Распространение в природе и получение

Королева Галина Анатольевна

Вострикова Наталья Михайловна

 

Химия металлов

 

 

 

 

Королева Галина Анатольевна

Вострикова Наталья Михайловна

 

 

Химия металлов

 

 

Редактор

Компьютерная верстка

 

 

Подписано в печать..04.

Формат 60х84/16.

Бумага офсетная.

Печать ризографическая.

Усл.-печ. л.

Уч.-изд. л.

Тираж 500 экз.

 

Редакционно-издательский отдел

Гос. образоват. учреждения «ГУЦМиЗ»

660025, г. Красноярск, ул. Вавилова, 66 а

Отпечатано

 

УДК 546.3(07)

ББК 34.1 я73

 

 

Рецензенты: д.т.н. Патрушев В.В., к.х.н. Безрукова Н.П.

 

Королева Г.А., Вострикова Н.М.

К68 Химия металлов: Учеб. пособие / Гос. образоват. учреждение «ГУЦМиЗ». – Красноярск, 2005. – с.

 

ISBN 5–8150–0213–5

 

 

В учебном пособии излагаются основные способы получения, физические и химические свойства металлов. Рассматриваются окислительно-восстановительные, кислотно-основные свойства соединений металлов в характерных степенях окисления.

Для студентов всех инженерных специальностей металлургического направления.

 

УДК 546.3(07)

ББК 34.1 я73

 

 

© Государственное образовательное учреждение

высшего профессионального образования

«Красноярскмй государственный университет

ISBN 5–8150–0213–5 цветных металлов и золота», 2005

Учебное издание

участке множительной техники ГУЦМиЗ

660025, г. Красноярск, ул. Вавилова, 66 а

Введение

 

Термин ²металлургия² произошел от греческого слова, означающего искусство производства металлов из руд. В современном смысле это область науки и техники и область промышленности, охватывающие процессы получения металлов из руд и других материалов, а также процессы связанные с изменением химического состава, структуры, свойств металлов и сплавов (прокат, ковка, штамповка, сварка и т.д.).

В современной технике исторически сложилось разделение металлургии на черную и цветную. Черная охватывает производство и переработку сплавов на основе железа: чугунов, стали, ферросплавов, составляющих 95% всей мировой металлопродукции. Цветная металлургия включает производство остальных металлов, а также близко примыкающих к ним по используемым технологиям и источникам сырья твердых неметаллов.

С древнейших времен известны технологии получения меди и железа, несколько позже золота, серебра, олова, цинка, свинца и ртути. Наиболее молодой и быстро развивающейся отраслью цветной металлургии является металлургия алюминия, но по темпам производства и потребления алюминий лидирует среди всех металлов, а по масштабам производства в 90-х годах ХХ века он занял прочное второе место после стали вытеснив медь на третье место. Мировое производство металлов приближается к миллиарду тон в год, так производство железа оценивается величиной ~ 7×10⁸ т/год, Al ~ 10⁷ т/год, Sn ~ 10⁵ т/год, Au ~ 10³ т/год.

Предполагается, что ресурсы многих металлов (Cu, Cr, Ni, Zn, Pb, Mo, Sn, Ag, Cd, Hg и др.) будут исчерпаны уже в этом столетии, чтобы их сохранить необходимо прежде всего создание принципиально новых технологий переработки сырья.

Появление данного учебного пособия объясняется стремлением авторов дать студентам обучающимся по направлениям ²Металлургия², ²Физическое материаловедение², ²Горное дело² на единой методической основе знания по химическим свойствам металлов и их соединений, что необходимо для глубокого усвоения специальных курсов.

В учебном пособии систематезированы и дополнены имеющиеся в рекомендуемой литературе сведения по свойствам, получению и применению s-, p-, d-, f- металлов.

Изучив это учебное пособие, студенты должны научиться характеризовать общие свойства s-, p-, d-, f- элементов и зависимость химических свойств их соединений от свойств атомов; применять знания по общей химии для характеристики элементов и их соединений, а также раскрытия химизма технологических процессов в металлургии.

 

I.S-Металлы

 

Элементы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr и Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra составляют 1A- и 2A-группы периодической системы элементов Д.И.Менделеева.

