Väčšina kovov je v periodickej tabuľke. L.p.vanova, učiteľka chémie na strednej škole Novinsky (región Astracháň). Všeobecné chemické vlastnosti kovov

1. Aké vlastnosti štruktúry atómov kovov určujú ich redukčné vlastnosti?

Redukčné vlastnosti kovov sú určené schopnosťou darovať elektróny z vonkajšej vrstvy. Čím ľahšie atóm daruje elektróny vonkajšej vrstve, tým silnejšie je redukčné činidlo.

2. Vymenuj chemický prvok, ktorý tvorí jednoduchú látku – najviac aktívny kov. Svoj výber zdôvodnite.

Najaktívnejším kovom je francium (Fr).

Francium najľahšie daruje elektrón vonkajšej vrstve. Má najväčší atómový polomer, teda energiu interakcie atómového jadra s vonkajším elektrónový obal malý.

3. Ako sa zhoduje tvrdenie, že kovy vykazujú iba redukčné vlastnosti, a teda zároveň oxidujú, s procesom, ktorý možno vyjadriť pomocou rovnice: Pomenujte tento proces. V akých formách existencie chemického prvku sa objavuje meď? Pre akú formu existencie chemické prvky Je vyššie uvedené tvrdenie správne?

Kovy vykazujú redukčné vlastnosti v nultý stupeň oxidácia, t.j. samotný kov môže byť iba redukčným činidlom. Vyššie uvedený proces je príkladom oxidácie Cu2+ na Cu0. V tomto príklade pôsobí meď ako katión.

Úvod

Kovy sú jednoduché látky, ktoré majú za normálnych podmienok charakteristické vlastnosti: vysokú elektrickú a tepelnú vodivosť, schopnosť dobre odrážať svetlo (čo spôsobuje ich lesk a nepriehľadnosť), schopnosť zaujať požadovaný tvar pod vplyvom vonkajších síl (plasticita). Existuje ďalšia definícia kovov - ide o chemické prvky charakterizované schopnosťou darovať vonkajšie (valenčné) elektróny.

Zo všetkých známych chemických prvkov je asi 90 kovov. Väčšina anorganických zlúčenín sú zlúčeniny kovov.

Existuje niekoľko typov klasifikácie kovov. Najprehľadnejšia je klasifikácia kovov v súlade s ich postavením v periodickom systéme chemických prvkov – chemická klasifikácia.

Ak je v "dlhej" verzii periodickej tabuľky nakreslená priama čiara cez prvky bór a astat, kovy budú umiestnené naľavo od tejto čiary a nekovy napravo od nej.

Z hľadiska štruktúry atómu sa kovy delia na netranzitívne a prechodné. Neprechodné kovy sa nachádzajú v hlavných podskupinách periodického systému a vyznačujú sa tým, že v ich atómoch dochádza k postupnému zapĺňaniu elektrónových úrovní s a p. Neprechodné kovy zahŕňajú 22 prvkov hlavných podskupín a: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Al, Ga, In, Tl, Ge, Sn, Pb , Sb, Bi, Po.

Prechodné kovy sa nachádzajú vo vedľajších podskupinách a vyznačujú sa plnením d- alebo f-elektronických úrovní. Medzi d-prvky patrí 37 kovov sekundárnych podskupín b: 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.

Medzi f-prvky patrí 14 lantanoidov (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) a 14 aktinoidov (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, Nie, Lr).

Z prechodných kovov sa rozlišujú aj kovy vzácnych zemín (Sc, Y, La a lantanoidy), platinové kovy (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt), transuránové kovy (Np a prvky s vyššou atómovou hmotnosťou).

Okrem chemickej existuje aj, aj keď nie všeobecne akceptovaná, ale dlhodobo zavedená technická klasifikácia kovov. Nie je to také logické ako chemické - je založené na jednej alebo druhej prakticky dôležitej vlastnosti kovu. Železo a zliatiny na jeho báze sú klasifikované ako železné kovy, všetky ostatné kovy sú neželezné. Existujú ľahké (Li, Be, Mg, Ti atď.) a ťažké kovy (Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Cd, Hg, Sn, Pb atď.), ako aj skupiny žiaruvzdorných ( Ti, Zr, Hf, V, Nb, Ta, Cr, Mo, W, Re), drahé (Ag, Au, platinové kovy) a rádioaktívne (U, Th, Np, Pu, atď.) kovy. V geochémii sa rozlišujú aj kovy rozptýlené (Ga, Ge, Hf, Re atď.) a vzácne (Zr, Hf, Nb, Ta, Mo, W, Re atď.). Ako vidíte, medzi skupinami neexistujú jasné hranice.

Historický odkaz

Napriek tomu, že život ľudskej spoločnosti bez kovov je nemožný, nikto presne nevie, kedy a ako ich človek prvýkrát začal používať. Najstaršie spisy, ktoré sa k nám dostali, hovoria o primitívnych dielňach, v ktorých sa tavil kov a vyrábali sa z neho výrobky. To znamená, že človek ovládal kovy skôr ako písanie. Pri vykopávkach starovekých osád archeológovia nachádzajú pracovné a lovecké nástroje, ktoré ľudia používali v tých vzdialených časoch - nože, sekery, hroty šípov, ihly, háčiky na ryby a oveľa viac. Čím staršie boli sídla, tým drsnejšie a primitívnejšie boli produkty ľudských rúk. Najstaršie kovové výrobky sa našli pri vykopávkach osád, ktoré existovali asi pred 8 000 rokmi. Išlo najmä o šperky zo zlata a striebra a hroty šípov a oštepy z medi.

Grécke slovo „metallon“ pôvodne znamenalo bane, bane, odtiaľ pochádza výraz „kov“. V staroveku sa verilo, že existuje iba 7 kovov: zlato, striebro, meď, cín, olovo, železo a ortuť. Toto číslo korelovalo s počtom vtedy známych planét - Slnko (zlato), Mesiac (striebro), Venuša (meď), Jupiter (cín), Saturn (olovo), Mars (železo), Merkúr (ortuť) (pozri obrázok ). Podľa alchymistických predstáv kovy vznikali v útrobách zeme pod vplyvom lúčov planét a postupne sa zdokonaľovali, až sa zmenili na zlato.

Človek najprv ovládal prírodné kovy - zlato, striebro, ortuť. Prvým umelo získaným kovom bola meď, potom bolo možné zvládnuť výrobu zliatiny medi so solením - bronzom a až neskôr - železom. V roku 1556 vyšla v Nemecku kniha nemeckého metalurga G. Agricolu „O baníctve a hutníctve“ – prvý podrobný návod na získavanie kovov, ktorý sa k nám dostal. Je pravda, že v tom čase sa olovo, cín a bizmut považovali za odrody toho istého kovu. V roku 1789 francúzsky chemik A. Lavoisier vo svojej príručke o chémii uviedol zoznam jednoduchých látok, ktorý zahŕňal všetky vtedy známe kovy - antimón, striebro, bizmut, kobalt, cín, železo, mangán, nikel, zlato, platina. olovo, volfrám a zinok. S rozvojom chemických výskumných metód sa počet známych kovov začal rýchlo zvyšovať. V 18. storočí V 19. storočí bolo objavených 14 kovov. - 38, v 20. storočí. - 25 kovov. V prvej polovici 19. stor boli objavené satelity platiny, alkalické kovy a kovy alkalických zemín sa získavali elektrolýzou. V polovici storočia bolo spektrálnou analýzou objavené cézium, rubídium, tálium a indium. Geniálne sa potvrdila existencia kovov, ktoré na základe svojho periodického zákona predpovedal D. I. Mendelejev (ide o gálium, skandium a germánium). Objav rádioaktivity na konci 19. storočia. viedli k hľadaniu rádioaktívnych kovov. Napokon metódou jadrových premien v polovici 20. storočia. boli získané rádioaktívne kovy, ktoré sa v prírode nevyskytujú, najmä transuránové prvky.

Fyzikálne a chemické vlastnosti kovov.

Všetky kovy sú pevné látky (okrem ortuti, ktorá je za normálnych podmienok kvapalná), od nekovov sa líšia špeciálnym typom väzby (kovová väzba). Valenčné elektróny sú voľne viazané na konkrétny atóm a vo vnútri každého kovu sa nachádza takzvaný elektrónový plyn. Väčšina kovov má kryštalickú štruktúru a kov si možno predstaviť ako „tuhú“ kryštálovú mriežku kladných iónov (katiónov). Tieto elektróny sa môžu viac-menej pohybovať okolo kovu. Kompenzujú odpudivé sily medzi katiónmi a tak ich viažu do kompaktného telesa.

Všetky kovy majú vysokú elektrickú vodivosť (t. j. sú vodičmi na rozdiel od nedielektrických nekovov), najmä meď, striebro, zlato, ortuť a hliník; vysoká je aj tepelná vodivosť kovov. Charakteristickou vlastnosťou mnohých kovov je ich ťažnosť (ťažnosť), vďaka čomu sa dajú valcovať do tenkých plechov (fólie) a ťahať do drôtu (cín, hliník atď.), existujú však aj dosť krehké kovy ( zinok, antimón, bizmut).

