Общие свойства металлов,положение металлов в периодической системе,сравнительная характеристика.Способы получения металлов

Стр 1 из 3Следующая ⇒

В периодической системе Д. И. Менделеева из 110 элементов 87 являются металлами. Они находятся в I, II, III группах, в побочных подгруппах всех групп. Кроме того, металлами являются наиболее тяжелые элементы IV, V, VI и VII групп. Однако многие металлы обладают амфотерными свойствами и иногда могут вести себя как неметаллы. Лучшие восстановители — металлы I и II групп главных подгрупп. В соединениях металлы всегда проявляют положительную степень окисления, обычно от +1 до +4. В соединениях с неметаллами типичные металлы образуют химическую связь ионного характера.

Все металлы обладают более или менее ярко выраженным блеском, который принято называть металлическим, и непрозрачностью, что связано с взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света. Металлический блеск характерен для куска металла в целом.

Цвет металлов довольно однообразен: он либо серебристо-белый (алюминий, серебро, никель), либо серебристо-серый (железо, свинец). Только золото желтого цвета, а медь — красного. По технической классификации металлы делятся условно на черные и цветные. К черным относятся железо и его сплавы. Все остальные металлы называются цветными.

Металлы обладают различной твердостью. Самый твердый металл — хром (режет стекло), а самые мягкие — калий, рубидий, цезий. Они легко режутся ножом.

Металлы более или менее пластичны (обладают ковкостью). Наиболее ковким металлом является золото. Однако не обладают пластичностью Mn и Bi — это хрупкие металлы.

Наиболее легкие металлы — литий, натрий, калий (плотность меньше единицы). Плотность металла тем меньше, чем меньше атомная масса элемента-металла и чем больше радиус его атома. Широкое применение в промышленности получили легкие металлы — магний и алюминий.

Металлы характеризуются высокой электро- и теплопроводностью. Наиболее электро- и теплопроводно серебро, на втором месте стоит алюминий. Металлы с высокой электропроводностью имеют и высокую теплопроводность. Теплопроводность обуславливается высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры в массе тела.

Существуют несколько основных способов получения —металлов.

Восстановление: — из их оксидов углем или оксидом углерода (II) ZnО + С = Zn + СО

Fе2О3 + ЗСО = 2Fе + ЗСО2

— водородом WO3 + 3H2 =W + 3H2O

СоО + Н2 = Со + Н2О

— алюминотермия 4Аl + ЗМnО2 = 2А12О3 + ЗМn

Обжигом сульфидов металлов и последующим восстановлением образовавшихся оксидов (например, углем) 2ZnS + ЗО2 = 2ZnО + 2SО2

ZnО + С = СО + Zn

Электролизом расплавов солей СuСl2, — Сu2+ 2Сl

Катод (восстановление): Анод (окисление): Сu2+ 2е- = Сu0

2Cl - 2е- = Сl°2

Сравнительная характеристика элементов главной и побочной подгрупп первой группы периодической системы Менделеева.Щелочные металлы.Их нахождение в природе и способы получения.Свойства металлов и их соединений

Щелочные металлы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом уровне. Для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O.

Характерные свойства металлов

-Металлический блеск (характерен не только для металлов: его имеют и неметаллы иод и углерод в виде графита)

-Хорошая электропроводность

-Возможность лёгкой механической обработки (см.: пластичность; однако, некоторые металлы, например германий и висмут, непластичны)

-Высокая плотность (обычно металлы тяжелее неметаллов)

-Высокая температура плавления (исключения: ртуть, галлий и щелочные металлы)

-Большая теплопроводность

-В реакциях чаще всего являются восстановителями

Азот,свойства.Аммиак.Структура молекулы,полечение,свойства.Соли аммония,свойства,применение.Кислородные соединения азота.Термическое разложение нитрита,нитрата аммония.Окислительные свойства азотной кислоты,зависимость продуктов ее восстановления от концентрации и природы восстановителя.

Азот — элемент главной подгруппы пятой группы второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 7. Обозначается символом N. Простое вещество азот — достаточно инертный при нормальных условиях двухатомный газ без цвета, вкуса и запаха, из которого на три четверти состоит земная атмосфера.Физические свойства.В жидком состоянии (темп. кипения -195,8 °C) – бесцветная, подвижная, как вода, жидкость. Плотность жидкого азота 808 кг/м³. При контакте с воздухом поглощает из него кислород.Хим св-ва.Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N2. Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:6Li + N2 → 2Li3N,при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:3Mg + N2 → Mg3N2, 2B + N2 →2BN.

Аммиак — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ядовит.Химические свойства.Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как нуклеофил или комплексообразователь NH3 + H+ → NH4+

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:NH3 + H2O → NH4+ + OH−; Ko=1,8×10−5

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:NH3 + HNO3 → NH4NO3

CuSO4 + 4NH3 → [Cu(NH3)4]SO4

Ni(NO3)2 + 6NH3 → [Ni(NH2)6](NO3)2

Азотная кислота (HNO3), — сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Сера.Свойства серы.Сероводород,его свойства.Сульфиты.Оксиды серы и их гидратные формы.Сернистая кислота,сульфиты и их свойства.Основы нитрозного и контактного метода ее получения.применение серной кислоты и ее солей.

Сера — элемент шестой группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде.

Серу применяют для производства серной кислоты, вулканизации каучука, как фунгицид в сельском хозяйстве и как сера коллоидная — лекарственный препарат. Также сера в составе серобитумных композиций применяется для получения сероасфальта, а в качестве заместителя портландцемента — для получения серобетона.

На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид — бесцветный газ с резким запахом: S + O2 = SO2

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов:2S + Cl2 = S2Cl2

S + Cl2 = SCl2

При нагревании сера также реагирует с фосфором[7], образуя, видимо, смесь сульфидов фосфора[8], среди которых -- высший сульфид P2S5:

5S + 2P = P2S5

Сернистая кислота — неустойчивая двухосновная неорганическая кислота средней силы. Химическая формула H2SO3 .Сернистая кислота и её соли применяют как восстановители, для беления шерсти, шелка и других материалов, которые не выдерживают отбеливания с помощью сильных окислителей (хлора). Сернистую кислоту применяют при консервировании плодов и овощей.

39)Хром.Оксид хрома(III) и гидрооксид.Соли хрома(IV).Окислительные свойства соединений хрома (VI) и влияние среды на продукты их восстановления.Применение хрома и его соединений.

Хром — элемент побочной подгруппы шестой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 24. Обозначается символом Cr. Простое вещество хром — твёрдый металл голубовато-белого цвета.

Хром — важный компонент во многих легированных сталях (в частности, нержавеющих), а также и в ряде других сплавов. Используется в качестве износоустойчивых и красивых гальванических покрытий (хромирование). Хром применяется для производства сплавов: хром-30 и хром-90, незаменимых для производства сопел мощных плазмотронов и в авиакосмической промышленности.

Оксид хрома (III) Cr2O3 — очень твёрдый тугоплавкий порошок зелёного цвета. Нерастворим в воде. По твердости близок к корунду, поэтому его вводят в состав полирующих средств.Получают термическим разложением дихромата аммония:(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2↑ + 4H2O,

или дихромата калия:4K2Cr2O7 → 2Cr2O3 + 4K2CrO4 + 3O2↑,

или прокаливанием гидроксида хрома(III):2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O.

Гидроксид хрома (III) — сложное неорганическое вещество с химической формулой Cr(OH)3.Гидроксид хрома (III) — амфотерный гидроксид. Серо-зеленого цвета, разлагается при нагревании, теряя воду и образуя зеленый метагидроксид CrO(OH). Не растворяется в воде. Из раствора осаждается в виде серо-голубого и голубовато-зеленого гидрата. Реагирует с кислотами и щелочами, не взаимодействует с гидратом аммиака. Применяется для синтеза соединений хрома(III).

Соединения хрома применяют:Cr2O3 – в качестве катализатора и абразивного материала (например, в оптической промышленности); CrO3 – для электролитического получения хрома и хромированных изделий.