Применение металлов химия егэ

Понятие о металлургии: общие способы получения металлов

Металлургия — это наука о промышленных способах получения металлов. Различают черную и цветную металлургию.

Черная металлургия — это производство железа и его сплавов (сталь, чугун и др.).

Цветная металлургия — производство  остальных металлов и их сплавов.

Широкое применение находят сплавы металлов. Наиболее распространенные сплавы железа — чугун и сталь.

Чугун — это сплав железа, в котором содержится 2-4 масс. % углерода, а также кремний, марганец и небольшие количества серы и фосфора. 

Сталь — это сплав железа, в котором содержится 0,3-2 масс. % углерода и небольшие примеси других элементов.

Легированные стали — это сплавы железа с хромом, никелем, марганцем, кобальтом, ванадием, титаном и другими металлами. Добавление металлов придает стали дополнительные свойства. Так, добавление хрома придает сплаву прочность, а добавление никеля придает стали пластичность.

Основные стадии металлургических процессов:

1. Обогащение природной руды (очистка, удаление примесей)
2. Получение металла или его сплава.
3. Механическая обработка металла

1. Нахождение металлов в природе

Большинство металлов встречаются в природе в виде соединений. Наиболее распространенный металл в земной коре — алюминий. Затем железо, кальций, натрий и другие металлы.

Нахождение металлов в природе
Активные металлы — в виде солей	Металлов средней активности — в виде оксидов и сульфидов	Малоактивные металлы -в виде простых веществ
Хлорид натрия NaCl

2. Получение активных металлов

Активные металлы (щелочные и щелочноземельные) классическими «химическими» методами получить из соединений нельзя. Такие металлы в виде ионов — очень слабые окислители, а в простом виде — очень сильные восстановители, поэтому их очень сложно восстановить из катионов в простые вещества. Чем активнее металл, тем сложнее его получить в чистом виде — ведь он стремится прореагировать с другими веществами.

Получить такие металлы можно, как правило, электролизом расплавов солей, либо вытеснением из солей другими металлами в жестких условиях.

Натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl = 2Na + Cl₂

Калий получают пропусканием паров натрия через расплав хлорида калия при 800°С:

KCl + Na = K↑ + NaCl

Литий можно получить электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl₂ (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl₂

Цезий можно получить нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl = 2Cs + CaCl₂

Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720–750°С:

MgCl₂  →  Mg + Cl₂

Кальций получают электролизом расплавленного хлорида кальция с добавками фторида кальция:

CaCl₂ → Ca + Cl₂

Барий получают из оксида восстановлением алюминием в вакууме при 1200 °C:

4BaO+ 2Al = 3Ba + Ba(AlO₂)₂

Алюминий получают электролизом раствора оксида алюминия Al₂O₃ в криолите Na₃AlF₆:

2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂

3. Получение малоактивных и неактивных металлов

Металлы малоактивные и неактивные восстанавливают из оксидов углем, оксидом углерода (II) СО или более активным металлом. Сульфиды металлов сначала обжигают.

3.1. Обжиг сульфидов

При обжиге сульфидов металлов образуются оксиды:

2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂

Металлы получают дальнейшим восстановлением оксидов.

3.2. Восстановление металлов углем

Чистые металлы можно получить восстановлением из оксидов углем. При этом до металлов восстанавливаются только оксиды металлов, расположенных в ряду электрохимической активности после алюминия. 

Например, железо получают восстановлением из оксида углем:

2Fe₂O₃ + 6C → 2Fe + 6CO

ZnO + C → Zn + CO

Оксиды металлов, расположенных в ряду электрохимической активности до алюминия, реагируют с углем с образованием карбидов металлов:

CaO + 3C → CaC₂ + CO

3.3. Восстановление металлов угарным газом

Оксид углерода (II) реагирует с оксидами металлов, расположенных в ряду электрохимической активности после алюминия. 

Например, железо можно получить восстановлением из оксида с помощью угарного газа:

2Fe₂O₃ + 6CО → 4Fe + 6CO₂

3.4. Восстановление металлов более активными металлами

Более активные металлы вытесняют из оксидов менее активные.  Активность металлов можно примерно оценить по электрохимическому ряду металлов:

Восстановление металлов из оксидов другими металлами — распространенный способ получения металлов. Часто для восстановления металлов применяют алюминий и магний.  А вот щелочные металлы для этого не очень подходят – они слишком химически активны, что создает сложности при работе с ними.

Например, цезий взрывается на воздухе.

Алюмотермия – это восстановление металлов из оксидов алюминием.

Например: алюминий восстанавливает оксид меди (II) из оксида:

3CuO + 2Al  =  Al₂O₃ + 3Cu

Магниетермия – это восстановление металлов из оксидов магнием.

CuO + Mg = Cu + MgO

Железо можно вытеснить из оксида с помощью алюминия:

2Fe₂O₃ + 4Al → 4Fe + 2Al₂O₃

При алюмотермии образуется очень чистый, свободный от примесей углерода металл.

Активные металлы вытесняют менее активные из растворов их солей.

Например, при добавлении меди (Cu) в раствор соли менее активного металла – серебра (AgNO₃) произойдет химическая реакция:

2AgNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2Ag

Медь покроется белыми кристаллами серебра.

При добавлении железа (Fe) в  раствор соли меди (CuSO₄) на железном гвозде появился розовый налет металлической меди:

CuSO₄  + Fe = FeSO₄ + Cu

При добавлении цинка в раствор нитрата свинца (II) на цинке образуется слой металлического свинца:

Pb(NO₃)₂  + Zn = Pb + Zn (NO₃)₂

3.5. Восстановление металлов из оксидов водородом

Водород восстанавливает из оксидов только металлы, расположенные в ряду активности правее алюминия. Как правило, взаимодействие оксидов металлов с водородом протекает в жестких условиях – под давлением или при нагревании.

CuO + H₂ = Cu + H₂O

4. Производство чугуна

Чугун получают из железной руды в доменных печах.

Печь последовательно загружают сверху шихтой, флюсами, коксом, затем снова рудой, коксом и т.д.

1- загрузочное устройство, 2 — колошник, 3 — шахта, 4 — распар, 5 — горн, 6 — регенератор

Доменная печь имеет форму двух усеченных конусов, соединенных основаниями. Верхняя часть доменной печи — колошник, средняя — шахта, а нижняя часть — распар.

В нижней части печи находится горн. Внизу горна скапливается чугун и шлак и отверстия, через которые чугун и шлак покидают горн: чугун через нижнее, а шлак через верхнее. 

Наверху печи расположено автоматическое загрузочное устройство. Оно состоит из двух воронок, соединенных друг с другом. Руда и кокс сначала поступают в верхнюю воронку, а затем в нижнюю.

Из нижней воронки руда и кокс поступают в печь. во время загрузки руды и кокса печь остается закрытой, поэтому газы не попадают в атмосферу, а попадают в регенераторы. В регенераторах печной газ сгорает. 

Шихта — это железная руда, смешанная с флюсами.

Снизу в печь вдувают нагретый воздух, обогащенный кислородом, кокс сгорает:

C + O₂ = CO₂

Образующийся углекислый газ поднимается вверх и окисляет кокс до оксида углерода (II):

CO₂ + С = 2CO

Оксид углерода (II) (угарный газ) — это основной восстановитель железа из оксидов в данных процессах. Последовательность восстановления железа из оксида железа (III):

Fe₂O₃ → Fe₃O₄ (FeO·Fe₂O₃) → FeO → Fe

Последовательность восстановления оксида железа (III):

3Fe₂O₃ + CO → 2Fe₃O₄ + CO₂

Fe₃O₄ + CO → 3FeO + CO₂

FeO + CO → Fe + CO₂

Суммарное уравнение протекающих процессов:

Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

При этом протекает также частичное восстановление примесей оксидов других элементов (кремния, марганца и др.). Эти вещества растворяются в жидком железе.

Чтобы удалить из железной руды тугоплавкие примеси (оксид кремния (IV) и др.). Для их удаления используют флюсы и плавни (как правило, известняк CaCO₃ или доломит CaCO₃·MgCO₃). Флюсы разлагаются при нагревании:

CaCO₃ → CaO + CO₂

и образуют с тугоплавкими примесями легкоплавкие вещества (шлаки), которые легко можно удалить из реакционной смеси:

CaO + SiO₂ → CaSiO₃

План урока:

Физические свойства металлов

Физические свойства неметаллов

Способы получения металлов

Химические свойства металлов

Способы получения неметаллов

Химические свойства неметаллов

Коррозия металла

Биологическая роль металлов и неметаллов

Применение металлов и неметаллов

Физические свойства металлов

Металлы – химические элементы, атомы которых в процессе реакции стремятся отдавать электроны. Они обладают металлической кристаллической решеткой и общими физическими свойствами. На данный момент известно более 87 металлов.

Для металлов характерен ряд свойств:

• твердость (кроме ртути, которая представляет собой жидкость);
• металлический блеск;
• проводимость электрического тока и тепла;
• пластичность.

Металлы при ударах не разрушаются, а меняют форму. С этой особенностью связано то, что из них производят проволоку, металлические листы и др. Развитие бронзового и железного века связано с производством товаров из металлов.

Физические свойства неметаллов

Неметаллы – химические элементы, атомы которых стремятся принять чужие электроны. Для них характерны атомные и молекулярные кристаллические решетки. Для атомов неметаллов не характерны общие физические свойства. На данный момент существует 22 неметалла.

Для неметаллов характерен ряд свойств:

• хрупкость (неметаллы нельзя ковать);
• отсутствие блеска;
• непроводимость электрического тока и тепла.

Расположение металлов и неметаллов в периодической таблице Д.И. Менделеева

Определить, является простое вещество металлом или неметаллом, можно с помощью периодической таблицы Менделеева. Металлы располагаются ниже диагонали «водород-бор- кремний-мышьяк-теллур-астат», а неметаллы выше.

Красные ячейки – неметаллы, синие – металлы

Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают смешанными свойствами: проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Они называются полуметаллами.

Красные ячейки – полуметаллы

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной ковалентной связи, либо они не удерживаются достаточно прочно из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Закономерности в таблице Д.И. Менделеева

Каждый атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. Протоны и нейтроны находятся в ядре, который несет положительный заряд. Вокруг ядра движутся отрицательно заряженные электроны. Атомный номер указывает на количество протонов.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее к нему притягиваются электроны. Т.о., атому сложнее отдавать электроны. Поэтому в периоде слева направо, с увеличением порядкового номера металлические свойства ослабевают, а неметаллические – усиливаются.

Неметаллы стремятся принять электроны от других атомов. Период в таблице указывает на количество электронных уровней. По мере увеличения числа орбиталей электроны отдаляются от ядра и атому сложнее удерживать электроны на последних уровнях. Т.о., в группе сверху вниз количество орбиталей возрастает, поэтому металлические свойства усиливаются, а неметаллические – уменьшаются.

Способы получения металлов

Большую часть металлов получают из оксидов при нагревании.

Fe₂O₃ + 3 CO →2 Fe + 3 CO₂

MnO₂ + 2 C → Mn + CO₂

Металлы, имеющие на внешнем уровне один-два электрона, получают с помощью электролиза расплавов.

NaCl → Na⁺ + Cl^—

Химические свойства металлов

Все металлы проявляют восстановительные свойства. Легкость в отдачи внешнего электрона применяется в фотоэлементах. Степень активности определяется рядом активности. У самых активных на внешнем уровне располагается по одному электрону.

Общие химические свойства металлов выражаются в реакциях со следующими соединениями.

• С неметаллами

4 Li + O₂→ 2 LiO₂

3 Mg + N₂ → Mg₃N₂

Активные металлы реагируют с галогенами и кислородом. С азотом взаимодействуют только литий, кальций и магний. Большинство металлов при взаимодействии с кислородом образуют оксиды, а наиболее активные металлы – пероксиды (N₂O₂).

• С оксидами металлов

2 Ca + MnO₂ → 2 CaO + Mn(нагревание)

• С кислотами

Mg + H₂SO_4(разб)→MgSO₄ + H₂

Водород в кислотах вытесняют только те металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода.

• С растворами солей

Fe + CuSO₄→ Cu + FeSO₄

Cu + 2 AgNO₃→ 2 Ag + Cu(NO₃)₂

Более активные металлы вытесняют из соединений менее активные.

• Химические свойства щелочных и щелочно-земельных металлов (реакции с водой)

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

Ca + 2 H₂O →Ca(OH)₂ + H₂

Способы получения неметаллов

Неметаллы синтезируют из природных соединений с помощью электролиза.

2 KCl → 2 K + Cl₂

Также неметаллы получают в результате окислительно-восстановительных реакций.

SiO₂ + 2 Mg → 2 MgO + Si

Химические свойства неметаллов

Неметаллы проявляют окислительные свойства. Самый активный неметалл – фтор. Он бурно реагирует со всеми веществами, а некоторые реакции сопровождаются горением и взрывом. В атмосфере фтора горят даже вода и платина. Фтор окисляет кислород и образует фторид кислорода OF₂.

Неметаллы вступают в реакции со следующими веществами.

• С металлами

3 F + 2 Al → 2 AlF₃ (нагревание)

S + Fe →FeS (нагревание)

• С другими неметаллами

2 F₂ + C → CF₂ (нагревание)

S + O₂→ SO₂(нагревание)

• Со сложными веществами

4 F₂ + CH₄→CH₃F + HF

3 O₂ + 4 NH₃→ 2 N₂ + 6 H₂O

Меньшей активностью обладают такие неметаллы как бор, графит, алмаз. Они могут проявлять восстановительные свойства.

2 C + MnO₂ → Mn + 2 CO

4 H₂ + Fe₃O₂ → 3 Fe + 4 H₂O

Коррозия металла

Коррозия – это процесс разрушения металлов или металлических конструкций под действием кислорода, воды и вредных примесей. Не все металлы подвергаются коррозии. Их стойкость зависит от ряда факторов.

• На благородных металлах не образуется коррозия.
• На поверхности алюминия, титана, цинке, хрома и никеля есть оксидная пленка, которая предотвращает процессы коррозии.

Различают несколько видов коррозии – химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия

Химическая коррозия сопровождается химическими реакциями. Она образуется под действием газов.

3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄

2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃

Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия – процесс разрушения металлов или металлических конструкций, который сопровождается электрохимическими реакциями. В большинстве металлов находятся примеси. В процессе коррозии электродами могут служить не только металлы, но и его примеси.

Например, в железе могут находиться примеси олова. В этом случае на аноде электроны переносятся от олова к железу и металлы растворяются, т.е. железо подвергаются коррозии. На катоде восстанавливается водород из воды или растворенного кислорода. Электрохимическая коррозия может сопровождаться следующими процессами.

Анод: Fe²⁺ — 2e → Fe⁰

Катод: 2H⁺ + 2e → H₂

Способы защиты от коррозии

В промышленности популярны различные методы защиты металлов от коррозии.

• Защитные покрытия

Покрытия защищают поверхности от действия окислителей. Ими служат различные вещества:

• покрытие менее активным металлом (железо покрывают оловом);
• краски, лаки, смазки.
• Создание специальных сплавов

Физические свойства сплавов и чистых металлов отличаются. Поэтому для повышения стойкости в сплав необходимо добавить дополнительные металлы.

Биологическая роль металлов и неметаллов

В организмах содержится множество различных металлов и неметаллов. Различных химических элементов в организме может не хватать, поэтому приходится потреблять их извне.Химические элементы можно разделить на две большие группы – макроэлементы и микроэлементы.

К макроэлементам относятся вещества, содержание которых в организме превышает 0,005 %. Эта группа включает водород, углерод, кислород, азот, натрий, магний, фосфор, сера, хлор, калий, кальций.Микроэлементы – элементы, содержание которых не превышает 0,005%. К ним относятся железо, медь, селен, йод, хром, цинк, фтор, марганец, кобальт, молибден, кремний, бром, ванадий, бор. Каждый макро- и микроэлемент в организме выполняет определенную функцию.

Применение металлов и неметаллов

В синтезе химических препаратов и лекарств применяются чистые металлы и неметаллы. В органической химии металлы используются в качестве катализаторов, а также при получении металлорганических соединений.  Неметаллы служат исходным сырьем для получения чистых кислот и других химических соединений.

Содержание:

Из 109 элементов периодической системы 87 — металлы.

Все элементы I, II, III групп (кроме H и B) металлы.

В главной подгруппе IV группы кроме C и Si все элементы металлы.

В главной подгруппе V группы имеется только два металла Sb и Bi.

В главной подгруппе VI группы имеется только один металл Po.

Все элементы побочных подгрупп IV, V, VI, VII, VIII групп металлы.

В древние века человечество считало, что существует только семь металлов: золото, серебро, медь, железо, свинец, олово, ртуть.

В настоящее время трудно представить настоящую жизнь без металлов. Металлы, их сплавы охватили почти все области народного хозяйства. Грузовые и легковые машины, сельскохозяйственные машины, тепловозы, паровозы, обычная игла, гвоздь, ручка и т.д. изготовлены из металла, или же основную часть составляют металлы. Такие металлы, как железо, медь, цинк, никель, кобальт, алюминий, магний, вольфрам, молибден, тантал, ниобий, а также сплавы — сталь, чугун, боббит, дюралюминий, нихром имеют огромное практическое значение.

Распространенность металлов в природе

Получение. Металлургическая промышленность выделяет металлы из соединений. Основная задача металлургии — это восстановление металлов из их соединений и выделение их с помощью других соединений.

Для выделения металлов из соединений применяются различные способы. В промышленности все способы выделения металлов основаны на окислительно-восстановительных реакциях и в настоящее время применяются следующие способы:

• Пирометаллургический.
• Гидрометаллургический.
• Электротермический.

Пирометаллургический способ основан на прямой термической переработке соединений металлов (получение пассивных металлов) или восстановлении металлов из оксидов (сульфиды переводят в оксиды, затем восстанавливаются) с помощью углерода, оксида углерода (II), алюминия, кремния или водорода:

Этим способом, в основном, производят сталь и чугун.

Гидрометаллургический способ основан на переводе металлов и их соединений в раствор, а затем восстановление, без воздействия высокой температуры, с помощью электролиза или другого металла:

Этим способом извлекают такие металлы, как золото, серебро, цинк, уран и другие.

Электротермический способ получения металлов основан на электролизе расплавов солей, гидроксидов и оксидов металлов.

На основе этого способа получают щелочные, щелочно-земельные металлы и алюминий.

Применение:

Металлы применяются во всех отраслях народного хозяйства. Для жизнедеятельности человека металлы по степени использования стоят на первом месте. На рисунке 8 указаны металлы, которые использовались при изготовлении лампочки.

Рис. 8. Лампа накаливания

По отраслям применения металлы условно подразделяются на черные и цветные.

Черные металлы — это железо и основные продукты его переработки — чугун и сталь.

Цветные металлы — все другие металлы, кроме железа, и продукты их переработки.

Цветные металлы относительно плотности железа (7874 кг/м³) подразделяются на:

• Легкие металлы (литий, натрий, кальций, алюминий, магний, титан, цинк, сурьма и т.д.);
• Тяжелые металлы (технеций, кадмий, никель, ртуть, олово, свинец, медь, кобальт и т.д.).    

По внешнему виду и по применению в производстве ювелирных изделий металлы подразделяются на:

Драгоценные металлы (серебро, золото, платина, радий, палладий и т.д.). 

По распространенности в земной коре (редко-земельные) и по свойствам, резко отличающим их от других металлов (проводимость, радиоактивность, тугоплавкость и т.д.), они подразделяются:

Редкие металлы (актиноиды, лантаноиды, молибден, вольфрам, ванадий, ниобий, тантал, радий, торий и др.

Индий и серебро хорошо отражают световые лучи и поэтому они применяются в изготовлении прожекторов, рефлекторов.

С давних времен из таких металлов, как золото, серебро, медь изготавливались денежные единицы.

Сплавы

Сплавы — это системы, образованные при растворении в расплавленных металлах других металлов, неметаллов и сложных веществ.

Сплавы имеют кристаллическое строение.

Сплавы подразделяются на твердые и мягкие, легкоплавкие и тугоплавкие, устойчивые к воздействию кислот и щелочей. 

Электро- и теплопроводность сплавов высокая. Свойства сплавов зависят от свойств веществ, входящих в его состав.

Твердость сплава, состоящего из 99% меди и 1% бериллия, в 7 раз больше твердости меди.

Сплав, состоящий из 50,1% висмута, 24,9% свинца, 14,2% олова, 10,8% кадмия, имеет температуру плавления, равную 65,5°С (тогда как висмут плавится при 271,3°С, олово — 231,9°С, кадмии — 320,9°С, свинец — 327,4°С).

Такие металлы, как цинк, медь, алюминии не реагируют с водой, тогда как сплав, состоящий из 5% цинка, 50% меди, 45% алюминия при нормальных условиях взаимодействует с водой и вытесняет водород.

Сплавы, также как и металлы, имеют кристаллическое строение, и их свойства зависят от него строения. При кристаллизации в некоторых сплавах происходит образование химических соединений, в некоторых же сплавах, с химической точки зрения, атомы металлов связь не образуют. Такие сплавы называются твердыми растворами.

Гомогенные сплавы — это сплавы, состоящие из металлов, имеющих близкие величины атомного радиуса, в узлах кристаллической решетки которых возможен обмен атомов (Си-Аи, Ag-Au, Na-K, Bi-Sb).

Гетерогенные сплавы — это сплавы, состоящие из металлов, имеющих различные величины атомного радиуса и в узлах кристаллической решетки которых невозможен обмен атомов (Sn-Al, Zn-Al).

Интерметаллические (межметаллические сплавы — это сплавы, состоящие из металлов, электроотрицательность которых резко отличается друг от друга. В этих сплавах металлы соединяются в различных эквивалентных соотношениях, образуя химические соединения (CuZn, Cu₃Al, Cu₅Zn₈).

Сведения о некоторых сплавах

Таблица 7

В отдельных случаях металлы не растворяются друг в друге и не могут образовывать сплавы (железо и свинец).

В быту практически не применяются изделия, изготовленные из чистого металла. При изготовлении сплавов их свойства заранее должны быть известны. Кристаллическая решетка сплавов сильно отличается от кристаллической решетки чистых металлов. На рисунке представлены кристаллические решетки цинка и меди, а также кристаллическое строение их твердого раствора.

Рис.9.

Разнообразие свойств сплавов обуславливает их широкое применение в быту. Например, бронза (олово + медь) использовалась еще 5000 лет назад. В настоящее время самым широко распространенными сплавами, приготовленные на основе железа и алюминия.

Физические свойства металлов

Металлы при нормальных условиях — твердые вещества (кроме франция и ртути). Металлы в кристаллическом состоянии хорошо отражают световые лучи и поэтому им характерен металлический блеск. Индий и серебро благодаря хорошему светоотражению используются при изготовлении прожекторов и рефлекторов. Все металлы, кроме алюминия и магния, в измельченном состоянии (порошкообразном) имеют темный и темно-серый цвет. Кроме золота и меди, все остальные металлы имеют белый или серый цвет.

Все металлы хорошо проводят электрический ток и тепло. Медь и серебро в этом отношении стоят на первом месте.

Металлы ковкие и пластичные. Пластичность — это свойства вещества изменять форму под воздействием внешних сил . Самым пластичным металлом считается золото. Оно раскатывается и в тонкую фольгу и вытягивается в тонкую нить.

Металлическая связь

Характерные свойства металлов объясняются особенностями их внутреннего строения. Узлы кристаллической решетки металлов заняты нейтрально заряженными атомами, положительно заряженными ионами, а в промежутке имеются свободные электроны, находящиеся в постоянном движении. В металлах постоянно происходит отделение электронов от атомов и присоединение их к ионам. Наличием этих свободных электронов и обусловливается хорошая электро- и теплопроводность металлов. Эти электроны считаются общими для всего кристалла.

Химическая связь, возникающая между положительными ионами и общими электронами в металле, называется металлической связью.    

Металлическая связь характерна только для металлов, независимо от того, в твердом или в жидком состоянии они находятся.

Плотность, температура плавления и кипения, твердость являются особенностью атома и зависят от заряда ядра, массы и прочности металлической связи.

По общей плотности металлы делятся на легкие, плотность которых меньше 5000 кг/м³ (литий, натрий, магний, алюминий и др.), и тяжелые, плотность которых выше 5000 кг/м³ (цинк, железо, медь, ртуть, платина, золото, осмий и др.).

Если самая низкая температура плавления присуща ртути (-38,87°C), то самая высокая характерна вольфраму (3410°C). Если самые твердые металлы — хром и вольфрам, то самые мягкие — натрий, калий и индий.

