Реферат: Металлы 3

--PAGE_BREAK--Характеристика элементов главной подгруппы I группы.
Главную подгруппу I группы Периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.
Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон: ns1. Вступая в химические взаимодействия, атомы легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления +1.
Элементы этой подгруппы относятся к металлам. Их общее название – щелочные металлы.
В природе наиболее распространены натрий и калий. Массовая доля натрия в земной коре 2,64%, калия – 2,60%. Щелочные металлы в природе в свободном состоянии в природе не встречаются. Основными природными соединениями Na являются минералы галит, или каменная соль, NaCl, и мирабилит, или глауберова соль (Na2SO4 · 10H2O). К важнейшим соединениям калия относится сильвин (KCl), карналлит (KCl · MgCl2 · 6H2O), сильвинит
(NaCl · KCl).
Франций — радиоактивный элемент. Следы этого элемента обнаружены в продуктах распада природного урана. Из-за малого времени жизни изотопов Fr его трудно получать в больших количествах, поэтому свойства металлического Франция и его соединений изучены еще недостаточно.
 Свойства: Щелочные металлы серебристо-белые вещества с малой плотностью. Литий из них – самый легкий. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Щелочные металлы легкоплавкие. Температура плавления цезия 28,5°С, наибольшая температура плавления у лития (180,5°С). Обладают хорошей электрической проводимостью.
Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду  Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакциях являются сильными восстановителями.
Взаимодействие с простыми веществами. Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Все они легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.
4Li + O2 ® 2Li2O(оксид лития)
2Na + O2 ® Na2O2 (пероксид натрия)
K + O2 ® KO2 (надпероксид калия)
Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды:
2Na+Br2®2NaBr (галогенид)
При нагревание взаимодействуют со многими неметаллами:
    2Na + S ® Na2S (сульфиды)
6Li + N2 ® 2Li3N ( нитриды)
2Li + 2C ® 2Li2C2 (карбиды)
2.      Взаимодействие с водой. Все щелочные металлы реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода. Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию.
2Na + 2H2O ® 2NaOH + H2­­
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­­
3.   Взаимодействуют с кислотами. Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:
2Na + 2HCl ®  2NaCl +H2­
Концентрированную серную кислоту восстанавливают главным образом до сероводорода:
8Na + 5H2SO4 ® 4Na2SO4 + H2S­ + 4H2O
При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементарной серы.
При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной – азот или оксид азота (I):
8Na +10HNO3(разб.)® 8NaNO3 + NH4NO3 + 3 H2O
8K +10HNO3(конц.)® 8KNO3 + NO2 + 5H2O
Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.
4.Взаимодействие с оксидами металлов и солями. Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:
BeO +2Na ®Be + Na2O
CaCl2 + 2Na® Ca + 2NaCl
Получение:
Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с инертными электродами. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:
NaCl↔ Na+ + Cl —
При электролизе на катоде восстанавливается катион Na+, на аноде окисляется анион Cl-:
катод: 2 Na+ +2е ® 2Na
анод: 2 Cl- -2е ® Сl2
2Na+ + 2Cl- ® 2Na + Cl2               или        2NaCl®2Na + Cl      
Таким образом при электролизе образуются натрий и хлор. Иногда натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия.
Другим способом получения натрия является восстановление соды углем при высоких температурах:
Na2CO3 + 2C®2Na + 3CO
Калий получают замещение его натрием из расплава хлорида калия или гидроксида калия:
KCl + Na ® K + NaCl
Калий может быть получен также электролизом расплавов его соединений (KCl; KOH).
Металлический литий получают электролизом расплава хлорида лития или восстановлением оксида лития алюминием.
Рубидий и цезий получают, восстанавливая металлами их галогениды в вакууме:
2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl2  ;  2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl2
Оксиды щелочных металлов (R2O):
Оксиды лития и натрия – белые вещества, оксид калия имеет светло-желтую окраску, рубидия – желтую, цезия – оранжевую. Все оксиды – реакционноспособные соединения, обладают ярко выраженными основными свойствами, причем в ряду от оксида лития к оксиду цезия основные свойства усиливаются.
