Хімічні властивості в хімії. Загальна характеристика металів. а) обидві солі розчинні у воді і взяті у вигляді розчинів

У цій статті не вистачає посилань на джерела інформації. Інформація повинна бути проверяема, інакше вона може бути поставлена \u200b\u200bпід сумнів і вилучена. Ви можете ... Вікіпедія

період рядок періодичної системи хімічних елементів, Послідовність атомів по зростанню заряду ядра і заповнення електронами зовнішнього електронної оболонки. Періодична система має сім періодів. Перший період, що містить 2 елементи ... Вікіпедія

104 Лоуренсий ← Резерфорд → Дубно ... Вікіпедія

Д. І. Менделєєва, природна класифікація хімічних елементів, що є табличним (або ін. Графічним) вираженням періодичного закону Менделєєва (Див. Періодичний закон Менделєєва). П. с. е. розроблена Д. І. Менделєєвим в 1869 ... ... Велика Радянська Енциклопедія

Менделєєв Дмитро Іванович - (Dmitry Ivanovich Mendeleyev) Біографія Менделєєва, наукова діяльність Менделєєва інформації про біографії Менделєєва, наукова діяльність Менделєєва Зміст Зміст 1. Біографія 2. Член російського народу 3. Наукова діяльність Періодична ... Енциклопедія інвестора

Періодична система хімічних елементів (таблиця Менделєєва) класифікація хімічних елементів, що встановлює залежність різних властивостей елементів від заряду атомного ядра. Система є графічним виразом періодичного закону, ... ... Вікіпедія

Періодична система хімічних елементів (таблиця Менделєєва) класифікація хімічних елементів, що встановлює залежність різних властивостей елементів від заряду атомного ядра. Система є графічним виразом періодичного закону, ... ... Вікіпедія

Періодична система хімічних елементів (таблиця Менделєєва) класифікація хімічних елементів, що встановлює залежність різних властивостей елементів від заряду атомного ядра. Система є графічним виразом періодичного закону, ... ... Вікіпедія

Хімічних елементів (таблиця Менделєєва) класифікація хімічних елементів, що встановлює залежність різних властивостей елементів від заряду атомного ядра. Система є графічним виразом періодичного закону, встановленого російським ... ... Вікіпедія

За останні 200 років людство вивчило властивості речовин краще, ніж за всю історію розвитку хімії. Природно, кількість речовин так само стрімко зростає, це пов'язано, перш за все, з освоєнням різних методів отримання речовин.

У повсякденному житті ми стикаємося з безліччю речовин. Серед них - вода, залізо, алюміній, пластмаса, сода, сіль і безліч інших. Речовини, що існують в природі, наприклад, кисень і азот, що містяться в повітрі, речовини, розчинені у воді, і мають природне походження, називаються природними речовинами. Алюмінію, цинку, ацетону, вапна, мила, аспірину, поліетилену і багатьох інших речовин в природі не існує.

Їх отримують в лабораторії, і виробляє промисловість. Штучні речовини не зустрічаються в природі, їх створюють з природних речовин. Деякі речовини, що існують в природі, можна отримати і в хімічній лабораторії.

Так, при нагріванні марганцівки виділяється кисень, а при нагріванні крейди - вуглекислий газ. Вчені навчилися перетворювати графіт в алмаз, вирощують кристали рубіна, сапфіра і малахіту. Отже, поряд з речовинами природного походження існує величезна безліч і штучно створених речовин, які не зустрічаються в природі.

Речовини, що не зустрічаються в природі, виробляються на різних підприємствах: фабриках, заводах, комбінатах і т.п.

В умовах вичерпання природних ресурсів нашої планети, зараз перед хіміками стоїть важливе завдання: Розробити і впровадити методи, за допомогою яких можна штучно, в умовах лабораторії, або промислового виробництва, Отримувати речовини, які є аналогами природних речовин. Наприклад, запаси паливних копалин в природі під кінець.

Може настати той момент, коли нафта і природний газ закінчаться. Вже зараз ведуться розробки нових видів палива, які були б такими ж ефективними, але не забруднювали навколишнє середовище. На сьогоднішній день людство навчилося штучно отримувати різні дорогоцінне каміння, Наприклад, алмази, смарагди, берили.

Агрегатний стан речовини

Речовини можуть існувати в декількох агрегатних станах, три з яких вам відомі: тверде, рідке, газоподібне. Наприклад, вода в природі існує у всіх трьох агрегатних станах: твердому (у вигляді льоду і снігу), рідкому (рідка вода) і газоподібному (водяна пара). Відомі речовини, які не можуть існувати в звичайних умовах у всіх трьох агрегатних станах. Наприклад, такою речовиною є вуглекислий газ. При кімнатній температурі це газ без запаху і кольору. При температурі -79 ° С дана речовина «замерзає» і переходить в тверде агрегатний стан. Побутове (тривіальне) назва такого речовини «сухий лід». Таку назву дано цій речовині через те, що «сухий лід» перетворюється на вуглекислий газ без плавлення, тобто, без переходу в рідкий агрегатний стан, яке присутнє, наприклад, у води.

Таким чином, можна зробити важливий висновок. Речовина при переході з одного агрегатного стану в інше не перетворюється в інші речовини. Сам процес якогось зміни, перетворення, називається явищем.

Фізичні явища. Фізичні властивості речовин.

Явища, при яких речовини змінюють агрегатний стан, але при цьому не перетворюються в інші речовини, називають фізичними. Кожне індивідуальне речовина володіє певними властивостями. Властивості речовин можуть бути різними або подібними між собою. Кожна речовина описують за допомогою набору фізичних і хімічних властивостей. Розглянемо як приклад воду. Вода замерзає і перетворюється на лід при температурі 0 ° С, а закипає і перетворюється на пару при температурі + 100 ° С. Дані явища відносяться до фізичних, так як вода не перетворилася в інші речовини, відбувається тільки зміна агрегатного стану. Дані температури замерзання і кипіння - це фізичні властивості, Характерні саме для води.

Властивості речовин, які визначають вимірами або візуально за відсутності перетворення одних речовин в інші, називають фізичними

Випаровування спирту, як і випаровування води - фізичні явища, речовини при цьому змінюють агрегатний стан. Після проведення досвіду можна переконатися, що спирт випаровується швидше, ніж вода - це фізичні властивості цих речовин.

До основних фізичних властивостей речовин можна віднести наступні: агрегатний стан, колір, запах, розчинність в воді, щільність, температура кипіння, температура плавлення, теплопровідність, електропровідність. Такі фізичні властивості як колір, запах, смак, форма кристалів, можна визначити візуально, за допомогою органів почуттів, а щільність, електропровідність, температуру плавлення і кипіння визначають виміром. Відомості про фізичні властивості багатьох речовин зібрані в спеціальній літературі, наприклад, в довідниках. Фізичні властивості речовини залежать від його агрегатного стану. Наприклад, щільність льоду, води і водяної пари різна.

Газоподібний кисень безбарвний, а рідкий - блакитний Знання фізичних властивостей допомагає «дізнаватися» чимало речовин. наприклад, мідь - єдиний метал червоного кольору. Солоний смак має тільки кухонна сіль. йод - майже чорне тверде речовина, яке при нагріванні перетворюється в фіолетовий пар. У більшості випадків для визначення речовини потрібно розглядати кілька його властивостей. Як приклад охарактеризуємо фізичні властивості води:

• колір - безбарвна (в невеликому обсязі)
• запах - без запаху
• агрегатний стан - при звичайних умовах рідина
• щільність - 1 г / мл,
• температура кипіння - + 100 ° С
• температура плавлення - 0 ° С
• теплопровідність - низька
• електропровідність - чиста вода електрику не проводить

Кристалічні та аморфні речовини

При описі фізичних властивостей твердих речовин прийнято описувати структуру речовини. Якщо розглянути зразок повареної солі під збільшувальним склом, можна помітити, що сіль складається з безлічі дрібних кристалів. У соляних родовищах можна зустріти і досить великі кристали. кристали - тверді тіла, Що мають форму правильних багатогранників Кристали можуть мати різну форму і розмір. Кристали деяких речовин, таких як кухонна сіль – тендітні, їх легко зруйнувати. Існують кристали досить тверді. Наприклад, одним із самих твердих мінералів вважається алмаз. Якщо розглядати кристали кухонної солі під мікроскопом, можна помітити, що всі вони мають схожу будову. Якщо ж розглянути, наприклад, частинки скла, то всі вони будуть мати різну будову - такі речовини називають аморфними. До аморфним речовин відносять скло, крохмаль, бурштин, бджолиний віск. Аморфні речовини - речовини, що не мають кристалічної будови

Хімічні явища. Хімічна реакція.