Химические свойства металлов

Химические свойства металлов определяются способностью атомов легко отдавать валентные электроны и превращаться в соответствующие ионы. В химических реакциях атомы металлов проявляют восстановительные свойства. Например, при горении в присутствии кислорода металл, отдавая валентные электроны, превращается в положительно заряженный ион -окисляется, кислород же, принимая электроны, превращается в отрицательно заряженный ион — восстанавливается:

При взаимодействии натрия и хлора, натрий отдает электроны хлору, при взаимодействии цинка с серной кислотой, отданные цинком электроны, принимаются водородом (напишите уравнения реакций).

Электрохимический ряд напряжений металлов

Металлы по разному демонстрируют свои восстановительные свойства. Цинк вытесняет свинец в реакциях взаимодействия:

Однако свинец не может вытеснять цинк при таких же условиях. Следовательно, цинк по сравнению со свинцом является сильным восстановителем. В свою очередь свинец способен вытеснить медь из солей, следовательно, по сравнению с ней, свинец является более сильным восстановителем.

Вытеснение одних металлов из их соединений другими металлами впервые подробно было изучено русским ученым Н.Н.Бекетовым (1865 г). Он расположил металлы в «вытеснительный ряд» и указал место водорода в этом ряду. В настоящее время этот ряд носит название электрохимический ряд напряжения или ряд стандартных электродных потенциалов металлов.

Таблица 8

Каждый металл вытесняет все следующие за ним металлы из растворов их солей. Металлы, расположенные слева от водорода, способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот (металлы, расположенные между литием и магнием, вытесняют водород из воды при нормальных условиях). Металлы, расположенные справа от водорода, не способны вытеснять его из разбавленных растворов кислот. Насколько атом металла легко отдает свои валентные электроны, настолько сильным он считается восстановителем.

Коррозия металлов

Почему металлические предметы ржавеют? Как можно предотвратить негативные явления, которые возникают в результате ржавления металлических предметов (различных деталей)?

Металлические предметы под влиянием окружающей среды окисляются, образуя оксиды, гидроксиды, соли и подвергаются разрушению. Встречаются следующие виды коррозии: химическая, биохимическая или биокоррозия, электрохимическая. По протеканию коррозионного процесса различают атмосферную, жидкостную или электролитическую, надпочвенную или подпочвенную, электрокоррозию, вынужденную коррозию, и коррозию возникающую в результате напряжения металла.

Коррозия — это разрушение металла под воздействием окружающей среды.

Химическая коррозия — это разрушение металла в результате взаимодействия его со средой, не пропускающей электрический ток.

 Электрохимическая коррозия-это разрушение металла при непосредственном соприкосновении с другими металлами, электролитом, водой.

В качестве примера химической коррозии можно привести окисление натрия и кальция в воздухе или разрушение металла при взаимодействии в газовой среде: сероводорода, галогена, оксида серы (IV) и др. с непропускающими электрический ток жидкостями, такими, как нефть, бензин, толуол. При этом электроны из металлов переходят к окислителям.

Электрохимическая коррозия — это сложный процесс. В технике используются смеси металлов. Поэтому при соприкосновении металлов с раствором электролита образуется непременно действующий гальванический элемент и при этом более активный металл разрушается. В воздухе на поверхности любого металлического изделия происходит конденсация воды. При этом атмосферные газы растворяются и образуется электролит. Если два металла соприкасаются друг с другом или в его составе имеются примеси, то образуется гальваническая пара, которая подвергает металл электрохимической коррозии. Чистые металлы не подвержены электрохимической коррозии.

Коррозия приносит большой ущерб народному хозяйству. Автомобили, приборы и оборудование химической промышленности, трубы и другие металлические изделия, больше всего подвержены коррозии.

Казалось бы, металлы, расположенные левее в ряду напряжений и являющиеся активными, легче должны были бы коррозироваться. На самом деле не всегда происходит так. Например, алюминий, расположенный в начале электрохимического рада напряжений металлов, несколько защищен от атмосферной коррозии. Это объясняется тем, что на поверхности алюминия образуется оксид алюминия, который тонкой пленкой покрывает поверхность и тем самым защищает его от атмосферного воздействия. Если эту пленку убрать, то алюминий быстро начинает коррозироваться.

В народном хозяйстве для защиты металлических конструкций от водной или почвенной коррозии применяются электрохимические способы. Для защиты металлов и металлических конструкций от коррозии на практике широко применяются следующие способы:

• Создание защитного слоя;
• Уменьшение активности коррозионной среды (ингибирование);
• Изменение свойств металлов (очистка от примесей или добавление примесей);
• Электрохимическая защита;
• Применение химически устойчивых металлов.

Защита металлов имеет большое значение, так как коррозия наносит большой ущерб народному хозяйству. Рассмотрим самые основные способы защиты, которые указаны выше.

Создание защитных слоев. Для защиты от коррозии на поверхность металлов наносятся различные покрытия из лаков, красок, эмалей, смол, пластмасс, оксидов (окисление), солей (фосфатирование) и др.

Фосфатирование — это получение на поверхности черного и цветного металла фосфатного слоя. Этот способ основан на взаимодействии металла с фосфорной кислотой и растворами ее солей с последующим образованием на поверхности металла слоя нерастворимых солей — фосфатов. Вещества, применяемые для получения фосфатного слоя, входят в рад анодных ингибиторов.

Фосфатные покрытия обладают электроизоляционными свойствами, поэтому они применяются в изготовлении частей электромашин, в электротехнике, а также для создания электроизоляционных покрытий на поверхности сталей.

Фосфатировать можно любой предмет, обладающий размерами и формой, используя фосфатириющие растворы, которые имеют различные температурные режимы, и при этом затрачивается мало времени. Фосфатирование, которое производится перед покрытием, обеспечивает прочное соединение стали и покрытия, а также защиту поверхности от коррозии.

Образование фосфатного покрытия сопровождается выделением водорода. Атомы железа постадийно замещают атомы водорода в составе кислоты:

В большинстве случаев поверхность металла покрывают другими, более устойчивыми к коррозии металлами (никель, цинк, хром, алюминий, золото, серебро). При разрушении защитного слоя, т.е. если поверхность металла обнажается, защищаемый металл попадает в агрессивную среду, образуется гальваническая пара и металл начинает коррозироваться. Если металлическое покрытие состоит из более активного металла, чем защищаемый металл, например на поверхности железа имеется цинковое покрытие, то металл, образующий защитный слой, становится анодом и такое покрытие называется анодным. Защищаемый металл является катодом, и он будет защищен, пока не разрушится весь цинковый слой. Металлы с меньшей, чем защищаемый металл активностью образуют катодные покрытия. При разрушении катодного покрытия защищаемый металл быстро ржавеет.

Воздействие на коррозионную среду. Чтобы ликвидировать вредные примеси, а также уменьшить количество растворенного кислорода и солей, способствующих коррозии металлов, применяют ингибиторы, которые замедляют процесс коррозии металлов.

Ингибиторы — это особые вещества, добавление небольшого количества которых (10^-6—10^-3 моль/л) в коррозионную среду способствует замедлению или прекращению процесса коррозии. В качестве ингибиторов применяются различные органические и неорганические вещества или их смеси. Ингибиторы применяются для защиты металлов от коррозии в атмосферной, кислотной среде, от коррозии под воздействием морской воды, охладителей, окислителей, смазочных материалов и др. Защитные способности ингибиторов основаны на абсорбции его на поверхности металла,что замедляет катодные и анодные процессы.

Химическая электрозащита. Сущность электрохимической защиты в том, что защищаемый объект присоединяется к катоду. В результате сам этот объект превращается в катод. Такая защита от коррозии называется катодной. При этом в качестве анода используется металлический лом, который коррозируется, а защищаемый объект сохраняется. Протекторная защита — это присоединение к защищаемому объекту пластинки — протектора из более активного металла. Из образованной гальванической пары протектор является анодом, а защищаемый объект — катодом. При этом протектор разрушается, а коррозия металлического объекта приостанавливается.

В настоящее время создаются не только новые способы защиты, но и новые пластмассы, которые способны заменить металлы, кислотоупорные цементы и т.д.

Электролиз и его практическое значение

С помощью какого процесса из раствора поваренной соли можно получить 3 вида сырья, которые очень важны в народном хозяйстве?

Электролизом называется окислительно-восстановительный процесс, происходящий при пропускании электрического тока через раствор электролита или расплав электролита.

Сущность электролиза в том, что на катоде протекает процесс восстановления, а на аноде — окисления. При пропускании электрического тока через раствор электролита положительно заряженные ионы направляются к катоду и, принимая электрон, превращаются в нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы направляются к аноду и, отдавая электроны, становятся нейтральными.

Чтобы подтвердить это утверждение, рассмотрим электролиз водного раствора медь хлористая — СuС1₂. При пропускании через раствор электрического тока Сu²⁺ и С1^— ионы раствора двигаются к соответствующим электродам, на которых протекают следующие процессы:

При пропускании электрического тока через раствор соли металла, электродный потенциал которого меньше -0,41V, то на катоде должны восстанавливаться молекулы воды. Для доказательства этого рассмотрим электролиз водного раствора NaCl:

При этом молекулы воды восстанавливаются только при электролизе раствора соли того металла, который расположен перед алюминием в ряду стандартных электродных потенциалов. Это объясняется тем, что процесс восстановления воды усложняется из-за сильного напряжения и для их восстановления необходима дополнительная сила тока. Самая низкая разница потенциалов в процессе электролиза называется напряжением распада и сила электропроводности (с.э.п.), соответствующего гальванического элемента, всегда больше Е, т.е. E_расп > Е:

•  — сильное напряжение.

Аноды бывают двух видов — растворимые и нерастворимые. Растворимые аноды — это электроды, которые в процессе электролиза разрушаются, т.е. переходят в раствор в виде ионов. Например, если при пропускании через раствор СuCl₂ электрического тока в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде происходит выделение меди, а на аноде выделение хлора не будет наблюдаться. При этом условии атомы меди по сравнению с ионами С1^— легко отдают электроны. В результате сам анод растворяется, т.е. медь из анода переходит в раствор в виде Сu²⁺ ионов.

В электрической промышленности растворимые аноды применяются для получения чистых веществ, покрытия одних металлов другими и т.д. Например, при никелировании изделий анод изготавливается из никеля, изделие, которое необходимо никелировать является катодом. Оба электрода погружаются в раствор соли никеля.

Нерастворимые аноды обычно изготавливаются из золота, платины или графита. В процессе электролиза нерастворимые аноды не переходят в раствор в виде ионов. При этом на поверхности анода окисляются или ионы кислотного остатка или молекулы воды. Если электролит концентрированный, то ионы бескислородной кислоты, например Cl^—, Br^—, I^—, S^2-, легко теряют заряды. Анионы же кислородосодержащих кислот, например SO4^2-, PO4^2-, NO3- не теряют заряды. При электролизе кислородосодержащей кислоты или раствора соли этой кислоты, на аноде окисляются молекулы воды и выделяется газообразный кислород.

Если пропустить электрический ток через раствор соли кислородосодержащей кислоты, например Na₂SO₄, то и катионы и анионы соли не заряжаются. На катоде вода восстанавливается, а на аноде окисляется. Поэтому на катоде выделяется водород, на аноде — кислород.

В результате в процессе электролиза происходит разложение воды и увеличение концентрации соли.

Чаще процесс электролиза протекает, если раствор электролита не концентрированный. Электролиты подобно NaCl при разбавлении разрушают свою ионную кристаллическую решетку. Образовавшийся разбавленный раствор содержит в себе беспорядочно двигающиеся ионы. Так как в растворе NaCl ионы Na⁺ заряжены положительно, то при электролизе на катоде именно эти ионы разряжаются:

В настоящее время многие металлы (Al, Mg, Са, Na и другие) получают путем электролиза из расплавленных соединений. Водород, кислород, фтор, хлор, щелочи также получают путем электролиза.

Электролиз широко применяется для получения чистых металлов, для нанесения металлических покрытий (никелирование, хромирование, покрытие золотом). Никелевое, хромовое, золотое покрытия придают предметам не только эстетичный вид, но и предохраняют их от химического разрушения (коррозии).

Законы электролиза. Законы электролиза были получены на основе исследований английским физиком М. Фарадеем.

• I закон Фарадея: масса вещества, выделяющегося на электроде, прямопропорциональна количеству пропускаемого электричества.
• II закон Фарадея: массы веществ, выделяющихся на электродах, прямопропорциональны электрохимическим эквивалентам этих веществ.

Для выделения одного грамм-эквивалента любого вещества потребуется 96500 кулонов электричества. Это число называется числом Фарадея.

Электролиз — удобный способ для получения точной копии рельефных изделий. Получение копий рельефных изделий называется гальванопластикой (В. С. Якоби, 1837).

1. Соединения металлов, расположенных в металлическом ряду напряжений левее алюминия, при электролизе выделяют водород.

2. Соединения металлов, расположенных в металлическом ряду напряжений правее алюминия, при электролизе выделяют металл на катоде.

3. При электролизе бескислородных кислот и растворов солей, содержащих бескислородный кислотный остаток, на аноде происходит окисление кислотного остатка. Смотрите верхние два примера. 

4. При электролизе кислородсодержащих кислот и растворов их солей на аноде окисляются ОН^— ионы и выделяется кислород.

5. При электролизе в качестве нерастворимого анода используются пластинки инертных материалов или графит.

При использовании в качестве растворимого анода Сu, Ni, Ag, Fe и др. именно эти материалы при электролизе окисляются.

В промышленности, где проводится процесс электролиза, обезвреживание выделяющихся различных газообразных продуктов или их рациональное использования в др. процессах позволяют решить появившиеся экологические проблемы.

Сегодня по эффективному использованию соединений, допольнительно образующихся в процессе электролиза проводятся соответствующие исследования в ряде научных лабораторий.

Из нижеприведенной таблицы можно определить, какое вещество выделяется при электролизе определенной соли.

№	Электролиты	Продукт электролиза
на катоде	на аноде
1	Соли, образованные из активного металла и кислородсодержащих кислот	H2	O2
2	Соли, образованные из активных металлов и бескислородных кислот	H2	H2S, галоген
3	Соли, образованные из малоактивных металлов и кислородсодержащих кислот	Металл, если повышенная концентрация ионов H+	O2
4	Соли, образованные из малоактивных металлов и бескислородных кислот	Металл, иногда H2 (если  концентрация ионов H+  высокая)	H2S, галоген

Пример №1

Объясните процессы, протекающие на электродах при электролизе расплава йодита натрия.

Решение. 1) В расплаве йодита натрия протекает следующее:

2) Процесс, протекающий на катоде.

Катод, имеющий отрицательный заряд, отдает электрон положительно заряженному металлу. Na⁺ притягивается к катоду, принимает электрон и восстанавливается.

Катод (-)

3) Процесс, протекающий на аноде:

На аноде электроны положительно заряжены и притягивают к себе отрицательно заряженные ионы. Анионы йода, отдавая электрон, окисляются.

Анод (+) 

4) Молекулярное уравнение процесса электролиза: 

Пример №2

Объясните процесс электролиза водного раствора сульфата меди (II) на инертном электроде.

Решение. 1) В водном растворе сульфата меди (П) имеются следующие ионы. 

2) Процесс, протекающий на катоде: Катод (-) 

3) Процесс, протекающий на аноде: Анод (+)

Cледовательно, при электролизе раствора 

Пример №3

При электролизе раствора натрия на инертном электроде при н.у. на катоде выделяется 11,2 л водорода. Определите объём кислорода, который выделяется в это же время на аноде.

Решение. 1) Напишем электролиз раствора натрия на инертном электроде.

На катоде (-)

На аноде (+) 

Следовательно, при электролизе раствора натрия вода подвергается электролизу.

2) Определите объём выделившегося кислорода.

При выделении на катоде 2 л водорода на аноде выделится 1 л кислорода. Следовательно:

Ответ:

Щелочные металлы

Главную подгруппу I группы периодической системы составляют такие элементы, как литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

Литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr являются щелочными металлами.

Термин щелочной металл связан с разъедающим свойством гидроксидов этих металлов.

Строение атомов:

На внешнем электронном слое щелочных металлов имеется по одному s-электрону и поэтому они входят в семейство s-элементов.

Таблица 10

Элемент	Химичес-кий символ	Относитель-ная атомная масса	Порядко-вый номер, заряд ядра	Электрон-  ная конфи-гурация	Темпера-тура плав-ления, °C	Плот-ность кг/м3
Литий	Li	6,939	3	[He]2s1	180,52	534
Натрий	Na	22,989	11	[Ne]3s1	97,79	971
Калий	K	39,102	19	[Ar]4s1	63,63	862
Рубидий	Rb	85,47	37	[Kr]5s1	39,3	1532
Цезий	Cs	132,905	55	[Xe]6s1	28,36	1873
Франций	Fr	223	87	[Rn]7s1	26,83	2480

В химических реакциях щелочные металлы легко отдают свои валентные электроны и превращаются в +1 заряженные ионы. Щелочные металлы являются сильными восстановителями и во всех соединениях демонстрируют степень окисления, равную +1.

С увеличением заряда атомного ядра увеличивается число электронных слоев и радиус атома, сила притяжения внешних электронов к ядру и энергия ионизации уменьшается, активность металла растет. Франций не встречается в природе — это искусственный радиоактивный элемент и поэтому среди имеющихся металлов цезий является самым активным.

Биологическое значение щелочных металлов и их применение:

Среди щелочных металлов литий обладает стимулирующими, тератогенными и антидепрессантными свойствами. В клетках мускулов содержится лития, в крови его содержание достигает 0,004 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 0,1-2 мг лития. Отравляющая доза — 92- 200 мг. Содержание лития составляет в организме человека (на 70 кг веса) в среднем 0,67 мг.

Количество натрия в клетках мускулов составляет 0,26-0,78%, в костном мозгу 1%, в крови 1970 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 2 15 г этого элемента. Неядовит для организма. В организме человека (на 70 кг веса) в среднем составляет 100 г.

Количество калия в клетках мускулов составляет 1,6%, в костном мозгу 0,21%, в крови 1620 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 1,4-3,4 г. Отравляющая доза составляет 6 г. В организме человека (на 70 кг веса) в среднем составляет 140 г.

Для жизнедеятельности человека натрий и калий являются важнейшими элементами. Для жизненно важной биохимической деятельности (нормализация давления крови, стимуляция работы сердечной мышцы) калий-натриевый обмен в клетках живых организмов (доставка раствора солей от корня к листьям, обеспечение интенсивности фотосинтеза) является необходимым процессом. Хлорид натрия NaCl, известный как поваренная соль, является необходимым веществом для живых организмов. Он широко применяется в медицине (физиологический раствор), пищевой, химической промышленности. Глауберова соль применяется в медицине (слабительное средство) и химической промышленности. Чилийская селитра NaNO₃ применяется в больших количествах в сельском хозяйстве как удобрение. Обезвоженная сода Na₂CO₃ и кристаллическая сода применяются в производстве стекла, мыла, в получении натриевых соединений, для смягчения воды в паровых котлах, в производстве красок, бумаги, а также в быту.

Для растений калий имеет большое значение. Нехватка калия приводит к снижению урожайности, качества сельскохозяйственной продукции. Такие соединения калия, как хлорид КСl, нитрат KNO₃, сульфат K₂SO4, карбонат К₂СO₃ (имеется в растительной золе) применяются в качестве удобрений.

Рубидий обладает стимулирующими свойствами. В мышечной ткани он составляет в костном мозгу  в крови 2,5 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 1,5-6 мг. Малотоксичен. В организме человека (на 70 кг веса) в среднем составляет 680 мг.

Количество цезия в мышечной ткани составляет  в костном мозгу в крови 0,0038 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 0,004-0,03 мг элемента. Нетоксичен.

Свойства натрия и калия и их важнейшие соединения

Какие соединения натрия и калия, используемые в быту, вы знаете?

Распространенность в природе:

Натрий и калий широко распространены в природе, однако они находятся только в виде соединений и входят в состав горных пород и минералов. Хлорид натрия (поваренная соль) входит в состав озерной, морской и океанской воды, в отдельных случаях он встречается в виде каменной соли в подземных слоях толщиной до 100 м.

Глауберова соль и чилийская селитра NaNO₃ также натриевые соединения, которые широко распространены в природе.

Калий входит в состав таких соединений, как сильвинит  карналит а также входит в состав растений.

Получение: В промышленности натрий и калий получают путем электролиза из их расплавленных солей. Например, расплав хлорида натрия диссоциирует на соответствующие ионы:

При пропускании постоянного тока ионы натрия направляются к катоду и, принимая электрон, выделяются в свободном виде; ионы хлора притягиваются анодом и, отдавая электрон, выделяются в виде свободного хлористого газа.

Физические свойства калия и натрия:

Калий и натрий — мягкие металлы серебристого цвета. Подобно типичным металлам натрий и калий обладают высокой электро-и теплопроводностью, металлическим блеском, пластичностью. Ионы натрия и калия окрашивают пламя в характерные цвета: натрий в желтый, калий в бледно-фиолетовый. Эти свойства применяются для определения соединений.

Химические свойства калия и натрия:

Также, как и все щелочные металлы, натрий и калий сильные восстановители. Они вступают во взаимодействие со всеми неметаллами. В соединениях проявляют степень окисления +1.

При горении натрия и калия в присутствии кислорода они образуют пероксиды Na₂O₂ и надпероксиды КO₂ (или К₂O4), а в качестве побочных продуктов образуются NazO, F^O (чистые оксиды получают при нагревании пероксида с металлом):

На воздухе образуется оксидный слой. Поэтому они хранятся в керосине.

При взаимодействии натрия и калия с другими неметаллами образуются солеобразные продукты:

При взаимодействии натрия и калия с серой образуется сульфиды M2Sn состава.

Соединения калия и натрия с неметаллами — твердые соединения с ионной связью.

Натрий и калий бурно реагируют с водой: реакция может протекать с горением или взрывом. В результате образуется гидроксид натрия или калия и водород:

Они также бурно реагируют с кислотами. При взаимодействии с НС1, НВr, HI, H₂S, H₂SO₄ (разб.) и с другими выделяется водород и образуется соль:

Важнейшие соединения калия и натрия:

Имеется множество соединений калия и натрия, которые имеют большое практическое значение.

Гидроксиды щелочных металлов: NaOH, КОН, LiOH, RbOH, CsOH. Хорошо растворимы в воде. Вступают во все реакции присущие основаниям. Окрашивают лакмус в синий, а фенолфталеин в розовый цвет.

Гидроксид натрия NaOH. Гидроксид натрия еще называют каустической содой. Чтобы получить NaOH в лабораторных условиях проводят реакцию взаимодействия металлического натрия, оксида натрия или пероксида с водой.

В промышленных условиях для получения NaOH проводят электролиз раствора поваренной соли.

Гидроксид калия в лабораторных условиях также получают при взаимодействии металлического калия и оксида калия с водой, а в промышленных условиях при электролизе раствора хлорида калия.

Гидроксиды натрия и калия с практической точки зрения имеют большое значение и применяются в различных областях промышленности.

Гидроксид калия применяется для получения различных солей калия, жидкого мыла, в изготовлении щелочных аккумуляторов.

Перекись натрия (Na₂O₂), которая образуется при горении металлического натрия, обладает способностью поглощать углекислый газ. Именно это его свойство применяется в подводных лодках для поглощения углекислого газа.

Для получения перекиси водорода также используется перекись натрия. Для этого необходимо осуществить реакцию перекиси натрия с холодной серной кислотой

Напишите необходимые реакции, чтобы осуществить следующие превращения и скажите свои мнения о генической связи между соединениями натрия.

Производство соды

Что вы знаете о таких соединениях, как «безводная сода», «кристаллическая сода», «питьевая сода», «каустическая сода»? В чем между ними разница?

Сода Na₂CO₃ являясь одним из важнейших соединений натрия, имеет важное практическое значение для народного хозяйства. Многие отрасли народного хозяйства используют соду в качестве сырья, в частности, она является основной составной частью шихты в производстве стекла, применяется в изготовлении бумаги из целлюлозы, в текстильной промышленности, в получении мыла путем нейтрализации жирных кислот, входящих в состав жиров и масел, а также синтетических жирных кислот, для облегчения буровых работ при добыче нефти, в производстве моющих средств из нафтеновых кислот, получаемых при переработке нефти, для синтеза других солей натрия.

Сода мало распространена в природе и эти запасы не могут удовлетворять потребности промышленности. Поэтому большое значение имеет синтез соды из дешевого сырья.

В этом направлении первой технологической схемой, предложенной в XVIII веке французским врачом Лебланом, был сульфатный способ, сущность которого заключается в том, что поваренная соль, взаимодействуя с серной кислотой, переходит в сульфат натрия. Na₂SO₄ при нагревании с углем переходит в сульфид натрия, который при нагревании с порошкообразным известняком, образует соду:

Чтобы отделить соду, которая образовалась при нагревании с известняком, твердую массу размельчают в специальных мельницах и растворяют в воде.