V priemysle sa často nepoužívajú čisté kovy, ale ich zmesi, nazývané zliatiny. V zliatine vlastnosti jednej zložky zvyčajne úspešne dopĺňajú vlastnosti inej zložky. Meď má teda nízku tvrdosť a málo sa používa na výrobu častí strojov, zatiaľ čo zliatiny medi a zinku, nazývané mosadz, sú už dosť tvrdé a sú široko používané v strojárstve. Hliník má dobrú ťažnosť a dostatočnú ľahkosť (nízka hustota), ale je príliš mäkký. Na jeho základe sa pripravuje zliatina ayuraluminu (duralu), ktorá obsahuje meď, horčík a mangán. Dural bez straty vlastností svojho hliníka získava vysokú tvrdosť a preto sa používa v leteckej technike. Zliatiny železa s uhlíkom (a prísadami iných kovov) sú dobre známe liatiny a ocele.

Kovy sa veľmi líšia v hustote: pre lítium je to takmer polovica hustoty vody (0,53 g/cm3), zatiaľ čo pre osmium je viac ako 20-krát vyššia (22,61 g/cm3). Kovy sa líšia aj tvrdosťou. Najjemnejšie - alkalické kovy, sú ľahko rezané nožom; najtvrdší kov - chróm - reže sklo. Rozdiel v bodoch topenia kovov je veľký: ortuť je za normálnych podmienok kvapalina, cézium a gálium sa topia pri teplote ľudského tela a najžiaruvzdornejší kov, volfrám, má bod topenia 3380 °C. Kovy, ktorých teplota topenia je nad 1000 ° C, sú klasifikované ako žiaruvzdorné kovy, pod - ako taviteľné. Pri vysokých teplotách sú kovy schopné emitovať elektróny, čo sa využíva v elektronike a termoelektrických generátoroch na priamu premenu tepelnej energie na elektrickú energiu. Železo, kobalt, nikel a gadolínium sú po umiestnení do magnetického poľa schopné trvalo udržiavať stav magnetizácie.

Kovy majú aj niektoré chemické vlastnosti. Atómy kovov sa relatívne ľahko vzdávajú valenčných elektrónov a prechádzajú na kladne nabité ióny. Preto sú kovy redukčnými činidlami. Toto je v skutočnosti ich hlavná a najbežnejšia chemická vlastnosť.

Je zrejmé, že kovy ako redukčné činidlá budú reagovať s rôznymi oxidačnými činidlami, medzi ktorými môžu byť jednoduché látky, kyseliny, soli menej aktívnych kovov a niektoré ďalšie zlúčeniny. Zlúčeniny kovov s halogénmi sa nazývajú halogenidy, so sírou - sulfidy, s dusíkom - nitridy, s fosforom - fosfidy, s uhlíkom - karbidy, s kremíkom - silicidy, s bórom - boridy, s vodíkom - hydridy atď. Mnohé z týchto zlúčenín našli dôležité aplikácie v novej technológii. Napríklad boridy kovov sa používajú v rádiovej elektronike, ako aj v jadrovej technike ako materiály na reguláciu a ochranu pred neutrónovým žiarením.

Pôsobením koncentrovaných oxidačných kyselín vzniká aj na niektorých kovoch stabilný oxidový film. Tento jav sa nazýva pasivácia. Takže v koncentrovanej kyseline sírovej sú kovy ako Be, Bi, Co, Fe, Mg a Nb pasivované (a nereagujú s nimi) a v koncentrovanej kyseline dusičnej - kovy Al, Be, Bi, Co, Cr, Fe, Nb, Ni, Pb, Th a U.

Čím viac naľavo od kovu v tomto rade, tým má väčšie redukčné vlastnosti, t. j. ľahšie sa oxiduje a prechádza do roztoku vo forme katiónu, ale je ťažšie získať ho z katiónu na katión. slobodný štát.

Jeden nekov, vodík, je zapojený do série napätí, pretože to umožňuje určiť, či tento kov bude reagovať s kyselinami - neoxidačnými činidlami vo vodnom roztoku (presnejšie, bude oxidovaný katiónmi vodíka H +). Napríklad zinok reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, pretože v sérii napätí je vľavo (pred) vodík. Naopak, striebro sa neprenáša do roztoku kyselinou chlorovodíkovou, pretože je v sérii napätí vpravo (za) vodíkom. Podobne sa správajú kovy v zriedenej kyseline sírovej. Kovy, ktoré sú v sérii napätia po vodíku, sa nazývajú ušľachtilé (Ag, Pt, Au atď.)

Nežiaducou chemickou vlastnosťou kovov je ich elektrochemická korózia, teda aktívna deštrukcia (oxidácia) kovu pri kontakte s vodou a vplyvom v nej rozpusteného kyslíka (kyslíková korózia). Napríklad korózia železných produktov vo vode je všeobecne známa.

Zvlášť korozívne môže byť miesto kontaktu dvoch rozdielnych kovov - kontaktná korózia. Medzi jedným kovom, ako je Fe, a iným kovom, ako je Sn alebo Cu, umiestneným vo vode, vzniká galvanický pár. Tok elektrónov prechádza od aktívnejšieho kovu, ktorý je v napäťovej sérii vľavo (Fe), k menej aktívnemu kovu (Sn, Cu) a aktívnejší kov sa ničí (koroduje).

Z tohto dôvodu pocínovaný povrch plechoviek (pocínované železo) pri skladovaní vo vlhkej atmosfére a neopatrnej manipulácii hrdzavie (žehlička sa rýchlo zrúti už po objavení sa malého škrabanca, čo umožňuje kontakt železa s vlhkosťou). Naopak, pozinkovaný povrch železného vedra dlho nehrdzavie, pretože aj keď dôjde k škrabancom, nekoroduje železo, ale zinok (aktívnejší kov ako železo).

Odolnosť proti korózii pre daný kov sa zvyšuje, keď je potiahnutý aktívnejším kovom alebo keď sú tavené; napríklad pokovovanie železa chrómom alebo výroba zliatin železa s chrómom eliminuje koróziu železa. Pochrómované železo a ocele obsahujúce chróm (nehrdzavejúce ocele) majú vysokú odolnosť proti korózii.

Všeobecné metódy získavania kovov:

Elektrometalurgia, t. j. získavanie kovov elektrolýzou tavenín (pre najaktívnejšie kovy) alebo roztokov ich solí;

Pyrometalurgia, t. j. získavanie kovov z ich rúd pri vysokej teplote (napríklad výroba železa pomocou procesu vo vysokej peci);

hydrometalurgia, t.j. izolácia kovov z roztokov ich solí aktívnejšími kovmi (napríklad výroba medi z roztoku CuSO4 vytesnením zinku, železa

alebo hliník).

V prírode sa kovy niekedy nachádzajú vo voľnej forme, ako je prírodná ortuť, striebro a zlato, a častejšie vo forme zlúčenín (kovové rudy). Najaktívnejšie kovy sú samozrejme prítomné v zemskej kôre len vo viazanej forme.

Lítium (z gréc. Lithos - kameň), Li, chemický prvok podskupiny Ia periodickej sústavy; atómové číslo 3, atómová hmotnosť 6,941; patrí medzi alkalické kovy.

Obsah lítia v zemskej kôre je 6,5-10-3% hmotnosti. Bol nájdený vo viac ako 150 mineráloch, z toho v skutočnosti je lítium asi 30. Hlavnými minerálmi sú spodumen LiAl, lepidolit KLi1.5 Al1.5(F.0H)2 a petalit (LiNa). Zloženie týchto minerálov je zložité, mnohé z nich patria do triedy hlinitokremičitanov, ktoré sú veľmi bežné v zemskej kôre. Perspektívnymi zdrojmi surovín na výrobu lítia sú soľanky (soľanka) soľných ložísk a podzemná voda. Najväčšie ložiská zlúčenín lítia sú v Kanade, USA, Čile, Zimbabwe, Brazílii, Namíbii a Rusku.

Zaujímavosťou je, že minerál spodumen sa v prírode vyskytuje vo forme veľkých kryštálov s hmotnosťou niekoľkých ton. V bani Etta v Spojených štátoch amerických sa našiel ihličkovitý kryštál dlhý 16 m a vážiaci 100 ton.

Prvé informácie o lítiu pochádzajú z roku 1817. Švédsky chemik A. Arfvedson v ňom pri rozbore minerálu petalit objavil neznámu zásadu. Arfvedsonov učiteľ J. Berzelius mu dal názov „litión“ (z gréckeho liteos – kameň), pretože na rozdiel od hydroxidov draselných a sodných, ktoré sa získavali z popola rastlín, sa v minerále našla nová zásada. Kov, ktorý je „základom“ tejto zásady, pomenoval aj lítium. V roku 1818 anglický chemik a fyzik G. Davy získal lítium elektrolýzou hydroxidu LiOH.

