Ряд напряжений металлов

усиление восстановительной способности

Li, Cs, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Ag, Hg, Au

 

Li⁺, Cs⁺, K⁺, Ca²⁺, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, Zn²⁺, Fe²⁺, Ni²⁺, S²⁺, Pb²⁺, H₂⁺, Cu²⁺, Ag⁺, Hg²⁺, Au³⁺

усиление окислительной способности

Получение. В свободном состоянии в природе встречаются только некоторые металлы, например золото, платина, палладий, родий, осмий. Большинство металлов встречаются в виде соединений: оксидов, сульфидов, хлоридов, сульфатов и т.д. В качестве восстановителей металлов из их оксидов используют водород, оксид углерода (II), углерод или другой более активный металл:

Fe₂O₃ + 3CO 2Fe + 3CO₂

CuO + H₂ Cu + H₂O

Процесс восстановления металлов из их оксидов называется металлотермией.

Щелочные, щелочно-земельные металлы получают электролизом расплавов их солей или гидроксидов.

Комплексными соединениями (КС) называют соединения, в узлах

кристаллических решеток, которых распределяются комплексные ионы,

способные к существованию в растворе.

Классификация: по заряду комплекса:

1) катионные комплексы ([(Zn(NH₃)₄)]Cl₂ — хлорид тетраамминцинка(II));

2) анионные комплексы (K₂[BeF₄] — тетрафторобериллат(II) калия);

3) нейтральные комплексы ([Ni(CO)₄] — тетракарбонилникель).

По числу мест, занимаемых лигандами в координационной сфере:

1) Монодентатные лиганды (CN⁻, F⁻; Н₂О);

2) Бидентатные лиганды (ион аминоуксусной кислоты H₂N — CH₂ — COO⁻);

3) Полидентатные лиганды (органические лиганды, содержащие в своём составе несколько групп −С≡N или −COOH (этилендиаминтетрауксусная кислота — ЭДТА)).

По природе лиганда:

1) Аммиакаты ([Cu(NH3)4]SO4); 2) Аквакомплексы ([Co(H₂O)₆]Cl₂); 3) Карбонилы ([Fe(CO)₅); 4) Ацидокомплексы H₂[CoCl₄]; 5) Гидроксокомплексы (Na₂[Zn(OH)₄]).

Задания для самостоятельного выполнения:

1. Составление конспекта «Коррозия металлов и способы защиты от нее».

2. С растворами каких из указанных солей: CuSO₄, ZnCl₂, AgNO₃, Al₂(SO₄)₃, Na₂SO₄, NiSO₄, KCl, NaNO₃, Hg(NO₃)₂ – может реагировать железо? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах.

3. Составьте уравнения реакций восстановления:

а) меди из оксида меди (II) углеродом и оксидом углерода(II);

б) кадмия из оксида кадмия и марганца из оксида марганца (IV) водородом;

в) железа из оксида железа (III) и хрома из оксида хрома (III) алюминием.

4. Какой объем (при н.у.) оксида углерода(II) необходим для полного восстановления 320 г оксида железа(III)?

5. Между какими из попарно взятых веществ произойдет химическая реакция? Напишите уравнения реакций в молекулярном и ионном видах:

а) Cu и HCl а) Cu и Hg(NO₃)₂

а) Zn и Pb(NO₃)₂ а) Cu и Ag₂SO₄

 

Форма контроля самостоятельной работы:

проверка конспекта «Коррозия металлов и способы защиты от нее»

Вопросы для самоконтроля по теме:

1. Где расположены элементы-металлы в периодической системе? Каковы их физические свойства?

2. Что характеризует электрохимический ряд напряжения металлов?

3. Каковы физические свойства характерны для металлов?

4. Что называется металлической связью?

5. Что такое комплексные соединения? Как их классифицируют?

 

Тема 2.6

Металлы I и II групп Периодической системы

Основные понятия и термины по теме: щелочные металлы, щелочноземельные металлы, жесткость воды, временная жесткость, постоянная жесткость.

План изучения темы (перечень вопросов, обязательных к изучению):

1. Сравнительная характеристика свойств щелочных металлов и металлов подгруппы меди: строение атомов, химические свойства, характеристика соединений, получение, их применение, распространенность в природе.

2. Сравнительная характеристика свойств металлов s- и d- элементов II группы. Строение атомов, химические свойства, характеристика соединений, получение кальция, магния и цинка, их применение, распространенность в природе. Амфотерность оксида и гидроксида цинка.

 

Краткое изложение теоретических вопросов:

В химии металлы классифицируют по их положению в Периодической системе элементов. В главной подгруппе первой группы находятся щелочные металлы - литий, калий, натрий, рубидий и цезий, а в побочной подгруппе первой группы - медь, серебро и золото.

Щелочные металлы. Атомы щелочных металлов на предпоследнем имеет устойчивую конфигурацию благородного газа s²p⁶ (кроме атома Li –s²).От лития к францию увеличивается радиус атома с увеличением порядкового номера элемента. В этом же направлении возрастает восстановительная активность щелочных металлов. Это мягкие металлы. Температура плавления у них низкая и закономерно уменьшается от лития к цезию.

Вследствие большой химической активности щелочные металлы находятся в природе только в виде соединений. Наиболее распространены соединений натрия и калия, соединения других щелочных металлов встречаются очень редко.

По химическим свойствам щелочные металлы похожи между собой, образуют в основном соединения с ионной связью, так как легко отдают свой s-электрон с внешней оболочки. На воздухе щелочные металлы быстро окисляются. Для предотвращения окисления их хранят в закрытых сосудах под слоем керосина. При нагревании на воздухе они сгорают с образованием пероксидов (за исключением Li₂O). В ряду напряжений все эти металлы располагаются до водорода. Они легко окисляются водой, образуя гидроксиды, при этом металл вытесняет из воды водород. В водных растворах полностью диссоциируют.

Соли натрия и калия широко применяются в технике, медицине, сельском хозяйстве.

Металлы подгруппы меди. Атомы этих металлов на предпоследнем уровне имеют по 18 электронов. Это их отличает от щелочных металлов, которые на предпоследнем слое имеют по 8 электронов. Этим определяется различие в свойствах элементов главной подгруппы первой группы от побочной. Металлы подгруппы меди могут терять электроны с последнего и предпоследнего уровней, проявляя различные степени окисления: Cu +1(или +2); Ag +1(реже +2); Au +1(или +3).

Металлы подгруппы меди устойчивы, относительно инертны (в ряду напряжений стоят после водорода). Химическая активность их уменьшается от меди к золоту. С кислородом непосредственно взаимодействует только медь. С серой –медь и серебро. Медь и серебро растворяются в разбавленной азотной кислоте и при нагревании в концентрированной серной кислоте. Низкая химическая активность металлов подгруппы обуславливает их существование в природе в свободном состоянии, а так же в виде различных минералов, из которых и получают основную массу меди и серебра. Золото находится в свободном состоянии. Металлы подгруппы, а так же их соединения находят широкое применение. Прежде всего для получения различных сплавов, используемых в производстве ювелирных изделий, электромеханической, электронной промышленности.

Общими свойствами щелочных металлов и металлов подгруппы меди являются их степень окисления (+I) во многих соединениях, а также отличная электропроводность. Правда, иногда медь и серебро могут иметь степень окисления (+II), а золото даже (+III).

В главной подгруппе второй группы находятся щелочно-земельные металлы (берилий, магний, кальций, стронций, барий, радий). Атомы металлов главной подгруппы на внешнем слое имеют по 2 электрона. Предпоследний слой, как и у щелочных металлов, имеет 8 электронов (s²p⁶). Исключение составляет берилий, у которого на предпоследнем слое 2 электрона на s-подуровне. Металлы главной подгруппы второй группы в свободном состоянии в природе не встречаются. В виде соединений самым распространенным из них является кальций. Кальций является составной частью растительных и животных организмов. Кальций, стронций, барий, радий называются щелочно - земельными металлами, так как оксиды их с водой образуют щелочи.

Химические свойства щелочно-земельных металлов определяются легкостью отдачи 2-ух валентных электронов при действии окислителей по схеме:

Ме - 2ē = Ме²⁺. При нагревании щелочно-земельные металлы энергично реагируют с водородом, галогенами, кислородом, серой, азотом, фосфором, углеродом, кремнием. Гидроксиды щелочно-земельных металлов слабее, чем гидроксиды щелочных металлов. Они мало растворимы в воде, а их основной характер усиливается по группе сверху вниз.

Получение щелочно-земельных металлов:

1) получение кальция 3CaO + 2Al Al₂O₃ + 3Ca

2) получение магния MgO + C = Mg + CO

Металлы побочной подгруппы второй группы. Атомы этих элементов на внешнем слое имеют по два электрона – s², на предпоследнем 18 ē –s²p⁶d¹⁰, d - подуровень у этих металлов завершен. Во всех соединениях они двухвалентны. Только ртуть может проявлять степень окисления +1. В отличие от элементов главной подгруппы второй группы элементы подгруппы цинка менее реакционно способны.

Цинк при комнатной температуре хрупок, но при нагревании приобретает пластичность, легко прокатывается в листы. Цинк – амфотерный элемент. Химические реакции, доказывающие амфотерность химического элемента:

1) Zn(OH)₂ + N₂O₅ = Zn(NO₃)₂ + H₂O;

2) ZnO + 2HNO₃ = Zn(NO₃)₂ + H₂O;

3) Zn(OH)₂ + Na₂O = Na₂ZnO₂ + H₂O;

4) ZnO + 2NaOH = Na₂ZnO₂ + H₂O.