Якщо при фізичних явищах речовини, як правило, лише змінюють агрегатний стан, то при хімічних явищах відбувається перетворення одних речовин в інші речовини. Наведемо кілька простих прикладів: горіння сірника супроводжується обугливанием деревини і виділенням газоподібних речовин, тобто, відбувається необоротне перетворення деревини в інші речовини. Інший приклад: згодом бронзові скульптури покриваються нальотом зеленого кольору. Справа в тому, що до складу бронзи входить мідь. Цей метал повільно взаємодіє з киснем, вуглекислим газом і вологою повітря, в результаті на поверхні скульптури утворюються нові речовини зеленого кольору Хімічні явища - явища перетворень одних речовин в інші Процес взаємодії речовин з утворенням нових речовин називають хімічною реакцією. Хімічні реакції відбуваються повсюдно навколо нас. Хімічні реакції відбуваються і в нас самих. У нашому організмі безперервно відбуваються перетворення безлічі речовин, речовини реагують один з одним, утворюючи продукти реакції. Таким чином, в хімічній реакції завжди є реагують речовини, і речовини, що утворилися в результаті реакції.

• Хімічна реакція - процес взаємодії речовин, в результаті якого утворюються нові речовини з новими властивостями
• реагенти - речовини, що вступають в хімічну реакцію
• продукти - речовини, що утворилися в результаті хімічної реакції

Хімічна реакція зображується в загалом вигляді схемою реакції РЕАГЕНТИ -\u003e ПРОДУКТИ

• реагенти - вихідні речовини, взяті для проведення реакції;
• продукти - нові речовини, що утворилися в результаті протікання реакції.

Будь-які хімічні явища (реакції) супроводжуються певними ознаками, за допомогою яких хімічні явища можна відрізнити від фізичних. До таких ознак можна віднести зміна забарвлення речовин, виділення газу, утворення осаду, виділення тепла, випромінювання світла.

Багато хімічних реакцій супроводжуються виділенням енергії у вигляді тепла і світла. Як правило, такими явищами супроводжуються реакції горіння. У реакціях горіння на повітрі речовини реагують з киснем, що містяться в повітрі. Так, наприклад, метал магній спалахує і горить на повітрі яскравим сліпучим полум'ям. Саме тому спалах магнію використовували при створенні фотографій в першій половині ХХ століття. У деяких випадках можливе виділення енергії у вигляді світла, але без виділення тепла. Один з видів тихоокеанського планктону здатний випускати яскраво-блакитне світло, добре помітний у темряві. Виділення енергії у вигляді світла - результат хімічної реакції, яка протікає в організмах даного виду планктону.

Підсумок статті:

• Існують дві великі групи речовин: речовини природного і штучного походження
• У звичайних умовах речовини можуть перебувати в трьох агрегатних станах
• Властивості речовин, які визначають вимірами або візуально за відсутності перетворення одних речовин в інші, називають фізичними
• Кристали - тверді тіла, що мають форму правильних багатогранників
• Аморфні речовини - речовини, що не мають кристалічного будова
• Хімічні явища - явища перетворень одних речовин в інші
• Реагенти - речовини, що вступають в хімічну реакцію
• Продукти - речовини, що утворюються в результаті хімічної реакції
• Хімічні реакції можуть супроводжуватися виділенням газу, осаду, тепла, світла; зміною забарвлення речовин
• Горіння - складний фізико-хімічний процес перетворення вихідних речовин у продукти згоряння в ході хімічної реакції, що супроводжується інтенсивним виділенням тепла і світла (полум'я)

Хімічні властивості речовини залежать не тільки від того, з яких хімічних елементів воно складається, а й від структури молекул речовини (структурна ізомерія) і від просторової конфігурації молекул (конформація, стереоізомерія). Як правило, речовини, що мають однаковий склад і структуру, мають і однакові хімічні властивості, за винятком реакцій з речовинами іншої просторової конфігурації. Ця різниця особливо важливо в біохімії, наприклад, здатність білка до реакції з іншими біологічно активними речовинами може залежати від способу його згортання.

Приклади хімічних властивостей

Див. також

Примітки

Wikimedia Foundation. 2010 року.

Дивитися що таке "Хімічні властивості" в інших словниках:

Хімічні властивості - - визначають здатність матеріалу до хімічних перетворень при контакті з речовинами зовнішнього середовища (в тому числі агресивної), до збереження складу та структури в умовах інертної довкілля, Хімічної взаємодії компонентів ... ...

хімічні властивості - - EN chemical property Properties of a substance depending on the arrangement of the atoms in the molecule, e.g. bio availability, degradability, persistence, etc. (Source: RRDA) ... ...

хімічні властивості - - сукупність електромагнітних взаємодій між хімічними елементами, що призводять до утворення рівноважних стійких систем (молекул, іонів, радикалів). словник по аналітичної хімії … хімічні терміни

хімічні властивості - cheminės savybės statusas T sritis automatika atitikmenys: angl. chemical properties vok. chemische Eigenschaften, f rus. хімічні властивості, n pranc. propriétés chimiques, f ... Automatikos terminų žodynas

Хімічні властивості спиртів це хімічні реакції спиртів у взаємодії з іншими речовинами. Вони визначаються в основному наявністю гідроксильної групи і будовою вуглеводневого ланцюга, а також їх взаємним впливом: Чим більше ... ... Вікіпедія

Фізико-хімічні властивості - - характеризують вплив фізичного стану матеріалу на перебіг певних хімічних процесів (Наприклад, ступінь дисперсності матеріалу впливає на кінетику хімічних реакцій). [Косих, А. В. Штучні і природні будівельні ... ... Енциклопедія термінів, визначень і пояснень будівельних матеріалів

Фізико-хімічні властивості вогнетривкої сировини - [огнеупора] сукупність хімічного і / або зернового складу вогнетривкої сировини [огнеупора], його термомеханических і теплофізичних властивостей, що визначають область застосування. [ГОСТ Р 52918 2008] Рубрика терміна: Сировина Рубрики енциклопедії ... Енциклопедія термінів, визначень і пояснень будівельних матеріалів

Значимість предмета статті поставлена \u200b\u200bпід сумнів. Будь ласка, покажіть в статті значимість її предмета, додавши в неї докази значущості за частковими критеріями значущості або, в разі якщо приватні критерії значимості для ... ... Вікіпедія

фізичні і хімічні властивості - fizikinės ir cheminės savybės statusas T sritis automatika atitikmenys: angl. physicochemical properties vok. physikalish chemische Eigenschaften, f rus. фізичні і хімічні властивості, n pranc. propriétés physico chimiques, f ... Automatikos terminų žodynas

фізико-хімічні властивості - - [А.С.Гольдберг. Англо російський енергетичний словник. 2006 г.] Тематики енергетика в цілому EN physicochemical properties ... Довідник технічного перекладача

книги

• Фізико-хімічні властивості напівпровідникових речовин. Довідник,. У довіднику систематизовано основні властивості чистих неорганічних кристалічних, а також деяких склоподібних речовин елементарних, подвійних, потрійних і складніших ...