Vlastnosti. Lítium je striebristo biely kov; t.t. 180,54 °C, b 1340 "C; najľahší zo všetkých kovov, jeho hustota je 0,534 g/cm - je 5-krát ľahší ako hliník a takmer dvakrát ľahší ako voda. Lítium je mäkké a tvárne. Zlúčeniny lítia farbia plameň do krásnej karmínovočervenej farby Táto veľmi citlivá metóda sa používa pri kvalitatívnej analýze na detekciu lítia.

Konfigurácia vonkajšej elektrónovej vrstvy atómu lítia je 2s1 (s-prvok). V zlúčeninách vykazuje oxidačný stav +1.

Lítium je prvé v elektrochemickej sérii napätí a vytláča vodík nielen z kyselín, ale aj z vody. Mnohé chemické reakcie lítia sú však menej intenzívne ako reakcie iných alkalických kovov.

Lítium prakticky nereaguje so zložkami vzduchu pri úplnej neprítomnosti vlhkosti pri izbovej teplote. Pri zahrievaní na vzduchu nad 200 °C vzniká ako hlavný produkt oxid Li2O (prítomné sú len stopy peroxidu Li2O2). Vo vlhkom vzduchu dáva hlavne nitrid Li3N, pri vlhkosti vzduchu viac ako 80% - hydroxid LiOH a uhličitan Li2CO3. Nitrid lítia je možné získať aj zahrievaním kovu v prúde dusíka (lítium je jedným z mála prvkov, ktoré sa priamo spájajú s dusíkom): 6Li + N2 \u003d 2Li3N

Lítium sa ľahko spája s takmer všetkými kovmi a je vysoko rozpustné v ortuti. Spája sa priamo s halogénmi (s jódom - pri zahrievaní). Pri 500 °C reaguje s vodíkom za vzniku hydridu lítneho, pri interakcii s vodou, hydroxidu lítneho, so zriedenými kyselinami, lítiovými soľami a s amoniakom, amidom LiNH2, napríklad:

2Li + H2 = 2LiH

2Li + 2H20 = 2LiOH + H2

2Li + 2HF = 2LiF + H2

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

LiH hydrid - bezfarebné kryštály; používa sa v rôznych oblastiach chémie ako redukčné činidlo. Pri interakcii s vodou uvoľňuje veľké množstvo vodíka (z 1 kg LiH sa získa 2820 l H2):

LiH + H20 = LiOH + H2

To umožňuje využiť LiH ako zdroj vodíka na plnenie balónov a záchranného vybavenia (nafukovacie člny, pásy a pod.), ako aj akýsi „sklad“ na skladovanie a prepravu horľavého vodíka (v tomto prípade ide o potrebné na ochranu LiH pred najmenšími stopami vlhkosti).

Zmiešané lítiumhydridy sa široko používajú v organickej syntéze, napríklad lítiumalumíniumhydrid LiAlH4 je selektívne redukčné činidlo. Získava sa interakciou LiH s chloridom hlinitým A1C13

Hydroxid LiOH je silná zásada (alkálie), jeho vodné roztoky ničia sklo, porcelán; nikel, striebro a zlato sú voči nemu odolné. LiOH sa používa ako prísada do elektrolytu alkalických batérií, čo zvyšuje ich životnosť 2-3x a kapacitu o 20%. Na báze LiOH a organických kyselín (najmä kyseliny stearovej a palmitovej) sa vyrábajú mrazuvzdorné a tepelne odolné mazivá (litholy) na ochranu kovov pred koróziou v rozsahu teplôt od -40 do +130 "C.

Hydroxid lítny sa tiež používa ako absorbér oxidu uhličitého v plynových maskách, ponorkách, lietadlách a kozmických lodiach.

Príjem a prihláška. Surovinou na výrobu lítia sú jeho soli, ktoré sa získavajú z minerálov. Minerály sa v závislosti od zloženia rozkladajú kyselinou sírovou H2SO4 (kyslá metóda) alebo spekaním s oxidom vápenatým CaO a jeho uhličitanom CaCO3 (alkalická metóda), so síranom draselným K2SO4 (soľná metóda), s uhličitanom vápenatým a jeho chloridom CaCl ( alkalicko-solná metóda). Kyselým spôsobom sa získa roztok síranu Li2SO4 [ten sa zbaví nečistôt pôsobením hydroxidu vápenatého Ca(OH)2 a sódy Na2C03]. Škvrny vzniknuté inými metódami rozkladu minerálov sa vylúhujú vodou; zároveň pri alkalickej metóde prechádza do roztoku LiOH, pri soľnej Li 2SO4 a pri alkalicko-solnej LiCl. Všetky tieto metódy, okrem alkalických, umožňujú získať konečný produkt vo forme uhličitanu Li2C03. ktorý sa používa priamo alebo ako zdroj na syntézu iných zlúčenín lítia.

Kovové lítium sa získava elektrolýzou roztavenej zmesi LiCl a chloridu draselného KCl alebo chloridu bárnatého BaCl2 s ďalším čistením od nečistôt.

Záujem o lítium je obrovský. Je to spôsobené predovšetkým tým, že je zdrojom priemyselnej výroby trícia (nuklid ťažkého vodíka), ktorý je hlavnou zložkou vodíkovej bomby a hlavným palivom pre termonukleárne reaktory. Medzi nuklidom 6Li a neutrónmi (neutrálne častice s hmotnostným číslom 1) prebieha termonukleárna reakcia; reakčné produkty - trícium 3H a hélium 4He:

63Li + 10n = 31H + 42He

Veľké množstvo lítia sa používa v metalurgii. Zliatina horčíka s 10 % lítia je pevnejšia a ľahšia ako samotný horčík. Zliatiny hliníka a lítia - sklerón a aeron, obsahujúce iba 0,1% lítia, okrem ľahkosti, majú vysokú pevnosť, ťažnosť a zvýšenú odolnosť proti korózii; používajú sa v letectve. Pridanie 0,04 % lítia do zliatin olova a vápnika zvyšuje ich tvrdosť a znižuje koeficient trenia.

Halogenidy a uhličitan lítneho sa používajú pri výrobe optických, kyselinovzdorných a iných špeciálnych skiel, ako aj žiaruvzdorného porcelánu a keramiky, rôznych glazúr a emailov.

Malé úlomky lítia spôsobujú chemické popáleniny mokrej pokožky a očí. Lítiové soli dráždia pokožku. Pri práci s hydroxidom lítnym je potrebné dodržiavať bezpečnostné opatrenia, ako pri práci s hydroxidom sodným a draselným.

Sodík (z arab. natrun, gr. nitron - prírodná sóda, chemický prvok podskupiny Ia periodickej sústavy; atómové číslo 11, atómová hmotnosť 22,98977; patrí medzi alkalické kovy. V prírode sa vyskytuje vo forme jedného stabilného nuklidu 23 Na.

Už v staroveku boli známe zlúčeniny sodíka - kuchynská soľ (chlorid sodný) NaCl, žieravá zásada (hydroxid sodný) NaOH a sóda (uhličitan sodný) Na2CO3. Posledná látka, ktorú starí Gréci nazývali „nitron“; odtiaľ pochádza moderný názov kovu – „sodík“. V Spojenom kráľovstve, USA, Taliansku, Francúzsku sa však slovo sodík zachovalo (zo španielskeho slova „soda“, ktoré má rovnaký význam ako v ruštine).

Prvýkrát o produkcii sodíka (a draslíka) informoval anglický chemik a fyzik G. Davy na stretnutí Kráľovskej spoločnosti v Londýne v roku 1807. Podarilo sa mu rozložiť žieravé alkálie KOH a NaOH pôsobením elektrického prúdu a izolovať dovtedy neznáme kovy s mimoriadnymi vlastnosťami. Tieto kovy na vzduchu veľmi rýchlo oxidovali a vznášali sa na hladine vody a uvoľňovali z nej vodík.

distribúcia v prírode. Sodík je jedným z najrozšírenejších prvkov v prírode. Jeho obsah v zemskej kôre je 2,64 % hmotnosti. V hydrosfére je obsiahnutý vo forme rozpustných solí v množstve asi 2,9 % (s celkovou koncentráciou solí v morskej vode 3,5 – 3,7 %). Prítomnosť sodíka bola preukázaná v slnečnej atmosfére a medzihviezdnom priestore. Sodík sa prirodzene vyskytuje iba vo forme solí. Najdôležitejšie minerály sú halit (kamenná soľ) NaCl, mirabilit (Glauberova soľ) Na2SO4 *10H2O, thenardit Na2SO4, cheliannitrát NaNO3, prírodné silikáty, napr.albit Na, nefelín Na

Rusko je mimoriadne bohaté na ložiská kamennej soli (napríklad Solikamsk, Usolye-Sibirskoye atď.), veľké ložiská minerálu trona na Sibíri.

