Реферат: Металлы

Металлы – это элементы, проявляющие в своих соединениях только положительные степени окисления, и в простых веществах которые имеют металлические связи. Металлическая кристаллическая решетка - решетка, образованная нейтральными атомами и ионами металлов, связанными между собой свободными электронами. У металлов в узлах кристаллической решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической . Для металлов наиболее характерны следующие физические свойства: металлический блеск, твердость, пластичность, ковкость и хорошая проводимость тепла и электричества. Теплопроводность и электропроводность уменьшается в ряду металлов:

Аg Сu Аu Аl Мg Zn Fе РЬ Hg

Многие металлы широко распространены в природе. Так, содержание некоторых металлов в земной коре следующее: алюминия — 8,2%; железа — 4,1%; кальция — 4,1%; натрия — 2,3%; магния — 2,3%; калия - 2,1%; титана — 0,56%.

Большое количество натрия и магния содержится в морской воде: — 1,05%, — 0,12%.
В природе металлы встречаются в различном виде:
— в самородном состоянии: серебро , золото , платина , медь , иногда ртуть
— в виде оксидов: магнетит Fe₃ O₄ , гематит Fe₂ О₃ и др.
— в виде смешанных оксидов: каолин Аl₂ O₃ • 2SiO₂ • 2Н₂ О, алунит (Na,K)₂ O • АlО₃ • 2SiO₂ и др.
— различных солей:
сульфидов: галенит PbS, киноварь НgS,
хлоридов: сильвин КС1, галит NaCl, сильвинит КСl• NаСl, карналлит КСl • МgСl₂ • 6Н₂ О, сульфатов: барит ВаSO₄ , ангидрид Са₈ О₄ фосфатов: апатит Са₃ (РО₄ )₂ , карбонатов: мел, мрамор СаСО₃ , магнезит МgСО₃ .
Многие металлы часто сопутствуют основным природным минералам: скандий входит в состав оловянных, вольфрамовых руд, кадмий — в качестве примеси в цинковые руды, ниобий и тантал — в оловянные.
Железным рудам всегда сопутствуют марганец, никель, кобальт, молибден, титан, германий, ванадий.

Элементы I группы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Общая характеристика: К элементам главной подгруппы I-ой группы Периодической системы относятся Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Их принято называть щелочными металлами. История открытия химических элементов IA группы.

Эти металлы в своих рядах являются первыми, т.е. именно у них начинается заполнение электронами нового электронного слоя. Их валентную электронную конфигурацию можно в общем виде обозначить так: ns¹ , где n - номер периода, в котором находится металл. Плотность, температура плавления, температура кипения простых веществ элементов IA группы.

Щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет, а цезий - золотисто-желтый. Хранят щелочные металлы под слоем керосина или бензола. Металлические К, Rb, Cs самопроизвольно загораются на воздухе.

Первый потенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность по Полингу атомов элементов IA группы.

Возможно вы искали - Реферат: Металлы в периодической системе Д.И. Менделеева

При комнатной температуре щелочные металлы находиться в твердом (кристаллическом) состоянии, хотя все они имеют очень невысокую температуру плавления. Первые три металла легче воды и плавают на ее поверхности, вступая в бурную реакцию:

2 Me + 2 H₂ O = 2 MeOH + H₂ ­.

Щелочные металлы самые активные из всех металлов. Поэтому иногда говорят, что атомы щелочных металлов "стремятся отдавать свой валентный электрон, чтобы приобрести устойчивую электронную оболочку инертного газа". Это не совсем так: чтобы у атома щелочного металла отнять электрон и превратить его в положительно заряженный ион:

Me - e + ПИ = Me⁺

необходимо затратить достаточно большую энергию ПИ (потенциал ионизации). При переходе от Li к Cs она уменьшается и поэтому активность металла, т.е. способность к химическому взаимодействию - увеличивается. И уж совсем неожиданны данные о сродстве к электрону (СЭ) у атомов щелочных металлов: изолированные атомы щелочных металлов "с удовольствием", т.е. с выделением энергии (СЭ) присоединяют к себе электрон:

Me + e = Me^- + СЭ.

Отсюда следует очень важный вывод, что поведение изолированных атомов щелочных металлов - это одно, а их поведение в молекулах, т.е. при взаимодействии с атомами других химических элементов - это качественно другая ситуация. В молекулах атомные орбитали преобразовываются в молекулярные орбитали, валентные электроны атомов в молекуле находятся в совместном пользовании или сильно смещаются к одному из атомов вплоть до образования ионной связи.

Типичные степени окисления элементов IA группы в различных соединениях +1. Таким образом, имеются две степени окисления у элементов IA группы: 0 - в молекулах Ме₂ и в металлическом состоянии и +1 - в соединениях ( ярко выраженная ионная связь. Очень высокая химическая активность щелочных металлов обусловлена низкими ПИ, легко разрушаемой кристаллической структурой и малой плотностью.

Похожий материал - Курсовая работа: Метаморфизм углей

Получение

Li, Na, K (Ме) получают электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов:

2KCl = 2K⁺ + 2Cl^- ,
катод 2K⁺ + 2e = 2K; анод 2Cl^- -2e = Cl₂ .

Температуры плавления хлоридов и гидроксидов щелочных металлов, ^o С

Гидроксиды МеОН имеют меньшую, чем у хлоридов, температуру плавления, они термически вполне устойчивы, а при электролизе из расплавов идет процесс:

4МеOH = 4Ме + 2H₂ O­ + O₂ ­.

Используя относительно меньшую, чем у Al, Si, Ca, Mg, температуру кипения, можно получать щелочные металлы восстановлением их из оксидов, хлоридов, карбонатов при высоких температурах:

3Li₂ O + 2Al 6Li­ + Al₂ O₃ ,
4NaCl + 3CaO + Si 4Na­ + 2CaCl₂ + CaSiO₃ .

Свойства : Щелочные металлы - очень сильные восстановители. Они энергично реагируют с большинством неметаллов, разлагают воду и бурно взаимодествуют с кислотами. В общем виде (обозначая атом щелочного металла просто Ме) эти реакции будут выглядеть так:

2Me + H₂ = 2MeH (гидриды),
2Me + Г₂ = 2MeГ (галогениды),
2Me + S = Me₂ S (сульфиды),
3Me + P = Me₃ P (фосфиды),
6Me + N₂ = 2Me₃ N (нитриды),
2Me + 2H₂ O = 2MeOH + H₂ ­.

Очень интересно - Реферат: Метан

Гидриды щелочных металлов реагируют с водой и кислородом:

MeH + H₂ O = MeOH + H₂ ­,
2MeH + O₂ = 2 MeOH.

Из солей щелочных металлов с галогенами гидролизуются только фториды:

MeF + H₂ O = MeOH + HF.

Li используют в некоторых сплавах и для получения трития в термоядерном синтезе. Na и K применяют для получения Ti, Zr, Nb, Ta:

TiCl₄ + 4Na = Ti + 4NaCl.

Li, Na, и K используют в реакциях органического синтезах. Na эффективен при осушке органических растворителей. Сs применяется для изготовления фотоэлементов, так как у его атомов самое малое значение ПИ из всех химических элементов.

Оксиды и пероксиды щелочных металлов

Атомы щелочных металлов (Ме) в соединениях одновалентны. Поэтому общая формула оксидов - Me₂ O, пероксидов - Me₂ O₂ . Приведем перечень всех соединений щелочных металлов с кислородом:

• Li₂ O,
• Na₂ O, Na₂ O₂ (пероксид),
• K₂ O, K₂ O₂ (пероксид), KO₂ (надпероксид), KO₃ (озонид),
• Rb₂ O, Rb₂ O₂ (пероксид), RbO₂ (надпероксид),
• Cs₂ O, Cs₂ O₂ (пероксид), CsO₂ (надпероксид).

Вам будет интересно - Реферат: Метатезис, димеризация и олигомеризация олефинов

Литий не образует пероксидов, у Na - один пероксид, у K, Rb и Cs есть надпероксиды типа MeO₂ , у калия известен озонид. Все это надо учитывать при изучении взаимодействия щелочных металлов с кислородом и озоном:

4 Li + O₂ 2 Li₂ O,
2 Na + O₂ Na₂ O₂ ,
K + O₂ = KO₂ .

Оксиды щелочных металлов можно получить из надпероксидов:

2МеO₂ Ме₂ O₂ + О₂ ­

и пероксидов:

Ме₂ O₂ + 2Ме 2 Ме₂ O.

Li₂ О обычно получают при нагревании его карбоната:

Li₂ CO₃ Li₂ O + CO₂ ­.

Оксиды щелочных металлов, растворяясь в воде, дают щелочи:

Ме₂ O + H₂ O = 2 МеOH.

Похожий материал - Курсовая работа: Методи синтезу хінолінів

Пероксиды и надпероксиды также реагируют с водой:

Ме₂ O₂ + 2 H₂ O = 2 МеOH + H₂ O₂ ,
2 МеO₂ + 2 H₂ O = 2 МеOH + H₂ O₂ + O₂ ­,

с кислотными оксидами и кислотами:

Me₂ O + SO₃ = Me₂ SO₄ ,
Me₂ O + 2HNO₃ = 2MeNO₃ + H₂ O,
Me₂ O₂ + H₂ SO₄ = Me₂ SO₄ + H₂ O₂ ,
4MeO₂ + 2CO₂ = 2Me₂ CO₃ + 3O₂ .

Пероксиды и надпероксиды являются сильными окислителями:

Me₂ O₂ + 2FeSO₄ + 2H₂ SO₄ ® Fe₂ (SO₄ )₃ + Me₂ SO₄ + 2H₂ O,

но могут и сами окисляться:

5Me₂ O₂ + 2KMnO₄ +8H₂ SO₄ ® 2MnSO₄ + 5Me₂ SO₄ + K₂ SO₄ + 8H₂ O + 5O₂ ­ .