Характерні хімічні властивості простих речовин - металів

Більшість хімічних елементів відносять до металів - 92 з 114 відомих елементів. метали - це хімічні елементи, атоми яких віддають електрони зовнішнього (а деякі - і предвнешнего) електронного шару, перетворюючись в позитивні іони. Це властивість атомів металів визначається тим, що вони мають порівняно великі радіуси і мале число електронів (В основному від 1 до 3 на зовнішньому шарі). Виняток становлять лише 6 металів: атоми германію, олова, свинцю на зовнішньому шарі мають 4 електрона, атоми сурми і вісмуту - 5, атоми полонію - 6. Для атомів металів характерні невеликі значення електронегативності(Від 0,7 до 1,9) і виключно відновні властивості , Т. Е. Здатність віддавати електрони. У періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва метали знаходяться нижче діагоналі бор - астат, а також вище її, в побічних підгрупах. У періодах і головних підгрупах діють відомі вам закономірності в зміні металевих, а значить, відновлювальних властивостей атомів елементів.

Хімічні елементи, розташовані поблизу діагоналі бор - астат (Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb і ін.), мають подвійні властивостями: В одних своїх з'єднаннях поводяться як метали, в інших - виявляють властивості неметалів. У побічних підгрупах відновні властивості металів зі збільшенням порядкового номера найчастіше зменшуються.

Порівняйте активність відомих вам металів I групи побічної підгрупи: Cu, Ag, Au; II групи побічної підгрупи: Zn, Cd, Hg - і ви переконаєтеся в цьому самі. Це можна пояснити тим, що на міцність зв'язку валентних електронів з ядром у атомів цих металів в більшій мірі впливає величина заряду ядра, а не радіус атома. Величина заряду ядра значно збільшується, тяжіння електронів до ядра посилюється. Радіус атома при цьому хоча і збільшується, але не настільки значно, як у металів головних підгруп.

Прості речовини, утворені хімічними елементами - металами, і складні металлосодержащие речовини відіграють найважливішу роль в мінеральної та органічної «життя» Землі. Досить згадати, що атоми (іони) елементів металів є складовою частиною з'єднань, що визначають обмін речовин в організмі людини, тварин. Наприклад, в крові людини знайдено 76 елементів, і з них тільки 14 не є металами.

В організмі людини деякі елементи метали (кальцій, калій, натрій, магній) присутні у великій кількості, т. Е. Є макроелементами. А такі метали, як хром, марганець, залізо, кобальт, мідь, цинк, молібден присутні в невеликих кількостях, т. Е. Це мікроелементи. Якщо людина важить 70 кг, то в його організмі міститься (в грамах): кальцію - 1700, калію - 250, натрію - 70, магнію - 42, заліза - 5, цинку - 3. Всі метали надзвичайно важливі, проблеми зі здоров'ям виникають і при їх нестачі, і при надлишку.

Наприклад, іони натрію регулюють вміст води в організмі, передачу нервових імпульсів. Його нестача призводить до головного болю, слабкості, слабкої пам'яті, втрати апетиту, а надлишок - до підвищення артеріального тиску, гіпертонії, захворювань серця.

Прості речовини - метали

З розвитком виробництва металів ( простих речовин) І сплавів пов'язано виникнення цивілізації (бронзовий вік, залізний вік). Розпочата приблизно 100 років тому науково-технічна революція, яка зачепила і промисловість, і соціальну сферу, Також тісно пов'язана з виробництвом металів. На основі вольфраму, молібдену, титану та інших металів почали створювати корозійностійкі, надтверді, тугоплавкі сплави, застосування яких сильно розширило можливості машинобудування. В ядерній і космічній техніці зі сплавів вольфраму і ренію роблять деталі, що працюють при температурах до 3000 ° С; в медицині використовують хірургічні інструменти зі сплавів танталу і платини, унікальною кераміки на основі оксидів титану і цирконію.

І, звичайно ж, ми не повинні забувати, що в більшості сплавів використовують давно відомий метал залізо, а основу багатьох легких сплавів складають порівняно «молоді» метали - алюміній і магній. Надновими стали композиційні матеріали, що представляють, наприклад, полімер або кераміку, які всередині (як бетон залізними прутами) зміцнені металевими волокнами з вольфраму, молібдену, сталі та інших металів, і сплавів - все залежить від поставленої мети, необхідних для її досягнення властивостей матеріалу. На малюнку зображена схема кристалічної решітки металевого натрію. У ній кожен атом натрію оточений вісьмома сусідами. У атома натрію, як і у всіх металів, є багато вільних валентних орбіталей і мало валентних електронів. Електронна формула атома натрію: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0, де 3s, 3p, 3d - валентні орбіталі.

Єдиний валентний електрон атома натрію 3s 1 може займати будь-яку з дев'яти вільних орбіталей - 3s (одна), 3р (три) і 3d (п'ять), адже вони не дуже відрізняються за рівнем енергії. При зближенні атомів, коли утворюється кристалічна решітка, валентні орбіталі сусідніх атомів перекриваються, завдяки чому електрони вільно переміщаються з одного орбіталі на іншу, здійснюючи зв'язок між усіма атомами кристала металу. Таку хімічний зв'язок називають металевої.

Металевий зв'язок утворюють елементи, атоми яких на зовнішньому шарі мають мало валентних електронів в порівнянні з великим числом зовнішніх енергетично близьких орбіталей. Їх валентні електрони слабо утримуються в атомі. Електрони, які здійснюють зв'язок, усуспільнено і переміщаються по всій кристалічній решітці в цілому нейтрального металу. речовин з металевим зв'язком притаманні металеві кристалічні решітки, які зазвичай зображують схематично так, як показано на малюнку. Катіони і атоми металів, розташовані в вузлах кристалічної решітки, забезпечують її стабільність і міцність (усуспільнені електрони зображені у вигляді чорних маленьких кульок).

металева зв'язок - це зв'язок в металах і сплавах між атом-іонами металів, розташованими у вузлах кристалічної решітки, яка здійснюється усуспільненими валентними електронами. Деякі метали кристалізуються в двох або більше кристалічних формах. Це властивість речовин - існувати в декількох кристалічних модифікаціях - називають поліморфізмом. Поліморфізм простих речовин відомий під назвою аллотропии. Наприклад, залізо має чотири кристалічні модифікації, кожна з яких стійка в певному температурному інтервалі:

α - стійка до 768 ° С, феромагнітна;

β - стійка від 768 до 910 ° С, неферомагнітними, т. е. парамагнітна;

γ - стійка від 910 до 1390 ° С, неферомагнітними, т. е. парамагнітна;

δ - стійка від 1390 до 1539 ° С (£ ° пл заліза), неферомагнітними.

Олово має дві кристалічні модифікації:

α - стійка нижче 13,2 ° С (р \u003d 5,75 г / см 3). Це сіре олово. Воно має кристалічну решітку типу алмаза (атомну);

β - стійка вище 13,2 ° С (р \u003d 6,55 г / см 3). Це біле олово.

Біле олово - сріблясто-білий дуже м'який метал. При охолодженні нижче 13,2 ° С він розсипається в сірий порошок, т. К. При переході значно збільшується його питома обсяг. Це явище отримало назву «олов'яної чуми».

Звичайно, особливий вид хімічного зв'язку і тип кристалічної решітки металів повинні визначати і пояснювати їх фізичні властивості. Які ж вони? Це металевий блиск, пластичність, висока електрична провідність і теплопровідність, зростання електричного опору при підвищенні температури, а також такі значимі властивості, як щільність, високі температури плавлення і кипіння, твердість, магнітні властивості. Механічний вплив на кристал з металевою кристалічною решіткою викликає зсув шарів іон-атомів один щодо одного (рис. 17), а так як електрони переміщаються по всьому кристалу, розрив зв'язків не відбувається, тому для металів характерна велика пластичність. Аналогічне вплив на тверду речовину з ковалентними зв 'зямі (атомної кристалічною решіткою) призводить до розриву ковалентних зв'язків. Розрив зв'язків у іонної решітці призводить до взаємного відштовхуванню однойменно заряджених іонів. Тому речовини з атомними і іонними кристалічними гратами тендітні. Найбільш пластичні метали - це Au, Ag, Sn, Pb, Zn. Вони легко витягуються в дріт, піддаються куванні, пресування, прокатування в листи. Наприклад, з золота можна виготовити золоту фольгу товщиною 0,003 мм, а з 0,5 г цього металу можна витягнути нитку довжиною 1 км. Навіть ртуть, яка при кімнатній температурі рідка, при низьких температурах в твердому стані стає куванням, як свинець. Чи не мають пластичністю лише Bi і Mn, вони тендітні.

Чому метали мають характерний блиск, а також непрозорі?

Електрони, що заповнюють міжатомна простір, відображають світлові промені (а не пропускають, як скло), причому більшість металів в рівній мірі розсіюють всі промені видимої частини спектру. Тому вони мають сріблясто-білий або сірий колір. Стронцій, золото і мідь більшою мірою поглинають короткі хвилі (близькі до фіолетового кольору) І відображають довгі хвилі світлового спектру, тому мають світло-жовтий, жовтий і «мідний» кольори. Хоча на практиці метал не завжди нам здається «світлим тілом». По-перше, його поверхня може окислюватися і втрачати блиск. Тому самородна мідь виглядає зеленуватим каменем. А по-друге, І чистий метал може не блищати. Дуже тонкі листки срібла і золота мають абсолютно несподіваний вид - вони мають блакитно-зелений колір. А дрібні порошки металів здаються темно-сірими, навіть чорними. Найбільшу відбивну здатність мають срібло, алюміній, паладій. Їх використовують при виготовленні дзеркал, в тому числі і в прожекторах.

Чому метали мають високу електричну провідність і теплопровідність?

Хаотично рухомі електрони в металі під впливом прикладеної електричної напруги набувають спрямований рух, т. Е. Проводять електричний струм. При підвищенні температури металу зростають амплітуди коливань знаходяться у вузлах кристалічної решітки атомів і іонів. Це ускладнює переміщення електронів, електрична провідність металу падає. При низьких температурах коливальний рух, навпаки, сильно зменшується і електрична провідність металів різко зростає. Поблизу абсолютного нуля опір у металів практично відсутня, у більшості металів з'являється надпровідність.

Слід зазначити, що неметали, що володіють електричну провідність (наприклад, графіт), при низьких температурах, навпаки, не проводять електричний струм через відсутність вільних електронів. І тільки з підвищенням температури і руйнуванням деяких ковалентних зв'язків їх електрична провідність починає зростати. Найбільшу електричну провідність мають срібло, мідь, а також золото, алюміній, найменшу - марганець, свинець, ртуть.

Найчастіше з тієї ж закономірністю, як і електрична провідність, змінюється теплопровідність металів. Вона обумовлена \u200b\u200bвеликою рухливістю вільних електронів, які, стикаючись з хитаються іонами і атомами, обмінюються з ними енергією. Відбувається вирівнювання температури по всьому шматку металу.

Механічна міцність, щільність, температура плавлення у металів дуже сильно відрізняються. Причому зі збільшенням числа електронів, що зв'язують іон-атоми, і зменшенням міжатомної відстані в кристалах показники цих властивостей зростають.

так, лужні метали (Li, K, Na, Rb, Cs), атоми яких мають один валентний електрон, М'які (ріжуться ножем), з невеликою щільністю (літій - найлегший метал з р \u003d 0,53 г / см 3) і плавляться при невисоких температурах (наприклад, температура плавлення цезію 29 ° С). Єдиний метал, рідкий при звичайних умовах, - ртуть - має температуру плавлення, що дорівнює -38,9 ° С. Кальцій, що має два електрона на зовнішньому енергетичному рівні атомів, набагато більш твердий і плавиться при більш високій температурі (842 ° С). Ще більш міцною є кристалічна решітка, утворена іонами скандію, який має три валентних електрони. Але найміцніші кристалічні решітки, велика щільність і температуру плавлення спостерігаються у металів побічних підгруп V, VI, VII, VIII груп. Це пояснюється тим, що для металів побічних підгруп, що мають неспарені валентні електрони на d-підрівні, характерне утворення дуже міцних ковалентних зв'язків між атомами, крім металевої, здійснюваної електронами зовнішнього шару з s-орбіталей.

Найважчий метал - це осмій (Os) з р \u003d 22,5 г / см 3 (компонент надтвердих і зносостійких сплавів), найтугоплавкіший метал - це вольфрам W з t \u003d 3420 ° С (застосовується для виготовлення ниток розжарювання ламп), самий твердий метал - це хром Cr (дряпає скло). Вони входять до складу матеріалів, з яких виготовляють металорізальний інструмент, гальмівні колодки важких машин і ін. Метали порізному взаємодіють з магнітним полем. Такі метали, як залізо, кобальт, нікель і гадоліній виділяються своєю здатністю сильно намагнічуватися. Їх називають феромагнетиками. Більшість металів (лужні і лужноземельні метали і значна частина перехідних металів) слабо намагнічуються і не зберігають це стан поза магнітного поля - це парамагнетики. Метали, виштовхує магнітним полем, - Діамагнетик (мідь, срібло, золото, вісмут).

При розгляді електронної будови металів ми розділили метали на метали головних підгруп (s- і p-елементи) і метали побічних підгруп (перехідні d- і f-елементи).

У техніці прийнято класифікувати метали за різними фізичними властивостями:

1. Щільність - легкі (р< 5 г/см 3) и тяжелые (все остальные).

2. Температурі плавлення - легкоплавкі і тугоплавкі.

Існують класифікації металів за хімічними властивостями. Метали з низькою хімічною активністю називають благородними(Срібло, золото, платина і її аналоги - осмій, іридій, рутеній, паладій, родій). За близькості хімічних властивостей виділяють лужні(метали головної підгрупи I групи), лужноземельні(Кальцій, стронцій, барій, радій), а також рідкоземельні метали(Скандій, ітрій, лантан і лантаноїди, актиній і актиноїди).

Загальні хімічні властивості металів

Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрони і переходять в позитивно заряджені іони, тобто окислюються. У цьому полягає головна загальна властивість і атомів, і простих речовин - металів. метали в хімічних реакціях завжди відновники. Відновлювальна здатність атомів простих речовин - металів, утворених хімічними елементами одного періоду або однієї головної підгрупи Періодичної системи Д. І. Менделєєва, змінюється закономірно.

Відновну активність металу в хімічних реакціях, які протікають у водних розчинах, відображає його становище в електрохімічному ряді напруг металів.

На підставі цього ряду напруг можна зробити наступні важливі висновки про хімічної активності металів в реакціях, що протікають у водних розчинах при стандартних умовах (t \u003d 25 ° С, р \u003d 1 атм).

· Чим лівіше стоїть метал в цьому ряду, тим сильнішим відновником він є.

· Кожен метал здатний витісняти (відновлювати) з солей в розчині ті метали, які в ряді напруг стоять після нього (правіше).

· Метали, що знаходяться в ряді напруг лівіше водню, здатні витісняти його з кислот в розчині

· Метали, які є найсильнішими восстановителями (лужні і лужноземельні), в будь-яких водних розчинах взаємодіють насамперед з водою.

Відновлювальна активність металу, визначена за електрохімічного ряду, не завжди відповідає положенню його в періодичній системі. Це пояснюється тим, що при визначенні положення металу в ряді напруг враховують не тільки енергію відриву електронів від окремих атомів, а й енергію, яка витрачається на руйнування кристалічної решітки, а також енергію, що виділяється при гідратації іонів. Наприклад, літій активніший у водних розчинах, ніж натрій (хоча за положенням у періодичній системі Na - більш активний метал). Справа в тому, що енергія гідратації іонів Li + значно більше, ніж енергія гідратації Na +, тому перший процес є енергетично більш вигідним. Розглянувши загальні положення, що характеризують відновні властивості металів, перейдемо до конкретних хімічних реакцій.

Взаємодія металів з неметалами

· З киснем більшість металів утворюють оксиди- основні і амфотерні. Кислотні оксиди перехідних металів, наприклад оксид хрому (VI) CrO g або оксид марганцю (VII) Mn 2 O 7, не утворюються при прямому окисленні металу киснем. Їх отримують непрямим шляхом.

Лужні метали Na, K активно реагують з киснем повітря, Утворюючи пероксиди:

Оксид натрію отримують непрямим шляхом, при прожаренні пероксидов з відповідними металами:

Літій і лужноземельні метали взаємодіють з киснем повітря, утворюючи основні оксиди:

Інші метали, крім золота і платинових металів, які взагалі не окислюються киснем повітря, взаємодіють з ним менш активно або при нагріванні:

· З галогенами метали утворюють солі галогеноводородних кислот, Наприклад:

· З воднем самі активні метали утворюють гідриди - іонні солеподібні речовини, в яких водень має ступінь окислення -1, наприклад:

Багато перехідні метали утворюють з воднем гідриди особливого типу - відбувається як би розчинення або впровадження водню в кристалічну решітку металів між атомами і іонами, при цьому метал зберігає свій зовнішній вигляд, але збільшується в об'ємі. Цілком Зайнятий водень знаходиться в металі, очевидно, в атомарному вигляді.

Існують і гідриди металів проміжного характеру.

· З сірі метали утворюють солі - сульфіди, Наприклад:

· З азотом метали реагують дещо складніше, Т. К. Хімічес кая зв'язок в молекулі азоту N 2 дуже міцна; при цьому утворюються нітриди. При звичайній температурі взаємодіє з азотом тільки літій:

Взаємодія металів зі складними речовинами

· З водою. Лужні і лужноземельні метали при звичайних умовах витісняють водень із води і утворюють розчинні підстави - лугу, наприклад:

Інші метали, що стоять у ряді напруг до водню, теж можуть при певних умовах витісняти водень із води. Але алюміній бурхливо взаємодіє з водою, тільки якщо видалити з його поверхні оксидну плівку:

Магній взаємодіє з водою тільки при кип'ятінні, при цьому також виділяється водень:

Якщо палаючий магній внести в воду, то горіння триває, т. К. Протікає реакція:

Залізо взаємодіє з водою тільки в розпеченому вигляді:

· З кислотами в розчині (HCl, H 2 SO 4 ), CH 3 COOH і ін., Крім HNO 3 ) Взаємодіють метали, що стоять у ряді напруг до водню. При цьому утворюються сіль і водень.

А ось свинець (і деякі інші метали), незважаючи на його положення в ряді напруг (зліва від водню), майже не розчиняється в розведеною сірчаної кислоти, т. К. Утворюється сульфат свинцю PbSO 4 розчиняється і створює на поверхні металу захисну плівку.

· З солями менш активних металів в розчині. В результаті такої реакції утворюється сіль більш активного металу і виділяється менше активний метал у вільному вигляді.

Потрібно пам'ятати, що реакція йде в тих випадках, коли утворюється сіль розчинна. Витіснення металів з їхніх сполук іншими металами вперше детально вивчав Н. Н. Бекетов - великий російський вчений в галузі фізичної хімії. Він розташував метали по хімічній активності в «витіснювальний ряд», що став прототипом ряду напруг металів.

· З органічними речовинами. Взаємодія з органічними кислотами аналогічно реакцій з мінеральними кислотами. Спирти ж можуть проявляти слабкі кислотні властивості при взаємодії з лужними металами:

Аналогічно реагує і фенол:

Метали беруть участь в реакціях з галогеналканами, які використовують для отримання нижчих циклоалканов і для синтезів, в ході яких відбувається ускладнення вуглецевого скелета молекули (реакція А. Вюрца):

· З лугами в розчині взаємодіють метали, гідроксиди яких амфотерни. наприклад:

· Метали можуть утворювати один з одним хімічні сполуки, які отримали загальну назву інтерметалічних сполук. У них найчастіше не виявляються ступеня окислення атомів, які характерні для сполук металів з неметалами. наприклад:

Cu 3 Au, LaNi 5, Na 2 Sb, Ca 3 Sb 2 і ін.

Интерметаллические з'єднання зазвичай не мають постійного складу, хімічний зв'язок в них в основному металева. Освіта цих сполук більш характерно для металів побічних підгруп.

Метали головних підгруп I-III груп Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва

Загальна характеристика

Це метали головної підгрупи I групи. Їх атоми на зовнішньому енергетичному рівні мають по одному електрону. Лужні метали - сильні відновники. Їх відновна здатність і хімічна активність зростають зі збільшенням порядкового номера елемента (т. Е. Зверху вниз в Періодичної таблиці). Всі вони володіють електронною провідністю. Міцність зв'язку між атомами лужних металів зменшується зі збільшенням порядкового номера елемента. Також знижуються їх температури плавлення і кипіння. Лужні метали взаємодіють з багатьма простими речовинами - окислювачами. У реакціях з водою вони утворюють розчинні у воді підстави (луги). лужноземельними елементами називаються елементи головної підгрупи II групи. Атоми цих елементів містять на зовнішньому енергетичному рівні по два електрона. Вони є найсильнішими восстановителями, мають ступінь окислення +2. У цій головній підгрупі дотримуються загальні закономірності в зміні фізичних і хімічних властивостей, пов'язані зі збільшенням розміру атомів по групі зверху вниз, також слабшає і хімічний зв'язок між атомами. Зі збільшенням розміру іона слабшають кислотні і посилюються основні властивості оксидів і гідроксидів.

Головну підгрупу III групи складають елементи бор, алюміній, галій, індій і талій. Всі елементи відносяться до p-елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по три (s 2 p 1 ) електрона, Чим пояснюється схожість властивостей. Ступінь окислення +3. Усередині групи зі збільшенням заряду ядра металеві властивості збільшуються. Бор - елемент-неметалл, а у алюмінію вже металеві властивості. Всі елементи утворюють оксиди і гідроксиди.

Більшість металів знаходиться в підгрупах періодичної системи. На відміну від елементів головних підгруп, де відбувається поступове заповнення електронами зовнішнього рівня атомних орбіталей, у елементів побічних підгруп заповнюються d-орбіталі передостаннього енергетичного рівня і s-орбіталі останнього. Число електронів відповідає номеру групи. Елементи з рівним числом валентних електронів входять в групу під одним номером. Всі елементи підгруп - метали.

Прості речовини, утворені металами підгруп, мають міцні кристалічні решітки, стійкі до нагрівання. Ці метали найміцніші і тугоплавкі серед інших металів. У d-елементів яскраво проявляється перехід зі збільшенням їх валентності від основних властивостей через амфотерні до кислотних.

Лужні метали (Na, K)

На зовнішньому енергетичному рівні атоми лужних металів елементів містять по одному електрону, Що знаходиться на великій відстані від ядра. Вони легко віддають цей електрон, тому є сильними відновниками. У всіх з'єднаннях лужні метали проявляють ступінь окислення +1. Їх відновні властивості з ростом радіуса атомів посилюються від Li до Cs. Всі вони типові метали, мають сріблясто-білий колір, м'які (ріжуться ножем), легкі і легкоплавкі. Активно взаємодіють з усіма неметаллами:

Всі лужні метали при взаємодії з киснем (виняток Li) утворюють пероксиди. У вільному вигляді лужні метали не зустрічаються через їх високу хімічну активність.

оксиди - тверді речовини, мають основні властивості. Їх отримують, прожарюючи пероксиди з відповідними металами:

Гідроксиди NaOH, KOH - тверді білі речовини, гігроскопічні, добре розчиняються у воді з виділенням теплоти, їх відносять до лугів:

Солі лужних металів майже всі розчинні у воді. Найважливіші з них: Na 2 CO 3 - карбонат натрію; Na 2 CO 3 10H 2 O - кристалічна сода; NaHCO 3 - гідрокарбонат натрію, харчова сода; K 2 CO 3 - карбонат калію, поташ; Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберової сіль; NaCl - хлорид натрію, харчова сіль.

Елементи I групи в таблицях

Лужноземельні метали (Ca, Mg)

Кальцій (Ca) є представником лужноземельних металів, Якими називаються елементи головної підгрупи II групи, але не всі, а тільки починаючи з кальцію і вниз по групі. Це ті хімічні елементи, які, взаємодіючи з водою, утворюють лугу. Кальцій на зовнішньому енергетичному рівні містить два електрона, Ступінь окислення +2.

Фізичні та хімічні властивості кальцію і його з'єднань представлені в таблиці.

Магній (Mg) має таку саму будову атома, як і кальцій, ступінь його окислення також +2. М'який метал, але його поверхня на повітрі покривається захисною плівкою, що трохи знижує хімічну активність. Його горіння супроводжується сліпучим спалахом. MgO і Mg (OH) 2 виявляють основні властивості. Хоча Mg (OH) 2 і малорастворим, але забарвлює розчин фенолфталеїну в малиновий колір.

Mg + O 2 \u003d MgO 2

Оксиди MO - тверді білі тугоплавкі речовини. У техніці CaO називають негашеним вапном, а MgO - паленою магнезією, ці оксиди використовують у виробництві будівельних матеріалів. Реакція оксиду кальцію з водою супроводжується виділенням теплоти і називається гасінням вапна, а що утворюється Ca (OH) 2 - гашеним вапном. Прозорий розчин гідроксиду кальцію називається вапнякової водою, а біла суспензія Ca (OH) 2 в воді - вапняним молоком.

Солі магнію і кальцію отримують взаємодією їх з кислотами.

CaCO 3 - карбонат кальцію, крейда, мармур, вапняк. Застосовується в будівництві. MgCO 3 - карбонат магнію - застосовується в металургії для звільнення від шлаків.

CaSO 4 2H 2 O - гіпс. MgSO 4 - сульфат магнію - називають гіркою, або англійської, сіллю, міститься в морській воді. BaSO 4 - сульфат барію - завдяки нерастворимости і здатності затримувати рентгенівські промені застосовується в діагностиці ( «баритовая каша») шлунково-кишкового тракту.

На частку кальцію припадає 1,5% маси тіла людини, 98% кальцію міститься в кістках. Магній є біоелементом, його в тілі людини близько 40 г, він бере участь в утворенні білкових молекул.

Лужноземельні метали в таблицях

алюміній

Алюміній (Al) - елемент головної підгрупи III групи періодичної системи Д. І. Менделєєва. Атом алюмінію містить на зовнішньому енергетичному рівні три електрона, Які він легко віддає при хімічних взаємодіях. У родоначальника підгрупи і верхнього сусіда алюмінію - бору - радіус атома менше (у бору він дорівнює 0,080 нм, у алюмінію - 0,143 нм). Крім того, у атома алюмінію з'являється один проміжний восьміелектронний шар (2е; 8е; 3е), який перешкоджає протягу зовнішніх електронів до ядра. Тому у атомів алюмінію відновні властивості виражені досить сильно.

Майже у всіх своїх сполуках алюміній має ступінь окислення +3.

Алюміній проста речовина

Сріблясто-білий легкий метал. Плавиться при 660 ° С. Дуже пластичний, легко витягується в дріт і прокочується в фольгу товщиною до 0,01 мм. Володіє дуже великий електричну провідність і теплопровідність. Утворюють з іншими металами легкі і міцні сплави. Алюміній - дуже активний метал. Якщо порошок алюмінію або тонку алюмінієву фольгу сильно нагріти, то вони спалахують і згоряють сліпучим полум'ям:

Цю реакцію можна спостерігати при горінні бенгальських вогнів і феєрверків. Алюміній, як і всі метали, легко реагує з неметалами, Особливо в порошкоподібному стані. Для того щоб почалася реакція, необхідно початкове нагрівання, за винятком реакцій з галогенами - хлором і бромом, зате потім все реакції алюмінію з неметалами йдуть дуже бурхливо і супроводжуються виділенням великої кількості теплоти:

алюміній добре розчиняється в розбавлених сірчаної та соляної кислоти:

А от концентровані сірчана і азотна кислоти пасивують алюміній, Утворюючи на поверхні металу щільну міцну оксидну плівку, Яка перешкоджає подальшому протіканню реакції. Тому ці кислоти перевозять в алюмінієвих цистернах.

Оксид і гідроксид алюмінію мають амфотерними властивостями, Тому алюміній розчиняється у водних розчинах лугів, утворюючи солі - алюмінати:

Алюміній широко використовується в металургії для отримання металів - хрому, марганцю, ванадію, титану, цирконію з їх оксидів. Цей спосіб зветься алюмотермія. На практиці часто застосовують терміт - суміш Fe 3 O 4 з порошком алюмінію. Якщо цю суміш підпалити, наприклад, за допомогою магнієвої стрічки, то відбувається енергійна реакція з виділенням великої кількості теплоти:

Теплоти, що виділяється цілком достатньо для повного розплавлення утворюється заліза, тому цей процес використовують для зварювання сталевих виробів.

Алюміній можна отримати електролізом - розкладанням розплаву його оксиду Al 2 O 3 на складові частини за допомогою електричного струму. Але температура плавлення оксиду алюмінію близько 2050 ° С, тому для проведення електролізу необхідні великі витрати енергії.

з'єднання алюмінію

алюмосилікати. Ці сполуки можна розглядати як солі, утворені оксидом алюмінію, кремнію, лужних і лужноземельних металів. Вони і складають основну масу земної кори. Зокрема, алюмосилікати входять до складу польових шпатів - найбільш поширених мінералів і глин.

боксит- гірська порода, з якої отримують алюміній. Вона містить оксид алюмінію Al 2 O 3.

Корунд- мінерал складу Al 2 O 3, має дуже високу твердість, його дрібнозернистий різновид, що містить домішки, - наждак, застосовується як абразивний (шліфувальний) матеріал. Цю ж формулу має і інше природне з'єднання - глинозем.

Добре відомі прозорі, пофарбовані домішками, кристали корунду: червоні - рубіни і сині - сапфіри, які використовують як дорогоцінні камені. В даний час їх отримують штучно і застосовують не тільки для прикрас, але і для технічних цілей, наприклад, для виготовлення деталей годинників та інших точних приладів. Кристали рубінів застосовуються в лазерах.

Оксид алюмінію Al 2 O 3 - біла речовина з дуже високою температурою плавлення. Може бути отриманий розкладанням при нагріванні гідроксиду алюмінію:

Гідроксид алюмінію Al (OH) 3 випадає у вигляді драглистого осаду при дії лугів на розчини солей алюмінію:

як амфотерний гідроксид він легко розчиняється в кислотах і розчинах лугів:

алюминатами називають солі нестійких алюмінієвих кислот - ортоалюмініевой H 2 AlO 3, метаалюминиевой HAlO 2 (її можна розглядати як ортоалюмініевую кислоту, від молекули якої відняли молекулу води). До природних алюмінатом відноситься благородна шпінель і дорогоцінний хризоберил. Солі алюмінію, крім фосфатів, добре розчинні у воді. Деякі солі (сульфіди, сульфіти) розкладаються водою. Хлорид алюмінію AlCl 3 застосовують як каталізатор у виробництві дуже багатьох органічних речовин.

Елементи III групи в таблицях

Характеристика перехідних елементів - міді, цинку, хрому, заліза

Мідь (Cu) - елемент побічної підгрупи першої групи. Електронна формула: (... 3d 10 4s 1). Десятий d-електрон у неї рухливий, т. К. Він перемістився з 4S-підрівні. Мідь у з'єднаннях проявляє ступені окислення +1 (Cu 2 O) і +2 (CuO). Мідь - метал світло-рожевого кольору, тягучий, в'язкий, відмінний провідник електрики. Температура плавлення 1083 ° С.

Як і інші метали підгрупи I групи періодичної системи, мідь стоїть у ряді активності правіше водню і не витісняє його з кислот, але реагує з кислотами-окислювачами:

Під дією лугів на розчини солей міді випадає осад слабкої основи блакитного кольору- гідроксиду міді (II), який при нагріванні розкладається на основний оксид CuO чорного кольору і воду:

Хімічні властивості міді в таблицях

Цинк (Zn)- елемент побічної підгрупи II групи. Його електронна формула наступна: (... 3d 10 4s 2). Так як в атомах цинку передостанній d-підрівень повністю завершено, то цинк в сполуках проявляє ступінь окислення +2.