CaS плохо растворяется в воде, раствор отделяется, упаривается, в результате чего сода кристаллизуется. Из-за дороговизны эта схема была заменена на другой, более экономичным «аммиачным» способом.

«Аммиачный способ», предложенный Сольвэ, заключаются в насыщении концентрированного раствора поваренной соли аммиаком, образующимся при обработке хлорида аммония гашеной известью, затем (под давлением) обрабатывается углекислым газом и насыщенным раствором поваренной соли. Раствор охлаждается, и при этом плохо растворимый гидрокарбонат натрия выпадает в осадок, который при нагревании образует соду:

Сода в виде Na₂CO₃  10H₂O является кристаллогидратом и используется как «моющее средство». При высокотемпературном нагревании она переходит в кальцинированную (обезвоженную) соду Na₂CO₃ (железная сода). NaHCO₃ называется пищевой содой и в различных целях используется в быту.

Пример №4

В химический стакан со 100 г воды опустили 3,45 г металлического натрия. Вычислите массу образовавшегося гидроксида и его массовую долю в растворе.

Решение: 1) запишем уравнение реакции происшедшего химического процесса:

 В результате химической реакции образуется NaOH (x) и выделяется водород (y):

a) найдем массу образовавшегося NaOH:

б) найдем массу выделившегося водорода : ;

2) определим массу образовавшегося раствора: 100 + 3,45 – 0,15 = 103,3 г; вычислим массовую долю 6 г NaOH в 103,3 г раствора: Ответ: образовалось 6 г NaOH, массовая доля NaOH в растворе 0,058.

Пример №5

При расворении в воде 1 г гидрида неизвестного металла выделилось 0,56 л водорода. Определите неизвестный металл. 

Решение. При растворении в воде гидридов металлов образуется основание и выделяется водород. Исходя из этого, запишем уравнение происшедшей химической реакции:

Найдем массу A атома неизвестного металла, с помощью уравнения:

Если металл одновaлентный: n = 1.

Тогда 0,56A = 21,84. Отсюда 

что соответсвует одновалентному щелочному металлу калию. Значит, для реакции был взят гидрид калия KH. При валентности металла, равной двум или трем, условие примера не удовлетворяется.

Ответ: гидрид калия KH

Кальций и магний

Расположение элементов в периодической системе элементов:

Магний (Mg) и кальций (Са) являются элементами главной подгруппы II группы и входят в группу щелочно-земельных металлов.

Элементы главной подгруппы II группы являются щелочно-земельными.

Термин «щелочно-земельный» связан с разъедающими свойствами гидроксидов и с тем, что раньше труднорастворимые оксиды назывались земли.    

Строение атома:

На внешнем электронном уровне магния и кальция имеется два s-электрона и поэтому эти элементы входят в семейство s-элементов.

Свойства магния и кальция

Элемент	Химичес-кий символ	Относитель-ная атомная масса	Порядко-вый номер, заряд ядра	Электрон-  ная конфи-гурация	Темпера-тура плав-ления, °C	Плот-ность кг/м3
Магний	Mg	24,305	12	[Ne]3s2	648,8	1738
Кальций	Ca	40,08	20	[Ar]4s2	838,8	1550

В химических реакциях эти металлы как восстановители отдают два электрона, превращаясь в 2⁺ заряженный ион. Во всех соединениях проявляет степень окисления +2.

Распространенность в природе: Кальций и магний считаются одними из самых распространенных элементов в природе. В коре земного шара магний составляет 3,35%, кальций — 3,5%. Многие минералы, такие как магнезит MgCO₃ кальцит СаСO₃, доломит   гипс CaSO₄, горькая соль  силикаты — тальк  асбест являются природными источниками этих элементов.

Получение: В промышленности кальций и магний получают путем электролиза расплавов солей.

Свойства: Магний и кальций легкие металлы серебристо-белого цвета. На воздухе они быстро окисляются, образуя пленку, которая защищает металл. Кальций более активный металл, чем магний, и он хранится в керосине, так как его щелочные свойства выражены сильнее.

Металлические свойства кальция и магния выражены слабее, чем у щелочных металлов, потому что на внешнем электронном слое у атомов этих металлов на один электрон больше, чем у щелочных.

Магний горит ярким белым пламенем, взаимодействует с галогенами, азотом, он также горит в атмосфере двуокиси углерода и водяных паров.

Кальций при нормальных условиях легко взаимодействует с кислородом воздуха, галогенами:

При нагревании взаимодействует с азотом, фосфором, серой, углеродом и водородом:

Также, как и щелочные металлы, кальций бурно реагирует с кислотами:

Реагируя с водой при нормальных условиях, он образует гидроксид кальция:

Применение: Кальций, магний и их соединения используются во многих отраслях народного хозяйства. Металлический магний и кальций применяются в изготовлении легких и твердых сплавов. Магний широко используется в осветительных ракетах, маяках, фотографии. Кальций и магний составляют основу таких строительных материалов, как асбест, алебастр, гипс, известь, мрамор, простой и силикатный кирпич, цемент. Соли магния и кальция широко применяются в медицине. Это магнезит, жженая магнезия, хлорид кальция, глюконат кальция, тальк. Соединения кальция, такие как известь, широко используются в производстве стекла, стали, чугуна; карбонат кальция и гашеная известь — для уменьшения кислотности почвы, а также в производстве резины, зубных паст (карбонат кальция), оптических приборов (исландский шпат), и в борьбе с сельскохозяйственными вредителями.

Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белый водный раствор — известковым молоком. Гашеная известь широко применяется в строительстве. Известковое молоко используются для очистки сока сахарной свеклы в производстве сахара.

Биологическое значение. С биологической точки зрения кальций и магний являются важными элементами:

Кальций и магний — важнейшие химические элементы для всех жизненных форм.

Магний входит в состав хлорофилла, который выполняет функцию фотосинтеза в растениях.

В состав костей животных входит 80% фосфата кальция.

Известно, что жизнь на нашей планете возникла благодаря кислороду, а его источником являются растения. Кроме того, растения занимают важное место в цепи питания. Они под воздействием солнечных лучей превращают углекислый газ, имеющийся в воздухе, в органические молекулы, являющиеся запасными питательными веществами. В клетках растений этот процесс в качестве центрального атома осуществляют магний содержащие комплексы хлорофилла. Соединения кальция в живой природе составляют основу опорно-двигательной системы животных и обладают защитными функциями. Дисбаланс кальция в организме приводит к аллергическим заболеваниям, а также к заболеваниям костной ткани. Свертываемость крови, активность некоторых ферментов также напрямую связаны с кальцием.

В мышечной ткани содержание магния достигает 0,09%, в костном мозгу 0,07 -0,10%, в крови 37,8 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 250-380 мг магния.

Содержание кальция в мышечной ткани достигает 0,14-0,7%, в костном мозгу 17%, в крови 60,5 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 0,6-1,4 г кальция. В организме человека (в пересчете на 70 кг) в среднем около 1 кг кальция.

Соединение «Аскальций», разработанное профессором И.Р.Аскаровым и разрешенное Министерством здравоохранения, имеет в своем составе кальций и магний, а также свыше 20 микроэлементов. Соединение «Аскальций» усиливая иммунитет организма, применяется при лечении заболеваний опорно-двигательной системы, крови, астмой, полиомиелитом.

В составе хлорофила, с помощью которого осуществляется фотосинтез в растениях, имеется 3% магния. Нехватка солей магния приводит к обесцвечиванию зелёных листьев растений, нарушению фотосинтеза, резкому снижению урожайности.

Соединения: оксид кальция СаО.

Окись кальция — одно из широко применяемых соединений, его называют гашеной известью.

В промышленности окись кальция получают путем обжига известняка в цехах «варки извести».

Оксид кальция (негашеная известь) белое твердое вещество, которое в большом количестве встречается на строительных площадках. При длительном хранении на воздухе взаимодействуете СO₂ и водяными парами воздуха, теряя свои свойства.

СаО бурно реагирует с водой. Реакция протекает в выделением тепла.

Гидроксид кальция Са(ОН)₂. Окись кальция в основном применяется для получения гидроксида кальция. Его также называют гашеной известью. Он представляет собой белое пористое вещество, плохо растворимое в воде (в 1 литре растворяется 1,56 гр Са(ОН)₂).

Гашеная известь вместе с водой, песком и цементом применяется в строительстве в качестве вяжущего вещества.

Гидроксид кальция участвует во всех реакциях, которые характерны для оснований.

Известковое молоко — водная суспензия гашеной извести, молочнообразный мутный раствор.

Известковая вода — фильтрат известкового молока, насыщенный раствор гашеной извести.

Известковая вода является качественным реактивом для углекислого газа и растворимых в воде карбонатов.

При пропускании углекислого газа через известковую воду происходит её мутнение.

При прекращении доступа СO₂ раствор вновь становится прозрачным. При этом СO₂, взаимодействуя с СаСO₃, образует водорастворимую соль Са(НСО₃)2.

Хлорная известь Са(СlO)₂ является окислителем и имеет большое народнохозяйственное значение. Она широко используется в текстильной и в целлюлозно-бумажной промышленности в качестве отбеливателя. Она также применяется как дезинфицирующее средство.

Получается при взаимодействии гашеной извести и хлора.

Гипс:

Обожженный гипс называется также алебастром.

Алебастр широко применяется в строительстве, медицине. При растворении с водой образует быстротвердеющую массу.

Жесткость воды и способы её устранения

Известно, что 2/3 поверхности нашей планеты покрыто водой. Жизнь человека невозможно представить без воды. Вода, употребляемая в повседневной жизни, на производстве, должна обладать определенной степенью чистоты. В составе природной воды имеются хлориды магния и кальция, сульфаты, гидрокарбонаты и другие примеси.

 Жесткая вода — вода, имеющая в своем составе большое количество ионов Са⁺² и Mg⁺²

 Мягкая вода — вода, которая в своем составе не имеет ионов Са⁺² и Mg⁺² или имеет в небольшом количестве

Жесткая вода для технических целей не пригодна. При использовании жесткой воды стенки паровых котлов отопительной системы покрываются накипью, состоящей из карбонатов кальция и магния и других солей. Накипь затрудняет процесс обогрева, увеличивает расход топлива, является причиной выхода из строя котлов.

В жесткой воде мыло плохо пенится, потому что ионы кальция и магния, соединяясь с мылом, образуют в воде нерастворимые соединения. В жесткой воде плохо проваривается мясо, овощи, зерновые, нельзя приготовить качественный чай.

Различают временную (карбонатную), постоянную, кальциевую, магниевую и общую жесткость воды.

•  Временная жесткость связана с наличием в воде гидрокарбонатов магния и кальция [Ca(HCO₃)₂; Mg(HCO₃)₂]
•  Постоянная жесткость связана с наличием в воде сульфатов и хлоридов магния и кальция [CaSO4, CaCl₂, MgSO4, MgCl₂]
•  Кальциевая жесткость связана с наличием в воде солей кальция
•  Магниевая жесткость связана с наличием в воде солей магния
•   Общая жесткость обусловливается суммой солей кальция и магния

Для снижения жесткости воды или ее ликвидации применяют дистилляцию (перегонка воды), а также химические способы. Химические способы основаны на превращении ионов кальция и магния в нерастворимые соединения, которые затем выводятся из воды. Для этого:

1. Временную жесткость можно устранить путем кипячения.

Чтобы заварить чай необходимо вскипятить воду. Обратите внимание на дно посуды, где постоянно кипит вода. Вы увидите камнеобразную нерастворимую накипь — это соли СаСO₃ и MgCO₃

2. Жесткость можно устранить добавлением известковой воды.

3. Воздействием щелочи.

4. Добавляя соду, ионы Mg²⁺ и Са²⁺ выпадают в осадок.

При этом ионы кальция и натрия выводятся из раствора в виде нерастворимых карбонатов.

Постоянную жесткость нельзя устранить путем кипячения. Она устраняется при добавлении соды или фосфата натрия:

В производстве для смягчения воды применяется ионообменный способ.

Катиониты — твердые, нерастворимые в воде вещества, содержащие в своем составе катионы, способные обмениваться на катионы внешней среды (Са⁺², Mg⁺²), а также подвижные катионы (Na⁺).

Аниониты — твердые, нерастворимые в воде вещества, содержащие в своем составе анионы, способные обмениваться на анионы внешней среды (SO₄ ^-2 , Cl^—), также подвижные анионы.

Ионы Са⁺², Mg⁺², имеющиеся в составе воды, проходя через катионитную колонку, обмениваются на ионы Na⁺ и оседают в колонке, а ионы натрия переходят в воду:

R в катионитах — органический радикал сложного строения. Если катионы способствуют очищению воды от ионов магния и кальция, то аниониты выводят анионы.

Пример №6

10 %-ный раствор хлорида кальция используется в медицине для лечения простудных заболеваний. Какое количество (г) и дистиллированной воды потребуется для приготовления 500 г раствора?

Решение: 1) найдем массу растворимого , пользуясь формулой расчета процентной концентрации раствора: из формулы

2) в 500 г раствора содержание составляет 50 г. Масса растворителя, то есть дистиллированной воды равна m = 500 – 50 = 450 г

Ответ: 50 г  и 450 г воды.

Пример №7

Ежедневная норма потребления кальция человеком составляет 0,8 г. Коровье молоко содержит 0,13 % кальция. Какое количество (г) коровьего молока надо выпивать в день, чтобы полностью удовлетворить суточную потребность организма в кальции? Считайте, что кальций не поступает в организм с другими продуктами.

Решение: 1) в каком количестве коровьего молока содержится 0,8 г кальция?

Ответ: необходимо потреблять 615 г молока

Пример №8

20 % организма человека составляют кости, а 20 % костей — фосфат кальция. Зная массу вашего тела, вычислите, какое количество (кг) фосфата кальция и кальция содержится в вашем организме.

Решение: 1) вычислим массу костей: m(кости) = 70 кг . 0,20 = 14 кг;

2) зная, что 20 % костей составляет , вычислим массу в 14 кг костей:

3) вычислим массу кальция в 14 кг

Ответ: 2,8 кг и 1,084 кг Ca

Алюминий

Насколько активен металл, настолько он быстро окисляется. Алюминий активнее железа, однако почему он устойчив к воздействию окружающей среды?

Расположение элементов в периодической системе. В периодической системе алюминий расположен под номером 13 в главной подгруппе III группы. Химический символ — Аl. Относительная атомная масса равна 26,9815. Алюминий входит в семейство р-элементов.

Строение атома: Алюминий на внешнем электронном уровне имеет три электрона

В химических реакциях алюминий, отдавая три электрона, превращается в 3⁺ заряженный ион. Во всех устойчивых соединениях он демонстрирует степень окисления, равную +3.

Распространенность в природе. Алюминий — один из самых широко распространенных элементов в природе, его массовая доля в земной коре составляет 7,45%. В свободном виде он не встречается. Известно свыше 250 минералов, в состав которых входит алюминий. Основная часть алюминия встречается в виде алюмосиликатов.

Алюмосиликаты — это соли, в состав анионов которых входит алюминий и кремний, а в состав катионов — щелочные и щелочно-земельные металлы.

К алюмосиликатам относятся полевые шпаты или слюды или В результате разложения алюмосиликатов образуются глины, например белая глина — каолин, состоит из Обычно глины содержат примеси. В состав корунда алюминий входит в виде Горные породы бокситы — также содержат алюминий. В качестве побочных элементов в их составе имеются железо, марганец, оксид кремния. Для получения алюминия используют оксид алюминия, бокситы, нефелины или 

В составе мышечной ткани содержание алюминия составляет в костном мозгу  в крови — 0,39 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступать 2,45 мг алюминия. В организме человека (в пересчете на 70 кг) содержание алюминия в среднем доходит до 61 мг.

Получение: Чистый алюминий получают электротермическим способом. При этом в расплавленном криолите (Na₃AlF₆) электролитом является растворенный алюминий. В этот расплав добавляется небольшое количество фторида кальция. Такой электролит хорошо пропускает электрический ток. Электролиз протекает при температуре 950°С. Через расплав пропускается постоянный ток силой до 80000 ампер и напряжением 5-8 Вольт. При этом на катоде выделяется алюминий, а на аноде кислород, который начинает взаимодействовать с углеродом, из которого изготовлен анод.

Рис. 10. Электролизер, применяемый в промышленности для получения алюминия.

Электролизер, применяемый в промышленности, изготавливается из стали, изнутри покрыт углем, через стальные стержни подключен к отрицательному полюсу и выполняет роль катода. Опускаемые сверху в расплав толстые угольные пластинки выполняют роль анода. Со временем анод разрушается и поэтому он периодически опускается. Электролизер работает непрерывно. Оксид алюминия также непрерывно подается в электролизер. Через каждые 2-3 суток накопившийся алюминий с помощью вакуума отсасывается. Полученный алюминий загрязнен железом, кремнием, газообразными и другими примесями неметаллического происхождения; на следующей стадии он очищается повторным расплавлением и электролизом.

При получении алюминия электролизом из расплава криолита (Na₃AlF₆) в качестве побочного продукта выделяется фтор и его соединения. Это загрязняет атмосферу вредными фтористыми соединениями.

Производство алюминия требует большого расхода электроэнергии: для получения 1 тонны алюминия расходуется 20000 кВт/ч энергии.

Физические свойства: Алюминий — твердый металл серебристо-белого цвета. Алюминий хорошо раскатывается и вытягивается в проволоку, хороший проводник тепла и электричества. Температура его плавления равна 660,5°С, плотность 2698 кг/м³, число изотопов — 11 (22  31).

Химические свойства: При обычной температуре на воздухе алюминий не изменяется, так как он быстро окисляется и покрывается тонкой прочной оксидной пленкой, которая защищает от воды и других факторов:

Если удалить оксидную пленку, то алюминий легко реагирует с водой и при этом выделяется водород:

При нагревании алюминий легко реагирует с соляной и разбавленной серной кислотой, вытесняя водород.

Алюминий при комнатной температуре не реагирует с концентрированной азотной кислотой. Поэтому концентрированная азотная кислота обычно хранится в алюминиевой посуде.

Алюминий легко взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода:

При нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, фосфором, серой, азотом, углеродом.

нитрид алюминия

фосфид алюминия

сульфид алюминия

карбид алюминия

 хлорид алюминия

Алюминий также реагирует со многими оксидами металлов. Если смешать алюминий и оксиды железа (II, III) и поднести раскаленную проволоку, то произойдет бурная реакция:

Рис. 11. Сварка железа.

В результате этой экзотермической реакции смесь нагревается до 3500°С. Продукты реакции оксид алюминия и железо находятся в жидком состоянии.

Эта смесь называется термитом, и иногда ее применяют для сварки металлов.

Алюминотермия — получение металла путем восстановления оксидов металла с помощью алюминия

Алюминотермия была впервые предложена русским ученым Н. Н. Бекетовым. В металлургической промышленности алюминотермия применяется для получения хрома, марганца, циркония, титана из их оксидов.

Применение: Ввиду своей легкости и легкости своих сплавов и сравнительной коррозионной стойкости алюминий получил широкое применение в народном хозяйстве. Например, дюралюминий (95% Аl, 4% Си, 0,5% Mg, 0,5% Мn) как и сталь прочный, но в три раза легче нее.

Сплавы алюминия применяются в ракетостроении, авиации, кораблестроении, в создании железнодорожного транспорта, в строительстве и приборостроении. Из алюминия создаются линзы для телескопов, электрические провода, термитная смесь, осветительные ракеты, бытовая посуда. С помощью алюминия получают многие металлы и неметаллы. Из алюминиевого порошка изготавливается металлическая краска, которая предохраняет железо и железные изделия от коррозии. Из алюминия также изготавливается фольга, которая применяется для упаковки пищевых продуктов. В электротехнике применяется для изготовления конденсаторов.

Соединения алюминия также применяются во многих отраслях. Оксид алюминия, распространенный в природе в виде корунда, применяется для различных целей: для технических целей из него производят наждак и точильные бруски; из прозрачных драгоценных кристаллов — красного рубина и сапфира — ювелирные изделия. Из рубинов изготавливаются подшипники, лазеры. Каолин используется для производства алюминия. Безводный хлорид алюминия применяется в качестве катализатора, а сульфат алюминия — в производстве бумаги, клея; алюминиевые квасцы  — для окрашивания хлопчатобумажных тканей, в медицине.

Рассмотрим более подробно алюминий:

Расположение в периодической таблице элементов: Алюминий расположен в основной подгруппе третьей группы периодической таблицы под порядковым номером 13. Химический символ – Al. Относительная атомная масса равна 26,9815. Алюминий относится к семейству p-элементов.

Строение атома: На внешнем электронном слое атома алюминия имеется три электрона

В химических реакциях атом алюминия отдает три электрона и превращается в ион с зарядом, равным +3. Во всех устойчивых соединениях он проявляет степень окисления +3.

Распространение в природе: Алюминий — один из самых распространенных металлов в природе, его содержание на земном шаре составляет 8,8 %, а в земной коре — 7,1 %. В свободном виде не встречается. Известно более 250 минералов, содержащих в своем составе алюминий. Основная часть алюминия встречается в виде алюмосиликатов

Алюмосиликаты – это соли, содержащие в качестве анионов алюминий и кремний, а в качестве катионов – щелочные и щелочноземельные металлы

К алюмосиликатам относятся полевой шпат или слюды   или . В результате разрушения алюмосиликатов образуются глины, например, белая глина – каолин Обычно в глинах содержатся примеси. В состав корунда алюминий входит в виде . Горные породы бокситы — также содержат алюминий. В качестве примесей в их составе имеются железо, марганец, оксид кремния. Алюминий получают из оксида алюминия, бокситов, нефелинов Содержание алюминия в мышечной ткани составляет 0,07– 2,8. 10–4 %, в костном мозге — (4–27). 10–4 %, в крови — 0,39 мг/л. Ежедневно вместе с пищей в организм должно поступать 2,45 мг алюминия. В организме человека (на 70 кг веса) содержится в среднем 61 мг алюминия.

Получение: Алюминий получают электротермическим способом. При этом в расплавленном криолите (Na3 AlF6). электролитом является растворенный оксид алюминия. В этот расплав добавляют небольшое количество фторида алюминия. Такой электролит хорошо пропускает электрический ток. Электролиз проводится при температуре 800–1000 °C. Через расплав пропускают постоянный ток силой до 80000 А и напряжением 5–8 В. При этом на катоде выделяется алюминий, а на аноде – кислород, который взаимодействует с анодом, изготовленным из углерода:

Электролизер, используемый в промышленности (рис 14), изготовлен из стали и изнутри покрыт углем, угольное покрытие через стальные стержни подключено к отрицательному полюсу и выполняет роль катода. Опущенные сверху в расплав толстые угольные пластинки выполняют роль анода. Со временем анод разрушается, поэтому его периодически обновляют. Электролизер работает непрерывно. Оксид алюминия также подается в электролизер непрерывно. Через каждые двое-трое суток накопившийся алюминий отсасывается с помощью вакуума. Полученный алюминий загрязнен желе

Рис. 14. Электролизер, используемый в промышленности для получения алюминия

зом, кремнием и другими примесями неметаллического происхождения. Поэтому на следующей стадии его очищают повторным расплавлением и электролизом.

При получении оксида алюминия электролизом из расплава криолита (Na3 AlF6 ) в качестве отхода выделяются фтор и его соединения. Токсичные фтористые соединения загрязняют окружающую среду. Получение алюминия сопряжено с очень большими затратами электроэнергии: для получения 1 т алюминия расходуется 13 – 17 тысяч кВт . ч электроэнергии. 

Свойства алюминия:

Почему изделия из алюминия не вступают в реакцию с водой, хотя алюминий является достаточно активным металлом?

Физические свойства: Алюминий – твердый металл серебристо-белого цвета. Плотность 2698 (2,698 ). Температура плавления 660,5 °C. Хорошо проводит электрический ток и тепло. Он хорошо выковывается и вытягивается в проволоку. Из алюминия можно изготовить очень тонкую фольгу толщиной 0,01 мм (алюминиевая бумага). На основе алюминия получают различные сплавы, которые считаются ценным сырьем для народного хозяйства.

Химические свойства: При обычной температуре алюминий на воздухе не меняется, так как он быстро окисляется и покрывается тонкой прочной оксидной пленкой, которая защищает его от воды и других факторов:

При удалении оксидной пленки алюминий легко взаимодействует с водой, и при этом выделяется водород:

При нагревании алюминий легко взаимодействует с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя водород:

Алюминий не реагирует при обычной температуре с концентрированной азотной кислотой, поэтому эту кислоту обычно хранят в алюминиевой посуде. Однако алюминий вступает в реакцию с разбавленной азотной кислотой:

Алюминий легко взаимодействует с растворами щелочей с выделением водорода:

— тeтрaгидроксоалюминат натрия). При нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, фосфором, серой, азотом, углеродом:

(нитрид алюминия),

Al + P → AlP (фосфид алюминия),

(сульфид алюминия),

(карбид алюминия),

(хлорид алюминия).