Атомы щелочных металлов, бериллия, магния и щелочноземельных металлов имеют конфигурацию валентного слоя соответственно …nS¹и nS²,где n=2-7.На предпоследнем уровне у атомов Li и Be два электрона, а у остальных элементов–восемь, что является причиной заметного отличия свойств лития от остальных щелочных металлов, а бериллия – от магния и щелочноземельных металлов. Атомы S-металлов - сильные восстановители. В пределах подгруппы от Li к Fr и от Be к Ra происходит увеличение радиусов атомов уменьшение энергии ионизации а, следовательно, повышение их восстановительной активности.

Е_ион 520 496 419 403 375 384

кДж/моль

Э ® Э⁺ Li Na K Rb Cs Fr

 

Rа, нм 0,155 0,189 0,236 0,248 0,268 0,280

 

Е_ион 899 738 590 549 503 509

кДж/моль

Э⁺ ® Э²⁺ Be Mg Ca Sr Ba Ra

 

Rа, нм 0,133 0,160 0,197 0,215 0,221 0,235

нм – нанометр (1 нм = 10^-9 м)

Атомы Be,Mg и щелочноземельных металлов характеризуется меньшими атомными радиусами, значительно большими энергиями ионизации по сравнению с атомами щелочных металлов, и, как итог, менее выраженными металлическими свойствами. Это объясняется увеличением заряда ядер атомов Ве, Mg и щелочноземельных металлов по сравнению с атомами щелочных металлов.

Степень окисления щелочных металлов во всех соединениях +1, а бериллия, магния и щелочноземельных +2.

Распространение в природе и получение

Самыми распространённым элементам в земной коре среди щелочных металлов является Na (2,5масс.%), среди щелочноземельных - Ca (2,96 масс.%), наимение - соответственно Cs (3,7 * 10^-4 масс.%) и Ве (6 *10^-4 масс.%).

Франций не имеет устойчивых изотопов, период полураспада наиболее долгоживущего изотопа Франция всего 22 минуты, поэтому в практике с ним сталкивается лишь очень узкий круг специалистов. Радий не имеет стабильных изотопов. Его долгоживущий изотоп ²²⁶Ra с периодом полураспада 1620 лет образуется в результате цепочки радиоактивных превращений, сопровождающих распад ядер урана. Радий претерпевает a - распад с образованием радиоактивного инертного газа радона с периодом полураспада около 4 дней:

 

²²⁶Ra ® ²²²Rn + ⁴He

 

S - металлы находятся в природе в виде соединений: силикатов (Na₂O·Al₂O₃·6SiO₂), простых (карбонатов, хлоридов и т.д.) и двойных (KCl·MgCl₂·6H₂O, MgCO₃·CaCO₃) солей.

Основные минералы элементов IА - группы, имеющие промышленное значение – галит NaCl, сильвин KCl, сильвинит KCl*NaCl, карналлит KCl*MgCl₂*6H₂O, мирабилит Na₂SO₄*10H₂O.

Рубидий принадлежит к рассеянным элементам, своих минералов он не образует. Источником для получения Rb и Cs могут быть природные минерализованные воды.

Элементы IIА-группы образуют в природе большие скопления таких минералов, как флюорит CaF₂, кальций CaCO₃, магнезит MgCO₃, доломит MgCO₃*CaCO₃, гипс CaSO₄*2H₂O, барит BaSO₄, целестин SrSO₄.

В морской воде и воде различных соляных озер растворены значительные количества NaCl, MgCl₂, MgSO₄, CaSO₄, Na₂SO₄, Ca(HCO₃)₂, и Mg(HCO₃)₂.

S – металлы получают электролизом расплава хлоридов (Li, Na, Be, Mg, Ca) или гидроксидов (K, Na), а также восстановлением в вакууме кальцием из хлоридов (Rb, Cs) или алюминием из оксидов (Sr, Ba).

При электролизе расплавов на катоде выделяется металл

(Ме⁺¹ + е^- = Ме, Ме⁺² + 2е = Меº), а на аноде – хлор (2Clˉ - 2e = Cl₂^°) или кислород (4OHˉ - 4e = O₂ + 2H₂O). Металлотермическое восстановление протекает по уравнениям:

 

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl₂

3SrO + 2Al = 3Sr + Al₂O₃

BeF₂ + Mg = Be + MgF₂

 

Франций и радий получают путем ядерных реакций, например:

 

 

В связи с высокой химической активностью S-металлов, их хранят в герметичной таре, под слоем керосина или масла(за исключением Be,Mg).