Цинк - метал сріблясто-білого кольору, практично не змінюється на повітрі. Володіє корозійну стійкість, що пояснюється наявністю на його поверхні оксидної плівки. Цинк - один з найактивніших металів, при підвищеній температурі реагує з простими речовинами:

витісняє водень з кислот:

Цинк як і інші метали витісняє менш активні метали з їх солей:

Zn + 2AgNO 3 \u003d 2Ag + Zn (NO 3) 2

Гідроксид цинку амфотерен, Т. Е. Проявляє властивості і кислоти, і підстави. При поступовому Прилив розчину лугу до розчину солі цинку випав спочатку осад розчиняється (аналогічно відбувається і з алюмінієм):

Хімічні властивості цинку в таблицях

На прикладі хрому (Cr) можна показати, що властивості перехідних елементів змінюються вздовж періоду не принципово: Відбувається кількісна зміна, пов'язане зі зміною числа електронів на валентних орбіталях. Максимальний ступінь окислення хрому +6. Метал в низці активності лівіше водню і витісняє його з кислот:

При додаванні розчину лугу до такого розчину утворюється осад Me (OH) 2 , Який швидко окислюється киснем повітря:

Йому відповідає амфотерний оксид Cr 2 O 3. Оксид і гідроксид хрому (у вищій мірі окислення) виявляють властивості кислотних оксидів і кислот відповідно. Солі хромової кислоти (H 2 Cr O 4 ) в кислому середовищі перетворюються в дихромати - солі дихромової кислоти (H 2 Cr 2 O 7). Сполуки хрому мають високу окислювальну здатність.

Хімічні властивості хрому в таблицях

Залізо Fe- елемент побічної підгрупи VIII групи і 4-го періоду періодичної системи Д. І. Менделєєва. Атоми заліза влаштовані кілька відмінно від атомів елементів головних підгруп. Як і належить елементу 4-го періоду, атоми заліза мають чотири енергетичних рівня, але заповнюється з них не останній, а передостанній, третій від ядра, рівень. На останньому ж рівні атоми заліза містять два електрона. На передостанньому рівні, який може вмістити 18 електронів, у атома заліза знаходяться 14 електронна. Отже, розподіл електронів по рівням в атомах заліза таке: 2е; 8e; 14е; 2е. Подібно будь-який метал, атоми заліза виявляють відновні властивості, Віддаючи при хімічних взаємодіях не тільки два електрона з останнього рівня, і набуваючи ступінь окислення +2, а й електрон з передостаннього рівня, при цьому ступінь окислення атома підвищується до +3.

Залізо проста речовина

Це сріблясто-білий блискучий метал з температурою плавлення 1539 ° С. Дуже пластичний, тому легко обробляється, кується, прокатується, штампується. Залізо має здатність намагнічуватися і размагничиваться. Йому можна надати велику міцність і твердість методами термічного і механічного впливу. Розрізняють технічно чисте і хімічно чисте залізо. Технічно чисте залізо, по суті, являє собою низьковуглецеву сталь, воно містить 0,02-0,04% вуглецю, а кисню, сірки, азоту і фосфору - ще менше. Хімічно чисте залізо містить менше 0,01% домішок. З технічно чистого заліза зроблені, наприклад, канцелярські скріпки і кнопки. Таке залізо легко кородує, в той час як хімічно чисте залізо майже не піддається корозії. В даний час залізо - це основа сучасної техніки і сільськогосподарського машинобудування, транспорту і засобів зв'язку, космічних кораблів і взагалі всієї сучасної цивілізації. Більшість виробів, починаючи від швейної голки, і закінчуючи космічними апаратами, не може бути виготовлено без застосування заліза.

Хімічні властивості заліза

Залізо може проявляти ступеня окислення +2 і +3, Відповідно, залізо дає два ряди сполук. Число електронів, яке атом заліза віддає при хімічних реакціях, залежить від окислювальної здатності реагують з ним речовин.

Наприклад, з галогенами залізо утворює галогеніди, в яких воно має ступінь окислення +3:

а з сіркою - сульфід заліза (II):

Розпечене залізо згорає в кисні з утворенням залізної окалини:

При високій температурі (700-900 ° С) залізо реагує з парами води:

Відповідно до положення заліза в електрохімічному ряді напруг воно може витіснити метали, що стоять правіше нього, з водних розчинів їх солей, наприклад:

У розведених соляний і сарною кислотах залізо розчиняється, Т. Е. Окислюється іонами водню:

Розчиняється залізо і в розведеної азотної кислоти, При цьому утворюється нітрат заліза (III), вода і продукти відновлення азотної кислоти - N 2, NO або NH 3 (NH 4 NO 3) в залежності від концентрації кислоти.

з'єднання заліза

У природі залізо утворює ряд мінералів. Це магнітний залізняк (магнетит) Fe 3 O 4, червоний залізняк (гематит) Fe 2 O 3, бурий залізняк (лимонит) 2Fe 2 O 3 3H 2 O. Ще одне природне з'єднання заліза - залізний, або сірчаний, колчедан (пірит) FeS 2, що не служить залізною рудою для отримання металу, але застосовується для виробництва сірчаної кислоти.

Для заліза характерні два ряди сполук: з'єднання заліза (II) і заліза (III).Оксид заліза (II) FeO і відповідний йому гідроксид заліза (II) Fe (OH) 2 одержують побічно, зокрема, за такою ланцюга перетворень:

Обидва сполуки мають яскраво виражені основні властивості.

Катіони заліза (II) Fe 2 + легко окислюються киснем повітря до катіонів заліза (III) Fe 3 + . Тому білий осад гідроксиду заліза (II) набуває зелене забарвлення, а потім стає бурим, перетворюючись в гідроксид заліза (III):

Оксид заліза (III) Fe 2 O 3 і відповідний йому гідроксид заліза (III) Fe (OH) 3 також отримують побічно, наприклад, по ланцюжку:

З солей заліза найбільше технічне значення мають сульфати і хлориди.

Кристалогідрат сульфату заліза (II) FeSO 4 7H 2 O, відомий під назвою залізний купорос, застосовують для боротьби з шкідниками рослин, для приготування мінеральних фарб і в інших цілях. Хлорид заліза (III) FeCl 3 використовують в якості протрави при фарбуванні тканин. Сульфат заліза (III) Fe 2 (SO 4) 3 9H 2 O застосовується для очищення води і в інших цілях.

Фізичні та хімічні властивості заліза та його сполук узагальнені в таблиці:

Хімічні властивості заліза в таблицях

Якісні реакції на іони Fe 2+ і Fe 3+

Для розпізнавання сполук заліза (II) і (III) проводять якісні реакції на іони Fe 2+ і Fe 3+ . якісною реакцією на іони Fe 2+ служить реакція солей заліза (II) з з'єднанням K 3, званим червоної кров'яної сіллю. Це особлива група солей, які називаються комплексними, з ними ви познайомитеся в подальшому. Поки ж потрібно засвоїти, як диссоциируют такі солі:

Реактивом на іони Fe 3+ є інше комплексне з'єднання - жовта кров'яна сіль - K 4, яка в розчині дисоціює аналогічно:

Якщо в розчини, що містять іони Fe 2+ і Fe 3+, додати, відповідно, розчини червоної кров'яної солі (реактив на Fe 2+) і жовтої кров'яної солі (реактив на Fe 3+), то в обох випадках випадає однаковий синій осад:

Для виявлення іонів Fe 3+ ще використовують взаємодію солей заліза (III) з роданідом калію KNCS або амонію NH 4 NCS. При цьому утворюється яскраво пофарбований іон FeNCNS 2+, в результаті чого весь розчин набуває інтенсивно червоний колір:

Таблиця розчинності

IIA група містить тільки метали - Be (берилій), Mg (магній), Ca (кальцій), Sr (стронцій), Ba (барій) і Ra (радій). Хімічні властивості першого представника цієї групи - берилію - найбільш сильно відрізняються від хімічних властивостей інших елементів даної групи. Його хімічні властивості багато в чому навіть більш схожі з алюмінієм, ніж з іншими металами IIA групи (так зване «діагональне схожість»). Магній ж за хімічними властивостями теж помітно відрізняється від Ca, Sr, Ba і Ra, але все ж має з ними набагато більше подібних хімічних властивостей, ніж з берилієм. У зв'язку зі значним подібністю хімічних властивостей кальцію, стронцію, барію і радію їх об'єднують в одне сімейство, зване лужноземельними металами.