Окислением металла получается только оксид лития:
4Li + O2 ® 2Li2O
Остальные оксиды получают косвенным путем. Так, оксид натрия получают восстановлением соединения натрия металлическим натрием:
Na2O2 + 2Na ® 2Na2O
2NaOH + 2Na ® 2Na2O + H2
Оксиды щелочных металлов легко взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, например:
Li2O + H2O ® 2LiOH
С кислотными оксидами и кислотами они реагируют, образуя соли:
Na2O + SO3  ®  Na2SO4
K2O + 2HNO3  ®  2KNO3 + H2O
Гидроксиды щелочных металлов  (ROH):
Представляют собой белые кристаллические вещества. Все гидроксиды щелочных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде. Общее название – щелочи.
Гидроксиды образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой:
2Li + 2H2O ® 2LiOH + H2­
Li2O + H2O ® 2LiOH
Гидроксиды натрия и калия, имеющие большое практическое значение, в промышленности получают электролизом хлоридов:
2NaCl + 2H2O ®  2NaOH + H2­ + Cl2­
катод: 2H+ + 2ē ®  H02­
анод: 2Cl- – 2ē ®  Cl02­
  Гидроксиды щелочных металлов проявляют все характерные свойства оснований: они взаимодействуют с кислотами и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, кислотами, солями. В водных растворах щелочей растворяются некоторые металлы, образующие амфотерные гидроксиды, например:
Zn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2↑
Характеристика элементов главной подгруппы II группы.
Главную подгруппу II группы Периодической системы элементов составляют бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra.
Атомы этих элементов имеют на внешнем электронном уровне два s-электрона: ns2. В хим. реакциях атомы элементов подгруппы легко отдают оба электрона внешнего энергетического уровня и образуют соединения, в которых степень окисления элемента равна +2.
Все элементы этой подгруппы относятся к металлам. Кальций, стронций, барий и радий называются щелочноземельными металлами.
В свободном состоянии эти металлы в природе не встречаются. К числу наиболее распространенных элементов относятся кальций и магний. Основными кальцийсодержащими минералами являются кальцит CaCO3 (его разновидности – известняк, мел, мрамор), ангидрит CaSO4, гипс CaSO4 ∙ 2H2O, флюорит CaF2 и фторапатит Ca5(PO4)3F. Магний входит в состав минералов магнезита MgCO3, доломита MgCO3 ∙ CaCo3, карналлита KCl ∙ MgCl2 ∙ 6H2O. Соединения магния в больших количествах содержатся в морской воде.
Свойства. Бериллий, магний, кальций, барий и радий – металлы серебристо-белого цвета. Стронций имеет золотистый цвет. Эти металлы легкие, особенно низкие плотности имеют кальций, магний, бериллий.
Радий является радиоактивным химическим элементом.
Бериллий, магний и особенно щелочноземельные элементы – химически активные металлы. Они являются сильными восстановителями. Из металлов этой подгруппы несколько менее активен бериллий, что обусловлено образованием на поверхности этого металла защитной оксидной пленки.
1.   Взаимодействие с простыми веществами. Все легко взаимодействуют с кислородом и серой, образуя оксиды и сульфаты:
2Be + O2 = 2BeO
Ca + S = CaS
Бериллий и магний реагируют с кислородом и серой при нагревании, остальные металлы – при обычных условиях.
Все металлы этой группы легко реагируют с галогенами:
Mg + Cl2 = MgCl2
При нагревании все реагируют с водородом, азотом, углеродом, кремнием и другими неметаллами:
Ca + H2 = CaH2 (гидрид кальция)
3Mg + N2 = Mg3N2 (нитрид магния)
Ca + 2C = CaC2 (карбид кальция)
Карибит кальция – бесцветное кристаллическое вещество. Технический карбит, содержащий различные примеси, может иметь цвет серый, коричневый и даже черный. Карбит кальция разлагается водой с образованием газа ацетилена C2H2 – важного продукта хим. промышленности:
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
Расплавленные металлы могут соединяться с другими металлами, образуя интерметаллические соединения, например CaSn3, Ca2Sn.
2.   Взаимодействуют с водой. Бериллий с водой не взаимодействует, т.к. реакции препятствует защитная пленка оксида на поверхности металла. Магний реагирует с водой при нагревании:
Mg +  2H2O = Mg(OH)2 + H2
Остальные металлы активно взаимодействуют с водой при обычных условиях:
Ca +  2H2O = Ca(OH)2 + H2
3.   Взаимодействие с кислотами. Все взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:
Be + 2HCl = BeCl2 + H2
Разбавленную азотную кислоту металлы восстанавливают главным образом до аммиака или нитрата аммония:
2Ca + 10HNO3(разб.) = 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
В концентрированных азотной и серной кислотах (без нагревания) бериллий пассивирует, остальные металлы реагируют с этими кислотами.
4. Взаимодействие с щелочами. Бериллий взаимодействует с водными растворами щелочей с образованием комплексной соли и выделением водорода:
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2
Магний и щелочноземельные металлы с щелочами не реагируют.
5. Взаимодействие с оксидами и солями металлов. Магний и щелочноземельные металлы могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:
TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
V2O5 + 5Ca = 2V + 5CaO
Бериллий, магний и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов их хлоридов или термическим восстановлением их соединений:
BeF2 + Mg = Be + MgF2
MgO + C = Mg + CO
3CaO + 2Al = 2Ca + Al2O3
3BaO + 2Al = 3Ba + Al2O3
Радий получают в виде сплава с ртутью электролизом водного раствора RaCl2 с ртутным катодом.  
Получение:
1)     Окисление металлов (кроме Ba, который образует пероксид)
2)     Термическое разложение нитратов или карбонатов
CaCO3  –t°® CaO + CO2­
2Mg(NO3)2  –t°®  2MgO + 4NO2­ + O2­
Жесткость воды. Вода, содержащая соли кальция и магния, называется жесткой. В ней не пенится мыло, при ее кипячении образуется накипь. Жесткость воды может быть временной, которая устраняется при кипячении, и постоянной, которая не устраняется при кипячении. Временная жесткость воды обусловлена наличием в ней гидрокарбонатов кальция и магния. ЕЕ также называют карбонатной жесткостью. При кипячении гидрокарбонаты разлагаются:
Ca(HCO3)2 = CaCO3↓+ CO2↑ + H2O
Постоянная обусловлена содержанием главным образом хлоридов и сульфатов кальция и магния.
Мягкую воду можно получить, добавляя к жесткой воде соду и гашеную известь для одновременного устранения временной и постоянной жесткости:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O
Mg(HCO3)2 + Ca(OH)2 = MgCO3 ↓ + CaCO3↓ + 2H2O
CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl
MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaCl
Для умягчения воды используют также катиониты. Например, при пропускании жесткой воды через катионит типа RNa протекают следующие процессы ионного обмена:
2RNa + Ca2+=R2Ca + 2Na+
2RNa + Mg2+=R2Mg + 2Na+
Лучшим способом умягчения воды является ее перегонка.
Характеристика элементов главной подгруппы III группы. Алюминий.
Алюминий находится в главной подгруппе III группы Периодической таблицы. Атомы элементов подгруппы в основном состоянии имеют следующее строение внешней электронной оболочки: ns2np1. На внешнем энергетическом уровне атомов имеются свободные р-орбитали, что позволяет атомам переходить в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атомы этих элементов образуют три ковалентные связи или полностью отдают три валентных электрона, проявляя степень окисления +3.
Алюминий является самым распространенным металлом на Земле: его массовая доля в земной коре составляет 8,8%. Основная масса природного алюминия входит в состав алюмосиликатов – веществ, главными компонентами которых являются оксиды кремния и алюминия. Алюмосиликаты входят в состав многих горных пород и глин.
Свойства: Al представляет собой серебристо-белый металл, Это легкоплавкий и легкий металл. Он обладает высокой пластичностью, хорошей электра- и теплопроводностью. Al – химически активный металл. Однако его активность в обычных условиях несколько снижается из-за наличия тонкой пленки оксида, которая всегда образуется на поверхности металла при контакте его с воздухом.
1.   Взаимодействие с неметаллами. При обычных условиях алюминий реагирует с
хлором и бромом:
2Al + 3Cl2 = 2AlCl3
    продолжение
--PAGE_BREAK--