s-элементы

Вопрос 30. Общая характеристика s-, р-, d- металлов (на
конкретных примерах).
Металлы – химические элементы, атомы которых склоны отдавать свои
электроны. К металлам относятся все s-, d- и f-элементы, а также некоторые
р-элементы.
Все металлы в свободном состоянии – восстановители, в соединениях
их степени окисления всегда положительны. Химическая активность
металлов, т.е. их способность отдавать электроны может быть
охарактеризована с помощью двух величин: энергии ионизации I и
стандартного электродного потенциала φо. Различие между этими
величинами состоит в том, что энергия ионизации характеризует процесс
отрыва электронов от атомов металла в газовой фазе, а электродные
потенциалы измеряют в растворах.
s-элементы
В периодической таблице s-элементы находятся в IА и IIA-группах.
Все элементы IА-группы называются щелочными металлами, находящиеся
во IIA-группе – щелочноземельными металлами. Все s-элементы обладают
высокой химической активностью.
В свободном состоянии металлы IА группы характеризуются низкими
температурами плавления и кипения, малой твердостью и плотностью.
Кристаллические решетки IIA группы являются более прочными.
Электронная конфигурация элементов IА группы ns1, а металлов IIA
группы – ns2. Первые во всех соединениях имеют степень окисления +1, а
вторые +2. Внешние электроны легко отрываются, поэтому се указанные
металлы являются сильными восстановителями. Ввиду высокой химической
активности в природе в свободном состоянии не встречаются, а находятся в
виде солей: хлоридов, сульфатов, карбонатов.
Химические свойства s-элементы
1. Взаимодействие с неметаллами (кислородом, водородом, углеродом)
1.1. С кислородом взаимодействуют с образованием трех видов
оксидов.
а) Литий при нагревании образует нормальный оксид Li2O:
4Li + O2 = 2Li2O2−
б) Натрий и металлы IIA группы, соединяясь с кислородом, образуют
пероксиды:
Ba + O2 = BaO2−
в) Калий, рубидий и цезий дают супероксиды, содержащие
молекулярный ион О−2.
K + O2 = KO2
Указанные оксиды разлагаются водой:
2Li2O(тв) + Н2О(ж) = 2LiOH(водн)
Na2O2(тв) + 2Н2О(ж) = 2NaOH(водн) + H2O2 (водн)
2KO2 (тв) + 2Н2О(ж) = 2KOH(водн) + H2O2 (водн) + O2 (г)
1.2. При взаимодействии с водородом образуются гидриды:
Ca + H2 = CaH2
1.3. Металлы IIA группы при нагревании с углеродом образуют
карбиды, например, карбид кальция СаС2, который применяют для
получения ацетилена:
СаС2(тв) + 2Н2О(ж) = Са(ОН)2 (тв) + С2Н2(г)
2. Взаимодействие с водой
2Na(тв) + 2H2O(ж) = 2NaOH(водн) + H2(г)
3. Взаимодействие с аммиаком
2Na(тв) + 2NH3(ж) = 2NaNH2(тв) + H2(г)
Амиды разлагаются водой, образуя аммиак:
2NaNH2(тв) + H2O(ж) = NaOH(водн) + NH3(г)
Получение s-элементов
Наиболее распространенный метод получения активных металлов –
электролиз расплавленных соединений. Путем электролиза получают литий,
натрий, бериллий, магний, кальций.
Применение s-элементов
1. В металлургии для производства сплавов (Mg, Be, Ca, Li, Na).
2. В металлотермии в качестве восстановителей при получении
свободных металлов (Na, K, Mg, Ca).
3. Натрий и калий применяют в производстве различных видов
каучука.
4. KCl, KNO3, NaNO3 применяют в качестве удобрений.
5. Хлорид натрия используется в производстве хлора и щелочи,
пластмасс и других органических соединений.
6. Пероксид натрия для отбеливания и дезинфекции.
7. Оксиды бериллия и магния в производстве огнеупорных материалов.
р-элементы
Среди р-элементов металлами являются: алюминий, галлий, индий,
таллий, олово, свинец, сурьма, висмут. р-элементы обладают большим
числом валентных электронов по сравнению с s-элементами, и их
металлическая активность выражена слабее.
Рассмотрим химические свойства р-элементов на примере алюминия
1. Взаимодействие с неметаллами
С фтором, хлором и бромом алюминий реагирует при обычных
условиях. При нагревании с серой образует сульфид Al2S3, с азотом – нитрид
AlN, с углеродом – карбид Al4C3.
𝑡
4Al + 3O2 → 2Al2O3;
𝑡
2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
𝑡
2Al + 3S → Al2S3
𝑡
2Al + N2 → 2AlN
𝑡
4Al + 3C → Al4C3
2. Взаимодействие с кислотами
В соляной и разбавленной серной кислоте алюминий растворяется с
выделением водорода. В концентрированных растворах серной и азотной
кислот алюминий покрывается пассивной пленкой.
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
2Al + 3H2SO4(р) → Al2(SO4)3 + 3H2
3. Взаимодействие с водой (реакция идет, если снять пленку Al2O3)
2Al + 6Н2О → 2Al(OH)3 + 3H2
4. Взаимодействие с раствором щелочи
2Al + 2NaOH + 6Н2О → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
5. Взаимодействие с оксидами металлов
𝑡
2Al + Fe2O3 → 2Fe + Al2O3 + Q (реакция Бекетова)
Способ получения алюминия
Электролиз расплава оксид алюминия в криолите Na3AlF6
В расплавленном криолите оксид алюминия диссоциирует на ионы:
Al2O3 ↔ Al3+ + AlO33−
Условия электролиза подбираются такими, чтобы на катоде разряжались
катионы Al3+. При этом на аноде будут окисляться ионы AlO33−.
Уравнения электродных процессов:
Катод (−) Al3+ + 3𝑒̅ → Al
4
3−
Анод (+)
4AlO3 − 12𝑒̅ → 2Al2O3 + 3O2 1
электролиз
4Al3+ + 4AlO33− →
4Al + 2Al2O3 + 3O2
или
электролиз
2Al2O3 →
4Al + 3O2
Образующийся кислород сжигает графитовые аноды:
С + O2 = CO2 или 2С + О2 = 2СО
Применение алюминия, его сплавов
Таблица 1
Применение алюминия, его сплавов
Вещество
Область примеения
Алюминий
как Электротехника (провода), металлургия (алюминотермия),
простое вещество
машиностроение, в быту (посуда)
Сплавы алюминия
Судостроение, ракето- и авиастроение, автомобиле- и
приборостроение, строительство зданий, военная техника
Оксид алюминия
Для получения алюминия и абразивных изделий, драгоценных
камней (рубин, сапфир)
Гидроксид алюминия Для очистки воды
Al2(SO4)3∙18H2O
В производстве бумаги, для очистки воды
d-элементы
d-элементы (переходные металлы) в Периодической системе занимают
побочные подгруппы всех восьми групп. На внешнем электронном уровне в
атомах этих элементов находятся два (или один) s-электрон, а на
предпоследнем происходит заполнение d-орбиталей.
Особенностями электронного строения обусловлены:
а) большое разнообразие проявляемых степеней окисления;
б) способность к образованию многочисленных комплексных
соединений.
Физические свойства d-элементов
В
свободном
состоянии
все
d-элементы
характеризуются
металлическим блеском, значительной тепло- и электропроводностью.
Скандий и титан относятся к легким металлам – их плотность равна
соответственно 3,0 и 4,5 г/см3. Остальные элементы имеют плотность свыше
6 г/см3 и отнесены к тяжелым металлам. Все d-элементы четвертого периода,
кроме цинк, являются достаточно тугоплавкими.
Рассмотрим химические свойства d-элементов на примере хрома
Хром химически мало активен при обычных условиях и почти не
подвергается коррозии, поскольку его поверхность покрыта тонкой и
прочной пленкой оксида хрома (III).
1. Взаимодействие с простыми веществами (неметаллами):
2Cr + 3F2 → 2CrF3 (при комнатной температуре);
𝑡
2Cr + 3Сl2 → 2CrCl3
𝑡
4Cr + 3O2 → 2Cr2O3
𝑡
2Cr + 3S → Cr2S3
𝑡
2Cr + N2 → 2CrN
2. Взаимодействие с кислотами
Сr + 2HCl → CrCl2 + H2
Холодные H2SO4(к) и HNO3 пассивируют хром:
2Cr + 2HNO3(хол)→Сr2O3 + 2NO + H2O
Только при нагревании Cr реагирует с концентрированными серной
H2SO4(к) и азотной HNO3(к) кислотами:
𝑡
2Cr + 6H2SO4(к) → Сr2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
3. Взаимодействие с водой
Раскаленный хром реагирует с парами воды
2Cr + 3H2O → Cr2O3 + 3H2
Способы получения хрома:
𝑡
a) метод алюминотермии: Cr2O3 + 2Al → 2Cr + Al2O3
б) электролиз концентрированных растворов солей хрома или Cr2O3 в
H2SO4 с выделением (осаждением) хрома на катоде;
Область применения хрома
1. В металлургии в производстве специальных сортов сталей для
придания им высокой коррозионной стойкости, износоустойчивости,
твердости и жаропрочности.
2. Для получения гальванических защитных покрытий (хромирование
металлов).