 

Физические свойства

S- металлы серебристо-белого цвета, за исключением Cs, имеющего золотисто-жёлтую окраску. Щелочные металлы характеризуются низкими температурами плавления, которые равномерно уменьшаются от 181 (Li) до 29 ºС (Cs); малой плотностью, которая увеличивается от 0,53 (Li) до 1,87г/см³ (Cs) и высокой удельной электропроводностью (в 2,5-12 раз выше, чем у Сa).В кубической гранецентрированной решётке этих металлов наиболее прочная металлическая связь проявляется у атомов Li, что обусловливает его более высокую температуру плавления и низкую электропроводность по сравнению с другими щелочными металлами.

Бериллий, магний и щелочноземельные металлы имеют большие температуры плавления и плотность по сравнению с щелочными металлами. Это объясняется наиболее прочной металлической связью в их кристаллических решётках. Так как, рассматриваемые металлы кристаллизуются в различных типах кристаллических решёток (Ве,Mg - в гексагональной, Ca, Sr - в гранецентрированной, Ва - в объемно-центрированной кубической), то температуры их плавления и плотности изменяются немонотонно. Так, наиболее легкоплавкий металл Mg (650°С), наименее Ве (1285°С), самый лёгкий металл Са (1,54 г/см³), наиболее тяжёлый – Ва (3,76 г/см³). Их твёрдость значительно выше, чем щелочных металлов (например, бериллий имеет твёрдость стали, но хрупок).

 

 

Таблица 1.1

Физические свойства элементов ІА– группы

 

Металл	R иона Э+., нм	Плотность, г/см3	Первый J ион., эВ	Стандартный электродный потенциал процесса: Э+ + е- = Э, В	t пл.., 0C	Относительная электропроводность (Нg -1)	Содержание в земной коре, %	Относительная электроотрицательность по Полингу
Li	0,076	0,53	5,4	-3,05		10,2	3,2 ×10-3	0,97
Na	0,102	0,97	5,1	-2,71		20,1	2,5	1,01
K	0,138	0,86	4,3	-2,92		13,2	2,5	0,91
Rb	0,152	1,53	4,2	-2,53		8,5	1,5 ×10-2	0,89
Cs	0,167	1,9	3,9	-2,92		4,6	3,7 ×10-4	0,86
Fr	0,175	2,2	4,0	- 2,92		2,1	радиакт.	0,86

 

Таблица 1.2

Физические свойства элементов ІІА –группы

 

Металл	R иона Э+, нм	Плотность, г/см3	Первый J ион., эВ	Стандартный электродный потенциал процесса: Э+ + е- = Э, В	t пл.., 0C	Относительная электропроводность (Нg -1)	Содержание в земной коре, %	Относительная электроотрицательность по Полингу
Be	0,045	1,85	9,3	-1,85		14,3	6 ×10-4	1,47
Mg	0,072	1,74	7,6	-2,36		20,6	2,40	1,23
Ca	0,100	1,54	6,1	-2,87		25,4	2,96	1,04
Sr	0,118	2,63	5,7	-2,89		0,05	4 ×10-2	0,99
Ba	0,135	3,76	5,2	-2,91		1,61	5 ×10-2	0,97
Ra	0,144	6,00	5,3	-2,92		-	1 ×10-10	0,97

 

Химические свойства

Отношение к неметаллам. S- металлы окисляются кислородом воздуха. При этом Rb и Cs воспламеняются при обычных условиях, Na и К – при нагревании, а на поверхности Be и Mg образуются прочные оксидные плёнки ВеО и MgO, которые предохраняют их от дальнейшего окисления. Сгорая в кислороде, литий образует оксид – Li₂O, натрий- пероксид Na₂O₂,калий, рубидий и цезий – надпероксиды КО₂,RuO₂,CsO₂, а щелочноземельные металлы – оксиды СаО, SrO, ВаО.

Все металлы, за исключением Ве, взаимодействуют с водородом, образуя гидриды:

 

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ = CaH₂

 

Гидрид бериллия получают по реакции в эфирном растворе

 

BeCl₂ + 2LiH = BeH₂ + 2LiCl

 

Эти металлы взаимодействуют также с галогенами, серой и другими неметаллами, образуя соответственно галогениды, сульфиды и т.д.

С азотом взаимодействуют Li, Be, Mg и щелочноземельные металлы с образованием нитридов:

 

6Li + N₂ = 2Li₃ N (при комнатной температуре)

3Ca + N₂ = Ca₃N₂ (при нагревании)

 

В целом, взаимодействие S-металлов с простыми веществами можно отразить следующими схемами:

 

а) Э - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

 

 

б) Э - Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

 

Отношение к воде. В электрохимическом ряду напряжений S-металлы стоят далеко перед водородом и имеют стандартные электродные потенциалы от –3,05В (Li) до (Be). Наиболее отрицательное значение потенциала среди всех металлов имеет Li, что объясняется малым радиусом иона Li ⁺ (0,68 А) и высокой энергией гидратации (500 кДж/моль) в водном растворе. Из положения в ряду напряжений следует, что все металлы взаимодействуют с водой:

2Li + 2H₂O = 2LiOH + H₂

Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂

 

При этом натрий плавится, калий – воспламеняется, рубидий и цезий – взрываются, что объясняется выделением значительного количества тепла (_∆H<0) и уменьшением энтропии (_∆S<0) при растворении иона Ме⁺ . В то же время на поверхности бериллия и магния образуется защитная оксидная плёнка, которая предохраняет их от взаимодействия с водой. Однако магний с кипящей водой реагирует, так как в этих условиях оксидная плёнка растворяется.

Отношение к кислотам. Все металлы взаимодействуют с разбавленными и концентрированными кислотами:

2K + H₂SO_4(р) = K₂SO₄ + H₂

8Na +10HNO_3(р) = NH₄NO₃ + 8NaNO₃ + 3H₂O

4Ca + 5H₂SO_4(к) = H₂S + 4CaSO₄ + 4H₂O

 

Исключение представляют HF и H₃PO₄ и те металлы, фториды и фосфаты которых малорастворимы в воде (LiF, MgF₂, CaF₂, Li₃PO₄, Ca₃(PO₄)₂ и др.

Бериллий пассивируется в холодных концентрированных азотной и серной кислотах но, являясь амфотерным металлом, взаимодействует со щелочами, образуя бериллаты:

 

Be + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Be(OH)₄] + H₂

Так, для металлов IIА-группы реакции с важнейшими соединениями можно показать следующей схемой:

 

1.4. Соединения S – металлов

Гидриды – бесцветные твёрдые вещества, имеющие ионную кристаллическую решётку. Исключение составляет BeH₂ и MgH₂, которые занимают промежуточное положение между ионными и ковалентными соединениями и являются полимерами (BeH₂)_n, (MgH₂)_n, в которых мономеры BeH₂ и MgH₂ связаны между собой водородной связью.

Термическая устойчивость гидридов щелочных металлов уменьшается от LiH к CsH, а среди гидридов щелочноземельных металлов самым устойчивым является CaH₂.

При нагревании ионных гидридов до температуры их синтеза, происходит разложение:

Гидриды содержат анион Н^-, определяющий их восстановительные свойства. Химическая (восстановительная) активность ионных гидридов возрастает с увеличением относительной атомной массы металла, т.е. в ряду LiH ® CsH и CaH₂ ® BaH₂

Все ионные гидриды получают при прямом взаимодействии металла с водородом.

Являясь восстановителями, гидриды легко окисляются кислородом, водой, галогенами и др.

 

2RbH + O₂ = Rb₂O + H₂O

2KH + H₂S = K₂S + 2H₂­

KH + HCl = KCl + H₂­

CaH₂ + 2H₂O = Ca(OH)₂ + 2H₂­

 

Оксиды – твёрдые термически устойчивые вещества с ионной кристаллической решёткой, с очень высокими и сравнительно близкими по величинам температурам плавления (для Be, Mg и щелочно-земельных элементов): 2825 у MgO и ⁰C у SrO (кроме BeO). Эти оксиды IА - группы получают косвенным путём (кроме Li₂O), оксиды металлов ІІА –группы – непосредственно

 

4Li + O₂ = 2Li₂O

Na₂O₂ + Na = 2Na₂O

2Mg + O₂ = 2MgO

CaCO₃= CaO + CO₂

 

Оксиды практически не проявляют окислительных свойств и не восстанавливаются водородом (∆G > 0).

Все оксиды за исключением BeO и MgO энергично взаимодействуют с водой:

 

Li₂O + H₂O = 2LiOH

CaO + H₂O = Ca(OH)₂

 

а также с кислотами:

 

Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O

BaO + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + H₂O

 

Оксид бериллия проявляет амфотерные свойства и взаимодействует при нагревании с растворами и расплавами щелочей:

 

BeO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Be(OH)₄]

BeO + 2NaOH = Na₂BeO₂ + H₂O

 

Пероксиды – твёрдые кристаллические вещества, являющиеся солями пероксида водорода H₂O₂. Их получают окислением кислородом металла (Na₂O₂) – для IА группы или оксида (BaO₂) для IIА группы, а также действием пероксида водорода на гидроксиды:

 

2Na + O₂ = Na₂O₂

2BaO + O₂ = 2BaO₂

Mg(OH)₂ + H₂O₂ = MgO₂ + 2H₂O

 

Пероксиды являются сильными окислителями, так как содержит диамагнитный ион [O₂]^2-, отличающийся от молекул О₂ наличием двух электронов на разрыхляющей π-орбитали, который, в силу этого, менее устойчив, чем молекулы О₂.

 

Na₂O₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄ = Na₂SO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O

BaO₂ + 2KI + 2H₂O = Ba(OH)₂ + I₂ + 2KOH

 

В то же время пероксиды могут проявлять восстановительные свойства и диспропорционировать:

 

5Na₂O₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5Na₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5O₂ + K₂SO₄ + 8H₂O

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

[O₂]^2- - 2e = O₂ 1

[O₂]^2-+2e = 2O^2- 1

При растворении в воде эти соединения подвергаются практически полному гидролизу, так как кислотные свойства H₂O₂ выражены очень слабо:

 

Na₂O₂ + H₂O = 2NaOH + H₂O₂

BaO₂ + 2H₂O = Ba(OH)₂ + H₂O₂

 

Надпероксиды щелочных металлов – твердые вещества, являются сильными окислителями и разлагаются под действием воды, влажного воздуха, разбавленных кислот с выделением кислорода, например:

 

4KO₂ + 2H₂O = 4KOH + 3O₂

[O₂]^- - e =O₂ 3

[O₂]^- + 3e =2O^-2 1

 

Гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов – сильные основания, гидроксид магния – слабое основание, гидроксид бериллия – амфотерен, т.е., в целом, основные свойства усиливаются от LiOH к FrOH и от Be(OH)₂ к Ba(OH)₂. Все гидроксиды – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, за исключением LiOH, Be(OH)₂ к Mg(OH)₂. Они взаимодействуют с кислотами, а Be(OH)₂ и со щелочами:

 

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

Be(OH)₂ + 2HCl = BeCl₂ + 2H₂O

Be(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Be(OH)₄]

 

Гидроксиды щелочных металлов, а также Ca, Sr и Ba – щелочи – взаимодействуют с амфотерными металлами, их оксидами, а также с неметаллами и их оксидами, например:

 

Zn + 2KOH + 2H₂O = K₂[Zn(OH)₄] + H₂

SiO₂ + 2KOH = K₂SiO₃ + H₂O

 

Следует отметить, что гидроксид магния растворяется в воде в присутствии солей аммония, вследствие образования более слабого основания – гидроксида аммония:

 

Mg(OH)₂ + 2NH₄Cl = MgCl₂ + 2NH₄OH

 

Соли S-металлов делятся на средние (NaCl, K₂SO₄, Mg(NO₃)₂ и т.д.), кислые(KHSO₄, Ca(HCO₃)₂ и т.д.) и двойные (KLiSO₄, MgCO₃*CaCO₃ и т.д.).

В средних солях тип связи преимущественно ионный, кислые соли имеют сложное строение и содержат ионы, в которых анионы, например SO₄^2-, HSO₄^- и другие, связаны между собой водородными связями, в двойных солях осуществляется донорно-акцепторное взаимодействие. Следует отметить, что в галогенидах бериллия (BeCl₃, BeF₂ и т.д.) преобладает ковалентная связь, обусловленная sp-гибридными орбиталями атома Be.

Соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде, а многие соли металлов 2А-подгруппы малорастворимы в воде. Соли бериллия и магния в водном растворе подвергаются гидролизу:

 

MgCl₂ +H₂O MgOHCl + HCl

Присутствие в воде ионов магния и кальция в виде гидрокарбонатов обуславливает её временную жёсткость, устраняемую химическим путём:

 

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃ + 2NaCl

 

Следует отметить существенное отличие свойств солей лития и бериллия от солей основных s-металлов. Так, кислородсодержащие соли лития при нагревании разлагаются с образованием оксида, а соли остальных щелочных металлов с образованием других солей, например:

 

4LiNO₃ = 2Li₂O₂ + 4NO₂ + O₂

2NaNO₃ = 2NaNO₂ + O₂

Сa(NO₃)₂ = Ca(NO₂)₂ + O₂­

 

Галогениды бериллия, в отличии от галогенидов магния и щелочноземельных металлов обладают амфотерными свойствами:

 

BeF₂ + 2KF = K₂BeF₄

BeF₂ + SiF₄ = BeSiF₆

 

Окислительно-восстановительные свойства соединений S - металлов проявляются в реакциях с участием сильных восстановителей - гидридов и сильных окислителей - пероксидов и надпероксидов.

Гидрид LiH - NaH - KH - RbH – CsH

Na₂O₂, KO₂, RbO₂, CsO₂; CaO₂, SrO₂, BaO₂

 

сильные окислители

Пероксиды и надпероксиды проявляют окислительные свойства, но при действии сильных окислителей - окисляются, могут диспропорционировать.

 

Cr(OH)₃ + 3Na₂O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 2H₂O

BaO₂ + 2KI + 2H₂O = I₂ + Ba(OH)₂ + 2KOH

SrO₂ + HgCl₂ = O₂ + SrCl₂ + Hg

2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂↑

Na₂O₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄ = Fe₂(SO₄)₃ + Na₂SO₄ + 2H₂O

5Na₂O₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

 

Применение

Рассмотренные выше элементы и их соединения играют колоссальную роль в народном хозяйстве, составляя арсенал современной и грядущей техники. Элементы – Li, Mg, Be, Ca, Na, Sr, K, Cs – относятся к стратегически важным.

Литий и бериллий используются в термоядерной энергетике, бериллий – служит в качестве отражателя и замедлителя нейтронов.

Cs – в двигателях ракет; Be, Mg, и Li – при производстве специальных сплавов для авиаракетной и космической промышленности. Бериллиевая бронза сплав Cu – Be, содержащая около 25% Be, обладает твердостью стали и высокой коррозионной стойкостью. Из нее изготавливают пружины и другие упругие элементы приборов и устройств.

Производство лития в мире сильно выросло в последние годы в связи с тем,что его добавка в криолит – глиноземный электролит алюминиевого производства повышает его электропроводимость и позволяет уменьшить удельный расход электроэнергии при производстве алюминия. Кроме того, литий стал широко использоваться в литиевых миниатюрных батарейках для электронных часов и радиоэлектроники.

S – металлы используются в металлургии для получения некоторых металлов (Ti, Zr, Nb, Ta) металлотермическим способом. из соединений щелочных металлов наиболее применение находят – NaCl (электролитическое получение NaOH и Cl₂), NaHCO₃ (пищевая промышленность), Na₂CO₃ (производство глинозема Al₂O₃, стекла, мыла), NaOH(получение глинозема, вискозы, очистка нефтепродуктов, гидрометаллургия многих металлов), Na₂SO₄(производство стекла), KNO₃(производство удобрений, дымного пороха).

Бериллий, легко реагирующий со всеми газами, в электровакуумных приборах служит в качестве геттера – поглотителя газов.

BeO и MgO необходимы при производстве огнеупорных материалов, ими футируют (покрывают) стенки высокотемпературных печей.

Большинство солей бария (кроме BaSO₄)относятся к сильно токсичным веществам, нервным и мышечным ядам. Очень токсичны соединения бериллия, обладающие канцерогенным действием.

 

 

Вопросы и упражнения

1. Как изменяются радиусы и потенциалы ионизации атомов щелочных металлов с ростом порядкового номера элементов? Дайте объяснение наблюдающимся закономерностям на основе электронного строения атомов.

2. Охарактеризуйте устойчивость оксидов S – металлов по величинам , кДж/моль

MgO CaO SrO BaO

,кДж/моль -601 -6,36 -604 -583

3. Рассмотрите расположение лития в электрохимическом ряду напряжений и в периодической системе. Объясните кажущуюся аномалию, учитывая, что Е⁰_Li⁺_/Li = -3,05В

4. Докажите диагональное сходство химических свойств атомов бериллия – алюминия, мотивируя уравнениями реакций.

5. Предложите все возможные способы переходов по следующей схеме: NaCl ® Na ® NaOH ® Na₂SO₃ ®NaHCO₃ ® NaCl

6. К равным объемам 0,1М растворов солей Be, Mg и Ca в отдельных стаканах приливают избыток раствора NH₄OH. Не прибегая к расчету, укажите, в каком из стаканов формульное количество (моль) осадка будет больше.

7. Растворимость Ca(OH)₂ в воде при 18⁰С составляет 8,21*10^-2г в 100г воды. Вычислите ПР .

8. Вычислите растворимость фторида бария в воде, если ПР = 1,1*10^-6.

9. В какую сторону смещены равновесия следующих реакций:

BaCO₃ + Na₂SO₄ = BaSO₄ + Na₂CO₃

CaCO₃ + Na₂SO₄ = CaSO₄ + Na₂CO₃

Hапишите уравнения сокращенным молекулярно-ионным способом, учитывая значения ПР. (ПР ; ПР ; ПР ; ПР ).

10. Напишите выражение констант равновесия для процессов:

 

2MgCl_2(T) + O_2(Г) «2MgO_(T) + 2Cl_2(Г)

LiH_(T) + H₂O_(Г) «LiOH_(Ж) + Н_2(Г)

 

 

2. Р – Металлы

 

Большая часть р – элементов относится к неметаллам. Металлические свойства сохраняются только у 9 элементов, причем элементы германий и сурьму можно лишь условно рассматривать как металлы, поскольку им характерны многие неметаллические свойства. Указанные р металлы имеют конфигурацию валентного слоя ¼ ns² np^1-3,, где n = 3 – 6.

ІІІ А – гр. ІVA - гр. VA - гр.

увеличение

n = 3 Al радиуса атомов

 

n = 4 Ga Ge уменьшение

энергии ионизации

n = 5 Jn Sn Sb

усиление металлических

n = 6 Tl Pb Bi свойств

s²p¹ s²p² s²p³

 

 

В периодах слева направо атомные и ионные радиусы р - металлов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, энергия ионизации возрастает, металлически свойства ослабевают. В группах радиусы атомов и однотипных ионов закономерно увеличиваются. Энергия ионизации при переходе к 6р – элементам уменьшается, т.к. по мере возрастания числа электронных слоев усиливается экранирование заряда ядер электронами, предшествующими внешним электронам. С увеличением порядкового номера р – элементов в группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

Р – металлы, как правило, проявляют переменную степень окисления, причем в четных группах она четная, а в нечетных – нечетная. Так, у атомов Sb и Bi +3 и +5. При переходе от 3А – к 5А – группе высшая степень окисления р – металлов становится менее устойчивой, что объясняется увеличением энергетического различия между s- и р- орбиталями внешнего слоя атома и, уменьшением возможности участия в образовании химической связи внешних s- электронов.

В подгруппах с ростом порядкового номера устойчивость высшей степени окисления уменьшается. Так, в 3А – подгруппе характерной степенью окисления атома Jn является +3, а атома Tl +1; в 4А - подгруппе у атома Sn +4, а у атома Pb +2; в 5А – подгруппе у атома Sb +5, у атома Bi +3. Это также связано с уменьшением возможности участия в образовании химической связи s – электронов.

В отличие от s-, d- и f- металлов, которые проявляют только восстановительные свойства, р- металлы могут являться и окислителями, т.е. проявляют свойства неметаллов. Так, атомы Ge, Sn и Pb имеют низшую степень окисления (-4), атомы Sb и Bi (-3). Устойчивость отрицательной степени окисления в группах сверху вниз уменьшается, поскольку металлические свойства элементов усиливаются.

Особенностью р- металлов является то, что различия в свойствах соседних элементов как внутри группы, так и по периоду выражены значительно сильнее, чем у s- элементов.

 

2.1 Элементы ІІІА – группы

К металлам ІІІА группы относятся алюминий (Al), галлий (Ga), индий (Jn), таллий (Tl). Атомы этих элементов имеют по три валентных электрона (ns² np¹). В невозбужденном состоянии неспарен только один р- электрон, в возбужденном – три электрона. Соответственно эти элементы могут проявлять степени окисления +1 и +3, однако с увеличением радиуса атома участие s² – электронов в образовании связей уменьшается. Особенно инертна электронная пара 6s² (Tl 6s² 6p¹), поэтому таллий в соединениях обычно проявляет степень окисления +1.

 

Al Ga Jn Tl

 

+3 +3 +3 +1, +3