Металлы побочных подгрупп железо

Обновлено: 13.05.2024

Одним из самых известных металлов является железо. Часто металлические изделия называют железными, но это лишь один химический элемент – металл из многих. Причем химические свойства этого элемента не так просты, как кажется. В этой статье рассмотрим физические и химические особенности железа.

План урока:

Положение в таблице Менделеева и строение атома

Железо расположено в 8 группе побочной подгруппе. У этого элемента 26 электронов, распределенных по 4 уровням. Электронная конфигурация: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 . Для его атома характерно предзаполнение s-подуровня, поэтому в действительности формула следующая: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 . Железо является d-элементом. Благодаря этому, основные степени окисления железа: 0, +2, +3.

Физические свойства

Железо обладает всеми свойствами металлов:

- высокая температура плавления (1539 0 С).

Многие свойства находятся в оптимальных границах, поэтому железо часто используют при изготовлении различных изделий из металла. Для изменения определенных характеристик изготавливаются сплавы.

Основные сплавы железа

Металлы отличаются некоторыми параметрами. Например, одни обладают меньшей температурой плавления, другие большей прочностью, третьи – наиболее электропроводны. Иногда, для изменения свойств металла, его сплавляют с неметаллами (чаще всего, углерод). Самый распространенный сплав – сталь. Основу сплава составляет железо и углерод, кроме них могут добавляться различные металлы (легирующие компоненты), меняющие свойства сплава.

Таблица. Сплавы железа и их свойства

В качестве легирующих металлов стали могут использовать:

Cr – хром
Mo – молибден
Ni – никель
Si – кремний
Cu – медь
W – вольфрам
Al – алюминий
Mn – марганец
Ti – титан
Nb – ниобий
Co — кобальт

Легирующими компонентами чугуна являются неметаллы: марганец, кремний, сера, фосфор и некоторые металлы (алюминий, хром).

Нахождение железа в природе

В природе железо содержится в рудах. Они могут отличаться по содержанию железа и других примесей. К основным железным рудам относятся: магнетит, гематит, пирит.

Магнетит (магнитный железняк)

Химическая формула – FeO·Fe₂O₃. К основному оксиду могут примешиваться различные металлы и их оксиды. Зоны залежей магнетита проводят к формированию магнитных аномалий – участков Земли, на которых магнитные приборы указывают не на полюса, а на эту залежь. По этой причине использовать компасы и электронные приборы в этих зонах бесполезно.

Магнетит добывается в Челябинской области, на Кольском полуострове, Южном Урале, на Украине (гора Кривой рог).

Кратер добычи железной руды в Курской Магнитной Аномалии. Источник

Эта руда является основной для получения железа, так как его содержание в ней – 72,4%. В форме минерала используется в качестве утяжелителя глинистых растворов при бурении.

Пирит

Химическая формула - FeS₂ (серный или железный колчедан). Может содержать примеси Mn, Ni, Co. Это минерал желтого цвета. Из-за внешнего сходства его часто путали с золотом, поэтому этот минерал часто называют золотом дураков. Хотя, самородное золото часто содержится в пирите в виде примесей и даже встраивается в го кристаллическую решетку.

Считается одним из самых распространенных сульфидов. Залежи пирита расположена во всех геотермальноактивных зонах, а также, в донных отложениях Черного моря.

При контакте с воздухом окисляется до лимонита (FeOOH·(Fe₂O₃·nH₂O).

Пирит используется для получения серной кислоты, сероводорода или в строительном деле в качестве добавки в цемент.

Гематит

Химическая формула - Fe₂O₃. С давних времен минерал использовался для изготовления красок, ритуальных украшений и лекарственных препаратов. В настоящее время является основным источником получения чугуна.

Украинское (Кривбасс);
Михайловское (КМА);
Колатсельгские штольни;
Байкальское месторождение;
Альпийское;
Кутим.

Кроме минералов существует еще метеоритное железо. Это форма металла, попавшего на Землю из космоса. Во время прохождения через плотные слои атмосферы все примеси метеорита сгорают. Такое железо считается самым чистым. Оно практически не подвергается коррозии.