Всі елементи IIA групи відносяться до s-елементом, тобто містять всі свої валентні електрони на s-подуровне. Таким чином, електронна конфігурація зовнішнього електронного шару всіх хімічних елементів даної групи має вигляд ns 2 , де n - номер періоду, в якому знаходиться елемент.

Внаслідок особливостей електронної будови металів IIA групи, дані елементи, крім нуля, здатні мати тільки одну єдину ступінь окислення, рівну +2. Прості речовини, утворені елементами IIA групи, за участю в будь-яких хімічних реакціях здатні тільки окислюватися, тобто віддавати електрони:

Ме 0 - 2 e - → Ме +2

Кальцій, стронцій, барій і радій мають вкрай високу хімічну активність. Прості речовини, утворені ними, є дуже сильними відновниками. Також сильним відновником є \u200b\u200bмагній. Відновлювальна активність металів підпорядковується загальним закономірностям періодичного закону Д.І. Менделєєва і збільшується вниз по підгрупі.

Взаємодія з простими речовинами

з киснем

Без нагрівання берилій і магній не реагують ні з киснем повітря, ні з чистим киснем з огляду на те, що покриті тонкими захисними плівками, що складаються відповідно з оксидів BeO і MgO. Їх зберігання не вимагає яких-небудь особливих способів захисту від повітря і вологи, на відміну від лужноземельних металів, які зберігають під шаром інертного по відношенню до них рідини, найчастіше гасу.

Be, Mg, Ca, Sr при горінні в кисні утворюють оксиди складу MeO, а Ba - суміш оксиду барію (BaO) і пероксиду барію (BaO 2):

2Mg + O 2 \u003d 2MgO

2Ca + O 2 \u003d 2CaO

2Ba + O 2 \u003d 2BaO

Ba + O 2 \u003d BaO 2

Слід зазначити, що при горінні лужноземельних металів і магнію на повітрі побічно протікає також реакція цих металів з азотом повітря, в результаті якої, крім сполук металів з киснем, утворюються також нітрид c загальною формулою Me 3 N 2.

з галогенами

Берилій реагує з галогенами тільки при високих температурах, а решта металів IIA групи - вже при кімнатній температурі:

Мg + I 2 \u003d MgI 2 - йодид магнію

Са + Br 2 \u003d СаBr 2 - бромід кальцію

Ва + Cl 2 \u003d ВаCl 2 - хлорид барію

з неметалами IV-VI груп

Всі метали IIA групи реагують при нагріванні з усіма неметалами IV-VI груп, але в залежності від положення металу в групі, а також активності неметалів потрібна різна ступінь нагріву. Оскільки берилій є серед всіх металів IIA групи найбільш хімічно інертним, при проведенні його реакцій з неметалами потрібно істотно б пробільша температура.

Слід зазначити, що при реакції металів з вуглецем можуть утворюватися карбіди різної природи. Розрізняють карбіди, що відносяться до метанідам і умовно вважаються похідними метану, в якому всі атоми водню заміщені на метал. Вони так само, як і метан, містять вуглець в ступені окислення -4, і при їх гідролізі або взаємодії з кислотами-неокислителях одним з продуктів є метан. Також існує інший тип карбідів - ацетиленіди, які містять іон C 2 2-, що фактично є фрагментом молекули ацетилену. Карбіди типу ацетіленід при гідролізі або взаємодії з кислотами-неокислителях утворюють ацетилен як один з продуктів реакції. Те, який тип карбіду - метанід або ацетіленід - вийде при взаємодії того чи іншого металу з вуглецем, залежить від розміру катіона металу. З іонами металів, що володіють малим значенням радіусу, утворюються, як правило, метаніди, з іонами більшого розміру - ацетиленіди. У разі металів другої групи метанід виходить при взаємодії берилію з вуглецем:

Решта метали II А групи утворюють з вуглецем ацетиленіди:

З кремнієм метали IIA групи утворюють силіциди - з'єднання виду Me 2 Si, з азотом - нітрид (Me 3 N 2), фосфором - фосфіди (Me 3 P 2):

з воднем

Всі лужноземельні метали реагують при нагріванні з воднем. Для того щоб магній прореагував з воднем, одного нагріву, як у випадку зі лужноземельними металами, недостатньо, потрібно, крім високої температури, Також і підвищений тиск водню. Берилій не реагує з воднем ні за яких умов.

Взаємодія зі складними речовинами

з водою

Всі лужноземельні метали активно реагують з водою з утворенням лугів (розчинних гідроксидів металів) і водню. Магній реагує з водою лише при кип'ятінні внаслідок того, що при нагріванні у воді розчиняється захисна оксидна плівка MgO. У разі берилію захисна оксидна плівка дуже стійка: з ним вода не реагує ні при кип'ятінні, ні навіть при температурі червоного розжарювання:

c кислотами-неокислителях

Всі метали головної підгрупи II групи реагують з кислотами-неокислителях, оскільки знаходяться в ряду активності лівіше водню. При цьому утворюються сіль відповідної кислоти і водень. Приклади реакцій:

Ве + Н 2 SO 4 (разб.) \u003d BeSO 4 + H 2

Mg + 2HBr \u003d MgBr 2 + H 2

Ca + 2CH 3 COOH \u003d (CH 3 COO) 2 Ca + H 2

c кислотами-окислювачами

- розведеною азотною кислотою

З розведеної азотною кислотою реагують все метали IIA групи. При цьому продуктами відновлення замість водню (як у випадку кислот-неокислителях) є оксиди азоту, переважно оксид азоту (I) (N 2 O), а в разі сильно розведеної азотної кислоти - нітрат амонію (NH 4 NO 3):

4Ca + 10HNO 3 ( разб .) \u003d 4Ca (NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O

4Mg + 10HNO 3 (Сильно разб.) \u003d 4Mg (NO 3) 2 + NН 4 NO 3 + 3H 2 O

- концентрованою азотною кислотою

Концентрована азотна кислота при звичайній (або низької) температурі пасивує берилій, тобто в реакцію з ним не вступає. При кип'ятінні реакція можлива і протікає переважно відповідно до рівняння:

Магній і лужноземельні метали реагують з концентрованою азотною кислотою з утворенням великого спектру різних продуктів відновлення азоту.

- концентрованої сірчаної кислотою

Берилій пассивируется концентрованої сірчаної кислотою, тобто не реагує з нею в звичайних умовах, проте реакція протікає при кип'ятінні і призводить до утворення сульфату берилію, діоксиду сірки та води:

Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

Барій також пассивируется концентрованої сірчаної кислотою внаслідок утворення нерозчинного сульфату барію, але реагує з нею при нагріванні, сульфат барію розчиняється при нагріванні в концентрованої сірчаної кислоти завдяки його перетворенню в гидросульфат барію.

Решта метали головною IIA групи реагують з концентрованою сірчаною кислотою при будь-яких умовах, в тому числі на холоду. Відновлення сірки може відбуватися до SO 2, H 2 S і S в залежності від активності металу, температури проведення реакції і концентрації кислоти:

Mg + H 2 SO 4 ( конц .) \u003d MgSO 4 + SO 2 + H 2 O

3Mg + 4H 2 SO 4 ( конц .) \u003d 3MgSO 4 + S ↓ + 4H 2 O

4Ca + 5H 2 SO 4 ( конц .) \u003d 4CaSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

з лугами

Магній і лужноземельні метали з лугами не взаємодіють, а берилій легко реагує як розчинами лугів, так і з безводними лугами при сплаву. При цьому при здійсненні реакції в водному розчині в реакції бере участь також і вода, а продуктами є тетрагідроксоберіллати лужних або лужноземельних металів і газоподібний водень:

Be + 2KOH + 2H 2 O \u003d H 2 + K 2 - тетрагідроксоберіллат калію

При здійсненні реакції з твердим лугом при сплаву утворюються берилати лужних або лужноземельних металів і водень

Be + 2KOH \u003d H 2 + K 2 BeO 2 - беріллатов калію

з оксидами

Лужноземельні метали, а також магній можуть відновлювати менш активні метали і деякі неметали з їх оксидів при нагріванні, наприклад:

Метод відновлення металів з їх оксидів магнієм називають магніетерміей.