Vlastnosti. Sodík je strieborno-biely taviteľný kov, t.t. 97,86 °C, b 883,15 °C. Je to jeden z najľahších kovov - je ľahší ako voda s hustotou 0,99 g / cm3 pri 19,7 ° C). Sodík a jeho zlúčeniny farbia plameň horáka na žlto. Táto reakcia je taká citlivá, že odhalí prítomnosť najmenších stôp sodíka všade (napríklad v prachu v miestnosti alebo na ulici).

Sodík je jedným z najaktívnejších prvkov v periodickej tabuľke. Vonkajšia elektrónová vrstva atómu sodíka obsahuje jeden elektrón (konfigurácia 3s1, sodík je s-prvok). Sodík ľahko daruje svoj jediný valenčný elektrón, a preto vo svojich zlúčeninách vždy vykazuje oxidačný stav +1.

Na vzduchu sa sodík aktívne oxiduje, pričom v závislosti od podmienok vytvára oxid Na2O alebo peroxid Na2O2. Preto sa sodík skladuje pod vrstvou petroleja alebo minerálneho oleja. Prudko reaguje s vodou a vytláča vodík:

2Na + H20 = 2NaOH + H2

K takejto reakcii dochádza aj pri ľade pri teplote -80 °C a pri teplej vode alebo pri kontaktnej ploche dochádza k výbuchu (nie nadarmo sa hovorí: „Ak sa nechceš stať čudákom , nehádžte sodík do vody“).

Sodík priamo reaguje so všetkými nekovmi: pri 200 °C začína absorbovať vodík, pričom vzniká veľmi hygroskopický hydrid NaH; s dusíkom v elektrickom výboji dáva nitrid Na3N alebo azid NaN3; vznieti sa vo fluórovej atmosfére; v chlóre horí pri teplote; reaguje s brómom iba pri zahrievaní:

2Na + H2 = 2NaH

6Na + N2=2Na3N alebo 2Na+ 3Na2=2NaN3

2Na+ C12 = 2NaCl

Pri 800 – 900 °C sa sodík spája s uhlíkom za vzniku karbidu Na2C2; po triturácii so sírou poskytuje sulfid Na2S a zmes polysulfidov (Na2S3 a Na2S4)

Sodík sa ľahko rozpúšťa v kvapalnom amoniaku, výsledný modrý roztok má kovovú vodivosť, s plynným amoniakom pri 300-400 °C alebo v prítomnosti katalyzátora pri ochladení na -30 °C dáva amid NaNH2.

Sodík tvorí zlúčeniny s inými kovmi (intermetalické zlúčeniny), napríklad so striebrom, zlatom, kadmiom, olovom, draslíkom a niektorými ďalšími. S ortuťou dáva amalgámy NaHg2, NaHg4 atď. Najväčší význam majú tekuté amalgámy, ktoré vznikajú postupným zavádzaním sodíka do ortuti pod vrstvou petroleja alebo minerálneho oleja.

Sodík tvorí soli so zriedenými kyselinami.

Príjem a prihláška. Hlavnou metódou získavania sodíka je elektrolýza roztavenej kuchynskej soli. V tomto prípade sa chlór uvoľňuje na anóde a sodík sa uvoľňuje na katóde. Na zníženie teploty topenia elektrolytu sa do kuchynskej soli pridávajú ďalšie soli: KCl, NaF, CaCl2. Elektrolýza sa vykonáva v elektrolyzéroch s membránou; anódy sú vyrobené z grafitu, katódy sú vyrobené z medi alebo železa.

Sodík možno získať elektrolýzou taveniny hydroxidu NaOH a malé množstvá možno získať rozkladom azidu NaN3.

Kovový sodík sa používa na redukciu čistých kovov z ich zlúčenín – draslíka (z KOH), titánu (z TiCl4) atď. štiepenie jadier uránu. Sodíkové pary, ktoré majú jasne žltú žiaru, sa používajú na plnenie plynových výbojok používaných na osvetlenie diaľnic, prístavov, železničných staníc atď. Sodík nachádza uplatnenie v medicíne: umelo získaný nuklid 24Na sa používa na rádiologickú liečbu určitých foriem leukémie a na diagnostické účely.

Použitie zlúčenín sodíka je oveľa rozsiahlejšie.

Peroxid Na2O2 - bezfarebné kryštály, žltý technický produkt. Pri zahriatí na 311-400 °C začne uvoľňovať kyslík a pri 540 °C sa rýchlo rozkladá. Silné oxidačné činidlo, vďaka ktorému sa používa na bielenie tkanín a iných materiálov. Absorbuje CO2 vo vzduchu, pričom uvoľňuje kyslík a vytvára uhličitan 2Na2O2+2CO2=2Na2Co3+O2). Táto vlastnosť je základom pre využitie Na2O2 na regeneráciu vzduchu v uzavretých priestoroch a izolačné dýchacie prístroje (ponorky, izolačné plynové masky a pod.).

hydroxid NaOH; zastaraný názov je žieravina, odborný názov je lúh sodný (z lat. kaustic - žieravina, horiaci); jedna z najsilnejších základní. Technický produkt okrem NaOH obsahuje nečistoty (do 3 % Na2CO3 a do 1,5 % NaCl). Veľké množstvo NaOH sa používa na prípravu elektrolytov pre alkalické batérie, výrobu papiera, mydla, farieb, celulózy a používa sa na čistenie ropy a olejov.

Zo sodných solí sa používa chróman Na2CrO4 - pri výrobe farbív, ako moridlo pri farbení látok a trieslovinové činidlo v kožiarskom priemysle; siričitan Na2SO3 - zložka fixátorov a vývojiek vo fotografii; hydrosulfit NaHSO3 - bielidlo tkanín, prírodné vlákna, používané na konzervovanie ovocia, zeleniny a zeleninových krmív; tiosíran Na2S2O3 - na odstránenie chlóru pri bielení tkanín, ako fixačný prostriedok vo fotografii, protijed pri otravách zlúčeninami ortuti, arzénu atď., Protizápalové činidlo; chlorečnan NaClO3 - oxidačné činidlo v rôznych pyrotechnických zloženiach; trifosfát Na5P3O10 - prísada do syntetických pracích prostriedkov na zmäkčovanie vody.

Sodík, NaOH a jeho roztoky spôsobujú ťažké popáleniny kože a slizníc.

Vo vzhľade a vlastnostiach je draslík podobný sodíku, ale je reaktívnejší. Prudko reaguje s vodou a zapaľuje vodík. Na vzduchu horí a vytvára oranžový superoxid CO2. Pri izbovej teplote reaguje s halogénmi, pri miernom zahrievaní - s vodíkom, sírou. Vo vlhkom vzduchu sa rýchlo pokryje vrstvou KOH. Draslík je uložený pod vrstvou benzínu alebo petroleja.

Najväčšie praktické uplatnenie nachádzajú zlúčeniny draslíka - hydroxid KOH, dusičnan KNO3 a uhličitan K2CO3.

Hydroxid draselný KOH (odborný názov - žieravý potaš) - biele kryštály, ktoré sa šíria vo vlhkom vzduchu a pohlcujú oxid uhličitý (vznikajú K2CO3 a KHCO3). Veľmi dobre sa rozpúšťa vo vode s vysokým exo efektom. Vodný roztok je silne alkalický.

Hydroxid draselný sa vyrába elektrolýzou roztoku KCl (podobne ako pri výrobe NaOH). Počiatočný chlorid draselný KCl sa získava z prírodných surovín (minerály sylvín KCl a karnalit KMgC13 6H20). KOH sa používa na syntézu rôznych draselných solí, tekutého mydla, farbív, ako elektrolyt v batériách.

Dusičnan draselný KNO3 (minerál dusičnanu draselného) - biele kryštály, veľmi horkej chuti, nízky bod topenia (tmelt = 339 °C). Necháme dobre rozpustiť vo vode (hydrolýza chýba). Pri zahriatí nad bod topenia sa rozkladá na dusitan draselný KNO2 a kyslík O2 a vykazuje silné oxidačné vlastnosti. Síra a drevené uhlie sa pri kontakte s taveninou KNO3 zapália a zmes C + S exploduje (spaľovanie „čierneho prášku“):

2KNO3 + ЗС(uhlie) + S=N2 + 3CO2 + K2S

Dusičnan draselný sa používa pri výrobe skla a minerálnych hnojív.

Uhličitan draselný K2CO3 (odborný názov - potaš) je biely hygroskopický prášok. Je veľmi rozpustný vo vode, vysoko hydrolyzovaný aniónom a vytvára v roztoku zásadité prostredie. Používa sa pri výrobe skla a mydla.

Získanie K2CO3 je založené na reakciách:

K2SO4 + Ca(OH)2 + 2CO = 2K(HCOO) + CaS04

2K(HCOO)+02 = K2C03 + H20 + C02

Síran draselný z prírodných surovín (minerály kainit KMg (SO4) Cl ZH20 a schenit K2Mg (SO4) 2 * 6H20) sa zahrieva s haseným vápnom Ca (OH) 2 v atmosfére CO (pod tlakom 15 atm), mravčan draselný Získa sa K (HCOO), ktorý sa kalcinuje v prúde vzduchu.

Draslík je životne dôležitý prvok pre rastliny a živočíchy. Draselné hnojivá sú draselné soli, prírodné aj ich spracované produkty (KCl, K2SO4, KNO3); vysoký obsah draselných solí v popole rastlín.

Draslík je deviaty najrozšírenejší prvok v zemskej kôre. Nachádza sa len vo viazanej forme v mineráloch, morskej vode (až 0,38 g iónov K + v 1 litri), rastlinách a živých organizmoch (vo vnútri buniek). Ľudské telo má = 175 g draslíka, denná potreba dosahuje ~ 4g. Rádioaktívny izotop 40K (prímes k prevládajúcemu stabilnému izotopu 39K) sa rozkladá veľmi pomaly (polčas rozpadu je 1 109 rokov), spolu s izotopmi 238U a 232Th sa veľkou mierou podieľa na

Kovy v periodickom systéme. Štruktúra atómov kovov. Všeobecné vlastnosti kovov.

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

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

Alkalické kovy (1. skupina, hlavná podskupina): ... nS 1. Alkalické zeminy (2. skupina, hlavná podskupina): ... nS 2. Vlastnosti atómov kovov sú v periodickej závislosti od ich umiestnenia v tabuľke D.I. Mendelejev. V HLAVNEJ PODSKUPINE:

nemení.

Polomer atómu zvyšuje

Elektronegativita klesá.

Obnovujúce vlastnosti zintenzívniť.

Vlastnosti kovu zintenzívniť.

Náboje jadier atómov zvýšiť.

Polomery atómov znížiť.

Počet elektrónov na vonkajšej vrstve zvyšuje.

Elektronegativita zvyšuje.

Obnovujúce vlastnosti znížiť.

Vlastnosti kovu oslabiť.

a - meď; b) horčík; c) α-modifikácia železa

Atómy kovov majú tendenciu darovať svoje vonkajšie elektróny. V kuse kovu, ingotu alebo kovovom produkte atómy kovu darujú vonkajšie elektróny a posielajú ich do tohto kusu, ingotu alebo produktu, pričom sa menia na ióny. „Odtrhnuté“ elektróny sa pohybujú z jedného iónu na druhý, dočasne sa s nimi opäť spájajú do atómov, opäť sa odlamujú a tento proces prebieha nepretržite. Kovy majú kryštálovú mriežku, v ktorej uzloch sú atómy alebo ióny (+); medzi nimi sú voľné elektróny (elektrónový plyn). Schéma pripojenia v kovu môže byť zobrazená nasledovne:

M 0 ↔ nē + M n+,

atóm - ión

Kde n je počet externých elektrónov podieľajúcich sa na väzbe (y Na - 1, r So - 2 ē, r Al - 3 ē).Tento typ väzby pozorujeme v kovoch - jednoduchých látkach-kovoch a v zliatinách.Kovová väzba je väzba medzi kladne nabitými iónmi kovov a voľnými elektrónmi v kryštálovej mriežke kovov.komunikácia je založená na socializácii elektrónov (podobnosť ), všetky atómy sa podieľajú na socializácii týchto elektrónov (rozdiel). Preto sú kryštály s kovovou väzbou plastové, elektricky vodivé a majú kovový lesk. V parnom stave sú však atómy kovov navzájom spojené kovalentná väzba, kovové páry pozostávajú z jednotlivých molekúl (monatomických a dvojatómových). všeobecné charakteristiky kovy

Elektrochemický rad napätí kovov. Fyzikálne a chemické vlastnosti kovov

α-cín, alebo sivý cín („cínový mor“ – premena obyčajného β-cínu na α-cín počas nízke teploty spôsobila smrť expedície R. Scotta do Južný pól, ktorá stratila všetko palivo, pretože bola skladovaná v nádržiach utesnených cínom), je stabilná pri 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).

S halogénmi tvoria kovy soli - halogenidy:

S kyslíkom tvoria kovy oxidy:

Kovy tvoria soli so sírou - sulfidy:

S vodíkom tvoria najaktívnejšie kovy hydridy, napríklad:

mnohé kovy tvoria karbidy s uhlíkom:

Kovy na začiatku série napätí (od lítia po sodík) za normálnych podmienok vytláčajú vodík z vody a tvoria alkálie, napríklad:

Kovy nachádzajúce sa v sérii napätí až po vodík interagujú so zriedenými kyselinami (HCl, H 2 SO 4 atď.), v dôsledku čoho vznikajú soli a uvoľňuje sa vodík, napr.

Kovy interagujú s roztokmi solí menej aktívnych kovov, v dôsledku čoho sa vytvára soľ aktívnejšieho kovu a menej aktívny kov sa uvoľňuje vo voľnej forme, napríklad:

Kovy v prírode.

uhlie:

oxid uhoľnatý:

vodík:

hliník (aluminotermia):

horčík:

2CuS + 3O2 \u003d 2CuO + 2SO2.

CuS04 + Fe = FeSO4 + Cu.

Všeobecná charakteristika kovov skupiny IA.

Kovy hlavnej podskupiny prvej skupiny (IA-skupiny) zahŕňajú lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb), cézium (Cs), francium (Fr). Tieto kovy sa nazývajú alkalické kovy, pretože oni a ich oxidy tvoria pri interakcii s vodou alkálie Alkalické kovy sú s-prvky. Atómy kovu majú na vonkajšej elektrónovej vrstve jeden s-elektrón (ns 1). Draslík, sodík – jednoduché látky

Alkalické kovy v ampulkách:
a - cézium; b - rubídium; c - draslík; g - sodík Základné informácie o prvkoch skupiny IA

Ciele lekcie:

vzdelávacie - zvážiť postavenie kovov v sústave prvkov D.I. Mendelejeva, oboznámiť študentov so základnými vlastnosťami kovov, zistiť, čo ich spôsobuje, predstaviť pojem korózia kovov.

Vzdelávacie - vedieť nájsť kovy v tabuľke PSCE, vedieť porovnať kovy a nekovy, vysvetliť dôvody chemických a fyzikálnych vlastností kovov, rozvíjať teoretické myslenie žiakov a ich schopnosť predpovedať vlastnosti kovov na základe ich štruktúru.

pestovanie - podporovať rozvoj kognitívneho záujmu študentov o štúdium chémie

Typ lekcie: lekcia učenia sa nového materiálu.

Vyučovacie metódy : verbálne a vizuálne

Počas tried:

Načasovanie lekcie.

Organizačný moment (1 min.)

Aktualizácia znalostí (3 minúty)

Učenie sa nového materiálu

1.1. Pozícia v periodickom systéme. (10 min)

1.2. Vlastnosti elektrónovej štruktúry atómov.(10 min)

1.3. Obnovovacie vlastnosti kovov. (10 min)

2.1. Kovové spojenie. (5 minút)

4. Emocionálne uvoľnenie 2 min

2.2. Fyzikálne vlastnosti. (10 min)

3. Chemické vlastnosti. (17 min)

4. Korózia kovov (5 min)

Fixácia (15 min)

domáca úloha (3 minúty)

Zhrnutie lekcie (1 min)

Organizovanie času

(Vzájomný pozdrav, fixácia prítomných).

Aktualizácia znalostí. Na začiatku hodiny učiteľ upriami pozornosť žiakov na význam novej témy, determinovaný úlohou, ktorú kovy zohrávajú v prírode a vo všetkých sférach ľudskej činnosti.. priemysel

Učiteľ prečíta hádanku:

Som tvrdý, tvárny a plastický,

Brilantné, každý potrebuje, praktické.

Už som ti naznačil

Tak kto som...? a ponúka zapísanie odpovede do zošita vo forme témy vyučovacej hodiny?

Učenie sa nového materiálu

Plán prednášok.

1. Charakteristika kovového prvku.

1.2. Vlastnosti elektrónovej štruktúry atómov.

1.3. Obnovovacie vlastnosti kovov.

2. Charakteristika jednoduchej látky.

2.1. Kovové spojenie.

2.2. fyzikálne vlastnosti.

3. Chemické vlastnosti.

4. Korózia kovov.

1.1. Pozícia v periodickom systéme.

Podmienená hranica medzi kovovými prvkami a nekovovými prvkami prebieha pozdĺž uhlopriečky B (bór) - (kremík) - Si (arzén) - Te (telúr) - As (astatín) (sledujte to v tabuľke D. I. Mendeleeva) ..

Vytvárajú sa počiatočné prvkyhlavná podskupina I. skupiny a nazývajú sa alkalické kovy . Svoj názov dostali podľa názvu im zodpovedajúcich hydroxidov, ktoré sú vysoko rozpustné vo vode – alkálie.

Z prvkov hlavných podskupín nasledujúcich skupín medzi kovy patria: v skupine IV germánium, cín, olovo (32.50.82) (prvé dva prvky sú uhlík a kremík - nekovy), v skupine V antimón a bizmut ( 51,83) (prvé tri prvky sú nekovy), v skupine VI iba posledný prvok - polónium (84) - je výrazný kov. V hlavných podskupinách skupín VII a VIII sú všetky prvky typické nekovy.

Pokiaľ ide o prvky sekundárnych podskupín, sú to všetky kovy.

Atómy alkalických kovov obsahujú na vonkajšej energetickej úrovni iba jeden elektrón, ktorý ľahko darujú pri chemických interakciách, preto sú najsilnejšími redukčnými činidlami. Je zrejmé, že v súlade so zväčšením polomeru atómu sa redukčné vlastnosti alkalických kovov zvyšujú z lítia na francium.

Po alkalických kovoch prvky, ktoré tvoriahlavná podskupina skupiny II, sú tiež typické kovy so silnou redukčnou schopnosťou (ich atómy obsahujú dva elektróny na vonkajšej úrovni).Z týchto kovov sa vápnik, stroncium, bárium a rádium nazývajú kovy alkalických zemín. . Tieto kovy dostali tento názov, pretože ich oxidy, ktoré alchymisti nazývali „zeme“, tvoria pri rozpustení vo vode alkálie.

Medzi kovy patria aj prvkyhlavná podskupina skupiny III, okrem bóru.

Skupina 3 zahŕňa kovy nazývané podskupina hliníka.

1.2 Vlastnosti elektronickej štruktúry kovov.

Na základe získaných vedomostí študenti sami formulujú definíciu „kovu“

Kovy sú chemické prvky, ktorých atómy darujú elektróny z vonkajšej (a niekedy aj predvonkajšej) elektrónovej vrstvy a menia sa na kladné ióny. Kovy sú redukčné činidlá. Je to spôsobené malým počtom elektrónov vo vonkajšej vrstve, veľkým polomerom atómov, v dôsledku čoho sú tieto elektróny slabo zadržané v jadre.Atómy kovov majú pomerne veľké veľkosti (polomery), preto sú aj ich vonkajšie elektróny výrazne odstránené z jadra a sú naň slabo viazané. A druhá vlastnosť, ktorá je vlastná atómom najaktívnejších kovov, jeprítomnosť 1-3 elektrónov vo vonkajšej energetickej hladine.
Atómy kovov majú podobnosť v štruktúre vonkajšej elektrónovej vrstvy, ktorá je tvorená malým počtom elektrónov (väčšinou nie viac ako tromi).
Toto tvrdenie možno ilustrovať na príkladoch Na, hliníka Al a zinku Zn. Zostavovanie diagramov štruktúry atómov, ak je to žiaduce, môžete zostaviť elektronické vzorce a uviesť príklady štruktúry prvkov veľkých období, ako je zinok.

Vzhľadom na to, že elektróny vonkajšej vrstvy atómov kovu sú slabo viazané na jadro, môžu byť „odovzdané“ iným časticiam, čo sa deje počas chemických reakcií:

Vlastnosť atómov kovov darovať elektróny je ich charakteristická chemická vlastnosť a naznačuje, že kovy vykazujú redukčné vlastnosti.

1.3 Redukčné vlastnosti kovov.

Ako sa mení oxidačná sila prvkovIIIobdobie?

(Oxidačné vlastnosti sa v periódach zvyšujú a redukčné vlastnosti slabnú. Dôvodom zmeny týchto vlastností je nárast počtu elektrónov v poslednom orbitále.)

Ako sa menia oxidačné vlastnosti prvkov 4. skupiny hlavnej podskupiny?(zdola nahor sa zlepšujú oxidačné vlastnosti. Dôvodom zmeny týchto vlastností je zmenšenie polomeru atómu (ľahšie sa akceptuje ako rozdáva)

Aký záver možno vyvodiť na základe postavenia kovov v periodickom systéme o redoxných vlastnostiach kovových prvkov?

(Kovy sú redukčné činidlá v chemických reakciách, pretože darujú svoje valenčné elektróny)

Študenti odpovedajú, že sila väzby medzi valenčnými elektrónmi a jadrom závisí od dvoch faktorov:náboj jadra a polomer atómu. .

(zápis záveru do žiackych zošitov) v obdobiach s nárastom náboja jadra sa výplňové vlastnosti znižujú.

Pre prvky - kovy sekundárnych podskupín sú vlastnosti mierne odlišné.

Učiteľ ponúka na porovnanie aktivity prvkov sekundárnej podskupiny.Cu, Ag, Au – činnosťprvky b - kvapky kovov. Tento vzor je tiež pozorovaný v prvkoch druhej sekundárnej podskupinyZn, CD, hg.Nárast elektrónov na vonkajšej úrovni, takže redukčné vlastnosti sú oslabené

Pre prvky sekundárnych podskupín - to sú prvky 4-7 periód 31-36, 49-54 - so zvýšením radového prvku sa polomer atómov zmení len málo a hodnota náboja jadra sa výrazne zvýši. , preto sa zvyšuje sila väzby valenčných elektrónov s jadrom, redukčné vlastnosti sa oslabujú.

2.1. Kovové spojenie.

Kovová väzba sa uskutočňuje vzájomnou príťažlivosťou atómových iónov a relatívne voľných elektrónov.

Obrázok 1.
Štruktúra kryštálovej mriežky kovov

V kovoch sú valenčné elektróny držané atómami extrémne slabo a sú schopné migrovať. Atómy ponechané bez vonkajších elektrónov získavajú kladný náboj. Tvoria kovovú kryštálovú mriežku.

Súbor socializovaných valenčných elektrónov (elektrónový plyn), negatívne nabitých, drží kladné ióny kovov v určitých bodoch v priestore - uzly kryštálovej mriežky, napríklad strieborný kov.

Vonkajšie elektróny sa môžu pohybovať voľne a náhodne, preto sa kovy vyznačujú vysokou elektrickou vodivosťou (najmä zlato, striebro, meď, hliník).

Chemická väzba zahŕňa určitý typ kryštálovej mriežky. Kovová chemická väzba podporuje tvorbu kryštálov s kovovou kryštálovou mriežkou. V uzloch kryštálovej mriežky sú atómové ióny kovov a medzi nimi sú voľne sa pohybujúce elektróny. Kovová väzba sa líši od iónovej, pretože žiadne anióny, aj keď existujú katióny. Líši sa aj od kovalentnej, pretože nevytvárajú sa žiadne zdieľané elektrónové páry.

Emocionálny výboj

Absenciu akého kovu opísal akademik A.E. Fersman?

Na uliciach by nastala hrôza skazy: neboli by koľajnice, vagóny, parné lokomotívy, autá, dokonca aj chodníky by sa zmenili na hlinený prach a rastliny by bez tohto kovu začali chradnúť a odumierať. Zničenie hurikánom by prešlo cez celú Zem a smrť ľudstva by sa stala nevyhnutnou. Človek by sa však tohto momentu nedožil, pretože keby stratil tri gramy tohto kovu v tele a v krvi, prestal by existovať skôr, ako by sa odohrali vykreslené udalosti (Odpoveď: Všetci ľudia by zomreli so stratou železa v krvi)

Pomenujte falšovateľov kov

Názov kovu dali španielski dobyvatelia, ktorí v polovici 16. stor. sa prvýkrát stretol v Južnej Amerike (na území modernej Kolumbie) s novým kovom, ktorý vyzerá ako striebro. Názov kovu doslova znamená "malé striebro", "striebro".

Takýto odmietavý názov sa vysvetľuje výnimočnou žiaruvzdornosťou kovu, ktorý nebol prístupný pretaveniu, dlho nenašiel uplatnenie a bol cenený o polovicu menej ako striebro. Tento kov používali na výrobu falošných mincí.

Dnes je tento kov, používaný ako katalyzátor a v šperkoch, jedným z najdrahších.

Vo svojej čistej forme v prírode neexistuje. Natívna platina je zvyčajne prírodná zliatina s inými ušľachtilými (paládium, irídium, ródium, ruténium, osmium) a základnými (železo, meď, nikel, olovo, kremík) kovmi. Na jeho získanie sa nugety zahrievajú v kotloch s „aqua regia“ (zmes kyseliny dusičnej a chlorovodíkovej) a potom sa „dokončujú“ početnými chemickými reakciami, zahrievaním a tavením.

Kryštalická mriežka teda závisí a je určená typom chemickej väzby, ale zároveň je príčinou fyzikálnych vlastností.

2.2. fyzikálne vlastnosti.

Učiteľ zdôrazňuje, že fyzikálne vlastnosti kovov určuje práve ich štruktúra.

A)tvrdosť Všetky kovy okrem ortuti sú za normálnych podmienok pevné látky. Najmiernejšie sú sodík, draslík. Môžu byť rezané nožom; najtvrdší chróm - poškriabe sklo

b)hustota. Kovy sa delia na mäkké (5g/cm³) a ťažké (menej ako 5g/cm³).

V)taviteľnosť. Kovy sa delia na taviteľné a žiaruvzdorné.

G)elektrická vodivosť, tepelná vodivosť kovov je spôsobená ich štruktúrou. Chaoticky sa pohybujúce elektróny pod vplyvom elektrického napätia získavajú usmernený pohyb, výsledkom čoho je elektrický prúd.

So zvyšujúcou sa teplotou sa prudko zvyšuje amplitúda pohybu atómov a iónov nachádzajúcich sa v uzloch kryštálovej mriežky, čo interferuje s pohybom elektrónov a znižuje sa elektrická vodivosť kovov.

Treba si uvedomiť, že v niektorých nekovoch so zvyšujúcou sa teplotou rastie elektrická vodivosť, napríklad v grafite, zatiaľ čo so zvyšujúcou sa teplotou dochádza k deštrukcii niektorých kovalentných väzieb a zvyšuje sa počet voľne sa pohybujúcich elektrónov.

e)kovový lesk - Elektróny vypĺňajúce medziatómový priestor odrážajú svetelné lúče a neprechádzajú ako sklo. Dopadajú na uzly kryštálovej mriežky. Preto všetky kovy v kryštalickom stave majú kovový lesk. Pre väčšinu kovov sú všetky lúče viditeľnej časti spektra rovnomerne rozptýlené, takže majú striebristo-bielu farbu. Len zlato a meď vo veľkej miere pohlcujú krátke vlnové dĺžky a odrážajú dlhé vlnové dĺžky svetelného spektra, preto majú žltú farbu. Najbrilantnejšie kovy sú ortuť, striebro, paládium. Všetky kovy v prášku okremAlAmg, strácajú lesk a sú čiernej alebo tmavosivej farby.

e)plast

Mechanický účinok na kryštál s kovovou mriežkou spôsobuje iba posunutie vrstiev atómov a nie je sprevádzaný porušením väzby, a preto sa kov vyznačuje vysokou plasticitou.

3. Chemické vlastnosti.

Všetky kovy sú podľa svojich chemických vlastností redukčné činidlá, všetky sa relatívne ľahko vzdávajú valenčných elektrónov, prechádzajú na kladne nabité ióny, to znamená, že sú oxidované . Redukčná aktivita kovu pri chemických reakciách vyskytujúcich sa vo vodných roztokoch odráža jeho postavenie v elektrochemickej sérii kovových napätí (Objavený a zostavený Beketovom)

Čím ďalej vľavo je kov v elektrochemickej sérii kovových napätí, tým silnejšie je redukčné činidlo, najsilnejším redukčným činidlom je kov lítia, zlato je najslabšie a naopak, ión zlata (III) je najsilnejší. oxidačné činidlo, lítium (I) je najslabšie.

Každý kov je schopný obnoviť zo solí v roztoku tie kovy, ktoré sú po ňom v sérii napätí, napríklad železo môže vytesniť meď z roztokov svojich solí. Malo by sa však pamätať na to, že alkalické kovy a kovy alkalických zemín budú interagovať priamo s vodou.

Kovy stojace v sérii napätí naľavo od vodíka ho dokážu vytesniť z roztokov zriedených kyselín, pričom sa v nich rozpúšťajú.

Redukčná aktivita kovu nie vždy zodpovedá jeho polohe v periodickom systéme, pretože pri určovaní miesta kovu v sérii sa berie do úvahy nielen jeho schopnosť darovať elektróny, ale aj energia vynaložená na zničenie. kovovej kryštálovej mriežky, ako aj energie vynaloženej na hydratáciu iónov.

Interakcia s jednoduchými látkami

Skyslík väčšina kovov tvorí oxidy - amfotérne a zásadité:

4Li+O 2 = 2 Li 2 O

4Al + 30 2 = 2 Al 2 O 3 .

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na+0 2 = Na 2 O 2 .

Shalogény kovy tvoria soli halogenovodíkových kyselín, napr.

Cu + Cl 2 = CuCl 2 .

Svodík najaktívnejšie kovy tvoria iónové hydridy – soli podobné látky, v ktorých má vodík oxidačný stav -1.

2Na+H 2 = 2NaH.

Ssivá kovy tvoria sulfidy - soli kyseliny sulfidovej:

Zn + S = ZnS.

Sdusíka niektoré kovy tvoria nitridy, reakcia takmer vždy prebieha pri zahrievaní:

3Mg+N 2 =Mg 3 N 2 .

Suhlíka vznikajú karbidy.

4Al + 3C = Al 3 C 4 .

Sfosfor - fosfidy:

3Ca + 2P = Ca 3 P 2 .

Kovy môžu vzájomne pôsobiť a vytváraťintermetalické zlúčeniny :

2Na + Sb = Na 2 sb,

3Cu + Au = Cu 3 Au.

Kovy sa môžu navzájom rozpúšťať pri vysokej teplote bez interakcie a vytvárať zliatiny.

Pomer kovov a kyselín.

Najčastejšie v chemickej praxi sú také silné kyseliny ako sírová H 2 SO 4 , chlorovodíková HCl a dusičná HNO 3 .

sHCl

Pri tomto procese vznikajú vodíkové ióny H + pôsobí ako oxidačné činidlokovy v rade aktivít naľavo od vodíka . Interakcia prebieha podľa schémy:

ja + HCl - soľ + H 2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl 3 + 3 H 2

2│Al 0 – 3 e - → Al 3+ - oxidácia

3│2H + + 2 e - → H 2 - zotavenie

"Aqua regia" (predtým nazývané vodky) je zmes jedného objemu kyseliny dusičnej a troch až štyroch objemov koncentrovanej kyseliny chlorovodíkovej, ktorá má veľmi vysokú oxidačnú aktivitu. Takáto zmes je schopná rozpustiť niektoré málo aktívne kovy, ktoré neinteragujú s kyselinou dusičnou. Medzi nimi je aj „kráľ kovov“ – zlato. Tento účinok „aqua regia“ sa vysvetľuje skutočnosťou, že kyselina dusičná oxiduje kyselinu chlorovodíkovú za uvoľnenia voľného chlóru a tvorby oxidu chlóru dusíka (III) alebo nitrozylchloridu - NOCl:

Oxidačné reakcie zlata prebiehajú podľa nasledujúcich rovníc:

Au + HNO3 + 4 HCl → H + NO + 2H2O

Ak kyseliny môžu interagovať so zásadami a zásaditými oxidmi a kľúčovým prvkom v ich zložení je kov, potom je možné, aby kovy interagovali s kyselinami. Skontrolujeme to experimentálne.

Horčík za normálnych podmienok interaguje s kyselinou, zinok - pri zahrievaní, meď - neinteraguje.

V praxi sa používa celý rad napätí na porovnávacie hodnotenie chemickej aktivity kovov pri reakciách s vodnými roztokmi solí a kyselín a na hodnotenie katódových a anodických procesov pri elektrolýze:

Kovy vľavo sú silnejšie redukčné činidlá, než kovy napravo:vytláčajú ich zo soľných roztokov . Kovy v rade vľavo od vodíka vytláčajú vodík pri interakcii s vodnými roztokmi neoxidujúcich kyselín; najaktívnejšie kovy (až po hliník vrátane) - a pri interakcii s vodou.

Kovy v rade napravo od vodíka za normálnych podmienok neinteragujú s vodnými roztokmi neoxidačných kyselín.

Počas elektrolýzy sa na katóde uvoľňujú kovy napravo od vodíka; redukcia kovov strednej aktivity je sprevádzaná uvoľňovaním vodíka; z vodných roztokov solí sa za normálnych podmienok nedajú izolovať najaktívnejšie kovy (až po hliník).

4. Korózia kovov – fyzikálno-chemická alebo chemická interakcia medzi kovom (zliatinou) a médiom, ktorá vedie k zhoršeniu funkčných vlastností kovu (zliatiny), média alebo technického systému, ktorý ich obsahuje.

Slovo korózia pochádza z latinského „corrodo“ – „hrýzť“ (neskoro latinské „corrosio“ znamená „korózia“).

Korózia je spôsobená chemickou reakciou kovu s látkami prostredia, ktoré sa vyskytujú na rozhraní medzi kovom a médiom. Najčastejšie ide o oxidáciu kovu napríklad vzdušným kyslíkom alebo kyselinami obsiahnutými v roztokoch, s ktorými kov prichádza do styku. Obzvlášť náchylné sú na to kovy nachádzajúce sa v sérii napätia (séria aktivít) naľavo od vodíka, vrátane železa.

V dôsledku korózie železo hrdzavie. Tento proces je veľmi zložitý a zahŕňa niekoľko fáz. Dá sa to opísať celkovou rovnicou:

4Fe + 6H 2 O (vlhkosť) + 30 2 (vzduch) = 4Fe(OH) 3

Hydroxid železitý je veľmi nestabilný, rýchlo stráca vodu a mení sa na oxid železitý. Táto zlúčenina nechráni povrch železa pred ďalšou oxidáciou. V dôsledku toho môže byť železný predmet úplne zničený.

Na spomalenie korózie sa na kovový povrch nanášajú laky a farby, minerálne oleje a mastnota. Podzemné konštrukcie sú pokryté silnou vrstvou bitúmenu alebo polyetylénu. Vnútorné povrchy oceľových rúr a nádrží sú chránené lacnými cementovými nátermi.

Pre oceľové výrobky, takzvané konvertory hrdze obsahujúce kyselinu fosforečnú (H 3 RO 4 ) a jeho soli. Rozpúšťajú zvyšky oxidov a vytvárajú hustý a odolný film fosfátov, ktorý je schopný po určitú dobu chrániť povrch produktu. Potom je kov potiahnutý základnou vrstvou, ktorá by mala dobre sedieť na povrchu a mať ochranné vlastnosti (zvyčajne sa používa červený chróman olova alebo zinku). Až potom je možné aplikovať lak alebo farbu.

Fixácia (15 min)

učiteľ:

Teraz, aby sme to napravili, urobme test.

Riešte testové úlohy

1.Vyberte skupinu prvkov, ktorá obsahuje iba kovy:

A) Al, As, P;B) Mg, Ca, Si;IN) K, Ca, Pb

2. Vyberte skupinu, v ktorej sú len jednoduché látky - nekovy:

A) K 2 OH, čiže 2 SiO 2 ; B) H 2 Cl 2 , ja 2 ; IN)Ca, Ba, HCl;

3. Uveďte, čo je spoločné v štruktúre atómov K a Li:

A) 2 elektróny na poslednej elektrónovej vrstve;

B) 1 elektrón na poslednej elektrónovej vrstve;

C) rovnaký počet elektronických vrstiev.

4. Kovový vápnik vykazuje vlastnosti:

A) oxidačné činidlo

B) redukčné činidlo;

C) oxidačné alebo redukčné činidlo, v závislosti od podmienok.

5. Kovové vlastnosti sodíka sú slabšie ako vlastnosti -

A) horčík; B) draslík; B) lítium.

6. Medzi neaktívne kovy patria:

A) hliník, meď, zinok; B) ortuť, striebro, meď;

C) vápnik, berýlium, striebro.

7. Aká fyzikálna vlastnosť nie je spoločná pre všetky kovy:

A) elektrická vodivosť, B) tepelná vodivosť,

C) pevný stav agregácie za normálnych podmienok,

D) kovový lesk

8. Kovy pri interakcii s nekovmi vykazujú tieto vlastnosti:

a) oxidačné;

b) zotavenie;

c) oxidáciu aj redukciu;

d) nezúčastňujú sa redoxných reakcií.

9. V periodickom systéme sa nachádzajú typické kovy

a) vrchná časť

b) dno

v pravom hornom rohu

d) ľavý dolný roh

Časť B. Odpoveďou na úlohy tejto časti je súbor písmen, ktoré si treba zapísať

Nastavte zhodu.

S nárastom poradového čísla prvku v hlavnej podskupine skupiny II periodického systému sa vlastnosti prvkov a látok, ktoré tvoria, menia takto:

1) počet elektrónov na vonkajšej úrovni

A) zvyšuje

3) elektronegativita

4) regeneračné vlastnosti

B) klesá

B) sa nemení

(Odpovede: 1-D, 2-A, 3-C, 4-B, 5-D)

ÚLOHY NA POSILŇOVANIE

№1. Dokončite rovnice prakticky uskutočniteľných reakcií, pomenujte produkty reakcií

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

HCl + Zn =

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

H 2 S + Mg \u003d MgS + H 2

HCl + Cu =

Domáca úloha: poznámky v zošitoch, správy o používaní kovov.

Učiteľ ponúka vytvorenie synchronizačného vína na túto tému.

Riadok 1: Podstatné meno (jedno na tému) (kovy)

2. riadok: dve prídavné mená

3. riadok: tri slovesá

4 riadok: štyri slová spojené do vety

5. riadok: slovo vyjadrujúce podstatu tejto témy.

Zhrnutie lekcie

učiteľ : A tak sme skúmali štruktúru a fyzikálne vlastnosti kovov, ich postavenie v periodickom systéme chemických prvkov D.I. Mendelejev.

B O Väčšina známych chemických prvkov tvorí jednoduché látky, kovy.

Kovy zahŕňajú všetky prvky sekundárnych (B) podskupín, ako aj prvky hlavných podskupín umiestnených pod uhlopriečkou „berýlium – astatín“ (obr. 1). Okrem toho chemické prvky kovy tvoria skupiny lantanoidov a aktinoidov.

Ryža. 1. Umiestnenie kovov medzi prvkami podskupiny A (zvýraznené modrou farbou)

V porovnaní s nekovovými atómami majú atómy kovov b O Väčšie veľkosti a menej vonkajších elektrónov, zvyčajne 1-2. V dôsledku toho sú vonkajšie elektróny atómov kovov slabo viazané na jadro, kovy ich ľahko rozdávajú a pri chemických reakciách vykazujú redukčné vlastnosti.

Zvážte vzorce zmien v niektorých vlastnostiach kovov v skupinách a obdobiach.

V obdobiachs So zvyšujúcim sa jadrovým nábojom sa atómový polomer zmenšuje. Jadrá atómov čoraz viac priťahujú vonkajšie elektróny, preto sa zvyšuje elektronegativita atómov, znižujú sa vlastnosti kovu. Ryža. 2.

Ryža. 2. Zmena vlastností kovov v periódach

V hlavných podskupinách zhora nadol v atómoch kovov sa počet elektrónových vrstiev zvyšuje, a preto sa zväčšuje polomer atómov. Potom budú vonkajšie elektróny slabšie priťahované k jadru, takže dôjde k zníženiu elektronegativity atómov a zvýšeniu kovových vlastností. Ryža. 3.

Ryža. 3. Zmena vlastností kovov v podskupinách

Tieto zákonitosti sú až na ojedinelé výnimky charakteristické aj pre prvky sekundárnych podskupín.

Atómy kovových prvkov majú tendenciu darovať elektróny. Pri chemických reakciách pôsobia kovy len ako redukčné činidlá, darujú elektróny a zvyšujú ich oxidačný stav.

Elektróny môžu byť prijímané z atómov kovov atómami, ktoré tvoria jednoduché látky, nekovy, ako aj atómami, ktoré sú súčasťou zložitých látok, ktoré sú schopné znížiť svoj oxidačný stav. Napríklad:

2Nao + S0 = Na +12S-2

Zn 0 + 2H + 1 Cl \u003d Zn + 2 Cl 2 + H 0 2

Nie všetky kovy majú rovnakú chemickú aktivitu. Niektoré kovy za normálnych podmienok prakticky nevstupujú do chemických reakcií, nazývajú sa ušľachtilé kovy. Medzi ušľachtilé kovy patria: zlato, striebro, platina, osmium, irídium, paládium, ruténium, ródium.

Ušľachtilé kovy sú v prírode veľmi vzácne a takmer vždy sa nachádzajú v prirodzenom stave (obr. 4). Napriek vysokej odolnosti voči korózii-oxidácii tieto kovy stále tvoria oxidy a iné chemické zlúčeniny, napríklad chlorid strieborný a dusičnanové soli sú známe každému.

Ryža. 4. Nugget zlata

Zhrnutie lekcie

V tejto lekcii ste skúmali postavenie chemických prvkov kovov v periodickej tabuľke, ako aj štruktúrne vlastnosti atómov týchto prvkov, ktoré určujú vlastnosti jednoduchých a zložitých látok. Dozvedeli ste sa, prečo je v kovoch oveľa viac chemických prvkov ako v nekovoch.

Bibliografia

1. Oržekovskij P.A. Chémia: 9. ročník: učebnica pre všeobecné vzdelávanie. inšt. / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašovej. - M.: Astrel, 2013. (§28)
2. Rudzitis G.E. Chémia: anorganická. chémia. Organ. chémia: učebnica. pre 9 buniek. / G.E. Rudzitis, F.G. Feldman. - M.: Osveta, JSC "Moskva učebnice", 2009. (§34)
3. Khomchenko I.D. Zbierka úloh a cvičení z chémie pre strednú školu. - M.: RIA "Nová vlna": Vydavateľstvo Umerenkov, 2008. (s. 86-87)
4. Encyklopédia pre deti. Zväzok 17. Chémia / Kapitola. vyd. V.A. Volodin, vedúci. vedecký vyd. I. Leenson. - M.: Avanta +, 2003.

1. Jedna zbierka digitálnych vzdelávacích zdrojov (videozážitky na danú tému) ().
2. Elektronická verzia časopisu "Chémia a život" ().

Domáca úloha

1. s. 195-196 č.7, A1-A4 z učebnice P.A. Orzhekovsky "Chémia: 9. ročník" / P.A. Oržekovskij, L.M. Meshcheryakova, M.M. Šalašovej. - M.: Astrel, 2013.
2. Aké vlastnosti (oxidačné alebo redukčné) môže mať ión Fe 3+? Svoju odpoveď ilustrujte reakčnými rovnicami.
3. Porovnajte atómový polomer, elektronegativitu a redukčné vlastnosti sodíka a horčíka.