Способы получения

Основным способом получения железа является выделение из минеральных руд. Основным считается доменный процесс. Выделение железа производится в несколько стадий.

Доменная печь

Таблица. Стадии доменного процесса

Мартеновская печь

Для снижения содержания примесей в чугуне, полученный материал отправляют в Мартеновскую печь. Это плавильная установка. Процесс увеличения доли железа происходит в три этапа:

Плавление. Здесь образуется большое количество FeO.
Окисление. С+ FeO = Fe+CO. в результате реакции доля углерода снижается.
Раскисление. Окисление оставшегося FeO алюминием, ферромарганцем или ферросилицием.

Электрическая печь

Установка предназначена для получения легированной стали. Установка разогревается до высоких температур (цифра зависит от итогового сплава) и добавляется окислительный материал (нихром, фехраль и т.д.).

Химические свойства железа

Железо – элемент средней активности. Без нагревания многие реакции даже с сильными окислителями идут крайне медленно. При повышении температуры скорость взаимодействия увеличивается.

Взаимодействие с неметаллами

С неметаллами железо образует бинарные соединения – соли или оксиды.

Важная особенность: при взаимодействии с простыми веществами (кроме кислорода), железо проявляет степень окисления +3.

С кислородом образуется сразу два оксида со степенями окисления +2 и +3:

Взаимодействие с водой

Железо реагирует с парами воды в раскалённом состоянии:

Отношение железа к кислотам

С концентрированными кислотами железо не реагирует (пассивирует).

С растворами реакция идет также как и у других металлов – с образованием соли и водорода. Важно: при реакции со сложными соединениями железо проявляет степень окисления +2.

Реакция с солями

Железо реагирует с солями, металл которых пассивнее железа. Это значит, он должен располагаться левее в ряду активности металлов.

Смешанный оксид Fe3O4

Интересным соединение железа является смешанный оксид. Его особенность в том, что в одной кристаллической решетке есть сразу два иона железа - +2 и +3. Так как они образуют единый комплекс, часто их записывают как один оксид. На самом деле это кристаллогидрат двух оксидов: FeO⋅Fe₂O₃. Для него характерны следующие реакции:

Гидроксиды железа 2 и 3

Гидроксиды железа являются амфотерными соединениями, но с разной степенью основности.

Fe(OH)₂

Гидроксид железа (II) – соединение коричневого или буро-оранжевого цвета.

Природный минерал с этой формулой называется амакинит.

Проявляет все химические свойства основных гидроксидов (реакции замещения с солями, кислотами).

Как амфотерное соединение способен реагировать со щелочами с образованием комплексных солей:

Гидроксид железа (II) является компонентом железо-никелевых аккумуляторов.

Fe(OH)₃

Соединение красно-коричневого цвета.

Проявляет амфотерные свойства.

В природе встречается в составе минерала лимонита.

Проявляет химические свойства как и Fe(OH)₂.

Применение железа

Железо является основным элементом черной металлургии, где используются сплавы этого вещества. Железные изделия необходимы в строительном, отделочном, электронном ремесле. В чистом виде оно применяется в химической промышленности, для изготовления аккумуляторов, для очистки сточных вод.

Металлы побочных подгрупп. Железо и его соединения. Сплавы железа – чугун и сталь

Сегодня урок химии 14 — Металлы побочных подгрупп. Железо и его соединения. Сплавы железа – чугун и сталь.

Они являются d-элементами. Особенность строения их атомов заключается в том, что на внешнем электронном слое, как правило, содержатся два s-электрона (иногда один – Cr, Cu, у палладия в его невозбужденном состоянии нет s-электронов) и во втором снаружи электронном слое их атомов имеется не полностью занятый электронами d-подуровень. Для образования химических связей атомы элементов могут использовать не только внешний электронный слой, но также d-электроны и свободные d-орбитали предшествующего слоя. Этим и объясняются их отличительные свойства.
Возрастание порядкового номера не сопровождается существенным изменением структура внешнего электронного слоя; поэтому химические свойства этих элементов изменяются не так резко, как у элементов главных подгрупп. Закономерности изменения химической активности у элементов побочных подгрупп сверху вниз иные, чем у главных подгрупп, химическая активность (за некоторым исключением) уменьшается. Так, например, золото химически менее активно по сравнению с медью. В побочных подгруппах с возрастанием порядкового номера элемента окислительные свойства понижаются. Так, соединения хрома (VI) – сильные окислители, а для соединений молибдена (VI) и вольфрама – не характерны. Можно отметить отдельные общие закономерности общих подгрупп. Максимальная положительная степень окисления совпадает с номером группы (исключения составляют железо – +6; кобальт, никель, медь – +3). С увеличением степени окисления атомов металлов побочных подгрупп основные свойства их оксидов и гидроксидов уменьшаются, а кислотные – усиливаются. Из металлов побочных подгрупп наибольшее практическое значение имеют медь, цинк, титан, хром, железо. Свойства соединений железа рассмотрим подробнее.

Электронная формула железа: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 .

Возможные степени окисления: 0, +2, +3, +6.

Нахождение в природе: магнитный железняк, магнетит Fe₃O₄, красный железняк Fe₂O₃, бурый железняк 2Fe₂O₃∙3H₂O; шпатовый железняк, железный шпат, сидерит FeСO₃, железный колчедан, пирит FeS₂.

Физические свойства. Серебристый пластичный металл, ρ=7,9 г/см 3 , t_пл=1536 o С, легко намагничивается и размагничивается.

Химические свойства. Реагирует с неметаллами:

Соединения железа

Соединения железа (II). Оксид и гидроксид проявляют основной характер:

Гидроксид и соли легко окисляются:

Феррит натрия NaFeO₂ — соль несуществующей железистой кислоты ( в свободном виде не получена).

При сплавлении Fe₂O₃ с оксидами NiO, ZnO, MnO получают ферриты Fe₂O₃ ∙ MeO, обладающие магнитными свойствами.

Соли подвергаются гидролизу:

Соединения железа (VI)

Феррат калия K₂FeO₄ – соль несуществующей железной кислоты.

Сплавы железа.

Чугун – сплав железа, содержащий углерод (2 – 6% по массе), кремний, марганец, фосфор, серу и другие компоненты. Это твердый и хрупкий материал. Сталь отличается от железа меньшим содержанием углерода (до 2%).

Чугун выплавляют в доменных печах, изготовленных из огнеупорных материалов.

Перед выплавкой чугуна железную руду обогащают.

В печи кокс сгорает, соединяясь с кислородом, получающийся оксид углерода (IV) реагирует с избытком углерода (коксом) с образованием оксида углерода (II).

Под действием оксида углерода (II) оксиды железа, содержащиеся в концентрате, постепенно восстанавливаются до металла.

Сказанное иллюстрируются реакциями:

При горении кокса образуется диоксид углерода

CO₂ , проходя через раскаленный кокс, превращается в СО:

При температуре 450-500 о С оксид углерода (II) восстанавливает оксид железа (III) до Fe₃O₄:

При более высокой температуре (600 o С) Fe₃O₄ восстанавливается до оксида железа (II):

Далее при температуре 70 o С оксид железа(II) восстанавливается до металлического железа:

FeO + CO → Fe + CO₂↑

Некоторое количество оксидов железа восстанавливается также углеродом кокса.

Оксиды алюминия, кремния и другие оксиды, содержащиеся в шихте, взаимодействуют с оксидом кальция, который образуется при разложении известняка. В результате образуются шлаки, поскольку имеют меньшую плотность.

Сталь. Сталь – ковкий сплав железа с углеродом и другими веществами (металлами и неметаллами). Массовая доля углерода в стали не превышает 2%.

Сталь производят из чугуна (передел чугуна) и металлического лома. В процессе передела чугуна на сталь уменьшается содержание различных веществ в сплаве: углерода, кремния, фосфора, серы, марганца. Удаление этих примесей основано на реакциях их окисления кислородом или оксидами железа в расплаве (выплавка стали).

При выплавке сталей в них вводят легирующие добавки, в качестве которых используют кремний, марганец, кобальт, никель, ванадий, хром, вольфрам, молибден, титан, алюминий и другие металлы. Изменяя состав, получают стали, обладающие повышенной прочностью, износостойкостью, коррозионной стойкостью.

При конверторном способе кислород продувают через расплавленный чугун в специальных аппаратах – конверторах. Это способ, позволяющий получать сталь высокого качества.

При мартеновском способе получения стали кислород или воздух пропускается над расплавленным чугуном. При этом железо окисляется в поверхностном слое. Мартеновский способ хуже конверторного, сталь получается худшего качества.

При превращении чугуна в сталь протекают следующие реакции:

и незначительно: 2Fe + O₂ → 2FeO

Полученные оксиды SiO₂, MnO₂ и CO₂ удаляются в виде шлака или газов (СО₂):

Стали классифицируют по их назначению — инструментальные, строительные и специальные; по химическому составу — углеродистые, специальные.

Это был урок химии 14 — Металлы побочных подгрупп. Железо и его соединения. Сплавы железа – чугун и сталь

Хром, железо и медь

Твердый металл голубовато-белого цвета. Этимология слова "хром" берет начало от греч. χρῶμα — цвет, что связано с большим разнообразием цветов соединений хрома. Массовая доля этого элемента в земной коре составляет 0.02% по массе.

Для хрома характерны степени окисления +2, +3 и +6. У соединений, где хром принимает степень окисления +2, свойства основные, +3 - амфотерные, +6 - кислотные.

Fe(CrO₂)₂ - хромистый железняк, хромит
(Mg, Fe)Cr₂O₄ - магнохромит
(Fe, Mg)(Cr, Al)₂O₄ - алюмохромит

В промышленности хром получают прокаливанием хромистого железняка с углеродом. Также применяют алюминотермию для вытеснения хрома из его оксида.

Уже на воздухе вступает в реакцию с кислородом: на поверхности металла образуется пленка из оксида хрома (III) - Cr₂O₃ - происходит пассивирование. Реагирует с неметаллами при нагревании.

Протекает в раскаленном состоянии.

С холодными концентрированными серной и азотной кислотой реакция не идет. Она начинается только при нагревании.

Хром способен вытеснить из солей металлы, стоящие в ряду напряжений правее него.

Соединения хрома (II)

Соединение хрома (II) носят основный характер. Оксид хрома (II) окисляется кислородом воздуха до более устойчивой формы - оксида хрома (III), реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Гидроксид хрома (II), как нерастворимый гидроксид, легко разлагается при нагревании на соответствующий оксид и воду, реагирует с кислотами, кислотными оксидами.

Соединения хрома (III)

Это наиболее устойчивые соединения, которые носят амфотерный характер. К ним относятся оксид хрома (III) гидроксид хрома (III).

Оксид хрома (III) реагирует как с щелочами, так и с кислотами. В реакциях с щелочами при нормальной температуре (в растворе) образуются комплексные соли, при прокаливании - смешанные оксиды. С кислотами оксид хрома (III) образует различные соли.

H₂O + NaOH + Cr₂O₃ → Na₃[Cr(OH)₆] (в растворе, гексагидроксохромат натрия)

Cr₂O₃ + 2NaOH → (t°) 2NaCrO₂ + H₂O (прокаливание, хромит натрия)

Cr₂O₃ + HCl = CrCl₃ + H₂O (сохраняем степень окисления Cr +3 )

Оксид хрома (III) реагирует с более активными металлами (например, при алюминотермии).

При окислении соединение хрома (III) получают соединения хрома (VI) (в щелочной среде).

Соединения хрома (VI)

В этой степени окисления хром проявляет кислотные свойства. К ним относится оксид хрома (VI) - CrO₃, и две кислоты, находящиеся в растворе в состоянии равновесия: хромовая - H₂CrO₄ и дихромовая кислоты - H₂Cr₂O₇.

Принципиально важно помнить окраску хроматов и дихроматов (часто она бывает дана в заданиях в качестве подсказки). Хроматы окрашивают раствор в желтый цвет, а дихроматы - в оранжевый цвет.

Хроматы переходят в дихроматы с увеличением кислотности среды (часто в реакциях с кислотами). Цвет раствора меняется с желтого на оранжевый.

Если же оранжевому раствору дихромата прилить щелочь, то он сменит свой цвет на желтый - образуется хромат.

Разложение дихромата аммония выглядит очень эффектно и носит название "вулканчик" :)

В степени окисления +6 соединения хрома проявляют выраженные окислительные свойства.

Железо

Является одним из самых распространенных элементов в земной коре (после алюминия), составляет 4,65% ее массы.

Для железа характерны две основные степени окисления +2, +3, +6.

Fe₂O₃ - красный железняк, гематит
Fe₃O₄ - магнитный железняк, магнетит
Fe₂O₃*H₂O - бурый железняк, лимонит
FeS₂ - пирит, серый или железный колчедан
FeCO₃ - сидерит

Получают железо восстановлением из его оксида - руды. Восстанавливают с помощью угарного газа, водорода.

Основными сплавами железа являются чугун и сталь. В стали содержание углерода менее 2%, меньше содержится P, Mn, Si, S. Чугун отличается бо́льшим содержанием углерода (2-6%), содержит больше P, Mn, Si, S.

Fe + S = FeS (t > 700°C)

Fe + S = FeS₂ (t 2+ в растворе является реакция с красной кровяной солью - K₃[Fe(CN)₆] - гексацианоферратом (III) калия. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Качественной реакцией на ионы Fe 2+ также является взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок зеленого цвета.

Соединения железа (III) проявляют амфотерные свойства. Оксид и гидроксид железа (III) реагирует и с кислотами, и с щелочами.

Fe(OH)₃ + KOH = K₃[Fe(OH)₆] (гексагидроксоферрат калия)

При сплавлении комплексные соли не образуются из-за испарения воды.

Гидроксид железа (III) - ржавчина, образуется на воздухе в результате взаимодействия железа с водой в присутствии кислорода. При нагревании легко распадается на воду и соответствующий оксид.

Качественной реакцией на ионы Fe 3+ является взаимодействие с желтой кровяной солью K₄[Fe(CN)₆]. В результате реакции образуется берлинская лазурь (прусский синий).

Реакция хлорида железа (III) с роданидом калия также является качественной, в результате нее образуется характерный раствор ярко красного цвета.

И еще одна качественная реакция на ионы Fe 3+ - взаимодействие с щелочью (гидроксидом натрия). В результате выпадает осадок бурого цвета.

Соединения железа (VI) - ферраты - соли несуществующей в свободном виде железной кислоты. Обладают выраженными окислительными свойствами.

Ферраты можно получить в ходе электролизом щелочи на железном аноде, а также действием хлора на взвесь Fe(OH)₃ в щелочи.

Один из первых металлов, освоенных человеком вследствие низкой температуры плавления и доступности получения руды.

Основные степени окисления меди +1, +2.

CuFeS₂ - медный колчедан, халькопирит
Cu₂S - халькозин
Cu₂CO₃(OH)₂ - малахит

Пирометаллургический метод получения основан на получении меди путем обжига халькопирита, который идет в несколько этапов.

Гидрометаллургический метод заключается в растворении минералов меди в разбавленной серной кислоте и дальнейшем вытеснении меди более активными металлами, например - железом.

Медь, как малоактивный металл, выделяется при электролизе солей в водном растворе на катоде.

CuSO₄ + H₂O = Cu + O₂ + H₂SO₄ (медь - на катоде, кислород - на аноде)

Во влажном воздухе окисляется с образованием основного карбоната меди.

При нагревании реагирует с кислородом, селеном, серой, при комнатной температуре с: хлором, бромом и йодом.

4Cu + O₂ = (t) 2Cu₂O (при недостатке кислорода)

2Cu + O₂ = (t) 2CuO (в избытке кислорода)

Медь способна реагировать с концентрированными серной и азотной кислотами. С разбавленной серной не реагирует, с разбавленной азотной - реакция идет.

Реагирует с царской водкой - смесью соляной и азотной кислот в соотношении 1 объем HNO₃ к 3 объемам HCl.

Медь способна восстанавливать неметаллы из их оксидов.

Cu + SO₂ = (t) CuO + S

Cu + NO = (t) CuO + N₂↑

Соединения меди I

В степени окисления +1 медь проявляет основные свойства. Соединения меди (I) можно получить путем восстановления соединений меди (II).

Оксид меди (I) можно восстановить до меди различными восстановителями: угарным газом, алюминием (алюминотермией), водородом.

Оксид меди (I) окисляется кислородом до оксида меди (II).

Оксид меди (I) вступает в реакции с кислотами.

Гидроксид меди CuOH неустойчив и быстро разлагается на соответствующий оксид и воду.

Соединения меди (II)

Степень окисления +2 является наиболее стабильной для меди. В этой степени окисления у меди есть оксид CuO и гидроксид Cu(OH)₂. Данные соединения проявляют преимущественно основные свойства.

Оксид меди (II) получают в реакциях термического разложения гидроксида меди (II), реакцией избытка кислорода с медью при нагревании.

CuO + CO = Cu + CO₂

Гидроксид меди (II) - Cu(OH)₂ - получают в реакциях обмена между растворимыми солями меди и щелочью.

При нагревании гидроксид меди (II), как нерастворимое основание, легко разлагается на соответствующий оксид и воду.

Как сказано выше, гидроксид меди (II) носит преимущественно основный характер, однако способен проявлять и амфотерные свойства. В растворе концентрированной щелочи он растворяется, образуя гидроксокомлпекс.

Обратите особое внимание на реакцию взаимодействия соли меди (II) - сульфата меди (II), карбоната натрия и воды.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Периодический закон

Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.

Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.

В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в "строки и столбцы" - периоды и группы.

Период - ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 - называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.

Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).

Радиус атома

Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.

В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов ("→" слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.

С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.

Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде "←" справа налево.

В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер - сверху вниз "↓". Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.

С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается - снизу вверх "↑". Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.

Период, группа и электронная конфигурация

Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия - тоже 3. Оба они в III группе.

Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует - там нужно считать электроны "вручную", располагая их на электронных орбиталях.

B₅ - 1s 2 2s 2 2p 1
Al₁₃ - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns 2 np 1 . Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s 2 2p 1 , алюминия - 3s 2 3p 1 , галия - 4s 2 4p 1 , индия - 5s 2 5p 1 и таллия - 6s 2 6p 1 . За "n" мы принимаем номер периода.

Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.

Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода - и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже :)

Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных - только "вручную".

Длина связи

Длина связи - расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.

Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.

Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.

Металлические и неметаллические свойства

В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические - усиливаются (слева направо "→"). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические - ослабевают (сверху вниз "↓").

Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.

Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны - у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера - самый сильный неметалл.

Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева - металлы.

Основные и кислотные свойства

Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные - возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные - ослабевают.

Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые - убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.

Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).

Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF - самая слабая из этих кислот, а HI - самая сильная.

Восстановительные и окислительные свойства

Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные - усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные - ослабевают.

Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные - с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить ;-)

Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону

Электроотрицательность - способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус "-".

Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева - это фтор.

Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.

Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.

Понятию ЭО-ости "синонимичны" также понятия сродства к электрону - энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации - количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.

Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H₂O, H₂S, H₂Se.

Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)

В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.

Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H₂SO₄, SO₃.

В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO₃, а, к примеру, для IIIa группы - R₂O₃. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO₃, SeO₃, TeO₃ и IIIa группы: B₂O₃, Al₂O₃, Ga₂O₃.

На экзамене строка с готовыми "высшими" оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.

С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.

ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в "-" отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы - 8.

Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.

Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H₂O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы - H₂S, H₂Se, H₂Te, H₂Po.

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Li - 2s 1
Na - 3s 1
K - 4s 1
Rb - 5s 1
Cs - 6s 1
Fr - 7s 1

Природные соединения

NaCl - галит (каменная соль)
KCl - сильвин
NaCl*KCl - сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора - невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно - безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий - пероксид, калий, рубидий и цезий - супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда - взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH - натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: ". в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет". Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, рубидий - синевато-красный, цезий - синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание - реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание - мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам - растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH - едкий натр, KOH - едкое кали.

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде - хлор)

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке - получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке - получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 - получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 - получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов - смешанных оксидов (при высоких температурах - прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел - смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам - и азотной, и азотистой.

Читайте также: