Зависимость свойств металлов от их положения в периодической системе

Обновлено: 17.05.2024

Известно, что от периода к периоду число металлов, составляющих главные подгруппы, увеличивается. Это связано с тем, что от периода к периоду радиус атома, как правило, увеличивается, поэтому внешние электроны становятся более свободными. Это в значительной степени и определяет, будет элемент металлом или нет. Например, во втором периоде имеется только два металла – литий и бериллий; в состав третьего периода входят три металла – натрий, магний и алюминий. Эту закономерность среди элементов главных подгрупп можно продолжить.

Кроме того, все элементы побочных подгрупп – металлы, они имеют на внешнем слое, как правило, 1-2 электрона, это во многом определяет их свойства.

У металлов главных подгрупп, как правило, на внешнем слое может быть от одного до трёх электронов, однако некоторые из них могут иметь существенно большее число электронов. Например, элемент полоний на внешнем слое имеет шесть электронов. Но этот элемент принадлежит (IV) периоду. Поэтому свойства простого вещества полония сильно отличаются от свойств, например, кислорода или серы, хотя они представители одной подгруппы.

Лёгкость выхода внешних электронов из атомов металлов определяет их свойства как восстановителей. Восстановители – это элементы, повышающие свою степень окисления в процессе реакции. Это происходит, в следствие отдачи электронов окислителям.

Восстановительные свойства металлов проявляются в следующих реакциях:

а) с неметаллами

в данной реакции металл Fe восстановитель, а катион Cu 2+ окислитель.

Электрохимический ряд напряжения металлов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами.

Общие свойства металлов как восстановителей.
Характеристика активности металлов.
Вытеснение металлов из растворов солей.

Общим свойством металлов является их способность к окислению: Ме 0 -ne - →Me n + . Способность отдавать электроны у металлов проявляется по-разному: наиболее активные щелочные металлы и кальций, они восстанавливают водород даже из воды:

К 0 -1е - →К +1 восстановитель

2Н +1 +2е - →Н₂ 0 окислитель

Менее активные восстановители – магний, алюминий, цинк и др., ещё менее активны железо, свинец: эти металлы восстанавливают водород из водных растворов кислот, а из растворов солей менее активных металлов – металл.

Zn 0 -2e - →Zn +2 восстановитель

Fe 0 -3e - →Fe +3 восстановитель.

Русский химик Н.Н.Бекетов расположил металлы в порядке убывания их восстановительной активности в водных растворах и назвал его электрохимический ряд напряжения металлов (приложение 5). При этом следует помнить следующее правила: каждый левее стоящий металл может вытеснять все последующие из водных растворов их солей, а сам вытесняется предыдущими металлами. В этом ряде следует обратить внимание на водород как единственный неметалл, имеющий с металлами общее свойство – способность образовывать положительно заряженные ионы. Поэтому водород может замещать некоторые металлы и сам замещаться активными металлами из водных растворов кислот и воды.

Вытеснение менее активных металлов из растворов их солей более активными металлами происходит в соответствии с рядом напряжения. Можно привести дополнительные примеры взаимодействия щелочных металлов с водой.

1. Общая характеристика элементов металлов

Из $118$ известных на данный момент химических элементов $96$ образуют простые вещества с металлическими свойствами, поэтому их называют металлическими элементами .

Металлические химические элементы в природе могут встречаться как в виде простых веществ, так и в виде соединений. То, в каком виде встречаются металлические элементы в природе, зависит от химической активности образуемых ими металлов.

Металлические элементы, образующие химически активные металлы ( Li–Mg ), в природе чаще всего встречаются в виде солей (хлоридов, фторидов, сульфатов, фосфатов и других).

Соли, образуемые этими металлами, являются главной составной частью распространённых в земной коре минералов и горных пород.

В растворённом виде соли натрия, кальция и магния содержатся в природных водах. Кроме того, соли активных металлов — важная составная часть живых организмов. Например, фосфат кальция Ca 3 ( P O 4 ) 2 является главной минеральной составной частью костной ткани.

Металлические химические элементы, образующие металлы средней активности ( Al–Pb ), в природе чаще всего встречаются в виде оксидов и сульфидов.

Металлические элементы, образующие химически неактивные металлы ( Cu–Au ), в природе чаще всего встречаются в виде простых веществ.


Рис. $7$. Самородное золото Au	Рис. $8$. Самородное серебро Ag	Рис. $9$. Самородная платина Pt

Исключение составляют медь и ртуть, которые в природе встречаются также в виде химических соединений.

В Периодической системе химических элементов металлы занимают левый нижний угол и находятся в главных (А) и побочных (Б) группах.

Рис. $13$. Положение металлов в Периодической системе. Знаки металлических химических элементов расположены ниже ломаной линии B — Si — As — Te

В электронной оболочке атомов металлов на внешнем энергетическом уровне, как правило, содержится от $1$ до $3$ электронов. Исключение составляют только металлы $IV$А, $V$А и $VI$А группы, у которых на наружном энергетическом уровне находятся соответственно четыре, пять или шесть электронов.

В атомах металлов главных подгрупп валентные электроны располагаются на внешнем энергетическом уровне, а у металлов побочных подгрупп — ещё и на предвнешнем энергетическом уровне.

Радиусы атомов металлов больше, чем у атомов неметаллов того же периода. В силу отдалённости положительно заряженного ядра атомы металлов слабо удерживают свои валентные электроны.

Рис. $14$. Характер изменения радиусов атомов химических элементов в периодах и в группах. Радиусы атомов металлов существенно больше, чем радиусы атомов неметаллов, находящихся в том же периоде

Главное отличительное свойство металлов — это их сравнительно невысокая электроотрицательность (ЭО) по сравнению с неметаллами.

Рис. $15$. Величины относительных электроотрицательностей (ОЭО) некоторых химических элементов (по Л. Полингу). ОЭО металлических химических элементов уступает соответствующей величине неметаллических химических элементов

Атомы металлов, вступая в химические реакции, способны только отдавать электроны, то есть окисляться, следовательно, в ходе превращений могут проявлять себя в качестве восстановителей .

Закономерности изменения химических свойств элементов. Характеристика элементов

Перечислим закономерности изменения свойств, проявляемые в пределах периодов:

— металлические свойства уменьшаются;

— неметаллические свойства усиливаются;

— степень окисления элементов в летучих водородных соединениях возрастает от $–4$ до $–1$;

— оксиды от основных через амфотерные сменяются кислотными оксидами;

— гидроксиды от щелочей через амфотерные сменяются кислотами.

Д. И. Менделеев в $1869$ г. сделал вывод — сформулировал Периодический закон, который звучит так:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов.

Систематизируя химические элементы на основе их относительных атомных масс, Менделеев уделял большое внимание также свойствам элементов и образуемых ими веществ, распределяя элементы со сходными свойствами в вертикальные столбцы — группы.

Иногда, в нарушение выявленной им закономерности, Менделеев ставил более тяжелые элементы с меньшими значениями относительных атомных масс. Например, он записал в свою таблицу кобальт перед никелем, теллур перед йодом, а когда были открыты инертные (благородные) газы, — аргон перед калием. Такой порядок расположения Менделеев считал необходимым потому, что иначе эти элементы попали бы в группы несходных с ними по свойствам элементов, в частности щелочной металл калий попал бы в группу инертных газов, а инертный газ аргон — в группу щелочных металлов.

Д. И. Менделеев не мог объяснить эти исключения из общего правила, не мог объяснить и причину причину периодичности свойств элементов и образованных ими веществ. Однако он предвидел, что эта причина кроется в сложном строении атома, внутреннее строение которого в то время не было изучено.

В соответствии с современными представлениями о строении атома, основой классификации химических элементов являются заряды их атомных ядер, и современная формулировка периодического закона такова:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.

Периодичность в изменении свойств элементов объясняется периодической повторяемостью в строении внешних энергетических уровней их атомов. Именно число энергетических уровней, общее число расположенных на них электронов и число электронов на внешнем уровне отражают принятую в Периодической системе символику, т.е. раскрывают физический смысл номера периода, номера группы и порядкового номера элемента.

Строение атома позволяет объяснить и причины изменения металлических и неметаллических свойств элементов в периодах и группах.

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева обобщают сведения о химических элементах и образованных ими веществах и объясняют периодичность в изменении их свойств и причину сходства свойств элементов одной и той же группы. Эти два важнейших значения Периодического закона и Периодической системы дополняет еще одно, которое заключается в возможности прогнозировать, т.е. предсказывать, описывать свойства и указывать пути открытия новых химических элементов.

Общая характеристика металлов главных подгрупп I±III групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы — металлы

Большинство химических элементов относят к металлам — $92$ из $114$ известных элементов.

Все металлы, кроме ртути, в обычном состоянии — твердые вещества и имеют ряд общих свойств.

Металлы — это ковкие, пластичные, тягучие вещества, имеющие металлический блеск и способны проводить тепло и электрический ток.

Атомы элементов-металлов отдают электроны внешнего (а некоторые и предвнешнего) электронного слоя, превращаясь в положительные ионы.

Это свойство атомов металлов, как вы знаете, определяется тем, что они имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (в основном от $1$ до $3$ на внешнем слое).

Исключение составляют лишь $6$ металлов: атомы германия, олова, свинца на внешнем слое имеют $4$ электрона, атомы сурьмы и висмута — $5$, атомы полония — $6$.

Для атомов металлов характерны небольшие значения электроотрицательности (от $0.7$ до $1.9$) и исключительно восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны.

Вы уже знаете, что в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева металлы находятся ниже диагонали бор — астат, а также выше ее, в побочных подгруппах. В периодах и главных подгруппах действуют известные вам закономерности в изменении металлических, а значит, восстановительных свойств атомов элементов.

Химические элементы, расположенные вблизи диагонали бор — астат ($Be, Al, Ti, Ge, Nb, Sb$), обладают двойственными свойствами: в одних своих соединениях ведут себя как металлы, в других проявляют свойства неметаллов.

В побочных подгруппах восстановительные свойства металлов с увеличением порядкового номера чаще всего уменьшаются.

Это можно объяснить тем, что на прочность связи валентных электронов с ядром у атомов этих металлов в большей степени влияет величина заряда ядра, а не радиус атома. Величина заряда ядра значительно увеличивается, притяжение электронов к ядру усиливается. Радиус атома при этом хотя и увеличивается, но не столь значительно, как у металлов главных подгрупп.

Простые вещества, образованные химическими элементами — металлами, и сложные металлосодержащие вещества играют важнейшую роль в минеральной и органической «жизни» Земли. Достаточно вспомнить, что атомы (ионы) элементов металлов являются составной частью соединений, определяющих обмен веществ в организме человека, животных. Например, в крови человека найдено $76$ элементов, из них только $14$ не являются металлами. В организме человека некоторые элементы- металлы (кальций, калий, натрий, магний) присутствуют в большом количестве, т.е. являются макроэлементами. А такие металлы, как хром, марганец, железо, кобальт, медь, цинк, молибден присутствуют в небольших количествах, т.е. это микроэлементы.

Особенности строения металлов главных подгрупп I–III групп.

Щелочные металлы — это металлы главной подгруппы I группы. Их атомы на внешнем энергетическом уровне имеют по одному электрону. Щелочные металлы — сильные восстановители. Их восстановительная способность и химическая активность возрастают с увеличением порядкового номера элемента (т.е. сверху вниз в Периодической таблице). Все они обладают электронной проводимостью. Прочность связи между атомами щелочных металлов уменьшается с увеличением порядкового номера элемента. Также снижаются их температуры плавления и кипения. Щелочные металлы взаимодействуют со многими простыми веществами — окислителями. В реакциях с водой они образуют растворимые в воде основания (щелочи).

Щелочноземельными элементами называются элементы главной подгруппы II группы. Атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне по два электрона. Они являются восстановителями, имеют степень окисления $+2$. В этой главной подгруппе соблюдаются общие закономерности в изменении физических и химических свойств, связанные с увеличением размера атомов по группе сверху вниз, также ослабевает и химическая связь между атомами. С увеличением размера иона ослабевают кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов.

Главную подгруппу III группы составляют элементы бор, алюминий, галлий, индий и таллий. Все элементы относятся к $p$-элементам. На внешнем энергетическом уровне они имеют по три $(s^2p^1)$ электрона, чем объясняется сходство свойств. Степень окисления $+3$. Внутри группы с увеличением заряда ядра металлические свойства увеличиваются. Бор — элемент-неметалл, а у алюминия уже металлические свойства. Все элементы образуют оксиды и гидроксиды.

Характеристика переходных элементов ± меди, цинка, хрома, железа по их положению в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностям строения их атомов

Большинство элементов-металлов находится в побочных группах Периодической системы.

В четвертом периоде у атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, так как он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. $K, Ca — s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами $3d$-подуровень.

Рассмотрим, какие силы действуют на электрон, который добавляется в атом при возрастании заряда ядра. С одной стороны, притяжение атомным ядром, что заставляет электрон занимать самый нижний свободный энергетический уровень. С другой стороны, отталкивание уже имеющимися электронами. Когда на энергетическом уровне оказывается $8$ электронов (заняты $s-$ и $р-$орбитали), их общее отталкивающее действие так сильно, что следующий электрон попадает вместо расположенной по энергии ниже $d-$орбитали на более высокую $s-$орбиталь следующего уровня. Электронное строение внешних энергетических уровней у калия $. 3d^4s^1$, у кальция — $. 3d^4s^2$.

Последующее прибавление еще одного электрона у скандия приводит к началу заполнения $3d$-орбитали вместо еще более высоких по энергии $4р$-орбиталей. Это оказывается энергетически выгоднее. Заполнение $3d$-орбитали заканчивается у цинка, имеющего электронное строение $1s^2s^2p^3s^3p^3d^4s^2$. Следует отметить, что у элементов меди и хрома наблюдается явление «провала » электрона. У атома меди десятый $d$-электрон перемещается на третий $3d$-подуровень.

Электронная формула меди $. 3d^4s^1$. У атома хрома на четвертом энергетическом уровне ($s$-орбиталь) должно быть $2$ электрона. Однако один из двух электронов переходит на третий энергетический уровень, на незаполненную $d$-орбиталь, его электронная формула $. 3d^4s^1$.

Таким образом, в отличие от элементов главных подгрупп, где происходит постепенное заполнение электронами атомных орбиталей внешнего уровня, у элементов побочных подгрупп заполняются $d$-орбитали предпоследнего энергетического уровня. Отсюда и название: $d$-элементы.

Все простые вещества, образованные элементами подгрупп Периодической системы, являются металлами. Благодаря большему числу атомных орбиталей, чем у элементов-металлов главных подгрупп, атомы $d$-элементов образуют большое число химических связей между собой и потому создают более прочную кристаллическую решетку. Она прочнее и механически, и по отношению к нагреванию. Поэтому металлы побочных подгрупп — самые прочные и тугоплавкие среди всех металлов.

Известно, если атом имеет более трех валентных электронов, то элемент проявляет переменную валентность. Это положение относится к большинству $d$-элементов. Максимальная их валентность, как у элементов главных подгрупп, равна номеру группы (хотя есть и исключения). Элементы с равным числом валентных электронов входят в группу под одним номером $(Fe, Co, Ni)$.

У $d$-элементов изменение свойств их оксидов и гидроксидов в пределах одного периода при движении слева направо, т.е. с увеличением их валентности, происходит от основных свойств через амфотерные к кислотным. Например, хром имеет валентности $+2, +3, +6$; а его оксиды: $CrO$ — основной, $Cr_O_3$ — амфотерный, $CrO_3$ — кислотный.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV±VII групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов

Химические элементы – неметаллы

Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не утратила своей значимости и в настоящее время.

Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при $t°= –268,9 °С$.

Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом: $KrF_2, XeF_2, XeF_4$ и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.

Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от $2$ до $4$. Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно $р$-элементы, исключение составляет водород — s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) занимают в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева верхний правый угол, образуя треугольник, вершиной которого является фтор $F$, а основанием — диагональ $B — At$.

Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруппах I и VII групп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация $1s^1$), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления $+1$. Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, до завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления — $1$ в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами — галогенидам). Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

Свойства атомов элементов – неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.

Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, т.е. проявлять восстановительные свойства.

Конфигурация внешнего электронного слоя.

В периоде:
— заряд ядра увеличивается;
— радиус атома уменьшается;
— число электронов на внешнем слое увеличивается;
— электроотрицательность увеличивается;
— окислительные свойства усиливаются;
— неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе:
— заряд ядра увеличивается;
— радиус атома увеличивается;
— число электронов на внешнем слое не изменяется;
— электроотрицательность уменьшается;
— окислительные свойства ослабевают;
— неметаллические свойства ослабевают.

Другие неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

Химических элементов-неметаллов всего $16$! Совсем немного, если учесть, что известно $114$ элементов. Два элемента-неметалла составляют $76%$ массы земной коры. Это кислород ($49%$) и кремний ($27%$). В атмосфере содержится $0.03%$ массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют $98.5%$ массы растений, $97.6%$ массы тела человека. Неметаллы $C, H, O, N, S, Р$ — органогены, которые образуют важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород $О_2$, азот $N_2$, углекислый газ $СО_2$, водяные пары $Н_2О$ и др.).

Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только $0.88%$. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых $100$ атомов на Земле $17$ — атомы водорода.

Периодический закон Д.И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов

Зависимость свойств металлов от их положения в периодической системе

2NaCl – расплав, электр. ток. → 2 Na + Cl₂↑

CaCl₂ – расплав, электр. ток. → Ca + Cl₂↑

4NaOH – расплав, электр. ток. → 4Na + O₂↑ + 2H₂O

2. Восстановление металлов средней активности и неактивных металлов электролизом из растворов их солей.

Олово образуется при электролизе раствора хлорида олова(II): Sn +2 Cl₂ −1 → (электролиз) Sn 0 +Cl 0 ₂
Алюминий в промышленности получают в результате электролиза расплава оксида алюминия в криолите Na₃AlF₆ (из бокситов): 2Al₂O₃ – расплав в криолите, электр. ток. → 4Al + 3O₂↑
Электролиз водных растворов солей используют для получения металлов средней активности и неактивных:2CuSO₄+2H₂O – раствор, электр. ток. → 2Cu + O₂ + 2H₂SO₄

Электролиз используют для очистки металлов (электролитическое рафинирование).

Для рафинирования (очистки) металла электролизом из него отливают пластины и помещают их в качестве анодов 1 в электролизер 3. При пропускании тока металл, подлежащий очистке 1, подвергается анодному растворению, то есть переходит в раствор в виде катионов. Затем эти катионы металла разряжаются на катоде 2, благодаря чему образуется компактный осадок уже чистого металла. Примеси, находящиеся в аноде, либо остаются нерастворимыми 4, либо переходят в электролит и удаляются.

Большинство металлов переводят в слитки при помощи литья: расплавленный металл заливают в форму, где он и застывает. Однако наиболее тугоплавкие металлы, например, вольфрам, из которого делают нити накаливания элепктроламп, расплавить в печи необычайно трудно. Для получения их слитков применяют порошковую металлургию – особый метод, позволяющий избежать литья. Он основан на спекании предварительно спрессованного порошка металла при температуре выше 1000°C в атмосфере водорода. Затем через брусок из металла пропускают электрический ток, за счет чего он разогревается до температуры плавления, и при этом отдельные его зерна свариваются друг с другом. Полученное изделие подвергают горячей ковке и прокатке.

V. Нахождение металлов в природе

Самый распространённый в земной коре металл – алюминий. Металлы встречаются как в соединениях, так и в свободном виде.

1. Активные – в виде солей (сульфаты, нитраты, хлориды, карбонаты)

2. Средней активности – в виде оксидов, сульфидов (Fe₃O₄, FeS₂)

3. Благородные – в свободном виде (Au, Pt, Ag)

В свободном состоянии присутствуют в природе металлы, которые либо плохо окисляются кислородом, либо совсем не окисляются. Например, платина, золото, серебро. Реже – медь, ртуть и некоторые другие. Самородные металлы встречаются в природе в небольших количествах в виде зерен или вкраплений в различных минералах. Лишь изредка они образуют большие куски – самородки. Самый большой самородок золота весил 112 кг. Иногда металлы практически в чистом виде содержатся в метеоритах. Так, некоторые предметы из высокочистого железа, найденные археологами, объясняются именно тем, что они были изготовлены из метеоритного железа. Но чаще всего металлы существуют в природе в связанном состоянии в составе минералов.

Минерал – это химически и физически индивидуализированный продукт природной физико-химической реакции, находящийся в кристаллическом состоянии.

Очень часто это оксиды. Например, оксид железа (III) Fe₂O₃ – гематит, или красный железняк. Рис. 1.

Fe₃O₄ – магнетит, или магнитный железняк. Нередко минералами являются сульфидные соединения: галенит ZnS, киноварь HgS.

Активные металлы часто присутствуют в природе в виде солей (сульфаты, нитраты, хлориды, карбонаты).

Минералы входят в состав горных пород и руд. Рудами называются природные образования, содержащие минералы в таком количестве, чтоб из этих руд было выгодно получать металлы. Обычно перед получением металла из руды руду обогащают, удаляя пустую породу и различные примеси. При этом образуется концентрат, который и является исходным сырьем для металлургической промышленности.

VI. Химические свойства металлов

Общие химические свойства металлов представлены в таблице:

Важно запомнить, что в химических реакциях металлы выступают в качестве восстановителей: отдают электроны и повышают свою степень окисления. Рассмотрим некоторые реакции, в которых участвуют металлы.

1. Взаимодействие с кислородом

Многие металлы могут вступать в реакцию с кислородом. Обычно продуктами этих реакций являются оксиды, но есть и исключения, о которых вы узнаете на следующем уроке. Рассмотрим взаимодействие магния с кислородом.

Магний горит в кислороде, при этом образуется оксид магния:

2Mg 0 + O₂ 0 = 2Mg +2 O -2

Рис. 1. Горение магния в кислороде

Атомы магния отдают свои внешние электроны атомам кислорода: два атома магния отдают по два электрона двум атомам кислорода. При этом магний выступает в роли восстановителя, а кислород – в роли окислителя.

Обратите внимание. Серебро, золото и платина с кислородом не реагируют.

2. Взаимодействие с галогенами, образуются галогениды

Для металлов характерна реакция с галогенами. Продуктом такой реакции является галогенид металла, например, хлорид.

Рис. 2. Горение калия в хлоре

Калий сгорает в хлоре образованием хлорида калия:

2К 0 + Cl₂ 0 = 2K +1 Cl -1

Два атома калия отдают молекуле хлора по одному электрону. Калий, повышая степень окисления, играет роль восстановителя, а хлор, понижая степень окисления,- роль окислителя

3. Взаимодействие с серой

Многие металлы реагируют с серой с образованием сульфидов. В этих реакциях металлы также выступают в роли восстановителей, тогда как сера будет окислителем. Сера в сульфидах находится в степени окисления -2, т.е. она понижает свою степень окисления с 0 до -2. Например, железо при нагревании реагирует с серой с образованием сульфида железа (II):

Fe 0 + S 0 = Fe +2 S -2

Рис. 3. Взаимодействие железа с серой

Металлы также могут реагировать с водородом, азотом и другими неметаллами при определенных условиях.

4. Взаимодействие с водой

Металлы по - разному реагируют с водой:

Помните.

Алюминий реагирует с водой подобно активным металлам, образуя основание:

Раскалённое железо реагирует с водяным паром, образуя смешанный оксид — железную окалину Fe₃O₄ и водород: 3Fe 0 +4H +1 ₂O −2 → Fe +2 O −2 ⋅Fe +3 ₂O −2 ₃ + 4H 0 ₂

5. Взаимодействие с кислотами

Металлы особо реагируют с серной концентрированной и азотной кислотами:

Читайте также:


Рис. \(7\). Самородное золото Au	Рис. \(8\). Самородное серебро Ag	Рис. \(9\). Самородная платина Pt