергаются обесцинкованию. Для уменьшения обесцинкования в латуни вводят небольшое количество мышьяка (0,02–0,06 %).
    В России принята буквенно-цифровая маркировка латуней, в которой буквы обозначают основные компоненты сплава, числа — их примерное содержание в процентах. Марка латуни начинается с буквы «Л». В двойных (простых) латунях число после буквы «Л» определяет среднее содержание меди. В марках многокомпонентных латуней после буквы «Л» указаны легирующие элементы, которым даны следующие обозначения: О — олово; А — алюминий; Н — никель; К — кремний; Ж — железо и т. д. Порядок букв и чисел в деформируемых и литейных латунях различен. В деформируемой латуни первое число после букв указывает среднее содержание меди, последующие числа, отделенные через тире, указывают среднее содержание легирующих элементов. Например, латунь ЛА77-2 имеет следующий состав: 77 % Cu, 2 % Al, остальное Zn. В литейных латунях среднее содержание компонентов сплава указывается сразу после буквы, обозначающей его название; цинк обозначается буквой «Ц». Например, литейная латунь ЛЦ30А3 содержит 30 % Zn, 3 % AL, Cu — основа.
    Бронзы
    Бронзами называют медные сплавы, в которых основными легирующими элементами являются различные металлы, кроме цинка. В особую группу выделяют медноникелевые сплавы.
    По химическому составу бронзы подразделяются на оловянные и безоловянные, и в каждой из этих групп по технологии производства бронзы делятся на обрабатываемые давлением и литейные.
    В марке обрабатываемых давлением оловянных (ГОСТ 5017–74) и безоловянных бронз (18175–78) после букв «Бр» стоят буквенные обозначения названий легирующих элементов в порядке убывания их концентрации, а в конце марки в той же последовательности указаны средние концентрации соотвествующих элементов (например, БрОЦС4-4-2,5). В марке литейных оловянных (ГОСТ 613–79) и безоловянных бронз (ГОСТ 493–79) после каждого обозначения легирующего элемента указано его содержание. Если составы литейной и деформируемой бронз перекрываются, то в конце марки литейной бронзы ставится буква «Л» (например, БрА9Ж3Л).
    Свойства бронз определяются содержанием в них легирующих элементов. Для бронз, в которых легирующие элементы входят в основном в твердый раствор, характерно твердорастворное упрочнение. Дополнительно они могут быть упрочнены путем пластической деформации. Бронзы, содержащие бериллий, хром, цирконий и некоторые другие элементы с переменной растворимостью в твердом растворе, упрочняются путем закалки и последующего дисперсионного твердения. К классу термически упрочняемых сплавов относится также алюминиевая бронза БрАЖН10-4-4, в которой упрочнение при термообработке связано с мартенситным превращением.
    Бронзы по сравнению с латунью обладают более высокой прочностью, коррозионной стойкостью и антифрикционными свойствами. Они достаточно коррозионностойки в морской воде, в растворах большинства органических кислот, углекислых растворах.
    Медноникелевые сплавы
    Никель — металл серебристо-белого цвета, кристаллизующийся в решетку ГЦК с параметром а = 0,352 нм (при 20 ° С) и полиморфных превращений не имеет. При температуре ниже 358 ° С (точка Кюри) никель является слабым ферромагнетиком. Никель — прочный, высокопластичный металл, отличающийся высокой коррозионной стойкостью, повышенной температурой плавления и высокой каталитической способностью. Это обусловило его широкое применение в металлургии, машиностроении, электронике, медицине и других отраслях техники.
    Сплавы меди с никелем отличаются хорошими механическими свойствами, коррозионной стойкостью, технологичностью и особыми электрическими свойствами, что обусловливает широкое применение их в технике.
    Медь образует с никелем непрерывные твердые растворы. Никель существенно упроч-няет медь, причем максимальную прочность и твердость имеют сплавы примерно эквиатомного состава. Важно отметить, что при этом характеристики пластичности и ударной вязкости практически не меняются. Никель повышает характеристики жаропрочности, модуль упругости и понижает температурный коэффициент электросопротивления меди.
    По назначению медноникелевые сплавы делятся на две группы: конструкционные и электротехнические. К первой группе относятся высокопрочные и коррозионностойкие сплавы типа мельхиор, нейзильбер и куниаль, ко второй — константан, манганин и копель, обладающие высоким электрическим сопротивлением и определенными термоэлектрическими свойствами.
    Медь и живые организмы, применение меди
    Медь входит в число жизненно важных микроэлементов. Она участвует в процессе фотосинтеза и усвоении растениями азота, способствует синтезу сахара, белков, крахмала, витаминов и ферментов. При отсутствии или недостатке меди в растительных тканях уменьшается содержание хлорофилла, листья желтеют, растение перестает плодоносить и может погибнуть. Чаще всего медь вносят в почву в виде пятиводного сульфата – медного купороса CuSO4*5H2O. В значительных количествах он ядовит, как и многие другие соединения меди, особенно для низших организмов. Польские ученые установили, что в тех водоемах, где присутствует медь, карпы отличаются крупными габаритами. В прудах и озерах, где нет меди, быстро развивается грибок, который поражает карпов. В малых же дозах медь совершенно необходима всему живому.
    Из представителей живого мира небольшие количества меди содержат осьминоги, каракатицы, устрицы и некоторые другие моллюски. В крови ракообразных и головоногих, медь входящая в состав их дыхательного пигмента – гемоциана (0,33-0,38%), – играет ту же роль, что железо в крови других животных. Соединяясь с кислородом воздуха, гемоцианин синеет (поэтому у улиток кровь голубая), а отдавая кислород тканям, – обесцвечивается. У животных, стоящих на более высокой ступени развития, и у человека медь содержится главным образом в печени. Ежедневная потребность человеческого организма – примерно 0,005 грамма этого элемента. При недостаточном поступлении меди с пищей у человека развивается малокровие, появляется слабость.
    С биологическими процессами связан и один из способов добычи меди. Еще в начале XX века в Америке были зарыты медные рудники в штате Юта: решив, что запасы руды уже исчерпаны, хозяева рудников затопили их водой. Когда спустя два года воду откачали, в ней оказалось 12 тысяч тонн меди. Подобный случай произошел и в Мексике, где из заброшенных рудников, на который махнули рукой, только за один год было “вычерпано” 10 тысяч тонн меди. Оказалось, что среди многочисленных видов бактерий есть и такие, для которых любимым лакомством служат сернистые соединения некоторых металлов. Поскольку медь в природе связана именно с серой, эти микробы неравнодушны к медным рудам. Окисляя нерастворимые в воде сульфиды, микробы превращают их в легко растворимые соединения, причем процесс этот протекает очень быстро. Так при обычном окислении за 24 дня из халькопирита выщелачивается 5% меди, то в опытах с участием бактерий за 4 дня удалось извлечь 80% этого элемента.
    Примерно половина производимой меди в настоящее время используется в радиотехнике и электротехнической промышленности. Это связано с ее хорошей проводимостью и относительно высокой коррозионной стойкостью. К меди, идущей на изготовление электрических проводов, часто добавляют в небольшом количестве кадмий, который не снижает электропроводимость меди, но повышает ее прочность на разрыв.
    Древнейший сплав меди с цинком – латунь и в настоящее время производится в больших количествах. Содержание цинка в латуни составляет 30-45%. Она применяется для изготовления различной арматуры, соприкасающейся с водой (краны, вентили и т.д.), а также для производства различных труб. Из латуни прокатывают полосы и листы, идущие для выработки самых разнообразных изделий (проволока, произведения искусств, предметы быта и т.д.).
    Латунь хорошо прокатывается, штампуется и несколько дешевле меди, так как цинк более дешевый металл по сравнению с медью.
    Другие сплавы меди называются бронзами. Наиболее распространенная бронза – оловянная. Она содержит от 5 до 80% олова. В зависимости от содержания олова свойства и назначение меняется. При содержании олова 10-13% ее цвет красновато-желтый, а более 27-30% — белый. Подшипниковая бронза содержит 81-87% меди. Для изготовления подшипников, различных тормозных устройств, где происходит скольжение металла, применяют бронзы, содержащие до 45% свинца. В часовых и других точных механизмах, где нужна высокая механическая прочность и коррозионная стойкость, применяется бериллиевая бронза, содержащая 1-2% бериллия. Ее прочность равна прочности стали.
    В быту и особенно в химической промышленности применяют сплавы меди с никелем, например монель-металл, в котором отношение меди к никелю равно 2:1, и мельхиор, в котором это соотношение равно 4:1. Мельхиор по внешнему виду похож на серебро, из него приготовляют предметы домашнего обихода: ложки, вилки, подносы и т.д. Монель-металл применяют для изготовления монет, различных реакторов для химической промышленности, так как это сплав коррозионно-стоек.
    Гидроксокарбонат меди (II) – (CuOH)2CO3 – применяют для получения хлорида меди (II), для приготовления синих и зеленых минеральных красок, а также в пиротехнике.
    Сульфат меди (II) – CuSO4 – в безводном состоянии представляет собой белый порошок, который при поглощении воды синеет. Поэтому он применяется для обнаружения следов влаги в органических жидкостях.
    Смешанный ацетат-арсенит меди (II) – Cu(CH3COO)2*Cu3(AsO3)2 – применяют под названием “парижская зелень” для уничтожения вредителей растений.
    Из солее меди вырабатывают большое количество минеральных красок, разнообразных по цвету: зеленых, синих, коричневых, фиолетовых и черных. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят – покрывают внутри слоем олова, чтобы предотвратить возможность образования медных солей.

  7. Электронное строение щелочных металлов характеризуется наличием на внешней электронной оболочке одного электрона, относительно слабо связанного с ядром. С каждого щелочного металла начинается новый период в периодической таблице. Щелочной металл способен отдавать свой внешний электрон легче, чем любой другой элемент этого периода. Разрез щелочного металла в инертной среде имеет яркий серебристый блеск. Щелочные металлы отличаются невысокой плотностью, хорошей электропроводностью и плавятся при сравнительно низких температурах.
    Благодаря высокой активности щелочные металлы в чистом виде не существуют, а встречаются в природе только в виде соединений (исключая франций) , например с кислородом (глины и силикаты) или с галогенами (хлорид натрия) . Хлориды являются сырьем для получения щелочных металлов в свободном состоянии. Морская вода содержит ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ 3% NaCl и следовые количества других солей. Очевидно, что озера и внутренние моря, а также подземные отложения солей и рассолы содержат галогениды щелочных металлов в больших концентрациях, чем морская вода. Например, содержание солей в водах Большого Соленого озера (шт. Юта, США) составляет 13,827,7%, а в Мертвом море (Израиль) до 31% в зависимости от площади зеркала воды, изменяющейся от времени года. Можно полагать, что незначительное содержание KCl в морской воде по сравнению с NaCl объясняется усвоением иона K+ морскими растениями.
    В свободном виде щелочные металлы получают электролизом расплавов таких солей, как NaCl, CaCl2, CaF2 или гидроксидов (NaOH), так как нет более активного металла, способного вытеснить щелочной металл из галогенида. При электролизе галогенидов необходимо изолировать выделяющийся на катоде металл, так как одновременно на аноде выделяется газообразный галоген, активно реагирующий с выделяющимся металлом.
    Поскольку у щелочных металлов на внешнем слое всего один электрон, каждый из них является наиболее активным в своем периоде, так, Li самый активный металл в первом периоде из восьми элементов, Na соответственно во втором, а K самый активный металл третьего периода, содержащего 18 элементов (первый переходный период) . В подгруппе щелочных металлов (IA) способность отдавать электрон возрастает сверху вниз.
    Химические свойства. Все щелочные металлы активно реагируют с кислородом, образуя оксиды или пероксиды, отличаясь в этом друг от друга: Li превращается в Li2O, а другие щелочные металлы в смесь M2O2 и MO2, причем Rb и Cs при этом возгораются. Все щелочные металлы образуют с водородом солеподобные термически стабильные при высоких температурах гидриды состава M+H, являющиеся активными восстановителями; гидриды разлагаются водой с образованием щелочей и водорода и выделением теплоты, вызывающей воспламенение газа, причем скорость этой реакции у лития выше, чем у Na и K.
    В жидком аммиаке щелочные металлы растворяются, образуя голубые растворы, и (в отличие от реакции с водой) могут быть выделены снова при испарении аммиака или добавлении соответствующей соли (например, NaCl из его аммиачного раствора).

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *