Металлы в периодической системе большей частью находятся. Л.п.иванова, учитель химии новинской средней школы (астраханская обл.). Общие химические свойства металлов

1. Какие особенности строения атомов металлов определяют их восстановительные свойства?

Восстановительные свойства металлов определяются способностью отдавать электроны внешнего слоя. Чем легче атом отдает электроны внешнего слоя, тем более сильным восстановителем он является.

2. Назовите химический элемент, образующий простое вещество — самый активный металл. Обоснуйте свой выбор.

Самый активный металл — франций (Fr).

Франций легче всего отдает электрон внешнего слоя. Он обладает самым большим атомным радиусом, поэтому энергия взаимодействия ядра атома с внешней электронной оболочкой мала.

3. Как согласуется утверждение о том, что металлы проявляют только восстановительные свойства и, следовательно, при этом окисляются, с процессом, который можно отразить с помощью уравнения: Назовите этот процесс. В каких формах существования химического элемента выступает медь? Для какой формы существования химических элементов справедливо указанное выше утверждение?

Металлы проявляют восстановительные свойства в нулевой степени окисления, т.е. сам металл может быть только восстановителем. Приведенный процесс— пример окисления Cu2+ до Cu0. В данном примере медь выступает в виде катиона.

Введение

Металлы – простые вещества, обладающие в обычных условиях характерными свойствами: высокими электропроводностью и теплопроводностью, способностью хорошо отражать свет (что обуславливает их блеск и непрозрачность), возможностью принимать нужную форму под воздействием внешних сил (пластичностью). Существует и другое определение металлов – это химические элементы, характеризующиеся способностью отдавать внешние (валентные) электроны.

Из всех известных химических элементов около 90 являются металлами. Большинство неорганических соединений – это соединения металлов.

Существует несколько типов классификации металлов. Наиболее четкой является классификация металлов в соответствии с их положением в периодической системе химических элементов – химическая классификация.

Если в «длинном» варианте периодической таблицы провести прямую линию через элементы бор и астат, то слева от этой линии расположатся металлы, а справа от нее – неметаллы.

С точки зрения строения атома металлы под­разделяют на непереходные и переходные. Не­переходные металлы располагаются в главных подгруппах периодической системы и характе­ризуются тем, что в их атомах происходит по­следовательное заполнение электронных уров­ней s и р. К непереходным металлам относят 22 элемента главных подгрупп а: Li, Na, K, Rb , Cs,Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po.

Переходные металлы располагаются в побоч­ных подгруппах и характеризуются заполнени­ем d - или f-электронных уровней. К d-элементам относятся 37 металлов побочных подгрупп б: Cu , Ag, Au, Zn, Cd, Hg, Sc , Y , La , Ac , Ti , Zr, Hf, Rf, V, Nb, Ta, Db, Cr, Mo, W, Sg, Mn, Tc, Re, Bh, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Hs, Mt.

К f-элементам относятся 14 лантаноидов (Се, Рr, Nd, Рm, Sm, Еu, Gd, Тb, Dу, Но, Ег, Тm, Уb, Lu) и 14 актиноидов (Тh, Ра, U, Np, Рu, Аm, Сm, Вk, Сf, Еs, Fm, Мd, No, Lr).

Среди переходных металлов выделяют так­же редкоземельные металлы (Sc, Y, La и лан­таноиды), платиновые металлы (Ru, Rh, Pd, Оs, Ir, Рt), трансурановые металлы (Nр и элементы с большей атомной массой).

Помимо химической существует также, хотя и не общепринятая, но издавна сложившаяся техническая классификация металлов. Она не так логична, как химическая, - в основе её лежит то один, то другой практически важный признак металла. Железо и сплавы на его основе относят к чёрным металлам, все прочие метал­лы - к цветным. Различают лёгкие (Li, Ве, Мg, Тi и др.) и тяжёлые металлы (Мn, Fе, Со, Ni, Сu, Zn, Сd, Hg, Sn, Рb и др.), а также группы тугоплавких (Тi, Zr, Hf, V, Nb, Та, Сr, Мо, W, Rе), драгоценных (Аg, Аu, платиновые металлы) и радиоактивных (U, Тh, Nр, Рu и др.) металлов. В геохимии выделяют также рассеянные (Ga, Ge, Hf, Re и др.) и редкие (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re и др.) металлы. Как видно между группами четких границ не существует.

Историческая справка

Несмотря на то, что жизнь человеческого общества без металлов невозможна, никто точно не знает, когда и как человек начал впервые ими пользоваться. Самые древние дошедшие до нас письмена повествуют о примитивных мастерских, в которых выплав­или металл и изготавливали из него изделия. Значит, человек овладел металлами раньше, чем письменность. Раскапывая древние поселения, археологи находят орудия труда и охоты, которыми пользовался человек в те далёкие времена, - ножи, топоры, наконечники для стрел, иглы, рыболовные крючки и многое другое. Чем древнее поселения, тем грубее и при­митивнее были изделия человеческих рук. Са­мые древние изделия из металлов были найдены при раскопках поселений, существовавших около 8 тысяч лет назад. Это были в основном украшения из золота и серебра и наконечники стрел и копий из меди.

Греческое слово «металлон» первоначально оз­начало копи, рудники, отсюда и произошёл тер­мин «металл». В древности считалось, что су­ществует только 7 металлов: золото, серебро, медь, олово, свинец, железо и ртуть. Это число соотносилось с числом известных тогда планет -Солнцем (золото), Луной (серебро), Венерой (медь), Юпитером (олово), Сатурном (свинец), Марсом (железо), Меркурием (ртуть) (см. ри­сунок). По алхимическим представлениям, ме­таллы зарождались в земных недрах под вли­янием лучей планет и постепенно совершенст­вовались, превращаясь в золото.

Человек сначала овладел самородными метал­лами - золотом, серебром, ртутью. Первым ис­кусственно полученным металлом была медь, затем удалось освоить получение сплава меди соловом - бронзы и только позднее - железа. В 1556 г. в Германии была издана книга не­мецкого металлурга Г. Агриколы «О горном де­ле и металлургии» - первое дошедшее до нас детальное руководство по получению металлов. Правда, в то время свинец, олово и висмут ещё считали разновидностями одного металла. В 1789 г. французский химик А. Лавуазье в сво­ём руководстве по химии дал список простых веществ, в который включил все известные тог­да металлы - сурьму, серебро, висмут, кобальт, олово, железо, марганец, никель, золото, пла­тину, свинец, вольфрам и цинк. По мере раз­вития методов химического исследования число известных металлов стало быстро возрастать. В 18 в. было открыто 14 металлов, в 19 в. - 38, в 20 в. - 25 металлов. В первой половине 19 в. были открыты спутники платины, получены пу­тём электролиза щелочные и щёлочноземельные металлы. В середине века методом спектрального анализа были открыты цезий, рубидий, таллий и индий. Блестяще подтвердилось су­ществование металлов, предсказанных Д. И. Мен­делеевым на основе его периодического закона (это галлий, скандий и германий). Открытие радиоактивности в конце 19 в. повлекло за со­бой поиски радиоактивных металлов. Наконец, методом ядерных превращений в середине 20 в. были получены не существующие в природе ра­диоактивные металлы, в частности трансурано­вые элементы.

Физические и химические свойства металлов.

Все металлы - твер­дые вещества (кроме ртути, которая при обычных условиях жидкая), они отличаются от неметаллов особым видом связи (металлическая связь). Валентные электроны слабо связаны с конкретным атомом, и внутри каждого металла существует так называемый электронный газ. Большинство металлов имеют кристаллическую структуру, и металл можно представить как «жесткую» кристаллическую решетку из положительных ионов (катионов). Эти электроны могут более или менее передвигаться по металлу. Они компенсируют силы отталкивания между катионами и, тем самым, связывают их в компактное тело.

Все металлы об­ладают высокой электрической проводимостью (т. е. они про­водники в отличие от неметаллов-диэлектриков), особенно медь, серебро, золото, ртуть и алюминий; высока и теплопро­водность металлов. Отличительным свойством многих метал­лов является их пластичность (ковкость), вследствие чего они могут быть прокатаны в тонкие листы (фольгу) и вытянуты в проволоку (олово, алюминий и др.), однако встречаются и до­статочно хрупкие металлы (цинк, сурьма, висмут).

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси, называемые сплавами. В сплаве свойства одного компонента обычно удачно дополняют свойства другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для из­готовления деталей машин, сплавы же меди с цинком, назы­ваемые латунью, являются уже достаточно твердыми и широ­ко используются в машиностроении. Алюминий обладает хо­рошей пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав аюралюмин (дюраль), содержащий медь, магний и марганец. Дюралюмин, не теряя свойств своего алюминия, приобретает высокую твердость и поэтому используется в авиационной технике. Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) - это известные чугун и сталь.

Металлы очень сильно различаются по плотности: у лития она почти вдвое меньше, чем у воды (0,53 г/см), а у осмия - более чем в 20 раз выше (22,61 г/см3). Отличаются металлы и по твёрдости. Самые мягкие - щелочные металлы они легко режутся ножом; самый твердый металл - хром - режет стекло. Велика разница температур плавления металлов: ртуть - жидкость при обычных условиях, цезий и галлий плавятся при температуре человеческого тела, а самый тугоплавкий металл - вольфрам имеет температуру плавления 3380 °С. Металлы, температура плавления которых выше 1000 °С, от­носят к тугоплавким металлам, ниже - к легкоплавким. При высоких температурах металлы способны испускать электроны, что используется в электронике и термоэлектрических генераторах для прямого преобразования тепловой энергии в электрическую. Железо, кобальт, никель и гадолиний после помещения их в магнитное поле способны постоянно сохранять состояние намагниченности.

Металлам присуще некоторые и химические свойства. Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтомц металлы являются восстановителями. В этом, собственно, и состоит их главное и наиболее общее химическое свойство.

Очевидно, металлы как восстановители будут вступать в реакции с различными окислителями, среди которых могут быть простые ве­щества, кислоты, соли менее активных металлов и некоторые другие соединения. Соединения металлов с галогенами называются галогенидами, с серой - сульфидами, с азотом - нитридами, с фосфо­ром - фосфидами, с углеродом - карбидами, с кремнием - сили­цидами, с бором - боридами, с водородом - гидридами и т. д. Многие из этих соединений нашли важное применение в новой тех­нике. Например, бориды металлов используются в радиоэлектрони­ке, а также в ядерной технике в качестве материалов для регулиро­вания нейтронного излучения и защиты от него.

Под действием концентрированных кислот-окислителей на некоторых металлах также образуется устойчивая оксид­ная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в кон­центрированной серной кислоте пассивируются (и не реагиру­ют с ней) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Mg, и Nb, а в кон­центрированной азотной кислоте - металлы Аl, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, Рb, Тh и U.

Чем левее расположен металл в этом ряду, тем больши­ми восстановительными свойствами он обладает, т. е. легче окисляется и переходит в виде катиона в раствор, но зато труднее восстанавливается из катиона в свободное состояние.

В ряд напряжений помещен один неметалл - водород, по­скольку это позволяет определить, будет ли данный металл реагировать с кислотами - неокислителями в водном растворе (точнее - окисляться катионами водорода Н+). Например, цинк реагирует с хлороводородной кислотой, так как в ряду напряжений он стоит левее (до) водорода. Напротив, серебро не переводится в раствор хлороводородной кислотой, поскольку оно стоит в ряду напряжений правее (после) водорода. Аналогично ведут себя металлы в разбавлен­ной серной кислоте. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, называют благородными (Ag, Pt, Au и др.)

Нежелательным химическим свойством металлов являет­ся их электрохимическая коррозия, т. е. активное разруше­ние (окисление) металла при контакте с водой и под воздейст­вием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в во­де.

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов - контактная коррозия. Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Cu, помещенными в воду, возникает гальваническая па­ра. Поток электронов идет от более активного металла, стояще­го левее в ряду напряжений (Fе), к менее активному металлу (Sn, Cu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность кон­сервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой ца­рапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла возрастает при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплавов железа с хромом устраняет коррозию железа. Хроми­рованное железо и стали, содержащие хром (нержавеющие стали), имеют высокую коррозионную стойкость.

Общие способы получения металлов:

Электрометаллургия, т. е. получение металлов элект­ролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов их солей;

Пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из их руд при высокой температуре (например, получение железа с помощью доменного процесса);

Гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из раство­ров их солей более активными металлами (например, получе­ние меди из раствора СuSO4 вытеснением цинком, железом

или алюминием).

В природе металлы встречаются иногда в свободном виде, например самородные ртуть, серебро и золото, а чаще - в ви­де соединений (металлических руд). Самые активные метал­лы, конечно, присутствуют в земной коре только в связанном виде.

Литий (от греч. Литос- камень), Li, химический элемент подгруппы Iа периодической системы; атомный номер 3, атомная масса 6, 941; относится к щелочным металлам.

Содержание лития в земной коре 6,5-10-3% по массе. Обнаружен он более чем в 150 ми­нералах, из них собственно литиевых - около 30. Основные минералы: сподумен LiAl, ле­пидолит KLi1,5 Al1,5(F,0Н)2 и петалит (LiNa). Состав этих минералов сложен, многие из них относятся к очень рас­пространённому в земной коре классу алюмо­силикатов. Перспективные источники сырья для производства лития - рассолы (рапа) соленосных отложений и подземные воды. Крупнейшие месторождения соединений лития находятся в Канаде, США, Чили, Зимбабве, Бразилии, На­мибии и России.

Интересно, что минерал сподумен встречается в природе в виде больших кристаллов массой в несколько тонн. На руднике Этта в США на­шли кристалл в форме иглы длиной 16 м и массой 100 т.

Первые сведения о литии относятся к 1817 г. Шведский химик А. Арфведсон, проводя ана­лиз минерала петалита, открыл в нём неизвест­ную щёлочь. Учитель Арфведсона Й. Берцелиус дал ей название «литион» (от греч. литеос -каменный), т. к. в отличие от гидроксидов калия и натрия, которые были получены из золы рас­тений, новая щёлочь была обнаружена в мине­рале. Он же назвал металл, являющийся «ос­новой» этой щёлочи, литием. В 1818 г. англий­ский химик и физик Г. Дэви получил литий электролизом гидроксида LiОН.

Свойства. Литий - серебристо-белый металл; т. пл. 180,54 °С, т. кип. 1340 "С; самый лёгкий из всех металлов, его плотность 0,534 г/см -он в 5 раз легче алюминия и почти вдвое легче воды. Литий мягок и пластичен. Соединения лития окрашивают пламя в красивый карминово-красный цвет. Этим весьма чувствитель­ным методом пользуются в качественном ана­лизе для обнаружения лития.

Конфигурация внешнего электронного слоя атома лития 2s1 (s-элемент). В соединениях он проявляет степень окисления +1.

Литий стоит первым в электрохимическом ряду напряжений и вытесняет водород не только из кислот, но и из воды. Однако многие хими­ческие реакции лития протекают менее энер­гично, чем у других щелочных металлов.

Литий практически не реагирует с компонен­тами воздуха при полном отсутствии влаги при комнатной температуре. При нагревании на воз­духе выше 200 °С в качестве основного продукта образует оксид Li2 O (присутствуют только сле­ды пероксида Li2O2). Во влажном воздухе даёт преимущественно нитрид Li3N, при влажно­сти воздуха более 80% - гидроксид LiОН и карбонат Li2СО3. Нитрид лития может быть по­лучен также при нагревании металла в токе азота (литий - один из немногих элементов, непосредственно соединяющихся с азотом): 6Li + N2 =2Li3N

Литий легко сплавляется почти со всеми ме­таллами и хорошо растворим в ртути. Непосред­ственно соединяется с галогенами (с иодом -при нагревании). При 500 °С реагирует с водо­родом, образуя гидрид LiН, при взаимодействии с водой - гидроксид LiОН, с разбавленными кислотами - соли лития, с аммиаком - амид LiNН2, например:

2Li + Н2 = 2LiН

2Li + 2Н2O = 2LiОН + Н2

2Li + 2НF = 2LiF + Н2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + Н2

Гидрид LiН - бесцветные кристаллы; при­меняется в различных областях химии как вос­становитель. При взаимодействии с водой вы­деляет большое количество водорода (из 1 кг LiН получают 2820 л Н2):

LiН + Н2O = LiОН + Н2

Это позволяет использовать LiН как источник водорода для наполнения аэростатов и спаса­тельного снаряжения (надувных лодок, поясов и др.), а также как своеобразный «склад» для хранения и транспортировки огнеопасного во­дорода (при этом необходимо предохранять LiН от малейших следов влаги).

Широко применяют в органическом синтезе смешанные гидриды лития, например литий-алюмогидрид LiAlH4 - селективный восстано­витель. Его получают взаимодействием LiН с хлоридом алюминия А1С1з

Гидроксид LiОН - сильное основание (щё­лочь), его водные растворы разрушают стекло, фарфор; устойчивы к нему никель, серебро и золото. LiОН применяют в качестве добавки к электролиту щелочных аккумуляторов, что повышает срок их службы в 2-3 раза и ёмкость на 20%. На основе LiОН и органических кис­лот (особенно стеариновой и пальмитиновой) производят морозо- и термостойкие пластичные смазки (литолы) для защиты металлов от кор­розии в интервале температур от -40 до +130 "С.

Гидроксид лития используют также как по­глотитель углекислого газа в противогазах, под­водных лодках, самолётах и космических ко­раблях.

Получение и применение. Сырьём для по­лучения лития служат его соли, которые из­влекают из минералов. В зависимости от состава минералы разлагают серной кислотой Н2SО4 (кислотный метод) либо спеканием с оксидом кальция СаО и его карбонатом СаСОз (щелочной способ), с сульфатом калия К2SО4 (солевой спо­соб), с карбонатом кальция и его хлоридом СаСl (щёлочно-солевой способ). При кислотном методе получают раствор сульфата Li2SО4 [по­следний освобождают от примесей обработкой гидроксидом кальция Са(ОН)2 и содой Na2Co3]. Спек, образующийся при других методах раз­ложения минералов, выщелачивают водой; при этом при щелочном методе в раствор переходит LiОН, при солевом – Li 2SO4, при щёлочно-солевом - LiCl. Все эти методы, кроме щелочного, предусматривают получение готового продукта в виде карбоната Li2СО3. который используют непосредственно или в качестве источника для синтеза других соединений лития.

Металлический литий получают электроли­зом расплавленной смеси LiCl и хлорида калия КСl или хлорида бария ВаСl2 с дальнейшей очисткой от примесей.

Интерес к литию огромен. Это связано, прежде всего, с тем, что он - источник промышленного получения трития (тяжёлого нуклида водорода), являющегося главной составной частью водо­родной бомбы и основным горючим для тер­моядерных реакторов. Термоядерная реакция осуществляется между нуклидом 6Li и нейтро­нами (нейтральными частицами с массовым чис­лом 1); продукты реакции - тритий 3Н и гелий 4Не:

63Li + 10n= 31 H +42He

Большое количество лития используется в ме­таллургии. Сплав магния с 10% лития прочнее и легче самого магния. Сплавы алюминия и лития - склерон и аэрон, содержащие всего 0,1% лития, помимо лёгкости обладают высо­кой прочностью, пластичностью, повышенной стойкостью к коррозии; их применяют в авиа­ции. Добавка 0,04% лития к свинцово-кальциевым подшипниковым сплавам повышает их твёрдость и уменьшает коэффициент трения.

Галогениды и карбонат лития применяют в производстве оптических, кислотоупорных и других специальных стёкол, а также термостой­кого фарфора и керамики, различных глазурей и эмалей.

Мелкие крошки лития вызывают химические ожоги влажной кожи и глаз. Соли лития раз­дражают кожу. При работе с гидроксидом лития необходимо соблюдать меры предосторожности, как при работе с гидроксидами натрия и калия.

Натрий (от араб, натрун, греч. нитрон -природная сода, химиче­ский элемент подгруппы Iа пе­риодической системы; атом­ный номер 11, атомная масса 22,98977; относится к щелоч­ным металлам. В природе встречается в виде одного стабильного нуклида 23 Na .

Ещё в глубокой древности были известны соединения натрия - поваренная соль (хлорид натрия) NaСl, едкая щёлочь (гидроксид натрия) NaОН и сода (карбонат натрия) Na2СОз. Последнее вещество древние греки называли «нитрон»; отсюда и происходит современное название металла - «натрий». Однако в Великобритании, США, Италии, Франции сохраняется слово sodium (от испанского слова «сода», имеющего то же значение, что и по-русски).

Впервые о получении натрия (и калия) сообщил английский химик и физик Г. Дэви на собрании Королевского общества в Лондоне в 1807 г. Ему удалось разложить действием электрического тока едкие щёлочи КОН и NaОН и выделить неизвестные ранее металлы обладающие необычайными свойствами. Эти металлы очень быстро окислялись на воздухе, а на поверхности воды плавали, выделяя из неё водород.

Распространённость в природе. Натрии - один из самых распространённых в природе элементов. Содержание его в земной коре 2,64% по массе. В гидросфере он содержится в вида растворимых солей в количестве около 2,9% (при общей концентрации солей в морской воде 3,5-3,7%). Наличие натрия установлено в атмосфере Солнца и межзвёздном пространстве. природе натрий находится только в виде солей. Важнейшие минералы - галит (каменная соль) NaCl, мирабилит (глауберова соль) Na2SO4 *10H2O, тенардит Na2SO4, челийская селитра NaNO3, природные силикаты, например альбит Na, нефелин Na

Россия исключительно богата залежами каменной соли (например, Соликамск, Усолье-Сибирское и др.), большие залежи минерала троны в Сибири.

Свойства. Натрий - серебристо-белый легко­плавкий металл, т. пл. 97,86 °С, т. кип. 883,15 °С. Это один из самых лёгких металлов - он легче воды плотность 0,99 г/см3 при 19,7 °С). Натрий и его соединения окрашивают пламя горелки в жёлтый цвет. Эта реакция так чувствительна, что открывает присутствие малейших следов натрия повсюду (например, в комнатной или уличной пыли).

Натрий - один из самых активных элементов периодической системы. Внешний электронный слой атома натрия содержит один электрон (конфигурация 3s1 , натрий – s-элемент). Свой единственный валентный электрон натрий легко отдает и поэтому в своих соединениях всегда проявляет степень окисления +1.

На воздухе натрий активно окисляется, образуя в зависимости от условий оксид Na2O или пероксид Na2O2. Поэтому хранят натрий под слоем керосина или минерального масла. Энергично реагирует с водой, вытесняя водород:

2Na + Н20 = 2NaОН + Н2

Такая реакция происходит даже со льдом при температуре -80 °С, а с тёплой водой или при поверхности контакта идёт со взрывом (недаром говорят: «Не хотите стать уродом –не бросайте натрий в воду»).

Натрий непосредственно реагирует со всеми неметаллами: при 200 °С начинает поглощать водород, образуя весьма гигроскопичный гидрид NaH; с азотом в электрическом разряде дает нитрид Na3N или азид NaN3; в атмосфере фтора воспламеняется; в хлоре горит при температуре; с бромом реагирует лишь при нагревании:

2Na + Н2 = 2NaН

6Na + N2=2Na3N или 2Na+ 3Na2=2NaN3

2Na+ С12 = 2NaСl

При 800-900 °С натрий соединяется с углеродом, образуя карбид Na2C2; при растирании с серой дает сульфид Na2S и смесь полисульфидов (Na2S3 и Na2S4)

Натрий легко растворяется в жидком аммиаке, получающийся раствор синего цвета обладает металлической проводимостью, с газообразным аммиаком при 300-400 "С или в присутствии катализатора при охлаждении до -30 С дает амид NaNH2.

Натрий образует соединения с другими металлами (интерметаллиды), например с сереб­ром, золотом, кадмием, свинцом, калием и не­которыми другими. Со ртутью даёт амальгамы NaHg2 , NaHg4 и др. Наибольшее значение имеют жидкие амальгамы, которые образуются при постепенном введении натрия в ртуть, находящуюся под слоем керосина или минерального масла.

С разбавленными кислотами натрий образует соли.

Получение и применение. Основной метод получения натрия - электролиз расплавленной поваренной соли. При этом на аноде выделяется хлор, а на катоде - натрий. Для уменьшения температуры плавления электролита к поварен­ной соли добавляют другие соли: КСl, NaF, СаСl2. Электролиз проводят в электролизёрах с диафрагмой; аноды изготовлены из графита, катоды - из меди или железа.

Натрий можно получить электролизом рас­плава гидроксида NaОН, а небольшие количе­ства - разложением азида NaN3.

Металлический натрий используют для вос­становления чистых металлов из их соедине­ний - калия (из КОН), титана (из TiCl4) и др. Сплав натрия с калием - теплоноситель для ядерных реакторов, поскольку щелочные метал­лы плохо поглощают нейтроны и поэтому не препятствуют делению ядер урана. Пары на­трия, обладающие ярко-жёлтым свечением, ис­пользуют для наполнения газоразрядных ламп, служащих для освещения автострад, пристаней, вокзалов и пр. Натрий находит применение в медицине: искусственно полученный нуклид 24Na используется для радиологического лече­ния некоторых форм лейкемии и в диагности­ческих целях.

Значительно более обширно применение со­единений натрия.

Пероксид Na2O2 - бесцветные кристаллы, технический продукт жёлтого цвета. При нагревании до 311-400 °С начинает выделять кис­лород, а при 540 °С бурно разлагается. Сильный окислитель, благодаря чему применяется для отбеливания тканей и других материалов. На воздухе поглощает СО2», выделяя кислород и об­разуя карбонат 2Na2O2+2CO2=2Na2Co3+O2). На этом свойстве основано применение Na2O2 для регенерации воздуха в закрытых по­мещениях и дыхательных приборах изолирую­щего типа (подводных лодках, изолирующих противогазах и пр.).

Гидроксид NaОН; устаревшее название -едкий натр, техническое название - каустическая сода (от лат. caustic- едкий, жгучий); одно из самых сильных оснований. Технический продукт, кроме NаОН, содержит примеси (до 3% Ка2СОз и до 1,5% NaCl). Большое количе­ство NаОН идёт на приготовление электролитов для щелочных аккумуляторов, производство бу­маги, мыла, красок, целлюлозы, используется для очистки нефти и масел.

Из солей натрия применение находят хро­мат Na2CrO4 - в производстве красителей, как протрава при крашении тканей и дубитель в ко­жевенной промышленности; сульфит Na2SO3 -компонент фиксажей и проявителей в фотогра­фии; гидросульфит NaHSO3 - отбеливатель тканей, природных волокон, применяется для консервирования плодов, овощей и растительных кормов; тиосульфат Na2S2O3 - для удаления хлора при отбеливании тканей, как закрепитель в фотографии, противоядие при отравлении соединениями ртути, мышьяка и др., противовос­палительное средство; хлорат NaClO3- окис­литель в различных пиротехнических составах; трифосфат Na5P3O10 -добавка в синтетиче­ские моющие средства для умягчения воды.

Натрий, NаОН и его растворы вызывают тя­жёлые ожоги кожи и слизистых оболочек.

По внешнему виду и свойствам калий похож на натрий, но более реакционноспособный. Энергично реагирует с водой и вызывает возгорание водорода. На воздухе сгорает, образуя оранжевый надпероксид КO2. При комнатной температуре реагирует с галогенами, при умеренном нагревании - с водоро­дом, серой. Во влажном воздухе быстро покрывается слоем КОН. Хранят калий под слоем бензина или керосина.

Наибольшее практическое применение находят соедине­ния калия - гидроксид КОН, нитрат КNO3 и карбонат К2СO3.

Гидроксид калия КОН (техническое название - едкое кали) - белые кристаллы, расплывающиеся во влажном воз­духе и поглощающие углекислый газ (образуются К2СO3 и КНСO3). Очень хорошо растворяется в воде с высоким экзо-эффектом. Водный раствор - сильнощелочной.

Производят гидроксид калия электролизом раствора КСl (аналогично производству NаОН). Исходный хлорид калия КСl получают из природного сырья (минералы сильвин КСlи карналлит КМgС13 6Н20). Используют КОН для синтеза различных солей калия, жидкого мыла, красителей, как электролит в аккумуляторах.

Нитрат калия КNO3 (минерал калийная селитра) - белые кристаллы, очень горькие на вкус, низкоплавкие {tпл = 339 °С). Хорошо растворим в воде (гидролиз отсутству­ет). При нагревании выше температуры плавления разлагает­ся на нитрит калия КNO2 и кислород O2, проявляет сильные окислительные свойства. Сера и древесный уголь загораются при контакте с расплавом КNO3, а смесь С + S взрывается (сго­рание «черного пороха»):

2КNO3 + ЗС(уголь) + S=N2 + 3CO2 + K2S

Нитрат калия используется в производстве стекла и мине­ральных удобрений.

Карбонат калия К2СO3 (техническое название - поташ) - белый гигроскопичный порошок. Очень хорошо растворяется в воде, сильно гидролизуется по аниону и создает щелочную среду в растворе. Используется в изготовлении стекла и мыла.

Получение К2СO3 основано на реакциях:

К2SO4 + Са(ОН)2 + 2СO = 2К(НСОО) + СаSO4

2К(НСОО) + O2 = К2С03 + Н20 + С02

Сульфат калия из природного сырья (минералы каинит КМg(SO4)Сl ЗН20 и шёнит К2Мg(SO4)2 * 6Н20) нагревают с гашёной известью Са(ОН)2 в атмосфере СО (под давлением 15 атм), получают формиат калия К(НСОО), который прока­ливают в токе воздуха.

Калий жизненно важный элемент для растений и живот­ных. Калийные удобрения - это соли калия, как природные, так и продукты их переработки (КСl, К2SO4, КNO3); высоко содержание солей калия в золе растений.

Калий - девятый по химической распространенности элемент в земной коре. Содержится только в связанном виде в минералах, морской воде (до 0,38 г ионов К+ в 1 л), растениях и живых организмах (внутри клеток). В организме человека имеется = 175 г калия, суточная потребность достигает ~4г. Радиоактивный изотоп 40К (примесь к преобладающему ста­бильному изотопу 39К) распадается очень медленно (период полураспада 1 109лет), он, наряду с изотопами 238U и 232Тh, вносит большой вклад в

Металлы в периодической системе. Строение атомов-металлов. Общая характеристика металлов.

Na (+ 11): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1

Са (+ 20): 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 3p 6 3d 0 4S 2

Щелочные металлы (1 группа, главная подгруппа): ...nS 1 .Щелочно-земельные (2 группа, главная подгруппа): ...nS 2 .Свойства атомов–металлов находятся в периодической зависимости от их местоположения в таблице Д. И. Менделеева. В ГЛАВНОЙ ПОДГРУППЕ :

не изменяется .

Радиус атома увеличивается

Электроотрицательность уменьшается .

Восстановительные свойства усиливаются .

Металлические свойства усиливаются .

Заряды ядер атомов увеличиваются .

Радиусы атомов уменьшаются .

Число электронов на внешнем слое увеличивается .

Электроотрицательность увеличивается .

Восстановительные свойства уменьшаются .

Металлические свойства ослабевают .

а ― медь; б ― магний; в ― α-модификация железа

Атомы металлов стремятся отдать свои внешние электроны. В куске металла, слитке или металлическом изделии атомы металла отдают внешние электроны и посылают их в этот кусок, слиток или изделие, превращаясь при этом в ионы. «Оторвавшиеся» электроны перемещаются от одного иона к другому, временно снова соединяются с ними в атомы, снова отрываются, и этот процесс происходит непрерывно. Металлы имеют кристаллическую решетку, в узлах которой находятся атомы или ионы (+); между ними находятся свободные электроны (электронный газ). Схему связи в металле можно отобразить так:

М 0 ↔ nē + М n+ ,

атом ― ион

где n ― число внешних электронов, участвующих в связи (у Na ― 1 ē , у Са ― 2 ē , у Al ― 3 ē ).Наблюдается этот тип связи в металлах ― простых веществах-металлах и в сплавах.Металлическая связь ― это связь между положительно заряженными ионами металлов и свободными электронами в кристаллической решетке металлов.Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, но и некоторое отличие, поскольку металлическая связь основана на обобществлении электронов (сходство), в обобществлении этих электронов принимают участие все атомы (отличие). Именно поэтому кристаллы с металлический связью пластичны, электропроводны и имеют металлический блеск. Однако в парообразном состоянии атомы металлов связаны между собой ковалентной связью, пары металлов состоят из отдельных молекул (одноатомных и двухатомных).Общая характеристика металлов

Электрохимический ряд напряжений металлов. Физические и химические свойства металлов

α-олово, или серое олово («оловянная чума» ― превращение обычного β-олова в α-олово при низких температурах стало причиной гибели экспедиции Р. Скотта к Южному полюсу, который потерял все горючее, так как оно хранилось в баках, запаянных оловом), устойчиво при t <14°С, серый порошок. β-олово, или белое олово (t = 14 ― 161°С) очень мягкий металл, но тверже свинца, поддается литью и пайке. Используется в сплавах, например, для изготовления белой жести (луженого железа).

С галогенами металлы образуют соли ― галогениды:

С кислородом металлы образуют оксиды:

С серой металлы образуют соли ― сульфиды:

С водородом самые активные металлы образуют гидриды, например:

с углеродом многие металлы образуют карбиды:

Металлы, находящиеся в начале ряда напряжений (от лития до натрия), при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют щелочи, например:

Металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода, взаимодействуют с разбавленными кислотами (НCl, Н 2 SO 4 и др.), в результате чего образуются соли и выделяется водород, например:

Металлы взаимодействуют с растворами солей менее активных металлов, в результате чего образуется соль более активного металла, а мене активный металл выделяется в свободном виде, например:

Металлы в природе.

углем:

оксидом углерода:

водородом:

алюминием (алюмотермия):

магнием:

2CuS + 3О 2 = 2CuO + 2SО 2 .

CuSO 4 + Fe = FeSO 4 + Cu.

Общая характеристика металлов IА-группы.

К металлам главной подгруппы первой группы (IА-группы) относятся литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr). Эти металлы называются щелочными, так как они и их оксиды при взаимодействии с водой образуют щелочи.Щелочные металлы относятся к s-элементам. На внешнем электронном слое у атомов металлов один s-электрон (ns 1).Калий, натрий ― простые вещества

Щелочные металлы в ампулах:
а - цезий; б - рубидий; в - калий; г – натрийОсновные сведения об элементах IА группы

Задачи урока:

Обучающая - рассмотреть положение металлов в системе элементов Д.И. Менделеева, познакомить обучающихся с основными свойствами металлов, выяснить, чем они обусловлены, познакомить с понятием коррозия металлов

Развивающая – уметь находить в таблице ПСХЭ металлы, уметь сравнивать металлы и неметаллы, объяснять причины химических и физических свойств металлов, развивать теоретическое мышление учащихся и их умение прогнозировать свойства металлов на основе их строения.

Воспитывающая - способствовать развитию познавательного интереса учащихся к изучению химии

Тип урока: урок изучения нового материала.

Методы обучения : словесные и наглядные

Ход урока:

Хронометраж урока.

Организационный момент (1 мин.)

Актуализация знаний(3 мин)

Изучение нового материала

1.1. Положение в периодической системе. (10 мин)

1.2. Особенности электронного строения атомов.(10 мин)

1.3. Восстановительные свойства металлов. (10 мин)

2.1. Металлическая связь. (5 мин)

4. Эмоциональная разгрузка 2 мин

2.2. Физические свойства.(10 мин)

3. Химические свойства. (17 мин)

4. Коррозия металлов.(5 мин)

Закрепление (15 мин)

Задание на дом (3 мин)

Итог урока (1мин)

Организационный момент

(Взаимное приветствие, фиксация присутствующих).

Актуализация знаний. В начале урока учитель акцентирует внимание учащихся на значимости новой темы, определяемой той ролью, которую металлы играют в природе и во всех сферах деятельности человека . Промышленность

Учитель читает загадку:

Я твердый, ковкий и пластичный,

Блестящий, нужный всем, практичный.

Я вам уже подсказку дал,

Так кто же я такой…? и предлагает записать отгадку в тетрадь в виде темы урока?

Изучение нового материала

План лекции.

1. Характеристика элемента-металла.

1.2. Особенности электронного строения атомов.

1.3. Восстановительные свойства металлов.

2. Характеристика простого вещества.

2.1. Металлическая связь.

2.2. Физические свойства.

3. Химические свойства.

4. Коррозия металлов.

1.1. Положение в периодической системе.

Условная граница между элементами-металлами и элементами-неметаллами проходит по диагонали В (бор) - (кремний) - Si (мышьяк) - Те (теллур) - Аs (астат) (проследите ее в таблице Д. И. Менделеева)..

Начальные элементы образуют главную подгруппу I группы и называются щелочными металлами . Свое название они получили от названия соответствующих им гидроксидов, хорошо растворимых в воде, - щелочей.

Из элементов главных подгрупп следующих групп к металлам относят: в IV группе германий, олово, свинец(32,50,82) (первые два элемента - углерод и кремний - неметаллы), в V группе сурьма и висмут(51,83) (первые три элемента - неметаллы), в VI группе только последний элемент - полоний(84) - явно выраженный металл . В главных подгруппах VII и VIII групп все элементы - типичные неметаллы.

Что касается элементов побочных подгрупп, то все они металлы.

Атомы щелочных металлов содержат на внешнем энергетическом уровне только один электрон, который они легко отдают при химических взаимодействиях, поэтому являются сильнейшими восстановителями. Понятно, что в соответствии с ростом радиуса атома восстановительные свойства щелочных металлов усиливаются от лития к францию.

Следующие за щелочными металлами элементы, составляющие главную подгруппу II группы, также являются типичными металлами, обладающими сильной восстановительной способностью (их атомы содержат на внешнем уровне два электрона). Из этих металлов кальций, стронций, барий и радий называют щелочноземельными металлами . Такое название эти металлы получили потому, что их оксиды, которые алхимики называли «землями», при растворении в воде образуют щелочи.

К металлам относятся и элементы главной подгруппы III группы, исключая бор.

к 3 группе относятся металлы называемые подгруппой алюминия.

1.2 Особенности электронного строения металлов.

Учащиеся на основе полученных знаний формулируют сами определение «металл»

Металлы - это химические элементы, атомы которых отдают электроны внешнего (а иногда предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы. Металлы – восстановители. Это обусловлено небольшим числом электронов внешнего слоя, большим радиусом атомов, вследствие чего эти электроны слабо удерживаются с ядром. Атомы металлов имеют сравнительно большие размеры (радиусы), поэтому и их внешние электроны значительно удалены от ядра и слабо с ним связаны. И вторая особенность, которая присуща атомам наиболее активных металлов, - это наличие на внешнем энергетическом уровне 1-3 электронов.
Атомы металлов имеют сходство в строении внешнего электронного слоя, который образован небольшим числом электронов (в основном не больше трех).
Это утверждение можно проиллюстрировать на примерах Na, алюминия А1 и цинка Zn. Составляя схемы строения атомов, по желанию можно составлять электронные формулы и приводить примеры строения элементов больших периодов, например цинка.

В связи с тем, что электроны внешнего слоя атомов металлов слабо связаны с ядром, они могут быть «отданы» другим частицам, что и происходит при химических реакциях:

Свойство атомов металлов отдавать электроны является их характерным химическим свойством и свидетельствует о том, что металлы проявляют восстановительные свойства.

1.3 Восстановительные свойства металлов.

Как изменяется окислительная способность элементов III периода?

(окислительные свойства в периодах усиливаются, а восстановительные – ослабевают. Причиной изменения этих свойств- увеличение количества электронов на последней орбитале.)

Как изменяются окислительные свойства у элементов 4 группы главной подгруппы? (снизу вверх окислительные свойства усиливаются. Причиной изменения этих свойств является уменьшение радиуса атома(легче принять чем отдать)

Исходя из положения металлов в Периодической системе какой можно сделать вывод об окислительно-восстановительных свойствах элементов- металлов?

(Металлы являются восстановителями в химических реакциях, т.к. отдают свои валентные электроны)

Учащиеся отвечают, что прочность связи валентных электронов с ядром зависит от двух факторов: величины заряда ядра и радиуса атома. .

(запись вывода в тетрадях учащихся)в периодах с увеличением заряда ядра восстановительные свойства уменьшаются.

У элементов – металлов побочных подгрупп свойства чуть-чуть другие.

Учитель предлагает сравнить активность элементов побочной подгруппы. Cu , Ag , Au – активност ь элементов – металлов падает. Эта закономерность наблюдается и у элементов второй побочной подгруппы Zn , Cd , Hg .Увеличение электронов на внешнем уровне поэтому восстановительные свойства ослабевают

У элементов побочных подгрупп – это элементы 4-7 периодов 31-36, 49-54 – с увеличением порядкового элемента радиус атомов изменятся мало, а величина заряда ядра увеличивается значительно, поэтому прочность связи валентных электронов с ядром усиливается, восстановительные свойства ослабевают.

2.1. Металлическая связь.

Металлическая связь осуществляется посредством взаимного притяжения атом-ионов и относительно свободных электронов.

Рисунок 1.
Строение кристаллической решетки металлов

В металлах валентные электроны удерживаются атомами крайне слабо и способны мигрировать. Атомы, оставшиеся без внешних электронов, приобретают положительный заряд. Они образуют металлическую кристаллическую решётку.

Совокупность обобществлённых валентных электронов (электронный газ), заряженных отрицательно, удерживает положительные ионы металла в определённых точках пространства - узлах кристаллической решётки, например, металла серебро.

Внешние электроны могут свободно и хаотично перемещаться, поэтому металлы характеризуются высокой электропроводностью (особенно золото, серебро, медь, алюминий).

Химическая связь предполагает определенный вид кристаллической решетки. Металлическая химическая связь способствует образованию кристаллов с металлической кристаллической решеткой. В узлах кристаллической решетки находятся атом-ионы металлов, а между ними свободно движущиеся электроны. Металлическая связь отличается от ионной, т.к. нет анионов, хотя есть катионы. Отличается она и от ковалентной, т.к. не образуются общие электронные пары.

Эмоциональная разгрузка

Отсутствие какого металла описал академик А. Е. Ферсман?

На улицах стоял бы ужас разрушения: ни рельсов, ни вагонов, ни паровозов, ни автомобилей не оказалось бы, даже камни мостовой превратились бы в глинистую труху, а растения начали бы чахнуть и гибнуть без этого металла. Разрушение ураганом прошло бы по всей Земле, и гибель человечества сделалась бы неминуемой. Впрочем, человек не дожил бы до этого момента, ибо лишившись трех граммов этого металла в своем теле и в крови, он бы прекратил свое существование раньше, чем развернулись бы нарисованные события (Ответ: Все люди бы погибли, лишившись железа в крови)

Назовите металл фальшивомонетчиков

Название металлу было дано испанскими конкистадорами, которые в середине XVI в. впервые познакомились в Южной Америке (на территории современной Колумбии) с новым металлом, внешне похожим на серебро. Название металла буквально означает «маленькое серебро», «серебришко».

Объясняется такое пренебрежительное название исключительной тугоплавкостью металла, который не поддавался переплавке, долгое время не находил применения и ценился вдвое ниже, чем серебро. Они использовали этот металл для изготовления фальшивых монет.

На сегодняшний день, этот металл, используемый как катализатор и в ювелирном деле, является одним из самых дорогих.

В чистом виде ее в природе не существует. Самородная платина обычно представляет собой естественный сплав с другими благородными (палладий, иридий, родий, рутений, осмий) и неблагородными (железо, медь, никель, свинец, кремний) металлами. Для ее получения самородки разогревают в котлах с "царской водкой" (смесь азотной и соляной кислоты) и затем "доводят" многочисленными химическими реакциями, нагревом и плавкой.

Таким образом, кристаллическая решетка зависит и определяется видом химической связи, но в то же время является причиной для физических свойств.

2.2. Физические свойства.

Учитель подчеркивает, что физические свойства металлов определяются именно их строением.

а) твердость – все металлы кроме ртути, при обычных условиях твердые вещества. Самые мягкие – натрий, калий. Их можно резать ножом; самый твердый хром – царапает стекло

б) плотность. Металлы делятся на мягкие (5г/см³) и тяжелые (меньше 5г/см³).

в) плавкость. Металлы делятся на легкоплавкие и тугоплавкие.

г) электропроводность, теплопроводность металлов обусловлена их строением. Хаотически движущиеся электроны под действием электрического напряжения приобретают направленное движение, в результате чего возникает электрический ток.

При повышении температуры амплитуда движения атомов и ионов, находящихся в узлах кристаллической решетки резко возрастает, и это мешает движению электронов, и электропроводность металлов падает.

Следует отметить, что у некоторых неметаллов, при повышении температуры электропроводность возрастает, например, у графита, при этом с повышением температуры разрушаются некоторые ковалентные связи, и число свободно перемещающихся электронов возрастает.

д) металлический блеск – электроны, заполняющие межатомное пространство отражают световые лучи, а не пропускают как стекло. Попадают на узлы кристаллической рещетки. Поэтому все металлы в кристаллическом состоянии имеют металлический блеск. Для большинства металлов в ровной степени рассеиваются все лучи видимой части спектра, поэтому они имеют серебристо-белый цвет. Только золото и медь в большой степени поглощают короткие волны и отражают длинные волны светового спектра, поэтому имеют желтый цвет. Самые блестящие металлы – ртуть, серебро, палладий. В порошке все металлы, кроме Al и Mg , теряют блеск и имеют черный или темно-серый цвет.

е) пластичность

Механическое воздействие на кристалл с металлической решеткой вызывает только смещение слоев атомов и не сопровождается разрывом связи, и поэтому металл характеризуется высокой пластичностью.

3. Химические свойства.

По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются . Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов(Открыл и составил Бекетов)

Чем левее стоит металл в ряду электрохимическом ряду напряжений металлов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов ее солей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:

4Li + O 2 = 2Li 2 O,

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3 .

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O 2 = Na 2 O 2 .

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

Cu + Cl 2 = CuCl 2 .

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.

2Na + H 2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

Zn + S = ZnS.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 .

С углеродом образуются карбиды:

4Al + 3C = Al 3 C 4 .

С фосфором – фосфиды:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения :

2Na + Sb = Na 2 Sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы.

Отношение металлов к кислотам.

Чаще всего в химической практике используются такие сильные кислоты как серная H 2 SO 4 , соляная HCl и азотная HNO 3 .

с HCl

Образующиеся в этом процессе ионы водорода H + выполняют роль окислителя, окисляя металлы, расположенные в ряду активности левее водорода . Взаимодействие протекает по схеме:

Me + HCl - соль + H 2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│Al 0 – 3 e - → Al 3+ - окисление

3│2H + + 2 e - → H 2 – восстановление

«Царская водка» (ранее кислоты называли водками) представляет собой смесь одного объема азотной кислоты и трех-четырех объемов концентрированной соляной кислоты, обладающую очень высокой окислительной активностью. Такая смесь способна растворять некоторые малоактивные металлы, не взаимодействующие с азотной кислотой. Среди них и «царь металлов» - золото. Такое действие «царской водки» объясняется тем, что азотная кислота окисляет соляную с выделением свободного хлора и образованием хлороксида азота (III), или хлорида нитрозила – NOCl:

Реакции окисления золота протекают согласно следующим уравнениям:

Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H2O

Если кислоты могут взаимодействовать с основаниями и основными оксидами, а ключевым элементом в их составе является металл, то возможно ли взаимодействие металлов с кислотами. Проверим это экспериментально.

Магний взаимодействует с кислотой при нормальных условиях, цинк - при нагревании, медь - не взаимодействует.

Ряд напряжений используется на практике для сравнительной оценки химической активности металлов в реакциях с водными растворами солей и кислот и для оценки катодных и анодных процессов при электролизе:

Металлы, стоящие левее, являются более сильными восстановителями, чем металлы, расположенные правее: они вытесняют последние из растворов солей . Металлы, стоящие в ряду левее водорода, вытесняют водород при взаимодействии с водными растворами кислот-неокислителей; наиболее активные металлы (до алюминия включительно) - и при взаимодействии с водой.

Металлы, стоящие в ряду правее водорода, с водными растворами кислот-неокислителей при обычных условиях не взаимодействуют.

При электролизе металлы, стоящие правее водорода, выделяются на катоде; восстановление металлов умеренной активности сопровождается выделением водорода; наиболее активные металлы (до алюминия) невозможно при обычных условиях выделить из водных растворов солей.

4. Коррозия металлов – физико-химическое или химическое взаимодействие между металлом (сплавом) и средой, приводящее к ухудшению функциональных свойств металла (сплава), среды или включающей их технической системы.

Слово коррозия происходит от латинского «corrodo» – «грызу» (позднелатинское «corrosio» означает «разъедание»).

Коррозия вызывается химической реакцией металла с веществами окружающей среды, протекающей на границе металла и среды. Чаще всего это окисление металла, например, кислородом воздуха или кислотами, содержащимися в растворах, с которыми контактирует металл. Особенно подвержены этому металлы, расположенные в ряду напряжений (ряду активности) левее водорода, в том числе железо.

В результате коррозии железо ржавеет. Этот процесс очень сложен и включает несколько стадий. Его можно описать суммарным уравнением:

4Fe + 6H 2 O (влага) + 3O 2 (воздух) = 4Fe(OH) 3

Гидроксид железа(III) очень неустойчив, быстро теряет воду и превращается в оксид железа(III). Это соединение не защищает поверхность железа от дальнейшего окисления. В результате железный предмет может быть полностью разрушен.

Для замедления коррозии на поверхность металла наносят лаки и краски, минеральные масла и смазку. Подземные конструкции покрывают толстым слоем битума или полиэтилена. Внутренние поверхности стальных труб и резервуаров защищают дешевыми покрытиями из цемента.

Для стальных изделий используют так называемые преобразователи ржавчины, содержащие ортофосфорную кислоту (Н 3 РО 4 ) и ее соли. Они растворяют остатки оксидов и формируют плотную и прочную пленку фосфатов, которая способна на некоторое время защитить поверхность изделия. Затем металл покрывают грунтовочным слоем, который должен хорошо ложиться на поверхность и обладать защитными свойствами (обычно используют свинцовый сурик или хромат цинка). Только после этого можно наносить лак или краску.

Закрепление (15 мин)

Учитель:

Теперь, для закрепления проведем тест.

Решите тестовые задания

1.Выберите группу элементов, в которой находятся только металлы:

А ) Al, As, P; Б ) Mg, Ca, Si; В ) K, Ca, Pb

2. Выберите группу, в которой находятся только простые вещества – неметаллы:

А ) K 2 O, SO 2 , SiO 2 ; Б ) H 2 , Cl 2 , I 2 ; В )Ca, Ba, HCl;

3. Укажите общее в строении атомов K и Li:

А) 2 электрона на последнем электронном слое;

Б) 1 электрон на последнем электронном слое;

В) одинаковое число электронных слоев.

4. Металлический кальций проявляет свойства:

А) окислителя;

Б) восстановителя;

В) окислителя или восстановителя в зависимости от условий.

5. Металлические свойства натрия слабее, чем у –

А) магния; Б) калия; В) лития.

6. К неактивным металлам относятся:

А) алюминий, медь, цинк; Б) ртуть, серебро, медь;

В) кальций, бериллий, серебро.

7. Какое физическое свойство не является общими для всех металлов:

А) электропроводность, Б) теплопроводность,

В) твердое агрегатное состояние при нормальных условиях,

Г) металлический блеск

8.Металлы при взаимодействий с неметаллами проявляют свойства:

а) окислительные;

б) восстановительные;

в) и окислительные, и восстановительные;

г) не участвуют в окислительно-восстановительных реакциях.

9.В периодической системе типичные металлы расположен

а) верхней части

б) нижней части

в) правом верхнем углу

г) левом нижнем углу

Часть В. Ответом к заданиям этой части является набор букв, которые следует записать

Установите соответствие.

С увеличением порядкового номера элемента в главной подгруппе II группы Периодической системы свойства элементов и образуемых ими веществ изменяются следующим образом:

1) число электронов на внешнем уровне

А) увеличивается

3) электроотрицательность

4) восстановительные свойства

Б) уменьшается

В) не изменяется

(Ответы: 1 –Г, 2 –А, 3 –В, 4-Б, 5-Г)

ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ

№1. Закончить уравнения практически осуществимых реакций, назвать продукты реакции

Li+ H 2 O =

Cu + H 2 O = Cu ( OH ) 2 + H 2

Ba + H 2 O =

Mg + H 2 O =

Ca + HCl=

2 Na + 2 H 2 SO 4 ( К )= Na 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O

HCl + Zn =

H 2 SO 4 ( к )+ Cu= CuSO 4 + SO 2 + H 2 O

H 2 S + Mg =MgS+H 2

HCl + Cu =

Задание на дом: записи в тетрадях, сообщения о применении металлов.

Учитель Предлагает создать синквейн по теме.

1 строка: Существительное (одно по теме) (Металлы)

2 строка: два прилагательных

3 строка: три глагола

4 строка: четыре слова объединённых в предложение

5 строка: слово выражающее сущность данной темы.

Итог урока

Учитель : И так, мы рассмотрели строение и физические свойства металлов, их положение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева.

Бо льшая часть известных химических элементов образует простые вещества металлы.

К металлам относятся все элементы побочных (Б) подгрупп, а также элементы главных подгрупп, расположенные ниже диагонали «бериллий - астат» (Рис. 1). Кроме того, химические элементы металлы образуют группы лантаноидов и актиноидов.

Рис. 1. Расположение металлов среди элементов подгрупп А (выделены синим)

По сравнению с атомами неметаллов, атомы металлов имеют бо льшие размеры и меньшее число внешних электронов, обычно оно равно 1-2. Следовательно, внешние электроны атомов металлов слабо связаны с ядром, металлы их легко отдают, проявляя в химических реакциях восстановительные свойства.

Рассмотрим закономерности изменения некоторых свойств металлов в группах и периодах.

В периодах с увеличением заряда ядра радиус атомов уменьшается. Ядра атомов все сильнее притягивают внешние электроны, поэтому возрастает электроотрицательность атомов, металлические свойства уменьшаются. Рис. 2.

Рис. 2. Изменение металлических свойств в периодах

В главных подгруппах сверху вниз в атомах металлов возрастает число электронных слоев, следовательно, увеличивается радиус атомов. Тогда внешние электроны будут слабее притягиваться к ядру, поэтому наблюдается уменьшение электроотрицательности атомов и увеличение металлических свойств. Рис. 3.

Рис. 3. Изменение металлических свойств в подгруппах

Перечисленные закономерности характерны и для элементов побочных подгрупп, за редким исключением.

Атомы элементов металлов склонны к отдаче электронов. В химических реакциях металлы проявляют себя только как восстановители, они отдают электроны и повышают свою степень окисления.

Принимать электроны от атомов металлов могут атомы, составляющие простые вещества неметаллы, а также атомы, входящие в состав сложных веществ, которые способны понизить свою степень окисления. Например:

2Na 0 + S 0 = Na +1 2 S -2

Zn 0 + 2H +1 Cl = Zn +2 Cl 2 + H 0 2

Не все металлы обладают одинаковой химической активностью. Некоторые металлы при обычных условиях практически не вступают в химические реакции, их называют благородными металлами. К благородным металлам относятся: золото, серебро, платина, осмий, иридий, палладий, рутений, родий.

Благородные металлы очень мало распространены в природе и встречаются почти всегда в самородном состоянии (Рис. 4). Несмотря на высокую устойчивость к коррозии-окислению, эти металлы все же образуют оксиды и другие химические соединения, например, всем известны соли хлориды и нитраты серебра.

Рис. 4. Самородок золота

Подведение итога урока

На этом уроке вы рассмотрели положение химических элементов металлов в Периодической системе, а также особенности строения атомов этих элементов, определяющие свойства простых и сложных веществ. Вы узнали, почему химических элементов металлов значительно больше, чем неметаллов.

Список литературы

1. Оржековский П.А. Химия: 9-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§28)
2. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§34)
3. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 86-87)
4. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003.

1. Единая коллекция цифровых образовательных ресурсов (видеоопыты по теме) ().
2. Электронная версия журнала «Химия и жизнь» ().

Домашнее задание

1. с. 195-196 №№ 7, А1-А4 из учебника П.А. Оржековского «Химия: 9-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013.
2. Какими свойствами (окислительными или восстановительными) может обладать ион Fe 3+ ? Ответ проиллюстрируйте уравнениями реакций.
3. Сравните радиус атомов, электроотрицательность и восстановительные свойства натрия и магния.