Алюминий взаимодействует также с оксидами многих металлов. Если алюминий смешать с оксидами железа(II, III) и поднести к смеси раскаленную проволоку, то произойдет бурная экзотермическая реакция (рис.15.):  В результате реакции смесь нагреется до 3500 °C. Продукты реакции – оксид алюминия и железо будут в расплавленном состоянии.

Рис. 15. Восстановление оксида железа с помощью алюминия

Смесь алюминия с угаром железа, называемая термитом, в некоторых случаях применяется для сварки металлов.

Алюминотермия – способ получения металла путем восстановления его оксидов с помощью алюминия.

Алюминотермия была впервые открыта русским ученым Н.Н.Бекетовым. Этот метод применяется в металлургической промышленности для получения хрома, марганца, ванадия, циркония, титана из их оксидов.

Пример №9

При накаливании на воздухе 5,4 г трехвалентного металла получено 10,2 г оксида этого металла. Определите какой это металл.

Решение. Запишем уравнение реакции

Ответ: A = 27. Алюминий

Пример №10

Запишите уравнения реакций, необходимых для осуществления следующих превращений: алюминий → тетрагидроксоалюминат натрия → хлорид алюминия → гидроксид алюминия → оксид алюминия → алюминат натрия → сульфат алюминия

Решение: 1) алюминий → тетрагидроксоалюминат натрия

2) тетрагидроксоалюминат натрия → хлорид алюминия:

3) хлорид алюминия → гидроксид алюминия: ;

4) гидроксид алюминия → оксид алюминия:

5) оксид алюминия → алюминат натрия:

6) алюминат натрия → сульфат алюминия:

Пример №11

Какой объем (л,н.у.) водорода образуется при взаимодействии 270 г алюминиевого сплава, содержащего 20 % меди, с едким натрием?

Решение: 1) из условия известно, что в 270 г сплава 

содержится 20 % меди и 80 % алюминия. С едким натрием взаимодействует только алюминий;

2) найдем массу алюминия в сплаве:

3) какой объем водорода образуется из 216 г Al?

Ответ: 268,8 л 

Пример №12

В составе кристаллогидрата алюминия содержится 51,35 % соли сульфат алюминия. Определите формулу кристаллогидрата?

Решение: 1) в составе кристаллогидрата алюминия

 (100 – 51,35 = 48,65 %).

2) 1-й способ: определение формулы кристаллогидрата путем расчета его массовой доли:

2-й способ: определение формулы кристаллогидрата путем расчета массовой доли воды:

Ответ: 

3-й способ: в кристаллогидрате 51,35 % алюминия и 48,65 % воды.

Ответ:

Соединения алюминия

Оксид алюминия — вещество белого цвета с высокой температурой плавления. В природе он встречается в виде минералов, называемых бокситом и корундом. Оксид алюминия получают путем накаливания его гидроксида:

 Химические свойства: Будучи амфотерным оксидом, оксид алюминия вступает во взаимодействие с кислотами и щелочами:

В реакции с безводной щелочью образует

 

Гидроксид алюминия получают путем воздействия на водорастворимые соли алюминия щелочными растворами:

Гидроксид алюминия обладает амфотерным свойством. Вступая в реакцию с кислотами и щелочами, образует соли:

Запишите ионное и краткое ионное уравнения реакций.

Применение: Благодаря легкости и устойчивости к воздействию воздуха и влаги алюминий и его сплавы широко используются в народном хозяйстве. Например, дюралюминий (95 % Al, 4 % Cu, 0,5 % Mg, 0,5 % Mn) прочен, как сталь, но в три раза легче ее.

Сплавы алюминия применяются в ракетостроении, кораблестроении, в железнодорожном транспорте, в строительстве и приборостроении.Из алюминия изготавливают линзы телескопов, электрические провода, термитную смесь, осветительные ракеты, бытовую посуду. С его помощью получают многие металлы и неметаллы. Из алюминиевого порошка производят металлическую краску, предохраняющую железо и железные изделия от коррозии. Алюминиевую фольгу используют в пищевой промышленности в качестве упаковочного средства. В электротехнике алюминий применяется для изготовления конденсаторов.

Соединения алюминия также используются во многих отраслях. Оксид алюминия, встречающийся в природе в виде корунда, применяется для различных целей. В технических целях из него производят наждак и точильные бруски, из прозрачных кристаллов корунда — красного рубина и голубого сапфира — создают ювелирные изделия. Из рубина изготавливают также лазеры и подшипники. Каолин используется при получении алюминия. Безводный хлорид алюминия применяется в качестве катализатора, а сульфат алюминия — в производстве бумаги и клея, алюминиевые квасцы — при окрашивании хлопчатобумажных тканей и в медицине. В природе встречаются различные разновидности минерала корунда — рубины сапфиры, аметисты. Окраска их зависит от незначительных примесей ионов, содержащихся в составе корунда. Так, красный цвет рубина обусловлен присутствием ионов , примесь ионов кобальта, железа, титана придает сапфиру голубой цвет, а ионы марганца определяют фиолетовую окраску аметиста. Рубины, сапфиры, аметисты широко используются в производстве ювелирных изделий.

Железо    

Как вы объясните то, что кровь имеет красный цвет и является основным транспортным средством?

Размещение в периодической системе: Железо находится в побочной подгруппе восьмой группы периодической системы, порядковой номер 26, химический символ Fe. Относительная атомная масса равна 55,847 г. Входит в семейство d элементов.

Строение атома: Электронная конфигурация атома Fe.

В химических реакциях атом железа отдает два электрона с внешнего 4s — уровня, превращаясь в +2 заряженный ион. Fe⁺² — ион отдает еще один электрон с внешнего 3d уровня и превращается в +3 заряженный ион. Железо имеет степени окисления +2 и +3.

Распространенность в природе: Железо самый распространенный после алюминия металл на земном шаре. Если по некоторым данным железо составляет ядро земли, то оно считается самым распространенным металлом. Массовая доля железа в земной коре составляет 4,2%. Встречается железо в виде различных соединений. В породах небесного происхождения — метеоритах — железо встречается в свободном состоянии. Основными минералами железа считаются: магнитный железняк Fe₃O₄, гематит — красный железняк Fе₂О₃, лимонит — бурый железняк сидерит — железный шпат FeCO₃, пирит — железный колчедан FeS₂.

Получение: Железо получается следующими способами:

1. Воздействуя на оксиды железа водородом или углекислым газом.

2. Способом алюмотермии из оксидов железа;

3. Электролизом двухвалентных солей железа.

Физические свойства: Чистое железо — металл серебристо-белого цвета, быстро окисляющийся на воздухе, достаточно мягкий, ковкий, обладающий сильными магнитными свойствами, хороший проводник тепла и электричества. Температура плавления 1534,83°С, плотность 7874 кг/м³, число изотопов 16 (4963);

Химические свойства: При нагревании на воздухе образуется смесь оксидов железа:

или

При нагревании железо взаимодействует с хлором, серой, углеродом, азотом:

нитрид железа (III)

сульфид железа (II) 3

карбид железа

трихлорид железа (III)

Раскаленное железо взаимодействует с парами воды, в результате образуется железная окалина и водород, однако эта реакция считается обратимой:

Во влажной среде и в воде железо коррозируется, ржавеет.

Ржавчина — желто-бурое соединение, состоящее из гидрата окиси железа Fe(OH)₃

Пористый, легко пропускающий газ и водяной пар слой ржавчины, не может предохранять металл:

В ряду активности металлов железо расположено слева от водорода. Поэтому при взаимодействии с соляной и разбавленной серной кислотой вытесняет водород и образует соли, которые имеют степень окисления равную +2:

При обычной температуре железо вяло реагирует с концентрированными серной и азотной кислотами, т. к. на поверхности железа образуется нерастворимая в этих кислотах оксидная пленка. Поэтому концентрированные серную и азотную кислоты можно хранить в железной посуде.

Железо способно вытеснять из растворов солей металлы, стоящие за ним в ряду активности металлов:

Соединения:

При горении железа на воздухе образуется оксид — смешанный оксид.

Двухвалентные соединения железа образуются при взаимодействии железа и кислоты.

Из дихлорида железа можно получить двухвалентные гидроксиды и оксиды:

Трехвалентные соединения железа образуются при взаимодействии концентрированной азотной и серной кислоты или хлора с раскаленным железом.

Из трехвалентных соединений железа можно получить другие трехвалентные соединения железа.

 — осадок бурого цвета.

Светло-зеленый Fe(OH)₂ по прошествии времени темнеет.

Применение: Относительно других металлов, железо имеет большое значение для человека. Все отрасли современной техники тесно связаны с железом и его сплавами. На практике чистое железо применяется мало, но его сплавы — чугун и сталь нашли широкое применение.

Биологическое значение: С биологической точки зрения железо считается одним из важных элементов. В живой природе оно встречается в организмах растений, животных, входит в состав многих ферментов. Некоторые его соединения с белком имеют большое значение. Например, еще с курса биологии нам известно о роли крови в организме человека и животных и ее функции. Способность крови транспортировать кислород связана с эритроцитами. Основу этих эритроцитов составляют ионы железа и белок глобин. Одна молекула гемоглобина содержит четыре иона железа Fe⁺².

Процесс, протекающий в растениях — превращение неорганического углерода в органическое соединение — фотосинтез — также протекает при участии железа.

Недостаток железа в растениях приводит к такому заболеванию, как хлороз, а у человека — к анемии. Для предупреждения этого явления растениям необходимы удобрения, имеющие в своем составе микроэлементы, а для человека — иметь постоянно в своем рационе железосодержащие продукты: яблоки, гранаты, айву, овощи, яйца, печень и.т.д.

В составе мышечной ткани содержание железа составляет 0,018%, костном мозгу крови 447 мг/л. Ежедневно с пищей должно поступить 40-60 мг железа. Отравляющей дозой является 200 мг, смертельной 7-35 г. В организме человека железо составляет в среднем (в пересчете на 70 кг веса) 4,2 г.

Наряду с неорганическими соединениями железа большое значение имеют его органические соединения. Так например, природное органическое соединение железа, являющееся прототипом гемоглобина и получаемое искусственным путем ферротцен, считается для химии новой областью. На его основе получают свыше 100 химических соединений, которые на сегодняшний день имеют большое практическое значение.

На основе соединений железа, ферротцена узбекские ученые А. Т. Максумов, И. Р. Аскаров, Ю. Т. Насридинов и их ученики синтезировали свыше 10 биологически активных препаратов, которые были рекомендованы при заболеваниях, связанных с нехваткой железа в организме человека.

Производство чугуна и стали

В чем разница между чугуном и сталью? Почему чугун хрупкий, а сталь прочная?

Металлургические заводы, в основном, находятся в городах, где вырабатывается продукция черной металлургии — сталь и чугун.

Чугун — сплав железа и углерода, где содержание углерода более 2,14%.

Сталь — сплав железа и углерода, где содержание углерода более 2,14%.

Выплавка чугуна: Чугун выплавляется в доменных печах из железных руд, состоящих, в основном, из оксидов железа. Доменные печи представляют собой башни высотой 27-31 м., выложенные огнеупорным кирпичом. С верхней части доменная печь загружается смесью железной руды, коксом, флюсами и песком. Через специальные отверстия — фурмы с нижней части домны вдувается горячий воздух с температурой 600-800°С. В большинстве случаев вместе с воздухом вдувается чистый кислород (кислородное дутье). Горение кокса обеспечивает высокую температуру в домне. Кислородное дутье ускоряет повышение температуры и плавление чугуна. В домне кокс является источником СО, который выполняет роль восстановителя и способствует поднятию температуры.

В домне протекает следующий процесс:

1) Сгорание некоторой части кокса и образование СO₂:

2) Взаимодействие СO₂ с коксом с образованием СО:

3) Восстановление железной руды до свободного железа в присутствии СО:

4. Взаимодействие примесей руды с флюсом с образованием легкоплавящих и легких веществ — шлака:

В результате восстановления образующееся из руды пористое железо FeO взаимодействует с углеродом кокса, кремнием, марганцем, фосфором, серой и образуется жидкий чугун. Чугун и шлак стекают в нижнюю часть домны — гори. В горне образуется два слоя: верхний шлак, нижний чугун. Слой шлака защищает чугун от окисления. Чугун и шлак периодически выпускаются из домны через особые отверстия.

Доменная печь непрерывно эксплуатируется в течение 10 лет. Затем она ремонтируется. Производительность доменной печи равна 10000 тонн чугуна в сутки. В последнее время применяется газо-кислородное дутье доменной печи. Метан, входящий в состав природного газа, сгорает, образуя пары оксида углерода (IV) и воды, которые в свою очередь взаимодействуют с раскаленным коксом, образуя доменный газ — оксид углерода (II) и водород — обогащаясь при этом сильными восстановителями.

Рис. 12. Строение доменной печи

Применение природного газа в этом процессе уменьшает расход кокса на 10-20%.

Свойства чугуна: Выплавляемый чугун содержит 2-4,5% С и небольшое количество кремния, марганца, фосфора. Чугун тверже железа, но хрупкий и не ковкий. Чугун разделяется на литейный и передельный. Литейный чугун идет на изготовление различных изделий, а передельный — на производство стали.

Чугун, являясь сплавом железа и углерода, содержит в своем составе 2-4,5% углерода. Кроме того, в составе чугуна имеется до 1,5% Мn, 4,5% Si и в небольшом количестве S и Р.

В составе легированной стали имеются Cr, Ni, Si и Мn.

Чугун выплавляют в доменных печах. Сырье — железная руда: Fe₂O₃,Fe₂O4 и кокс.

Чугун — первичная продукция черной металлургии. Сталь выплавляется из чугуна.

Литейный чугун серого цвета и содержит углерод в форме графита. Он идет на изготовление труб, решеток для мостов, деталей машин, химического оборудования.

 Легированный чугун белого цвета, содержит углерод в форме карбида железа. Он перерабатывается в сталь.

Рис. 13. Чугунная решетка.

Производство стали: Процесс получения стали сводится к снижению содержания углерода, серы, фосфора, кремния и других примесей, имеющихся в составе чугуна. Снижение содержания углерода приводит к снижению прочности стали. Источником кислорода является воздух, а оксиды железа используются в виде специальных добавок, которые поступают с рудой или металлоломом. Предварительно железо окисляется, затем FeO окисляет кремний, марганец, фосфор и углерод:

Рис. 14. Мартеновская печь (срез).

Из передельного чугуна сталь выплавляется в кислородном конверторе, мартеновской или электрической печи.

На Бекабадском металлургическом заводе сталь выплавляется мартеновским способом.

Свойства стали: По химическому составу сталь подразделяется на углеродную и легированную. Для изготовления легированной стали и придания тех или иных специальных свойств в состав стали вводят различные добавки: хром, никель, титан, молибден, ванадий, вольфрам.

Все виды стали обладают прочностью и пластичностью. Сталь можно ковать, прокатывать, волочить, штамповать, вытягивать в проволоку. В зависимости от отрасли применения сталь подразделяется на конструкционную, приборную и специальную.

Сталь — это сплав железа, содержащий до 2% углерода.

Углеродистая сталь содержит в своем составе до 2%C, О,1-1% Мn, 0,4% Si, S и Р.

Легированная сталь — сталь, обладающая особыми свойствами (механически прочная, коррозионно устойчивая, обладающая магнитными и электропроводящими свойствами) и имеющая в своем составе такие добавки как Cr, Ni, Mo, Аl и др.

Сталь выплавляется в мартеновских печах в кислородных конвертерах. Материалом для мартеновских печей является чугун, сталь и отходы чугунных изделий.

Изменение свойств стали закаливанием, прокаливанием, цементированием, азотированием, кованием были известны ремесленникам издавна.

Конструкционная сталь обладает высокой степенью прочности и пластичности, поэтому от применяется при изготовлении деталей машин, различных конструкций и строительстве высотных зданий.

Приборная сталь обладает высокой степенью прочности, твердости и устойчива к стиранию. Она идет на изготовление режущих и точильных приборов, штампов. В отдельную группу объединены скоростные режущие стали, которые даже при высокой температуре (600-700°С) сохраняют режущие способности.

Отдельную группу составляют специальные стали (нержавеющие, жаропрочные, магнитные), которые устойчивы к коррозии в условиях высокой температуры, влажности, кислотной среды и др., и применяются для изготовления газовых турбин, реактивных двигателей, ракетных магнитных установок.

Рис. 15. Конвертер кислорода.

Охрана окружающей среды при производстве чугуна и стали: Производство чугуна и переработка его в сталь представляют собой сложный процесс, приводящий к загрязнению окружающей среды пылью, копотью, газами, шлаками, сточными водами. Поэтому внедряются новые технологии в производство железа и стали непосредственно из руды производства железа и стали непосредственно из руды. В этом процессе восстановитель — кокс не применяется, а применяется водород и природный газ.

Пористое железо, получаемое из руды, очень чистое (не содержит углерод и другие примеси) и широко применяется для получения стали и порошкообразной стали в мартеновских и электрических печах.

Получение железа из руды без применения кокса является одним из примеров применения безотходной технологии в черной металлургии. При этом ощутима экономия воды, уменьшение количества сточных вод, твердых и газообразных выбросов в атмосферу.

Электролиз и его практическое значение

С помощью какого процесса из раствора поваренной соли можно получить три вида сырья, важных для народного хозяйства?

Окислительно-восстановительный процесс, протекающий при пропускании электрического тока через раствор или расплав электролита называется электролизом.

Сущность электролиза состоит в том, что на катоде идет процесс восстановления, а на аноде – окисления. При пропускании электрического тока через раствор электролита положительно заряженные ионы направляются к катоду и, принимая электроны, превращаются в нейтральные атомы, отрицательно заряженные ионы направляются к аноду и, отдавая электроны, теряют заряд.

Для подтверждения указанного рассмотрим электролиз водного раствора хлорида меди(II) . При пропускании через раствор электрического тока ионы и Cl– в растворе двигаются к соответствующим электродам, на которых протекают следующие процессы:

При пропускании электрического тока через раствор соли металла, электродный потенциал которого меньше –0,41 эВ /атом, на катоде должны восстанавливаться не ионы металла, а молекулы воды. Для доказательства рассмотрим электролиз водного раствора NaCl:

При этом молекулы воды восстанавливаются только при электролизе раствора соли того металла, который в ряду стандартных электродных потенциалов расположен перед алюминием. Это объясняется тем, что процесс восстановления молекул воды осложняется из-за сильного напряжения, и для их восстановления необходима дополнительная сила тока. Самая низкая разность потенциалов в процессе электролиза называется напряжением распада, и сила электропроводности соответствующего гальванического элемента всегда больше Е, т.е  

Аноды бывают двух видов – растворимые и нерастворимые. Растворимые аноды – это электроды, которые разрушаются в процессе электролиза, т.е. переходят в раствор в виде ионов. Например, если при пропускании электрического тока через раствор в качестве анода взять медную пластинку, то на катоде выделяется медь, а на аноде хлор не выделяется. При этом условии атомы меди по сравнению с ионами хлора легко отдают электроны. В результате сам анод растворяется, т.е. медь из анода переходит в раствор в виде ионов

В промышленности растворимые аноды применяются для получения чистых веществ, покрытия одних металлов другими и т.д. Так, при никелировании изделий анод изготавливается из никеля, а никелируемое изделие является катодом. Оба электрода погружаются в раствор соли никеля.

Нерастворимые аноды обычно изготавливаются из золота, платины или графита. В процессе электролиза нерастворимые аноды не переходят в раствор в виде ионов. При этом на поверхности анода окисляются или ионы кислотного остатка, или молекулы воды. Если электролит концентрированный, то ионы бескислородных кислот, например  легко теряют заряды. Анионы кислородсодержащих кислот, например не теряют заряды. При электролизе кислородсодержащей кислоты или раствора ее соли на аноде окисляются молекулы воды и выделяется газообразный кислород. При пропускании электрического тока через водный раствор соли, образованной активным металлом и кислородсодержащей кислотой, например , и катионы, и анионы соли не будут терять заряд. На катоде вода восстанавливается, а на аноде окисляется. Поэтому на катоде выделяется водород, а на аноде – кислород:

В результате процесса электролиза происходит разложение воды и увеличение концентрации раствора соли. Зачастую электролиты подвергают электролизу в состоянии расплава. У электролитов, подобных NaCl, в состоянии расплава разрушается ионная кристаллическая решетка. Образовавшийся расплав состоит из беспорядочно двигающихся ионов. Так как в расплаве NaCl положительно заряжены только ионы при электролизе на катоде теряют заряд именно эти ионы:

В настоящее время в промышленности многие металлы (Al, Mg, Ca, Na и др.) получают путем электролиза расплавов. Водород, кислород, фтор, хлор, щелочи также получают путем электролиза. Электролиз широко используется при очистке металлов, нанесении металлических покрытий (никелирование, хромирование, покрытие золотом). Никелевое, хромовое, золотое покрытия не только придают предметам красивый вид, но и предохраняют их от химического разрушения (коррозии).

Восстановительный процесс, происходящий на катоде, осуществляется в соответствии с местоположением металлов в ряду электрохимического напряжения

Окислительный процесс, происходящий на аноде, зависит от вида анода и природы анионов:

– если на инертных анодах (Pt, графит) происходит окисление анионов бескислородных кислот (Cl– , Br– , I– , S2–), то в растворах, содержащих анионы кислородсодержащих кислот, окисляются ионы OH– и выделяется кислород.

– на растворимых анодах (Cu, Ag, Ni, Zn) растворяется металл, взятый в качестве анода. Например:

При электролизе растворов соединений металлов, расположенных в ряду активности до алюминия, на катоде выделяется водород:

2. При электролизе растворов соединений металлов, расположенных в ряду активности после алюминия, на катоде выделяется металл

При электролизе бескислородных кислот и растворов солей, содержащих бескислородный остаток, на аноде происхо­дит окисление кислотного остатка, за исключением иона F (см. вышеприведенные примеры).

4. При электролизе кислородсодержащих кислот и растворов их солей на аноде окисляются ионы OH– и выделяется кислород:

Электролиз раствора 

На катоде На аноде 

В растворе остается: 

5. При электролизе в качестве нерастворимого анода используются пластины инертных материалов или графит. При использовании в качестве растворимого анода Cu, Ni, Ag, Fe и др. именно они окисляются при электролизе. При проведении электролиза в промышленности в атмосферу выделяются различные газообразные продукты, загрязняющие окружающую среду. Обезвреживание выделяющихся газов или их использование в других процессах позволит решить экологические проблемы. Сегодня в ряде научных лабораторий проводятся исследования, направленные на эффективное использование соединений, дополнительно образующихся в процессе электролиза. В табл. 11 приводятся вещества, выделяющиеся при электролизе растворов солей. Для определения массы веществ, выделяющихся на электродах в процессе электролиза, используются законы Фарадея

где m — масса вещества, выделившегося при электролизе;

• E — эквивалент вещества, выделяющегося на электродах;
• I — сила тока;
• t — время прохождения тока;
• F — число Фарадея, определяемое в соответствии с единицей времени: за 1 с — F = 96500; за 1 мин — F = 1608,33; за 1ч -F = 26,8.

Пример №13

Объясните процессы, протекающие на электродах при электролизе расплава иодида натрия.

Решение: 1) в расплаве иодида натрия диссоциация происходит следующим образом:

 2) на катоде происходит следующий процесс: катод, имеющий отрицательный заряд, отдает электроны положительно заряженному иону металла. Na+ притягивается к катоду и, принимая электрон, восстанавливается. Катод(-) ;

3) на аноде происходит следующий процесс: на аноде электроны положительно заряжены и притягивают к себе отрицательно заряженные ионы. Анионы йода, отдавая электроны аноду, окисляются. ;

4) молекулярное уравнение процесса электролиза: 

Пример №14

Объясните процесс электролиза водного раствора сульфата меди(II) на инертном электроде.

Решение. В водном растворе сульфата меди(II) имеются следующие ионы:

2) на катоде происходит следующий процесс: Катод (–)

3) на аноде происходит следующий процесс: Анод(+) 2 .

Следовательно, при электролизе раствора

Пример №15

При электролизе раствора едкого натрия на инертном электроде при н.у. на катоде выделяется 11,2 л водорода. Определите объем кислорода, который выделяется в это же время на аноде.

Решение: 1) напишем формулу электролиза раствора едкого натрия на инертном электроде:

На катоде (–):

На аноде (+):

Следовательно, при электролизе раствора едкого натрия вода подвергается электролизу: 

2) определяем объем выделившегося кислорода. При выделении на катоде 2 л водорода на аноде выделяется 1 л кислорода. Следовательно,

Ответ: 5,6 л  

Пример №16

Как изменяется концентрация соли при электролизе соли NaF?

Решение. Напишем формулу электролиза раствора соли NaF:

Процесс можно представить следующим образом:

При электролизе раствора соли NaF из воды, содержащейся в растворе, выделяются . Следовательно, вода подверглась электролизу, и в результате ее уменьшения в растворе увеличилась концентрация NaF

Пример №17

Какой объем (при н.у.) водорода выделится на катоде при пропускании через раствор гидроксида натрия в течение 1,5 ч электрического тока силой 6A?

Решение: 1) процесс электролиза раствора гидроксида натрия происходит в следующем виде:

2) запишем процесс электролиза в окончательном виде и найдем объем  выделившегося на катоде:

в условии задачи дано:

Ответ: 3,76 л 

Пример №18

Через смесь растворов, содержащую 400 мл 0,2 М , в течение 3860 с пропускали электрический ток силой 5A. Определите массу соли, оставшейся в растворе после окончания процесса электролиза.

Решение: 1) запишем формулу процесса электролиза: . Вода, хотя и незначительно, также выделяет в раствор ионы . Значит, в растворе содержатся ионы   а также

На катоде ионы восстанавливаются в следующем порядке: . 

А на аноде ионы окисляются в следующем порядке:

2) в окончательном виде процесс электролиза происходит так: на 1-м этапе — на 2-м этапе — .

При достаточном количестве тока на 3-м этапе происходит электролиз воды; 

3). найдем массу солей в растворе:

4) на 1-м этапе процесса электролиза ток расходуется на . Определим количество электрического тока, потраченного на восстановление иона , образовавшегося при диссоциации 10,2 г . Из формулы

5) если на израсходовано 1,5 A от 5A, то на потрачено 5–1,5 = 3,5A. Определим количество соли , подвергшейся электролизу при пропускании тока силой 3,5A через раствор в течение 3860 с:

Значит, в 13,16 г произошло восстановление ионов меди; 6) в растворе было 15,04 г, 13,16 г из них подверглось электролизу. Значит, 15,04 – 13,16 = 1,88 г осталось.

Ответ: оставшаяся соль — , ее масса 1,88 г.

Пример №19

Каким образом можно повысить концентрацию соли сульфат натрия в растворе? Поясните свои предложения. Одно из них таково: при электролизе 500 г 10 %-ного раствора сульфата натрия на катоде выделяется 112 л (при н.у.) водорода. Определите концентрацию растворимого в растворе, оставшемся после электролиза. В течение скольких часов ток силой 8A пропускали через раствор в этом процессе? Обсудите свое предложение о повышении концентрации соли в растворе с преподавателем и одноклассниками.

Решение: 1) найдем массу соли в 500 г 10 %-ного раствора: m = 500 . 0,1 = 50 г; m(воды) = 500 – 50 = 450 г;

2) сколько граммов воды подверглось расщеплению, если в процессе электролиза выделилось 112 л водорода?

Заключительная реакция электролиза:

3) 90 г воды распалось в процессе электролиза, и масса раствора составила (500-90) 410 г. В 410 г раствора содержится 50 г   . Определим ее процентное содержание:

4) найдем время, потраченное на электролиз:

Расположение металлов побочной подгруппы первой группы в периодической таблице

В побочной подгруппе первой группы периодической таблицы находятся три элемента – медь, серебро и золото. Они также называются элементами подгруппы меди. С возрастанием порядковых номеров элементов подгруппы меди их металлические свойства усиливаются, а химическая активность уменьшается. В ряду активности металлов они стоят после водорода, поэтому эти металлы не обладают способностью вытеснять водород из воды и кислот. Элементы подгруппы меди отличаются хорошей ковкостью, особенно хорошей ковкостью обладает золото. Хорошо проводят электрический ток. Электропроводимость уменьшается в ряду серебро, медь, золото.

Расположение в периодической таблице химических элементов и строение атома:

Медь расположена в побочной подгруппе первой группы в пятом ряду четвертого периода периодической таблицы под порядковым номером 29. Относительная атомная масса равна 63,546. Строение атома:

Серебро расположено в побочной подгруппе первой группы в седьмом ряду пятого периода периодической таблицы под порядковым номером 47. Относительная атомная масса равна 107,868. Строение атома:

Золото расположено в побочной подгруппе первой группы в девятом ряду шестого периода периодической таблицы под порядковым номером 79. Относительная атомная масса равна 196,967. Строение атома:

По запасам меди наша страна занимает 10–11-е место в мире, по запасам золота – четвертое место, по добыче – седьмое место.

Медь (Cu) – один из металлов, которые были известны людям с древних времен. Сплав меди с оловом – бронза – издавна использовался для изготовления оружия, предметов быта, различных статуэток. В природе медь встречается в небольших количествах, в основном в виде соединений, иногда в чистом виде (см. табл. 14).

Получение: В промышленности металлы получают путем восстановления их оксидов с помощью угля или угарного газа. Для получения меди сначала руду (медный блеск обжигают: 

Продукт , образовавшийся в результате реакции, взаимодействует с медным блеском и образует медь:

В составе меди, полученной таким способом, содержатся примеси Ni, Ag, Au и др. Для получения чистой меди в промышленности используют процесс электролиза. Оксид серы(IV), образующийся в результате реакции, тоже является важным химическим сырьем, с помощью которого получают серу и другие ее соединения.

Физические свойства: Медь – металл красного цвета, обладающий прочными упругими свойствами. Хорошо проводит тепло и электрический ток.

Химические свойства: Медь – относительно пассивный металл, который не окисляется при обычных условиях на воздухе и даже в кислороде. При высоких температурах она вступает в реакцию со многими простыми веществами:

При длительном хранении во влажном воздухе медь вступает во взаимодействие с кислородом воздуха, водяными парами и углекислым газом, образуя вещество темно-зеленого цвета – малахит. В результате поверхность медных изделий и предметов покрывается тонкой зеленой пленкой:

Медь не взаимодействует с водородом, углеродом и азотом даже при высокой температуре.

В ряду активности металлов медь находится после водорода. Она не реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами. При взаимодействии с концентрированной серной кислотой выделяет оксид серы(IV):

С азотной кислотой медь взаимодействует по-разному в зависимости от концентрации этой кислоты:

Двухвалентные соединения меди:

Оксид меди(II) CuO. Оксид меди(II) получают нагреванием металлической меди на воздухе или путем разложения солей меди после нагревания. Образовавшийся оксид меди(II) – вещество черного цвета:

Взаимодействуя с восстановителями, оксид меди(II) образует металл меди:

Оксид меди(II) не растворим в воде. При взаимодействии с кислотами образует соль:

Гидроксид меди(II) . Это – не растворимое в воде вещество голубого цвета, проявляющее реакции, свойственные основаниям:

Для получения гидроксида меди(II) на водорастворимые двухвалентные соли меди воздействуют щелочью:

При нагревании гидроксид меди(II) разлагается с образованием оксида меди(II) и воды: 

Среди солей меди самым значительным для народного хозяйства является сульфат меди(II):

Сульфат меди(II) — порошок белого цвета, кристаллогидрат которого называется медным купоросом. Медный купорос – кристаллическое вещество яркоголубого цвета.

Хлорид меди(II) — вещество зеленого цвета, а нитрат меди(II) — вещество голубого цвета. Применение. Ввиду очень хорошей электропроводимости (на втором месте после серебра) медь используется в электротехнике для изготовления различных видов электропроводов. Медь входит в состав множества сплавов, имеющих важное значение для народного хозяйства. К их числу относится алюминиево-марганцевая бронза (90 % Cu, 8,5–9,5 % Al, 1,5– 2 % Mn), латунь (57–60 % Cu, 40–43 % Zn), никелин (65– 67 % Cu, 33–35 % Ni, 0,4–0,6 % Mn), константан (59 % Cu,1 % Mn) и др. (см. тему “Сплавы”).

Соединения меди – это химикаты, используемые в борьбе против вредителей сельскохозяйственных посевов. Так, одним из таких химикатов (пестицидов), применяемых против вредителей растений, является смесь медного купороса и гашеной извести.

Недостаток меди в почве оказывает отрицательное влияние на рост, развитие и урожайность растений, так как она участвует в процессе фотосинтеза у растений. Медь играет важную роль в усвоении растениями азота и в синтезе таких веществ, как углеводы, крахмал, белки. Поэтому используемый в качестве пестицида медный купорос включают и в состав микроудобрений. Например, смесь медного купороса с хлоридом калия и мочевиной является медно-калийно-азотным микроудобрением. Соли меди применяются также при изготовлении различных красок.

Серебро и золото

Во время похода Александра Македонского в Индию среди его воинов распространилось желодучно-кишечное заболевание, которое унесло жизни многих из них. Однако военачальников это заболевание не коснулось. Почему?

Серебро (Ag) — драгоценный металл, известный людям с очень давних времен. Это – мягкий блестящий металл белого цвета, хорошо проводящий тепло и электрический ток. Серебро поддается ковке. Вследствие мягкости серебра используют его сплавы с медью или цинком. Из таких сплавов изготовляют различные украшения, предметы утвари, серебряные монеты.

Так как соли серебра обладают способностью уничтожать микроорганизмы, из них изготавливают различные лечебные средства. Вода, содержащая ионы серебра [Ag+ ], не портится длительное время.

В химическом отношении серебро – очень пассивный металл. Оно не вступает в реакцию с кислородом, водой и даже с кислотами. Растворяясь в концентрированной азотной кислоте, серебро образует нитрат серебра:

При накаливании серебро вступает в реакцию с хлором, бромом, йодой и серой. 

Нитрат серебра – соединение, которое используется больше всего. Из него получают другие соединения серебра, его также применяют при изготовлении зеркал. Нитрат серебра используется в качестве реактива для галогенидов, т.е. для распознавания хлоридов, бромидов и ионидов. Соль бромид серебра (AgBr) благодаря высокой светочувствительности используется для изготовления фотои кинопленок.

Золото (Au) — мягкий, пластичный, тягучий металл желтого цвета. Его твердость по шкале Мосса равна 2,5. Плотность 19,32 Хорошо проводит электрический ток и тепло. Благодаря тягучести из золота можно изготавливать тонкую золотую фольгу толщиной 0,0002 мм, а из 1 г золота — вытягивать тончайшую золотую проволоку длиной 3,5 км.

В природе золото встречается в основном в чистом виде (самородное золото) вперемешку с песком и горными породами и очень редко в виде слитков. В 1 м3 морской воды содержание золота составляет 0,008 г, в клетках и крови организмов — 0,01–0,05 мг/кг. Оно содержится также в зернах и рыльцах кукурузы. Для выделения золота золотосодержащую породу промывают. В промышленности используется способ выделения из руды комплексной соли цианида золота, т.е. способ цианизации:

На образовавшуюся комплексную соль воздействуют цинком, который вытесняет золото из соли:

Золото – очень пассивный в химическом отношении металл. Оно не вступает в химические реакции и взаимодействует только с царской водкой, т.е. со смесью азотной и соляной кислот в соотношении 1:3:

Образовавшийся , соединяясь с избыточным количеством соляной кислоты, образует комплексное соединение

Обобщая уравнения реакций (1) и (2), можно записать следующее итоговое уравнение реакции: 

Золотой порошок взаимодействует с хлорной водой или с хлором при температуре 150 °C:

Золото – драгоценный металл, используемый в ювелирном производстве. Однако оно мягкое. Поэтому при изготовлении ювелирных и технических изделий используются сплавы из золота и серебра или меди. Например, проба, поставленная на изделие из золота, указывает процентное содержание золота в этом изделии. Проба 583 означает, что содержание золота в изделии составляет 58,3 %.

Расположение металлов побочной подгруппы второй группы в периодической таблице

В побочной подгруппе второй группы периодической таблицы расположены три химических элемента: цинк, кадмий и ртуть. Место этих элементов в периодической таблице и строение их атомов показаны в табл. 15.

На внешнем энергетическом уровне атомов всех элементов побочной подгруппы второй группы, т.е. элементов подгруппы цинка, имеется по два электрона. Эти металлы – восстановители. Восстановительные свойства ослабевают от цинка к ртути. Элементы подгруппы цинка в основном двухвалентны, но известны и одновалентные соединения ртути. С возрастанием порядковых номеров элементов их металлические свойства усиливаются

Цинк

Получение: В промышленности металлический цинк получают путем обжига его природного соединения — цинковой обманки, в результате чего получается оксид цинка:

Образовавшийся оксид цинка восстанавливают при помощи восстановителей и получают цинк:

Физические свойства: Цинк — твердый металл светлоголубого цвета (табл. 16). На воздухе он окисляется и тускнеет.

Химические свойства: Цинк достаточно устойчив благодаря тонкой оксидной пленке, образующейся в результате окисления поверхности на воздухе. Именно поэтому он вступает во взаимодействие с простыми веществами только при высокой температуре:

При обычных условиях цинк не реагирует с водой. Вступая в реакцию с кислотами, образует соли:

Цинк по-разному реагирует с серной и азотной кислотами в зависимости от их концентрации. Реакция с разбавленной серной кислотой следующая:

При взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой в зависимости от степени концентрации образуются 

При взаимодействии цинка с азотной кислотой водород не образуется. В зависимости от концентрации кислоты реакция протекает так:

В связи с тем, что цинк является амфотерным металлом, он взаимодействует также с щелочами:

-соль цинката натрия в виде водного раствора комплексной соли.

Оксиды

ZnO — вещество белого цвета, для получения которого проводятся следующие реакции:

1) обжиг Zn в присутствии кислорода или обжиг на воздухе его природного соединения ZnS;

2) обжиг солей:

3) обжиг гидроксида цинка: 

Оксид цинка(II), будучи амфотерным оксидом, растворяется и в кислотах, и в щелочах, образуя соль:

Гидроксиды элементов подгруппы цинка не растворяются в воде. Поэтому для их получения на водорастворимые соли этих элементов воздействуют щелочью:

— очень неустойчивое соединение (см.выше),

— обладает основными свойствами,

— обладает амфотерными свойствами, подобно цинку и оксиду цинка.

Гидроксид цинка, взаимодействуя с кислотами, образует соли: .

Образовавшаяся соль сульфат цинка получается в виде цинкового купороса — т.е. в виде кристаллогидрата. Соль — одно из самых важных соединений цинка, которое применяется в различных целях.

Как отмечалось выше, гидроксид цинка обладает амфо­терным свойством и поэтому вступает во взаимодействие с щелочами, образуя цинкаты:

Ртуть – металл серебристого цвета, который в обычных условиях находится в жидком состоянии. Ртуть хорошо проводит тепло и электрический ток. Вы наверняка видели и пользовались ртутными термометрами и барометрами. Пары ртути чрезвычайно ядовиты и могут убить человека.

При обычных условиях ртуть не реагирует с кислородом воздуха и другими веществами. Однако она взаимодействует с кислородом при температуре, близкой к температуре кипения ртути (357,25 °C):

Соединяясь с кислородом, ртуть образует два оксида: оксид ртути(I) черного цвета (Hg2 O) и оксид ртути(II) красного цвета (в измельченном состоянии – желтого цвета) (HgO).

Оксид ртути(II) является сырьем для получения других необходимых соединений ртути. Ртуть получают путем накаливания соли нитрата ртути(II): Hg(NO3 )2 = Hg + 2NO2 → + O2 →.

Ртуть можно получать также путем воздействия щелочью на водорастворимые соли ртути. При этом, как отмечалось выше, должен был образоваться гидроксид ртути(II). Однако в силу того, что гидроксид ртути(II) является неустойчивым соединением, образуется оксид ртути(II) HgO:

Нитрат ртути получают путем воздействия на разбавленную азотную кислоту ртутью:

Ртуть и ее соединения ядовиты. При работе с ними следует соблюдать осторожность.

Применение: Поскольку цинк устойчив к коррозии, его используют для покрытия поверхности железных предметов. Цинк имеет большое значение при изготовлении листового железа. Его применяют также при производстве различных видов сплавов, а также гальванических элементов. Смесь цинкового купороса и аммофоса в качестве цинкового микроудобрения применяется в сельском хозяйстве. Недостаток цинка в живых организмах приводит к возникновению заболеваний.

Соединение используют при сварке металлов. Смесь ZnS и играет важную роль при изготовлении белых красок. Из соединения CdS получают различные виды красок желтого цвета. Смесь CdS и , именуемая кадмопоном, применяется в лакокрасочной промышленности. Ртуть и ее соединения служат основой для приготовления лекарственных препаратов. Ртуть растворяет различные металлы.

Ртутные растворы металлов называются амальгамой. Амальгамы используются в металлургии и медицине

Хром

Получение: Чистый хром получают путем восстановления оксида хрома(III) металлом алюминием. Восстановление металлов из их соединений с помощью алюминия называется алюминотермией:

При восстановлении хромистого железняка коксом получается смесь хрома и железа: 

Хром получают также путем электролиза его солей 

Физические свойства: Хром – блестящий металл серебристо-белого цвета, хорошо проводящий тепло и электричество (табл. 17).

Химические свойства: Хром в химическом отношении достаточно устойчив, так как его поверхность покрыта тонкой оксидной пленкой. Он трудно реагирует даже с кислотами.

При нагревании реагирует с разбавленными серной и соляной кислотами:

Проведение реакции при избыточном количестве соляной кислоты приводит к образованию соли .

Хром не взаимодействует с концентрированной азотной кислотой. Измельченный при высокой температуре хром, взаимодействуя с кислородом, образует оксид хрома(III):

При высокой температуре хром взаимодействует также с рядом простых веществ:

При накаливании хром вступает в реакцию с водяными парами: 

Применение. Благодаря устойчивости к коррозии хром используется для покрытия поверхности металлических изделий. Добавляя хром к железу в различных соотношениях, получают высококачественную сталь, обладающую ценными свойствами. Например, сталь, содержащая 12 % хрома, называется нержавеющей сталью, которая используется для изготовления медицинского оборудования

Двух-, трех- и шестивалентные соединения хрома и их свойства

Хром образует устойчивые соединения при степенях окисления +2, +3, +6: основный оксид хрома(II) , амфотерный оксид хрома(III) , кислотный оксид хрома(VI) .

Оксид хрома(II) – основный оксид. Это – порошок черного цвета. Его получают путем окисления на воздухе ртутной амальгамы хрома:

В лаборатории оксид хрома(II) можно получить следующим способом: 

При накаливании на воздухе при температуре выше 100 °C CrO, окисляясь, превращается в оксид хрома(III): 

Взаимодействуя с кислотами, CrO образует двухвалентные соли хрома: 

Оксиду хрома(II) соответствует гидроксид хрома(II), который также вступает в реакцию с кислотами и образует соль и воду:

Гидроксид хрома(II) получают путем воздействия на двухвалентные соли хрома щелочью. В результате образуется осадок желтого цвета:

Двухвалентные соединения хрома неустойчивы. Окисляясь в присутствии кислорода воздуха, они образуют трехвалентные соединения хрома:

При накаливании образуется оксид хрома(III):

Соединения хрома со степенью окисления являются восстановителями. Они, легко окисляясь, превращаются в соединения хрома со степенью окисления 

Оксид хрома(III) – устойчивое соединение, обладающее амфотерным свойством. Это – порошок зеленого цвета. Взаимодействуя и с кислотами, и с щелочами, оксид хрома(III) образует соли:

В лабораторных условиях оксид хрома(III) получают путем накаливания дихромата аммония:

Гидроксид хрома(III) также обладает амфотерным свойством. Его получают воздействием щелочи на трехвалентные соли хрома:

Соединения хрома со степенью окисления являются и окислителями, и восстановителями.

Хромистые квасцы, относящиеся к трехвалентным соединениям хрома, используются в кожевенной промышленности для дубления кож. Примером хромистых квасцов могут служить калиево-хромистые квасцы-аммониево-хромистые квасцы-Это – серные двойные соли.

Оксид хрома(VI) — кислотный оксид. Это — кристаллическое вещество темно-красного цвета. При взаимодействии с щелочами оксид хрома(III) образует соль хромат натрия:

— — сильный окислитель. Он окисляет простые и сложные вещества, и сам восстанавливается до :

Разлагаясь при высокой температуре, образует :

В лабораторных условиях получают путем воздействия на дихромат калия концентрированной серной кислотой:

Оксид хрома(VI) легко взаимодействует с водой:

при большем количестве воды:

при большем количестве

 Следовательно, на оксид хрома(VI) приходятся две кислоты: — хромовая и – дихромовая.

Хромовая кислота неустойчивая и существует только в виде разбавленного раствора.

Соли хромовой кислоты называются хроматами и имеют желтую окраску. Соли дихромовой кислоты называются дихроматами и имеют темно-желтую окраску

Натриевые, калиевые и аммониевые соли этих кислот устойчивы, хорошо растворяются в воде и являются сильными окислителями. Поэтому их растворы в кислотной среде используются для окисления различных веществ:

Соединения хрома со степенью окисления +6 являются сильными окислителями, легко восстанавливаются и превращаются в соединения, где хром имеет степень окисления +3:

Пример №20

В лабораторных условиях с помощью соли можно осуществить интересный эксперимент, называемый “искусственным вулканом”. Какой газ и в каком объеме (л,н.у.) образуется в результате эксперимента, если для опыта взяли 5,04 г дихромата аммония?

Решение. Запишем уравнение реакции:

Ответ: образуется 0,448 л азота

Пример №21

Для окисления соли сульфат железа(II) в кислотной среде используется дихромат калия. Напишите уравнение этой химической реакции. Объясните уравнение с точки зрения окисления-восстановления и уравняйте его. Какое количество (г) сульфата железа (II) и дихромата калия надо взять, чтобы получить 7,84 г сульфата хрома(III)?

Решение: 1) запишем уравнение реакции и уравняем его:

2) какое количество (г) сульфата железа(II) и дихромата калия надо взять, чтобы получить 7,84 г сульфата хрома(III), исходя из приведенной формулы?

a) найдем массу 

б) найдем массу

Ответ: 18,24 г и 5,88 г

Пример №22

Уравняйте следующую окислительно-восстановительную реакцию:

Решение. Запишем уравнение реакции и определим элемент с изменившейся степенью окисления :

Степень окисления хрома в дихромате калия, вступающем в химическую реакцию, изменилась с +6 до +3. В результате его атом принимает три электрона и становится окислителем.

Следовательно, — окислитель.. Степень окисления йода в йодиде калия, участвующем в реакции, изменилась с –1 до 0. Его атом отдает два электрона и становится восстановителем. Следовательно, KI – восстановитель.

Ответ: – oкислитель, KI – восстановитель.

Марганец

Получение: Марганец получают в электрических печах путем восстановления оксида марганца кремнием (а также алюминотермическим способом):

Марганец можно получить также путем электролиза раствора соли

Физические свойства: Марганец – твердый металл серебристо-белого цвета (табл. 18).

Химические свойства: Поверхность металла марганца

покрыта тонкой оксидной пленкой поэтому он не окисляется на воздухе даже при нагревании. При накаливании марганец участвует в ряде химических реакций. В зависимости от температуры реакции образует с кислородом соединения

При нагревании быстро вступает в реакцию с водой:

Взаимодействуя с галогенами, серой и азотом, марганец образует 

В реакциях с разбавленными кислотами вытесняет водород: 

При взаимодействии с концентрированной серной и азотной кислотами образует не водород, 

Соединения марганца и их применение:

Соединения: Известно пять оксидов марганца. На практике широко используются оксид марганца(IV) (сильный окислитель) и соли, соответствующие оксиду

Оксид марганца(VII) — маслянистая жидкость. Его получают путем воздействия на перманганат калия серной кислотой. Образовавшийся в результате реакции при накаливании разлагается на 

Перманганат калия — кристаллическое вещество темно-красного цвета, хорошо растворимое в воде. Применяется в медицине. Обладает сильным окислительным свойством, которое зависит от среды раствора 

В кислотной среде:

В щелочной среде:

В нейтральной среде:

При накаливании перманганат калия разлагается, и это используется при получении кислорода в лабораторных условиях: 

Марганцевая кислота соответствующая оксиду марганца(VII), является сильной неустойчивой кислотой которая легко разлагается в воде.

Применение: Марганец и его соединения применяются во многих отраслях народного хозяйства:

Пример №23

При накаливании оксида марганца(IV) при участии гидроксида и нитрата калия он окисляется и образует соли кислоты . Напишите уравнение данной реакции и уравняйте его методом электронного баланса.

Решение: 1) напишем уравнение реакции

2) определим элементы с изменившимися степенями окисления:

3) следовательно, степень окисления марганца в изменилась с +4 до +7, т.е. его атом отдал два электрона. Степень окисления азота в изменилась с +5 до +3, т.е. его атом присоединил два электрона:

4) подставим в уравнение коэффициенты:

Пример №24

Воздействуя на перманганат калия соляной кислотой, получают хлор. Уравняйте уравнение этой реакции методом электронного баланса.

Решение: 1) запишем уравнение реакции и определим элементы, степени окисления которых изменились:

2) составим схему изменения электронов в атомах элементов, у которых изменились степени окисления, и определим элементы окислители и восстановители:

3) число присоединенных и отданных электронов должно быть одинаковым. Поэтому:

где а — число электронов, отданных и присоединенных элементами, степени окисления которых изменились; б — общий знаменатель для числа отданных и присоединенных электронов; в — коэффициенты.

Примечание. Два атома марганца присоединяют 10 электронов по пять электронов каждый.

4) подставим в первоначальное уравнение найденные коэффициенты;

5) уравняем уравнение на основе коэффициентов, определенных выше:

Железо

Кровь красного цвета и выполняет в организме человека важную транспортную функцию. Чем это объясняется?

Расположение в периодической таблице: Железо расположено в побочной подгруппе восьмой группы, под порядковым номером 26. Химический символ – Fe. Относительная атомная масса равна 55,847. Железо относится к семейству d-элементов. Строение атома. Электронная конфигурация атома железа следующая:

В химических реакциях атом железа отдает два электрона с 4s-внешнего электронного слоя и превращается в ион с зарядом +2. Ион отдает еще один электрон с 3d-электронного слоя и превращается в ион с зарядом +3. Железо образует ряд соединений, соответствующих степеням окисления +2 и +3

Распространение в природе: Железо – самый распространенный после алюминия металл на земле. Согласно некоторым данным, железо составляет ядро Земли. Его можно считать самым распространенным металлом на земном шаре. Массовая доля железа в земной коре составляет 4,2 %. В природе железо встречается в виде соединений. В небесных телах – метеоритах оно встречается в свободном состоянии. Основными минералами железа являются магнетит – магнитный железняк , гематит – красный железняк  лимонит – бурый железняк , сидерит – железный шпат , пирит – железный колчедан .

Получение: Железо получают следующими способами. 1. Воздействием на оксиды железа водородом, углеродом или угарным газом:

2. Способом алюминотермии из оксидов железа:

3. Путем электролиза двухвалентных солей железа.

Физические свойства: Чистое железо – металл серебристобелого цвета, быстро тускнеющий на воздухе, достаточно мягкий, поддающийся ковке, обладающий сильными магнитными свойствами, хорошо проводящий тепло и электрический ток. Температура плавления 1539 °C, плотность 7874 , число устойчивых изотопов 4 (54, 56, 57, 58).

Химические свойства: При нагревании на воздухе образуется смесь оксидов железа – железная окалина:

При нагревании железо вступает в реакцию с хлором, серой, углеродом, азотом:

Раскаленное железо взаимодействует с водяными парами, в результате чего образуются водород и железная окалина. Однако эта реакция считается обратимой:

Во влажной среде и в воде железо подвергается коррозии, ржавеет и разъедается.

Ржавчина – желто-бурое соединение, представляющее собой гидроксид железа(III) 

Пористый слой ржавчины, легко пропускающий газ и водяные пары, не может предохранять металл от разъедания:

В ряду активности металлов железо находится слева от водорода. Поэтому оно вытесняет водород из соляной и разбавленной серной кислот, образует соли, имеющие степень окисления +2:

При обычной температуре железо пассивно по отношению к концентрированной серной и азотной кислотам: на его поверхности образуются соединения, не растворимые в этих кислотах. Поэтому концентрированную серную и азотную кислоты хранят в железной посуде.

А с разбавленной азотной кислотой железо вступает в различные реакции в зависимости от условий и концентрации раствора кислоты:

а) с нагретой и разбавленной азотной кислотой —

б) с сильно разбавленной азотной кислотой при температуре 0–10 °С —

Железо вытесняет из растворов солей металлы, которые в ряду активности металлов находятся после него:

Важнейшие соединения железа

При горении на воздухе железо образует  Это – смешанный оксид

Двухвалентные соединения железа получают путем воздействия на железо кислотой: 

Из хлорида железа(II) можно получить двухвалентные гидроксиды и оксиды железа:

Двухвалентные соединения железа получают также путем восстановления трехвалентных соединений:

Реактивом для двухвалентных соединений железа служит гексацианоферрат калия(III) (красная кровяная соль). В результате образуется гексацианоферрат железа(III) калия(II) (турнбулевая синь).

Трехвалентные соединения железа получают путем воздействия железом на концентрированные азотную и серную кислоты или хлор:

Из трехвалентных солей железа можно получить другие трехвалентные соединения:

Реактивом для трехвалентных соединений является желтая кровяная соль (гексацианоферрат калия(II). В результате реакции образуется берлинская лазурь (гексацианоферрат железа(II) калия(III) — прозрачная малорастворимая комплексная соль синего цвета:

Для определения трехвалентных соединеий железа используется также роданид калия (KNCS) или роданид аммония   В результате реакции образуется роданид железа темно-красного цвета:

— светло-зеленый осадок, который со временем темнеет, – осадок бурого цвета:

Применение: Среди других металлов железо имеет самое важное значение для человека. Все отрасли современной техники неразрывно связаны с железом и его сплавами. На практике чистое железо используется не так широко, как его сплавы чугун и сталь. Их значение так велико, что, в отличие от других металлов, они выделены в отдельную группу под названием черных металлов. Со сталью и чугуном мы ознакомимся далее.

— кристаллогидрат сульфата железа(II) (железный купорос) — используется в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями сельскохозяйственных растений, а также служит сырьем для производства минеральных красок.

— кристаллогидрат соли сульфат железа(III) имеет важное значение для очистки воды.

— хлорид железа(III) применяется для отбеливания и окраски тканей в текстильной промышленности.

Биологическое значение: С биологической точки зрения железо считается одним из важнейших металлов. В живой природе оно встречается в организме растений, животных, входит в состав многих ферментов. Соединения железа с некоторыми белками имеют крайне важное значение. Например, из курса биологии нам известна роль крови в организме человека и животных и ее функции. Способность крови транспортировать кислород связана с эритроцитами. Основу этих эритроцитов составляют ионы железа и белок глобин: в одной молекуле гемоглобина содержится четыре иона железа

Велика роль железа и в процессе, протекающем в растениях, – превращении углерода в его органические соединения – фотосинтезе.

При недостатке железа в растениях у них развивается заболевание хлороз, а у человека – анемия. Для предупреждения этого явления растениям необходимы удобрения, содержащие микроэлементы, а для человека – наличие в рационе железосодержащих продуктов: яблок, гранатов, айвы, овощей, яиц, печени, языка, почек животных и т.д. В мышечной ткани содержание железа составляет 0,018 %, в костном мозге – , в крови – 447 мг/л. Ежедневно вместе с пищей в организм человека должно поступать 6–40 мг железа. Отравляющая доза равна 200 мг, смертельная – 7–35 г. В организме человека (на 70 кг веса) содержится в среднем 4,2 г железа.

Наряду с неорганическими соединениями железа большое значение имеют его органические соединения. Так, соединение ферроцен, получаемое синтетическим способом и являющееся прототипом природного соединения железа гемоглобина, легло в основу целой отрасли химической науки и привлекает внимание широкого круга исследователей. На основе ферроцена получено более 100 химических соединений, имеющих практическое значение.

Металлургическая и чугунная промышленность

Чем отличается чугун от стали? Почему чугун хрупкий, а сталь прочная?

Металлургическая промышленность развита в основном в Бекабаде. На Бекабадском металлургическом заводе вырабатывается продукция черной металлургии – сталь и чугун.

Чугун – сплав железа и углерода, содержащий более 2,14 % углерода.

Сталь – сплав железа и углерода, содержащий менее 2,14 % углерода

Выплавка чугуна: Чугун выплавляется в доменных печах, состоящих в основном из оксидов железа. Доменные печи представляют собой башни высотой 27–31 м, выложенные из огнестойкого кирпича (рис 16). С верхней части домна загружается смесью железной руды, кокса – C, флюса – известняка и песка. Через специальные отверстия фурмы в нижней части домны вдувается горячий воздух температурой 600–800 °C. В большинстве случаев вместе с воздухом вдувается чистый кислород (кислородное дутье). Горение кокса обеспечивает высокую температуру в домне. Кислородное дутье ускоряет повышение температуры и плавление чугуна. Кокс в домне служит источником CO, который выполняет роль восстановителя и способствует поднятию температуры.

В домне протекают следующие химические процессы:

1) сгорание части кокса и образование 

2) взаимодействие с коксом при высокой температуре и превращение в CO:

3) восстановление железной руды до свободного железа в присутствии CO:

4) взаимодействие примесей руды с флюсом и образование легкоплавящихся и легких веществ – шлака:

Образующееся из руды в результате восстановления пористое железо взаимодействует с CO, углеродом кокса, кремнием, марганцем, фосфором, серой и образует жидкий чугун. Чугун и шлак стекают в нижнюю часть домны – горн. В горне образуется два слоя: верхний – шлак, нижний – чугун. Слой шлака защищает чугун от окисления. Чугун и шлак периодически выпускаются из домны через специальные отверстия. Плотность чугуна составляет 7,5 , а плотность шлака, который почти в три раза легче чугуна, равна 2,5 .

В последние годы налажено дутье кислорода вместе с природным газом (газокислородное дутье). Входящий в состав природного газа метан сгорает и образует пары углекислого газа и воды. Последние в свою очередь взаимодействуют с раскаленным коксом, в результате чего доменный газ обогащается сильными восстановителями – угарным газом и водородом:

Применение природного газа в этом процессе уменьшает расход кокса на 10–20 %.

Свойства чугуна: Выплавляемый в домнах чугун содержит 2–4,5 % C и небольшие количества кремния, марганца, серы и фосфора. Чугун тверже железа, но хрупкий и не ковкий. Различают чугун литейный и предельный. Из литейного чугуна изготавливают различные изделия (рис.17), из предельного производят сталь.

Чугун, являясь сплавом железа и углерода, содержит в своем составе 2–4,5 % углерода. Также в составе чугуна содержится до 1,5 % Mn, до 4,5 % Si и небольшие количества S и P.

В составе легированной стали имеются Cr, Ni, Si и Mn.

Чугун выплавляют в доменных печах. Сырье – железная руда: и кокс.

Чугун – первичная продукция черной металлургии.

Литейный чугун серого цвета и содержит углерод в форме графита. Из него изготавливают трубы, решетки для мостов, детали машин, химическое оборудование .

Предельный чугун белого цвета и содержит углерод в форме карбида железа. Он используется в производстве стали.

Производство стали

Сталь, больше всего используемая в народном хозяйстве, является продуктом переработки чугуна. Сущность процесса получения стали сводится к уменьшению углерода в составе чугуна, а также к вытеснению серы, фосфора, кремния, марганца и других примесей.

Для этого определенная часть железа с помощью кислорода воздуха окисляется, и образуется оксид железа(II). Затем оксид железа(II) окисляет кремний, фосфор, марганец и углерод:

Углерод выводится в виде газов CO и . Оксиды кремния, марганца и других металлов переходят в состав шлака. Сера в составе чугуна содержится в виде FeS и с помощью CaO переходит в CaS. Фосфор в составе чугуна, окисляясь, образует оксид   который, взаимодействуя с известью, образует . Фосфор в виде переходит в шлак:

Сталь из предельного чугуна выплавляется в кислородном конверторе мартеновской печи (рис. 18) или электродуговой печи. На Бекабадском металлургическом заводе сталь выплавляется мартеновским способом (рис.19).

Свойства стали: По химическому составу сталь подразделяется на углеродистую и легированную. Для изготовления легированной стали и придания ей специальных свойств в состав стали вводят различные добавки: хром, никель, титан, молибден, ванадий, вольфрам и др.

Все виды стали обладают прочностью и пластичностью. Их можно ковать, прокатывать, волочить, штамповать, вытягивать в проволоку. В зависимости от сферы использования в технике сталь подразделяется на конструкционную, приборную и специальную

Рис. 18. Maртеновская печь (в разрезе)

Рис. 19. Kислородный конвертор

Сталь – это сплав железа, содержащий до 2 % углерода.

Углеродистая сталь содержит в своем составе до 2 % C, 0,1–1 % Mn, 0,4 % Si, S и P.

Легированная сталь – сталь, изготовленная с добавлением Cr, Ni, Mo, Al и др., для придания ей специальных свойств (механической прочности, коррозионной устойчивости, магнитных и электроводящих свойств).

Сталь выплавляется в мартеновских печах, в кисло­­родных конверторах. Сырьем для мартеновских печей служат чугун, сталь и отходы чугунных изделий.

Изменение свойств стали закаливанием, прокаливанием, цементированием, азотированием, ковкой было известно ремесленникам издавна.

Конструкционная сталь обладает высокой степенью прочности и пластичности, ее обработка под давлением, резка и сварка не вызывают трудностей. Поэтому она используется при изготовлении деталей машин, различных конструкций и строительстве зданий.

Приборная сталь обладает высокой степенью прочности, твердости, устойчивости к истиранию. Она применяется для изготовления режущих и точильных приборов, штампов. Отдельную группу составляют скоростные режущие стали, которые сохраняют режущую способность даже при высокой температуре (600–700 °C).

Отдельную группу составляют специальные стали (нержавеющие, жаропрочные, магнитные), которые устойчивы к коррозии в условиях высокой температуры, влажности, кислотности среды и др. и применяются для изготовления газовых турбин, реактивных двигателей, ракетных и магнитных установок.

Охрана окружающей среды при производстве чугуна и стали: Производство чугуна и переработка его в сталь представляют собой сложный процесс, вызывающий загрязнение окружающей среды пылью, копотью, ядовитыми газами, шлаками и сточными водами. Поэтому проводятся исследования, направленные на разработку способов получения железа и стали непосредственно из руды. В этом процессе в качестве восстановителя кокс не используется, вместо него применяются водород и природный газ.

Пористое железо, получаемое из руды, очень чистое (не содержит углерода и других примесей) и широко применяется для получения стали и порошкообразной стали в мартеновских и электрических печах.

Одним из примеров внедрения новой безотходной технологии в черной металлургии является получение железа из руды без использования кокса. При этом ощутимо уменьшается расход воды, количество сточных вод, твердых отходов и газовых выбросов в атмосферу.

Пример №25

В составе водородного соединения элемента, имеющего высший оксид , содержится 8,8 % водорода. Определите этот элемент.

Решение. Из периодической таблицы выясняем, что водородным соединением элемента, имеющего высший оксид , должен быть . Чему равна молярная масса гидрида состава ?

. Исходя из того, что массовая доля водорода в равна = 8,8 %, можем записать следующее уравнение:

Чему равна атомная масса A элемента?

Ответ: A(E)= 31. Это фосфор, — фосфин.

Пример №26

Для приготовления бордосской жидкости, используемой для борьбы с вредными насекомыми в садоводстве, используется медный купорос. При накаливании 12,5 г медного купороса его масса уменьшается до 4,5 г. Определите химическую формулу медного купороса.

Решение. 1-й способ: 1) в составе медного купороса содержится и n молей воды

При накаливании 12,5 г медного купороса вода испаряется и остается безводная соль сульфат меди(II):

12,5 – 4,5 = 8 г

2) сколько молей в 90 г воды?

Ответ:

2-й способ. Медный купорос . Если 8 г соли   соединились с 4,5 г воды, а 160 г соли CuSO4 соединились с 18 г воды, то 

Ответ: 

Пример №27

Для растворения 2 г оксида двухвалентного металла израсходовано 18,25 г 20 %-ного раствора соляной кислоты. Определите элемент оксида.

Решение: 1) найдем массу HCl в израсходованном растворе:

m(HCl) = 18,25 ∙ 0,2 = 3,65 г;

2) определим MeO:

Ответ: магний Mg

Пример №28

При растворении оксида неизвестного металла в серной кислоте образовалось 3,92 г сульфата металла и 0,54 г воды. Определите формулу оксида металла.

Решение. Составим уравнение реакции:

Так как в уравнении два неизвестных, его невозможно решить. Но если валентность металла принять равной 1 (n — валентность металла), уравнение решить можно:

Значит, при n = 1 A = 17,3. Одновалентного металла с A = 17,3 не существует

При n = 2 A = 17,3 . 2 = 34,6. Двухвалентного металла с А = 3,46 также не существует. Трехвалентный металл с A = 51,9 — это расположенный в периодической таблице под порядковым номером 24 хром.

Ответ: — оксид хрома(III).

Пример №29

Минерал берилл под влиянием содержащихся в его составе примесей встречается в виде разноцветных драгоценных камней, которые используются при изготовлении ювелирных украшений. В составе минерала берилла содержатся 10,1 % алюминия, 5 % бериллия, 31,3 % кремния и кислород. Определите формулу берилла.

Решение: 1) запишем качественный состав берилла 

2) запишем количественный состав берилла:

3) определим атомное соотношение в составе берилла:

Соотношения атомов в составе сложных веществ выражаются в целых числах. Поэтому полученные результаты переведем в целые числа. Самое малое число 0,374 примем за единицу и разделим остальные числа на 0,374:

Значит, формула минерала берилла и ли 

Ответ: 

Пример №30

Вычислите массу (г), объем (л,н.у.) и количество вещества кислорода, необходимого для получения оксида алюминия из 10,8 г алюминия.

 Решение: 1) запишем уравнение реакции взаимодействия алюминия с кислородом:

2) найдем количество вещества исрасходованного кислорода:

3) определим массу израсходованного кислорода:

4) найдем объем (л,н.у.) израсходованного кислорода:

Ответ: 19,2 г; 13,44 л; 0,6 моля

Пример №31

При сильном накаливании 60 г смеси карбоната натрия и гидрокарбоната натрия выделилось 2,7 г воды. Определите массовые доли карбоната и гидрокарбоната натрия в составе смеси.

Решение: 1) запишем уравнения реакций, протекающих при накаливании смеси солей:

2,7 г воды образовалось только за счет распада

2) из какого количества образуется 2,7 г воды?

3) 25,2 г смеси (60 г) составляет . Масса карбоната натрия 60 — 25,2 = 34,8 г

Ответ: 

Пример №32

Сколько граммов меди образуется при полном взаимодействии 40 г 20 %-ного раствора соли сульфата меди(II) с железом?

Решение: 1) определим массу сульфата меди(II) в растворе 

2) найдем массу меди, образовавшейся в результате реакции:

Ответ: 3,2 г Cu

Пример №33

Определите место в периодической таблице и атомное строение металла, образующего 14,8 г нитрида при взаимодействии с 2,8 г азота. Примите, что валентность металла равна двум.

Решение. Масса азота в 14,8 г нитрида равна 2,8 г.

m(Me) = 14,8 — 2,8 = 12 г.

1-й способ. Вычислим массу атома азота на основе уравнения реакции между азотом и металлом:

–8,4A = –336, A = 40. Это — кальций.

2-й способ. Вычисление на основе закона эквивалентов.

m(N) = 2,8; n(Me) = 12

A(Me) = E ∙ v = 20 ∙ 2 = 40. Это — кальций. Ответ: кальций

Общая характеристика металлов

Обзор металлов; нахождение в природе и общие способы их получения. Сплавы металлов

В IX классе изучение химии начинаем с металлов. Из 118 известных химических элементов более 90 — металлы. Без металлов невозможно представить земной шар. Так, ядро Земли состоит, в основном, из железа и никеля, ее мантия — из соединений алюминия, литосфера (земная кора) — из соединений многих металлов.

— Почему основные части машин и механизмов в основном изготавливают из металла?

Химия и биология: В деятельности живых организмов металлы также играют значительную роль. Например, процесс фотосинтеза протекает с участием магний-содержащего соединения — хлорофилла. В организме человека металлы в составе ферментов, костной ткани, в крови и других органов управляют сотнями важнейших химических процессов.
 

оложение металлов главных подгрупп в Периодической системе
             

Таким образом, в Периодической системе металлы расположены слева внизу от диагонали, проведенной от бериллия до астата (At): (т.е. металлами являются элементы главных подгрупп I—III групп (кроме Н и В) и побочных подгрупп I—VIII групп, в том числе и лантаноиды и актиноиды, расположенные внизу короткого варианта Периодической системы).

На внешнем энергетическом уровне атомов металлов обычно располагаются от 1 до 3 электронов. Как правило, их атомы в каждом периоде имеют наибольший радиус и легко отдают валентные электроны. По этой причине металлы — сильные восстановители и в соединениях проявляют только положительные степени окисления.

Нахождение металлов в природе

На Земле среди металлов по массе наиболее распространен алюминий (8%), далее — железо (5%).

Общие способы получения металлов

Из руд металлы получают путем восстановления катионов металлов;

В промышленности металлы получают, главным образом, тремя способами — пирометаллургическим, гидрометаллургическим и электрометаллургическим.

I. Пирометаллургия — получение металлов из руд путем их восстановления ( активные металлы) при высоких температурах (ур.: 1, 2, Зb). Сульфиды и карбонаты вначале превращают в оксиды (ур.: 3а).

Если восстановителем является активный металл (Al, Mg, Na) или водород, то процесс называют, соответственно, металлотермией или водородотермией; например:

2. В методе гидрометаллургии соединение металла переводится в раствор, из которого металл восстанавливается более активным металлом или электрическим током. Так получают золото, серебро, медь, цинк, вольфрам (W) и др.:

3. Электрометаллургия — получение металлов электролизом расплавов их соединений. Этим методом обычно получают активные металлы (Na, К, А1, Са и др.); например:

Электролиз расплавов солей и щелочей

Если электроды, опущенные в расплав хлорида-натрия, соединить с источником постоянного тока, то положительно заряженные катионы направятся к катоду а отрицательно заряженные анионы — к аноду Катионы приняв от катода электроны, восстанавливаются, а анионы отдав свои электроны аноду, окисляются, т.е. на катоде выделяется металлический а на аноде — хлор. Эти два процесса можно выразить следующими электронными уравнениями:

 

Окислительно-восстановительные процессы, протекающие на электродах под действием постоянного электрического тока, называются электролизом.

• Катод — отрицательно заряженный электрод с избытком электронов на поверхности.
• Анод — положительно заряженный электрод с недостатком электронов на поверхности.
   

Просуммировав правую и левую стороны электронных уравнений процессов, протекающих на катоде и аноде, составим молекулярное уравнение электролиза (а) (для уравнивания числа электронов, отданных и принятых на электродах, электронное уравнение катодного процесса умножается на 2):

Электролиз расплавов щелочей протекает аналогичным образом: на катоде восстанавливаются катионы металла, а на аноде окисляются анионы (b).

Вычисления на основе уравнений электролиза

Сколько л (н.у) хлора выделится на аноде, если при электролизе расплава хлорида натрия на катоде выделилось 0,2 моль натрия 

Решение:

Из уравнения электролиза расплава хлорида натрия вычислим объём хлора 

Задача. Вычислите относительную атомную массу металла, зная, что при электролизе расплава его соли состава MCl на катоде выделится 2,3 г металла, а на аноде 1,12 л (н.у) хлора.

Электролизом солей и щелочей получил металлический калий, натрий, барий, кальций, а также амальгамы стронция и магния. Амальгама — сплав металла, образующийся растворением этого металла в ртути.
 

Область промышленности, которая занимается получением металлов и сплавов, называется металлургией.

В металлургии металлы получают из руд. Руды — природные соединения, пригодные для промышленного получения металлов. В большинстве руд содержание металла очень мало (напр.,0,6%). Поэтому руды вначале перерабатывают — удаляя пустые породы, их обогащают, т.е. превращают в концентрат.
В разработке отечественных месторождений руд большой вклад был внесен азербайджанским ученым Габибом Шахтахтинским и его научной школой.

Сплавы металлов

В технике металлы применяются, главным образом, в виде сплавов.

Системы, состоящие из двух и более металлов, или из металла и неметалла, называются сплавами.
 

Для получения сплавов, металлы совместно расплавляют, перемешивают и охлаждают. Как правило, прочность сплавов выше, чем прочность его компонентов, а температура плавления, блеск и электропроводность меньше.

Классификация: В технике сплавы классифицируют по различным признакам: например, по характерным свойствам, — тугоплавкие (нихром) и легкоплавкие (бронза, латунь, припой), нержавеющие (хромированная сталь); по металлу, составляющему его основу — черные (чугун, сталь), цветные (бронза (Сu, Sn), латунь (Сu, Zn), мельхиор), легкие (дюралюминий (Al, Mg, Сu), электрон); по числу компонентов сплава (двойные, тройные и др.).

При введении в состав сплавов некоторых металлов и неметаллов, получают сплавы с полезными свойствами (такой процесс называют легированием). Например, хром Сr придает сплаву твердость и коррозионную устойчивость, кремний Si — устойчивость к воздействию кислот, вольфрам W — твердость и жаростойкость, титан Ti — жаростойкость, коррозионную стойкость и механическую прочность.

Химия и окружающая среда: В состав металлургических шлаков входят такие металлы, как кальций, магний, железо, марганец, медь, никель, кобальт, свинец, кадмий и др. Отделение этих металлов из шлаков основывается на их восстановлении из расплавленного шлака углем, в присутствии известняка.

Очистка от вредных катионов металлов сточных вод металлургических предприятий основывается на осаждении этих катионов в виде сульфидов (PbS, HgS, CuS и др.):

Это интересно:
Пять наиболее используемых металлов по мере убывания их применения: железо, алюминий, медь, цинк, марганец.

Ключевые слова    руда    пирометаллургия    гидрометаллургия    электрометаллургия      электролиз    сплавы

Общие физические и химические свойства металлов

К общим физическим свойствам металлов относятся следующие свойства:

1. Металлический блеск;
2. Высокая тепло- и электропроводность;
3. Пластичность.

Общие физические свойства металлов:

Пластичность металлов — способность металлов под действием внешней силы изменять свою форму, не разрушаясь.

Чтобы понять явление пластичности, сравним смещение слоев под воздействием внешней силы в кристаллах с ионной и металлической решеткой. В кристалле с ионной решеткой, например, хлорида натрия (а), при смещении слоев одноименно заряженные ионы располагаются друг против друга, в результате чего их взаимное отталкивание приводит к разрушению ионного кристалла:

Во время же деформации металлического образца (b), хоть его слои также
скользят относительно друг друга, однако их взаимное притяжение
посредством свободных электронов сохраняется, в результате чего образец
металла не разрушается.
 

Металлический блеск обусловлен сильным отражением лучей света свободными электронами металла. Наибольшим блеском обладают ртуть и серебро.

Высокая тепло- и электропроводность металлов обусловлена высокой подвижностью свободных электронов в их кристаллической решетке.

Это интересно: Из 1 г золота можно вытянуть нить длинной в 3 км. Из золота можно изготовить «золотую фольгу» толщиной 0,003 мм.

Все металлы, кроме ртути при обычных условиях находятся в твердом состоянии.

Самый легкоплавкий металл — ртуть, самый тугоплавкий — вольфрам Металлы с температурой плавления выше 1000°С называются тугоплавкими (Au, Ag, Сu, Fe, Сr), ниже — легкоплавкими (Li, Na, Zn, Al, Ca). По плотности самый легкий металл — литий (р = 0,53 г/), самый тяжелый — осмии Os Металлы с плотностью более 5 г/ называются тяжелыми (Zn, Fe, Сu, Hg, Ag, Pt), менее 5 г/ — легкими (Li, Na, Mg, Al). По твердости самый твердый металл — хром, самые мягкие — щелочные металлы; так, натрий и калий можно резать ножом.

(c) Ртуть при комнатной температуре (20-25°С) находится в жидком состоянии.

В технике металлы подразделяют на черные и цветные. К черным относятся железо и его сплавы, остальные — цветные.

Au, Ag, Pt, Pd н др. относятся к драгоценным металлам.

Электрохимический ряд напряжения металлов

Для сравнения активности (восстановительных свойств) металлов в водных средах используют электрохимический ряд напряжения металлов.

В этом ряду слева направо активность металлов убывает, а окислительные свойства их катионов возрастают.

Это интересно:
Этот ряд впервые был предложен русским ученым Н.Н.Бекетовым в 1865 году на основании изучения способности металлов вытеснять друг друга из растворов солей

На основании электрохимического ряда напряжения можно сделать следующие выводы:

1. Чем левее расположен металл в этом ряду, тем он активнее, легче окисляется и проявляет сильные восстановительные свойства;
2. Чем правее расположен металл в этом ряду, тем он менее активен, труднее окисляется;
   из разбавленных кислот (кроме азотной) вытесняют водород. Металлы, расположенные правее водорода (Сu, Hg, Ag, Au), из разбавленных кислот водород не вытесняют:
3. Металлы, расположенные левее водорода,

4. Кроме щелочных и щелочноземельных металлов, каждый металл вытесняет из водных растворов солей другие металлы, расположенные правее него в ряду напряжения; например:

В обратном направлении эти реакции не протекают.

Свинец, несмотря на то, что он расположен левее водорода, в соляной и разбавленной серной кислоте не растворяется, так как образующиеся в начале реакции нерастворимые и осаждаясь на поверхности свинца, препятствуют дальнейшему протеканию реакции.

Щелочные и щелочноземельные металлы в ряду напряжения

Почему щелочные металлы не вытесняют из растворов солей другие металлы, расположенные правее их в ряду напряжения?

Ответ:

Щелочной метал, например калий в растворе в первую же очередь реагирует с водой, образуя щёлочь, которая далее уже взаимодействует с солью

Химические свойства металлов:

Химические свойства металлов определяются способностью их атомов легко отдавать свои валентные электроны, превращаясь при этом в положительно заряженные ионы: Поэтому в химических реакциях атомы металлов (М) — всегда восстановители.

Металлы, кроме золота, серебра и платины, непосредственно реагируют с кислородом. При этом, как правило, образуются оксиды (кроме Na и К; см. стр.24).

С галогенами металлы образуют галогениды, а с серой — сульфиды.

С азотом литий реагирует при комнатной температуре, а остальные металлы — при нагревании, образуя нитриды:

Металлы основных подгрупп I и II групп (кроме бериллия) при нагревании с водородом образуют гидриды.

Металлы, расположенные в электрохимическом ряду металлов левее водорода, из воды вытесняют водород:

Щелочные и щелочноземельные металлы, а также алюминий, поверхность которого очищена от оксидной пленки (например, амальгама алюминия), с водой реагируют без нагревания.

В соответствии с рядом активности металлов, металлы вытесняют водород из разбавленных кислот (кроме азотной) и менее активный металл из растворов его солей:

Металлы с двойственными химическими свойствами (Be, Zn, А1) реагируют и с кислотами, и с щелочами*:

*  Соединения типа  (бериллаты), ] (цинкаты) и (алюминаты) относятся к комплексным солям. В их водных растворах комплексные ионы существуют  недиссоциированной форме.

Коррозия металлов и защита от коррозии

Разрушение металлов и их сплавов под воздействием окружающей среды, называется коррозией (на латыни «corrodere»- разъедать).
 

Факторы, влияющие на коррозию:
 

На рисунке показаны изменения, произошедшие с железным гвоздем в течение нескольких дней в различных условиях. На их основе ответьте на вопросы.

— На основании наблюдений в первых 3-х пробирках перечислите два фактора, необходимые для протекания коррозии?
— Как вы думаете, раствор поваренной соли ускоряет или замедляет коррозию?
— А как влияет раствор кислоты на скорость коррозии?

Ежегодно в результате коррозии 25% изделий из металла (металлоконструкции, металлические части автомашин и т.д.) выходят из строя. Разрушение металлов создаст и серьезные экологические проблемы. Утечки газа, нефти и вредных продуктов из разрушенных коррозией трубопроводов, загрязняя окружающую среду, отрицательно влияют на здоровье и жизнь людей. Поэтому на защиту металлов и сплавов от коррозии затрачиваются огромные средства.

В качестве примера коррозии можно привести взаимодействие железа с кислородом воздуха. При этом поверхность железа покрывается пленкой, состоящей из его оксида:

Коррозия — медленный химический процесс; однако с активными металлами она протекает быстрее. Некоторые металлы, например, золото (Au), платина (Pt), не подвергаются коррозии.

Скорость коррозии, наряду с активностью металла, зависит также и от свойств оксидной пленки, образующейся на поверхности металла. Например, газонепроницаемость и высокая прочность оксидной пленки, образующейся на поверхности таких активных металлов, как Mg, Al, Zn и Сr, защищают их от контакта с окружающей средой, препятствуя тем самым их дальнейшей коррозии.

Напротив, относительная рыхлость и непрочность оксидной пленки, образующейся на поверхности железа, не защищает этот металл, и коррозия железа еще более углубляется.

Коррозию железных и стальных изделий обычно называют ржавлением.

На основании вышеприведенных опытов можно сказать, что коррозия железа, протекающая на воздухе, зависит от наличия воды и кислорода. Поэтому процесс ржавления железа можно выразить следующим уравнением:

Примечание: Более точно состав ржавчины можно выразить формулой

Таким образом, сущность процесса коррозии изделия из железа состоит в окислении железа. В качестве окислителя могуть выступать кислород воздуха, ионы в растворе и т.д.
 

Защита от коррозии:

С целью защиты от коррозии применяют в основном четыре способа: 1. Нанесение защитных покрытий на поверхность металла. Защитные покрытия бывают металлическими и неметаллическими. В качестве металлических покрытий используют покрытия из цинка, олова, свинца, никеля, хрома, золота и серебра (а и b):

Это интересно:
Чтобы защитить от коррозии Эйфелеву башню, построенную в 1889 году, ее периодически красят. Для покраски башни высотой 324 м и общей площадью 200 000  расходуется около 60 тонн краски.

Если покрытие на поверхности железа состоит из металла (Сu, Au, Аg и др.), менее активного, чем само железо, то в том месте, где покрытие повреждается, начинается коррозия железа. Если покрытие состоит из более активного металла (Zn, Сr), чем железо, то даже при повреждении покрытия оно защищает железо от коррозии, а само покрытие корродирует.
 

2. Получение коррозионно-устойчивых (легированных) сплавов. Если в состав сплавов ввести такие металлы, как Ni, Со, Сu и Сr, то образуются коррозионно-устойчивые сплавы; например, если в состав стали ввести примерно 12% хрома, то образуется устойчивая к коррозии, нержавеющая сталь. Толщина пленки из оксида хрома (II), образующаяся на поверхности стали, составляет всего
0,000 001 мм.

3. Электрохимические способы. Из этих способов чаще всего используют протекторную защиту. Этот метод применяют в среде электролита (морская вода, подземные воды и др.). При протекторной защите к защищаемому изделию (корпус корабля, нефтяные и газовые трубопроводы) приваривают протектор (d) — пластину из более активного металла (Mg, Al, Zn). В этом случае коррозии подвергается более активный металл (в d это цинк), а основное изделие (железный корпус) оказывается защищенным: электроны цинка посредством железного корпуса переходят к растворенному в воде кислороду, образуя при этом ионы. Недостатком этого метода является то, что после окончательного разрушения протектор периодически следует заменять новым.

4. Изменение состава среды. Для предотвращения коррозии или для замедления ее скорости в среду, контактирующую с металлом, добавляют специальные вещества, называемые ингибиторами. Например, при хранении и транспортировке концентрированной серной кислоты в стальных цистернах используют ингибиторы.

С разновидностями коррозии вы познакомитесь в X классе.

Протекторный метод защиты:

Вопрос. Почему для защиты от коррозии железнодорожных рельсов, подземных и подводных газовых и нефтяных трубопроводов, а так же корпусов кораблей используют не защитные покрытия, а протекторный способ защиты?

Ответ. Защитные покрытия перечисленных железных конструкций в условиях эксплуатации или недолговечны или при разрушении повторное нанесение защитного покрытия практически невозможно. При протекторном способе их защиты замена протектора производится достаточно быстро и без особых затруднений.

Металлы главных подгрупп

Положение в Периодической системе:

В подгруппу лития* входят литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Ft. Поскольку их гидроксиды являются щелочами, то их называют щелочными металлами.

* Название литий произошло от латинского «litos»—камень, натрий от арабского «natrun» — сода, калий от арабского «alkali» — щелочь.

Нахождение в природе: Из-за высокой активности щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений. Наиболее широко распространены лишь соединения натрия и калия. Франций получен искусственно.

Физические свойства: Щелочные металлы очень лёгкие (Li, Na, К легче воды) и мягкие. Все, кроме лития, режутся ножом (а). Они имеют металлический блеск, высокую тепло- и электропроводность, относительно невысокую температуру плавления. От лития к цезию их плотность в основном увеличивается, а температура плавления уменьшается.

Химические свойства: Щелочные металлы — сильные восстановители. Они самые активные металлы и со многими неметаллами непосредственно взаимодействуют, В полученных соединениях связь, в основном, ионная.

При обычных условиях щелочные металлы окисляются кислородом воздуха, покрываясь при этом оксидной плёнкой состава (Li, Na, К). По этой причине их (Na, К) хранят под слоем керосина. Так как литий легче керосина, его хранят под слоем вазелина.

При сжигании в кислороде литий образует оксид натрий — пероксид а калий, рубидий и цезий — супероксиды состава

Оксиды щелочных металлов, взаимодействуя с водой, образуют щелочи:

Щелочные металлы с галогенами и серой образуют соли, а с водородом — гидриды:

Литий с азотом реагируют при комнатной температуре, а остальные — при нагревании, образуя при этом нитриды:

Щелочные металлы и их гидриды взаимодействуют с водой, выделяя при этом водород:

Щелочные металлы не вытесняют менее активные металлы из водных растворов их солей, так как, щелочные металлы в первую очередь реагируют с водой, образуя щелочь.

Применение. Из щелочных металлов натрий используется как восстановитель в цветной металлургии и как теплоноситель в ядерных реакторах. Его также применяют в качестве катализатора при синтезе каучука. Цезий используется в фотоэлементах, преобразующих световую энергию в электрическую. Из щелочных металлов наиболее широко применяются натрий и калий.

Натрий, калий и их соединения

Нахождение в природе: Из важнейших природных соединений натрия следует отметить галит NaCl, сильвинит NaClKCl, чилийскую селитру и криолит Из соединений калия широко распространены сильвин КС1, сильвинит NaCl-KCl, каинит и ряд др. минералов.

Получение. В промышленности натрий и калий получают электролизом расплавов их хлоридов, а натрий также электролизом расплава NaOH:

Физические и химические свойства:

— твердые вещества со свойствами основных оксидов; при обычных условиях реагируют с парами воды и углекислым газом воздуха.

очень гигроскопичные вещества. Поэтому оксиды и гидроксиды натрия и калия хранят в герметично закрытой посуде.

получают путем прокаливания пероксида или супероксида с соответствующим металлом:

Пероксид натрия (и супероксид калия) также используются для получения кислорода и регенерации (восстановления) воздуха в подводных лодках и космических кораблях:

Гидроксид натрия применяется при очистке продуктов переработки нефти, в производстве бумаги, нейтрализации кислот и получении соответствующих солей, в гидролизе органических веществ, в производстве твердого мыла, как электролит в аккумуляторах, производстве красок и во многих других органических и неорганических синтезах.

Гидроксид калия используется, в основном, в производстве жидкого мыла.

Вычисления, связанные с химическими свойствами соединений натрия:

• — Какой объём (н.у) углекислого газа вступит в реакцию с 78 г пероксида натрия?
• — Сколько литров кислорода при этом выделится? 

Решение.

Найдём объём  вступившего в реакцию с 78 г пероксида натрия и объём кислорода  выделившегося при этом:

Соли натрия и калия — кристаллические вещества с ионной кристаллической решеткой, растворимые в воде.

Хлорид натрия NaCl (повареная соль)—используется в приготовлении пищи, консервировании пищевых продуктов, производстве керамики, в смеси со льдом, как охлаждающая смесь, и в медицине. В промышленности из хлорида натрия получают гидроксид натрия, хлор, металлический натрий, водород, соляную кислоту, соду, гипохлорит натрия (NaClO), хлорат натрия ; его используют и как сырьё в производстве цианида натрия (NaCN).

Сульфат натрия в виде глауберовой соли используется в производстве стекла, соды, сульфида натрия, лекарственных препаратов и при окрашивании хлопчатобумажных тканей.

Карбонат натрия в виде кристаллической соды применяется в производстве стекла, бумаги и мыла.

Гидрокарбонат натрия (чайная, питьевая, пищевая сода) применяется в быту, пищевой промышленности и медицине.

Хлорид калия  используется как удобрение в сельском хозяйстве.

Карбонат калия (поташ) используется в производстве жидкого мыла, тугоплавкого стекла, также в составе древесной и торфяной золы как удобрение.

Определение: Соединения натрия окрашивают пламя в жёлтый цвет, а соединения калия — в фиолетовый.
 

Это интересно:
Ионы натрия и калия играют важную роль в живом организме: они контролируют кровяное давление, обеспечивают перемещение растворов солей из корней растений в листья, а калий также поддерживает работу сердечных мышц. Больше всего калия содержится в кураге, сое, зелёном горохе, черносливе и изюме. При недостатке калия в растениях замедляется процесс фотосинтеза.
 

Элементы подгруппы бериллия. Кальций

В подгруппу бериллия входят бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций St, барий Ва и радий Ra.

Деятельность:  Свойства оксидов элементов подгруппы бериллия
Несмотря на то, что все элементы подгруппы Be на воздухе при обычных условиях окисляются, из них лишь щелочноземельные металлы хранят в керосине.       

На внешнем энергетическом уровне атомов элементов подгруппы бериллия два s-электрона Поэтому они — s-элементы. Отдав эти 2 электрона, они в своих соединениях проявляют степень окисления +2.

Щелочноземельные металлы — сильные восстановители; однако восстановительные свойства у них выражены слабее, чем у щелочного металла, расположенного в том же периоде. Это обусловлено более сильным притяжением валентных электронов к ядру в атоме щелочноземельного металла.

В ряду потенциал ионизации убывает, а металлические свойства возрастают.

Элементы подгруппы бериллия на воздухе окисляются, образуя оксиды состава RO, которым соответствуют гидроксиды Основные свойства этих гидроксидов, а также их растворимость в воде растет от бериллия к радию; — амфотерные соединения.

С водой бериллий не реагирует; магний реагирует при нагревании, остальные металлы — при обычных условиях:

Все элементы подгруппы Be с водородом образуют гидриды состава . Поскольку бериллий с водородом непосредственно не взаимодействует, то его гидрид получают косвенным путем.

Среди металлов подгруппы бериллия наиболее важным является кальций.

Открытие: Впервые кальций был получен электролизом расплава его соли (1808 г., Деви, Англия.). По лат. «кальс » (calx) означает мягкий камень, известь.

Положение в Периодической системе и строение атома: Кальций расположен в 4-ом периоде, главной подгруппе II группы. Электронное строение его атома —

Нахождение в природе: По распространенности элементов в земной коре кальций пятый. В природе он встречается только в виде соединений. Важнейшие из них — кальцит (входит в состав мрамора, известняка, мела), доломит гипс ангидрит фосфорит фтор-, хлор- и гидроксоапатит и флюорит
В организме человека — в костях и зубах — в виде фосфатов содержится около 2% кальция.
 

Минералы кальция

Получение: В промышленности кальций получают электролизом расплава хлорида кальция:

Физические свойства: Кальций — серебристо-белого цвета, достаточно твердый, легкий и легкоплавкий металл.

Химические свойства: Кальций при обычных условиях реагирует с кислородом воздуха и водой. Поэтому его хранят в керосине. При обычных условиях он также реагирует с галогенами, а при нагревании — и с другими неметаллами:

Кальций вытесняет водород из воды и разбавленных кислот (кроме азотной кислоты):

Магний и кальций восстанавливают титан, ванадий, вольфрам и др. металлы из их оксидов.

Применение: Кальций используется в производстве свинцово-кальциевых сплавов, применяемых для изготовления подшипников, для восстановления ряда тугоплавких металлов (титан, цирконий и др.) из их оксидов.

Определение: Соединения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.

Гидролиз карбида кальция и фосфида магния

Сколько литров (н.у.) ацителена  можно получить по реакции  из 32 г карбида кальция, если выход составляет 90%.

Решение.

1. Вычислим теоретически ожидаемый объём  ацетилена.

2. Поскольку практический выход составляет 90%, то реальный объём ацетилена составит:

Это интересно:
Кальций, участвуя в образовании костных клеток, входит в состав костей и зубов. Ионы кальция регулируют работу сердца и свертываемость крови.

Важнейшие соединения кальция, получаемые в промышленности, жесткость воды и методы ее устранения

Деятельность: О реакции гашения извести.
На основе реакции гашения извести ответьте на следующие вопросы.

—    К каким типам химических реакций относится указанная реакция?
—    В чем состоит практическая значимость оксида и гидроксида кальция?
—    Какое практическое значение имела эта реакция в далеком прошлом?

Большинство соединений кальция в промышленности получают из минералов, содержащих в основном карбонат кальция

Карбонат кальция в природе встречается в виде мела, известняка и мрамора. Его применяют в производстве негашеной извести, диоксида углерода, соды, чугуна и стали, стекла, цемента, в строительных работах, а также для уменьшения кислотности почвы.

Кратко рассмотрим получение, свойства и применение следующих соединений кальция — 

Оксид кальция СаО (техническое название — негашеная известь) — белое, тугоплавкое вещество.  в промышленности получают разложением известняка, мела при температуре 1000— 1200°С:

Оксид кальция применяется, в основном, для получения гашеной извести и карбида кальция:

Гидроксид кальция   относится к щелочам. Он используется в виде гашеной извести, известкового молока и известковой воды.

1.    Гашеная известь — порошок серого цвета, в воде малорастворим (при температуре 20°С в литре воды — 1,56 г). Смесь ее с песком и водой называется строительным или известковым раствором и используется в строительстве. Затвердение строительного раствора происходит по нижеприведенным уравнениям:

2.    Известковое молоко — взвесь, похожая на молоко; его получают путем смешивания гашеной извести с водой. Оно используется для получения хлорной извести, устранения временной жесткости воды, в производстве сахара, средств по борьбе с болезнями и вредителями растений, а также для побелки зданий и стволов деревьев.

3. Известковая вода — прозрачный раствор гидроксида кальция в воде. Ее получают путем фильтрования известкового молока. В лаборатории ее используют для определения диоксида углерода: при пропускании диоксида углерода через известковую воду раствор мутнеет в результате образования нерастворимого карбоната кальция (ур. а). Однако если углекислый газ пропускать через раствор долго, то в результате превращения карбоната кальция в растворимый гидрокарбонат (ур. b), муть исчезает:

(а) (b)

Хлорную известь получают взаимодействием хлора с гашеной известью:

Ее применяют для отбеливания красителей, а также для дезинфекции и дегазации.

Активной частью хлорной извести является гипохлорит кальция. Под действием воды и углекислого газа (из воздуха) из гипохлорита образуется непрочная хлорноватистая кислота (НСlO). Атомарный кислород, образующийся при ее разложении, окисляя красители, отбеливает их:

Гипс встречается в природе, поэтому его называют природным гипсом. При нагревании (150-180°С) природного гипса он частично теряет воду, превращаясь в алебастр или жженый гипс

Смесь алебастра с водой быстро твердеет; при этом алебастр, присоединяя воду, вновь превращается в гипс. Это свойство алебастра используют в изготовлении художественных изделий, в медицине — для накладывания гипсовых повязок, а в смеси с известью, песком и водой — в строительном деле.

Выше 180°С гипс полностью теряет кристаллизационную воду, превращаясь в безводный гипс или мертвый гипс, который, в отличие от алебастра, обратно воду не присоединяет:

Карбид кальция используется в технике для получения ацетилена.

Жесткость воды и способы ее устранения

* Воду, содержащую ионы в малых количествах, называют мягкой водой, а в больших количествах — жесткой.

Жесткая вода для многих технических целей непригодна. Поэтому необходимо устранить жесткость воды, т.е. осадить ионы

В паровых котлах при использовании жесткой воды образуется толстый слой накипи, которая способствует разрушению котлов и большому расходу топлива; при стирке в жесткой воде качество тканей ухудшается и расходуется много мыла:

Различают жесткость воды карбонатную (временную) и некарбонатную (постоянную).

Карбонатная или временная жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния.

Карбонатную жесткость устраняют кипячением воды, действием известкового молока или соды:

При кипячении воды гидрокарбонаты разлагаются, превращаясь в нерастворимые карбонаты. Именно но этой причине ее называют временной жесткостью. В природе она возникает в результате взаимодействия углекислого газа и воды с известняком и доломитом:

Некарбонатную или постоянную жесткость воды образуют сульфаты и хлориды кальция и магния.

Постоянную жесткость устраняют действием соды или ортофосфата натрия:

Содой и ортофосфатом натрия можно устранить и временную жесткость. Таким образом, методы осаждения ионов и определяются природой кислотного остатка, «соединенного» с этими катионами.

Это интересно: Для умягчения воды применяются также катиониты. Иониты — твердые вещества, содержащие в своем составе подвижные ионы, способные обмениваться с ионами внешней среды. Если подвижным ионом является катион, ионит называют катионитом, если —анион, то — анионитом. Для устранения жесткости воды используют катиониты — ионообменные смолы и алюмосиликаты, например,

Общая жесткость воды состоит из суммы временной и постоянной жесткости.
Общая жесткость воды определяется числом миллимоль (ммоль) катионов содержащихся в 1л воды.

Воду с общей жесткостью менее 2 ммоль/л называют мягкой, от 2 до 10 ммоль/л — средней жесткости, более 10 ммоль/л — жесткой.

Вода, используемая в быту, не должна иметь жесткость выше 7 ммоль/л.

Элементы подгруппы бора. Алюминий и его соединения

— Чем обусловлено широкое применение алюминия и его сплавов в ракето- и авиастроении, а так же в автомобильной промышленности.

Деятельность: Взаимодействие алюминия с кислотами и щелочами

Алюминий расположен в подгруппе бора; в эту подгруппу входят также бор В, галий Ga, индий In и таллий T1. Все они являются
р-элементами. На внешнем энергетическом уровне их атомов находятся 3 электрона Поэтому, отдав эти 3 электрона, они в своих соединениях проявляют степень окисления +3.

Металлические свойства элементов подгруппы бора выражены слабее, чем у элементов подгруппы бериллия, расположенных в том же периоде.
В подгруппе от бора к таллию металлические свойства возрастают:
В — неметалл, А1 — металл с двойственным характером, In и Т1 — металлы.
Все элементы подгруппы бора образуют оксиды типа которым соответствуют гидроксиды состава  Из гидроксидов:

или — кислота, — гидроксиды с амфотерными свойствами.

Алюминий и его соединения:

Открытие: Впервые в чистом виде алюминий был получен при восстановлении хлорида алюминия калием в отсутствии воздуха (1827 г., Велер, Германия).

Положение в Периодической системе и строение атома: Алюминий -элемент 3-го периода, главной подгруппы III группы. Электронное строение его атома —

Нахождение в природе: По распространенности в природе алюминий занимает 3-е место среди элементов и 1-е — среди металлов. В природе встречается только в виде соединений. Важнейшие соединения — алюмосиликаты, боксит корунд и криолит

Алюмосиликаты — соли, образованные оксидами алюминия, кремния, щелочных и щелочноземельных металлов, например, нефелин полевой шпат В Азербайджане алюминий встречается в составе минерала алунита (месторождение Зеглик Дашкесанского района).

В нашей республике по этому методу алюминий получают в городе Гянджа.

Физические свойства: Алюминий — серебристо-белого цвета, легкий пластичный и легкоплавкий (660°С) металл. По электрической проводимости уступает только серебру, меди и золоту. При температуре 600°С он становится хрупким и его можно превратить в порошок.

Химические свойства: Алюминий — сильный восстановитель. На воздухе он мгновенно окисляется, покрываясь оксидной пленкой. Алюминий, покрытый оксидной пленкой, с водой не реагирует. Если поверхность алюминия протереть солью ртути то оксидная пленка разрушается, и алюминий вытесняет ртуть из ее соли. Ртуть и алюминий образуют амальгаму алюминия которая далее при обычных условиях реагирует с водой:

При нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, серой, азотом, углеродом:

С водородом алюминий непосредственно не взаимодействует.

При обычных условиях алюминий не реагирует с очень разбавленной и концентрированной азотной, а также концентированной серной кислотами; в этих средах он пассивируется. В соляной и разбавленной серной кислотах алюминий растворяется, вытесняя водород:

Алюминий восстанавливает многие металлы (Fe, Mn, Cr, V, W) из их оксидов по экзотермическим реакциям.

Восстановление металлов из их оксидов алюминием называется алюминотермией.

Смесь алюминиевой пыли с железной окалиной в мольном соотношении 8:3 называют термитом, а сам процесс, происходящий между ними — термитной сваркой:

Как элемент с двойственными свойствами алюминий также взаимодействует и с щелочами:

Это интересно:

Определение: Для определения иона + в раствор соли алюминия добавляют раствор щелочи. При этом выпадает белый студенистый осадок гидроксида алюминия. При избытке щелочи осадок растворяется (образуются растворимые алюминаты):

Получение водорода с участием алюминия

Сколько литров (н.у.) водорода выделится при взаимодействии 5,4 г алюминия с избытком соляной кислоты? 

Решение:

По уравнению реакции вычислим объём разрушающегося водорода:

Задача. При действии избытка концентрированного раствора КОН на смесь, состоящую из меди и алюминия общей массой 10 г выделилось 4, 48 л (н.у) водорода. Вычислите массовую долю (%) Al в исходной смеси.

Оксид алюминия — очень твердое вещество белого цвета, плавящееся при высокой температуре (2050°С). В природе встречается в виде корунда или его производных.

Прозрачные кристаллы корунда синего цвета называются сапфирами, красного цвета — рубинами (d). Их используют в качестве драгоценных украшений, а рубин применяется в изготовлении механизмов часов, в электротехнике — лазеров. Корунд также применяется в производств наждачной бумаги и точильных камней.

В лаборатории оксид алюминия можно получить путем сжигания порошка алюминия в кислороде или разложением гидроксида алюминия:

В промышленности получают переработкой боксита.
Как амфотерный оксид, он не растворяется в воде и с ней не реагирует. Он взаимодействует как с кислотами, так и с щелочами:
 

Гидроксид алюминия  — вещество белого цвета, нерастворимое в воде. Его можно получить действием раствора щелочи на раствор соли алюминия:

Гидроксид алюминия, как амфотерный гидроксид, взаимодействует с кислотами и щелочами:

Применение: Алюминий используется в изготовлении проводов и электропроводов, кухонной посуды, фольги для упаковки пищевых продуктов, конденсаторов, взрывчатых веществ (аммонала — ), сплава с кремнием — силумина. Его сплав дюралюминий широко применяется в самолетостроении и др. областях промышленности.

Его используют при восстановлении оксидов металлов. Алюминий также применяется для защиты стальных и чугунных изделий от коррозии при их алитировапии. Алитирование — процесс насыщения поверхности изделия алюминиевой пылью при высоких температурах.

Металлы побочных групп

Краткий обзор металлов побочных подгрупп. Железо. Оксиды и гидроксиды железа:

Общая характеристика элементов побочных подгрупп:

Элементы побочных подгрупп 4-7-го периодов называются переходными элементами. В каждом периоде эти элементы расположены между s-элементами и р-элементами. Как правило, на внешнем энергетическом уровне их атомов один или два s-электрона, a d- и
f-подуровни второго (в случае d-) и третьего (в случае f-) снаружи уровня заполнены частично. Поэтому их иногда называют d- и f-элементами. (В атомах меди, серебра и золота d-подуровень полностью завершен

У переходных d-элементов валентными электронами являются s- и d-электроны.

Переходные элементы имеют ряд характерных особенностей:

1. Все они металлы;
2. Многие проявляют переменные степени окисления;
3. Ионы и соединения часто окрашены.

Ознакомимся со способами получения, свойствами и применением наиболее важных, с практической точки зрения, металлов побочных подгрупп — железа, меди, цинка и хрома.

Железо. Оксиды и гидроксиды железа

Деятельность: Взаимодействие железа с кислотами

Открытие: Железо людям известно с древних времен. Степень окисления железа в соединениях в основном +2 и +3.

Положение в Периодической системе и строение атома: Железо расположено в 4-ом периоде, побочной подгруппе VIII группы. Электронное строение его атома — т.е. железо — d-элемент. В соединениях при потере электронов оно проявляет степень окисления +2, а при потере еще одного электрона (одного из d-электронов) — +3.

Нахождение в природе: Железо, после алюминия, является наиболее распространенным в природе металлом (5,1%). Встречается главным образом в виде кислородных и сернистых соединений. Важнейшими из них являются: магнетит (магнитный железняк), гематит (красный железняк), лимонит (бурый железняк), пирит (серный или железный колчедан) и сидерит (железный шпат). Ионы железа входят в состав многих минеральных вод и гемоглобина крови.

 

Получение: Железо можно получить электролизом водных растворов солей двухвалентного железа и восстановлением его оксидов:

В промышленности железо (в виде чугуна и стали) получают восстановлением, в основном, оксида железа(III) монооксидом углерода:

Физические свойства: Железо —блестящий, серебристо-белого цвета пластичный металл. Хорошо проводит тепло и электричество. Оно относится к тяжелым и тугоплавким металлам. Железо легко намагничивается.

Химические свойства: Железо — металл средней активности. Оно реагирует с простыми и сложными веществами:

a)    с кислородом и другими неметаллами

(в степень окисления железа +2 и +3 соответственно).

b)    с влажным воздухом, а при высокой температуре и с водяными парами

c)    с растворами солей менее активных металлов

d)    с соляной и разбавленной серной кислотами

Концентрированной серной и азотной кислотами железо при обычных условиях пассивируется и с ними не реагирует. При нагревании оно реагирует с ними следующим образом:

При действии на железо соляной или разбавленной серной кислотами образуются соли двухвалентного железа, а при сжигании железа в хлоре или нагревании с концентрированной серной или азотной кислотами — соли трехвалентного железа.

Определение: Определение ионов в растворе основывается на образовании красно-бурого осадка гидроксида железа (III) при действии щелочей, а также кроваво-красного раствора при действии роданидов, например, роданида калия:

 

Для определения ионов в растворе также используют щелочь. Однако в этом случае образуется зеленоватый осадок гидроксида железа(II), который постепенно буреет на воздухе:

Оксиды и гидроксиды железа

Оксиды железа — — твердые вещества, нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах. FeO обладает основными, — слабо амфотерными свойствами. — смешанный оксид:

Оксид железа(II) получают восстановлением оксида железа(III), а оксид железа(III) — термическим разложением гидроксида железа(III), в промышленности — сжиганием пирита:

Как амфотерный оксид, реагирует и с кислотами, и с щелочами:

Гидроксиды железа — получают действием щелочей на растворы солей двух- и трехвалентного железа. Гидроксид железа(III) получают также окислением гидроксида железа(II):

Уравнения справа характеризуют способность ионов легко окисляться.

проявляет основные, — слабо амфотерные свойства, т.е. гидроксид железа(III) более слабое основание, чем гидроксид железа(II).

Это интересно:
В организме взрослого человека около 4-5 г железа. Железо -составная часть гемоглобина крови, переносящего кислород из легких к клеткам. Многие ферменты — соединения железа. Наиболее богаты железом печень и селезенка. При малокровии рекомендуют пищу, богатую железом (гречку, яблоки, листья салата).

Производство чугуна

Чугун — сплав железа, содержащий от 2 до 4% углерода, а также кремния, марганца, фосфора и серы.

Деятельность: Доменный процесс

Чугун получают в доменной печи (а). Для получения чугуна в домну загружают по очереди — вначале кокс (С), затем смесь железной руды ( или ) с флюсом (обычно ). Снизу домны подается нагретый до 800°С и обогащенный кислородом воздух. Под действием подогретого воздуха кокс экзотермически сгорает, и, температура повышается до 1500°С (ур. 1).

Образующийся реагируя с раскаленным углем, образует монооксид углерода (ур. 2), который восстанавливает оксиды железа до свободного металла (ур.3-5; см. сх. домны). (В восстановлении железа участвует также и кокс).

(1)     (2) С

Часть железа, реагируя с раскаленным коксом и монооксидом углерода, образует карбид железа (цементит)

(6)    (7)

Наряду с вышеуказанными процессами, протекает и восстановление кремния, марганца, фосфора и серы из их соединений. Эти соединения присутствуют в виде тугоплавких примесей в составе пустой породы руды и кокса:

(8)    (9)

(10) (11)

Таким образом, образующиеся в ходе доменного процесса кремний, фосфор, сера и марганец, а также цементит и углерод, растворяясь в расплавленном железе, образуют жидкий чугун.

Невосстановленную часть пустой породы удаляют с помощью флюса в виде шлаков. Если пустая порода состоит из диоксида кремния, то в качестве флюса используют известняк или доломит (и наоборот):

Образующиеся легкоплавкие шлаки, собираясь на поверхности чугуна, защищают его от окисления.

Выходящий из домны газ называется доменным газом. Он состоит из СО, и Его используют в регенераторах для нагревания воздуха, вдуваемого в домну. Для ускорения реакций, протекающих в домне, выполняется следующее:

1.    Воздух, вдуваемый в домну, обогащается кислородом и нагревается в регенераторах.
 

2.    В домну, наряду с воздухом, вдувается и природный газ в результате в домне увеличивается концентрация восстановителя (СО) и дополнительно появляется новый восстановитель

3.    Руда обогащается.
 

4.    Частицы руды, кокса и флюса обрабатываются до образования кусков определенных оптимальных размеров.

Таким образом, сущность (химическая) доменного процесса состоит в восстановлении железной руды монооксидом углерода.

Различают чугун серый и белый. Серый чугун называют литейным чугуном, а белый — передельным. Серый чугун содержит в своем составе углерод в виде графита. В технике из него изготавливают трубы, детали машин и станков, батареи отопления.

В составе белого чугуна углерод содержится в виде цементита. Белый чугун в основном используют для производства стали.

Производство стали

Сталь — сплав железа, содержащий от 0,1 до 2% углерода и в малых количествах другие примеси (Si, Мn, S, Р).

Деятельность: Производство стали из чугуна

Получение стали из чугуна состоит в удалении примесей путем их окисления.    

Получение стали из чугуна состоит в удалении примесей — С, S, Р, Si и др., содержащихся в составе чугуна. Это достигается путем их окисления.

Содержание фосфора и серы в составе чугуна особенно нежелательно, поскольку фосфор придает стали хрупкость при обработке в обычных условиях, а сера — при горячей механической обработке. Поэтому в производстве стали стараются по возможности полнее их удалить.

Основу производства стали составляют нижеприведенные реакции. Следует отметить, что поскольку в ходе процесса образуется много оксида железа(Н), то он также, наряду с кислородом, участвует в окислении примесей:

Оксиды кремния и фосфора удаляются с помощью известняка в виде шлаков:

Для полного восстановления оксида железа(II), в расплавленную сталь добавляют восстановители, например, ферромарганец (или феррохром, стр. 51). Ферромарганец, сплав железа с марганцем. Марганец, отнимая кислород у оксида железа(II), превращается в оксид марганца(II) и, соединяясь с Si02, удаляется в виде шлака:

Из чугуна сталь получают тремя способами — мартеновским, кислородно-конверторным и электротермическим.

Мартеновским способом процесс осуществляют в мартеновских печах, состоящих из ванны и 4-х регенераторов. Для поддержания высокой температуры (1700—1750°С) в ванне над чугуном сжигают горючий газ. В ванну, содержащую жидкий чугун, добавляют также железный лом и руду. В этом случае в окислении примесей чугуна (С, S, Р, Si) участвует и кислород, содержащийся в этих добавках.

Преимущество мартеновского способа, по сравнению с двумя другими способами, состоит в том, что процесс переработки чугуна можно легко контролировать и получать стали различных марок. Продолжительность процесса 6-8 часов.

Преимущество кислородно-конверторного способа состоит в том, что он экономичен. Необходимая для процесса температура (1700-1750°С) достигается в результате экзотермических реакций окисления примесей и в конверторе сжигание топлива не требуется. По сравнению с мартеновским способом, процесс заканчивается быстрее.

В электротермическом способе с помощью электрической дуги достигается более высокая температура (2000°С), чем в двух других способах. Это позволяет получать высококачественные легированные стали. Помимо этого, сооружение электропечей обходится дешевле, а процесс выплавки стали завершается быстрее.

Основоположником кислородно-конверторного способа был английский ученый Г.Бессемер. В этом способе кислород или воздух обогащенный кислородом под давлением в 1 МПа снизу конвертора грушевидной формы, нагнетается внутрь рас-сплавленного чугуна. Для удаления примесей в виде шлака в конвертор добавляют известняк.

Свойства стали: Чем больше углерода в стали, тем сталь твёрже. Сталь, содержащая 0,7—1,3% углерода, называется инструментальной. Инструменты, изготовленные из такой стали, используют для обработки дерева, пластмассы, металлов. Стали, содержащие 0,3-0,7% углерода, называют конструкционными. Из них отливают железнодорожные рельсы, оси, валы. Сталь, содержащая менее 0,3% углерода, легко куется, штампуется, сваривается и режется. Из нее изготавливают кузова автомобилей, корпуса компьютеров, листы кровельного материала.

Медь

Открытие. Медь известна с древнейших времен.
 

Степень окисления меди в соединениях +1 и +2.
 

Положение в Периодической системе и строение атома: Медь расположена в 4-м периоде, побочной подгруппе I группы. Электронное строение ее атома: За счет электрона медь проявляет степень окисления +1. При участии в образовании химической связи еще одного электрона (одного из 3d-), медь проявляет степень окисления +2.

Нахождение в природе: Медь в природе встречается, главным образом, в виде соединений. Важнейшие ее минералы — куприт медный блеск медный колчедан и малахит Иногда медь встречается в свободном состоянии — в виде слитков. В Азербайджане медь встречается в основном на Филизчайском и Кедабекском месторождениях.

Получение: В промышленности медь получают из медного блеска в две стадии: вначале медный блеск превращается в оксид меди(I), который далее реагирует с избытком

Для получения более чистой меди используют метод электролиза.

Физические свойства: Медь — пластичный металл светло-розового цвета, достаточно мягкий. Он относится к тяжелым и тугоплавким металлам. Медь хорошо проводит электричество.

Химические свойства: На сухом воздухе и при обычной температуре медь не изменяется. При высоких температурах она реагирует с простыми и сложными веществами. Из кислот медь реагирует лишь с кислотами-окислителями (азотной и концентрированной серной кислотами):

На влажном воздухе, в результате окисления кислородом воздуха — на поверхности меди образуется налет зеленого цвета, состоящий из гидроксокарбоната меди(II)

2

Применение: Чистая медь применяется для изготовления электропроводов, кабелей, растворимых анодов (электродов), а также в теплообменных аппаратах. Она используется в производстве различных сплавов (латунь, бронза и др.).

Медный купорос используют для борьбы с сельскохозяйственными вредителями.

Цинк

Деятельность: Взаимодействие цинка с кислотами и щелочами

Открытие. Цинк в виде сплавов с медью известен с древнейших времен.
 

Степень окисления цинка в соединениях +2.
 

В Периодической системе цинк расположен в 4-м периоде, побочной подгруппе II группы. Электронное строение его атома:  

Нахождение в природе: Цинк в природе встречается только в виде соединений; например, сфалерит ZnS, галмей (цинковый шпат) и др.

В Азербайджане цинк встречается, в основном, на Гюмюшлинском свинцово-цинковом (Нахчыван) и Филизчайском полиметаллическом месторождениях.

Получение: В промышленности цинк получают из сфалерита в 2 стадии:

Физические свойства: Цинк—легкоплавкий тяжелый цветной металл голубовато-серебристого цвета. При обычной температуре он хрупкий, при 100 — 150°С легко прокатывается в листы. Выше 200°С цинк снова становится хрупким.

Химические свойства: При обычных условиях цинк окисляется кислородом воздуха и покрывается прочной оксидной пленкой. Пленка при обычных условиях защищает цинк от его дальнейшего окисления и взаимодействия с водой. При нагревании цинк реагирует с простыми и сложными веществами:

Из разбавленной серной кислоты цинк вытесняет водород; с концентрированной кислотой, в зависимости от условий — концентрации кислоты и температуры — цинк реагирует, выделяя или S:

С концентрированной азотной кислотой цинк реагирует, выделяя N0:

Как и алюминий, цинк реагирует с кислотами и щелочами. В обеих реакциях выделяется водород:

Оксид и гидроксид цинка — амфотерные соединения.

Применения: Поскольку, оксидная пленка, образующаяся на поверхности цинка устойчива по отношению к кислороду воздуха и воде, то цинк используют в качестве защитного покрытия от коррозии. Из-за хрупкости цинк применяется в основном в виде сплавов, например, в виде латуни — сплава с медью. ZnO применяется в качестве белой краски — цинковых белил.

Определяют ионы в растворе по выпадению белого осадка гидроксида — цинка под действием щелочи, растворяющегося в избытке щелочи:

 

Это интересно:
Цинк входит в состав более 200 ферментов. Он является составной частью инсулина, регулирующего содержание сахара в крови, регулирует рост человека, играет важную роль в формировании скелета и иммунной системы. Цинк входит в состав овса, пшеницы, гречки, гороха, кедрового ореха, плавленного сыра, арахиса, фасоли. Он также содержится в говядине, баранине, в мясе индейки.

Хром

Открытие: Хром был открыт в 1797 г. французским химиком Л.Вокленом.

Степень окисления хрома в соединениях, в основном, +2, +3 и +6.
В Периодической системе хром расположен в 4-м периоде, побочной подгруппе VI группы. Электронное строение его атома —

Нахождение в природе: Хром в природе встречается только в виде соединений. Важнейший его минерал — хромистый железняк или хромит железа (II) [или ]. В природе он также встречается в виде оксида хрома(III) и других его соединений.

Получение: При восстановлении хромита железа(II) углем образуется сплав железа и хрома — феррохром. Для получения чистого хрома оксид хрома(III) восстанавливают алюминием:

Физические свойства: Хром — металл серовато-белого цвета с металлическим блеском; хорошо проводит электричество и тепло. Относится к тяжелым и тугоплавким металлам. Хром —самый твердый металл.

Химические свойства: При обычных условиях поверхность хрома покрывается, очень устойчивой к коррозии, оксидной пленкой  Поэтому, во влажном воздухе хром не подвергается изменению. Азотной и концентрированной серной кислотами хром пассивируется (в этих условиях оксидная пленка упрочняется). При нагревании хром реагирует с обеими кислотами:

Соляная и разбавленная серная кислоты с хромом реагируют спустя некоторое время — после разрушения оксидной пленки:

Соединения двухвалентного хрома — сильные восстановители. В порошкообразном состоянии хром реагирует со фтором при обычных условиях, с хлором и кислородом — при высокой температуре:

Из оксидов и гидроксидов хрома проявляют основные, и —амфотерные, (хромовая кислота) и (дихромовая кислота) — кислотные свойства. Например,

Применение: Хром применяется получения твердых, нержавеющих сталей, а также для хромирования различных сальных изделии. Сплавы хрома с высоким электрическим сопротивлением, например, его сплав с никелем —  нихром, применяют для изготовления электрических нагревательных приборов. Соединения хрома — хроматы и дихроматы — широко применяются в качестве окислителей.

Общая характеристика элементов металлов

Слова «металл», «металлический» знакомы нам практически с детства. Услышав их, вы сразу представляете себе различные предметы, изготовленные из железа и окружающие вас в быту, — столовый нож, гвозди, молоток, плоскогубцы, ножницы, канцелярские скрепки и др. (рис. 116). Но рядом с нами множество изделий, изготовленных из других металлов — алюминия, меди, золота, серебра.

Металлы обладают рядом общих свойств. В компактном состоянии металлы блестят, хорошо проводят электрический ток и теплоту, поддаются изгибанию и ковке. Металлы обладают схожими свойствами потому, что их атомы имеют схожее строение, а простые вещества — один и тот же тип химической связи. Каковы же особенности строения атомов металлов и химической связи между ними?

Строение атомов металлов

К металлам относится большинство известных химических элементов — 95 из 118. Это некоторые элементы А-групп и все элементы В-групп. В таблице периодической системы металлы отделены от неметаллов границей — ступенчатой линией, идущей от водорода H к оганесону (см. форзац I). Эта граница достаточно условна, так как некоторые элементы, примыкающие к ней (кремний Si, германий Ge, мышьяк As, сурьма Sb, теллур Te), обладают как металлическими, так и неметаллическими свойствами. Эти элементы иногда называют полуметаллами.

Все периоды периодической системы элементов (кроме первого) начинаются металлами. Как вам уже известно, в периодах по мере увеличения атомного номера элементов (т. е. в направлении слева направо) радиусы атомов уменьшаются. По этой причине радиусы атомов металлов всегда больше, чем радиусы атомов неметаллов того же периода.

В атомах подавляющего большинства металлов (80) на внешних энергетических уровнях находится по 1—2 электрона. Из-за большого радиуса атомов металлов электроны их внешних энергетических уровней слабо притягиваются к ядрам. Поэтому атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и превращаются в положительно заряженные ионы — катионы

По этой причине для металлов в сложных веществах характерны только положительные степени окисления. Способность атомов (и простых веществ) металлов отдавать электроны определяет их металлические свойства. Чем меньше число электронов на внешнем электронном слое и чем больше радиус атома металла, тем сильнее выражены его металлические свойства. Электроотрицательность атомов металлов ниже, чем атомов неметаллов.

Металлическая связь

Все металлы в твердом агрегатном состоянии имеют кристаллическое строение. Моделями строения их кристаллов являются металлические кристаллические решетки (рис. 117).

 Большие кристаллы металлов образуются только при очень медленном охлаждении их расплавов. В процессе производства металлов их расплавы приходится охлаждать достаточно быстро и вместо больших кристаллов образуется огромное количество маленьких кристалликов, которые «срастаются» друг с другом, образуя компактные твердые тела. По этой причине металлы, которые мы встречаем в быту, являются поликристаллами (от греч. poly — много). Об этом свидетельствует так называемый «оловянный крик». При сгибании палочки, изготовленной из олова, слышится характерный треск, обусловленный трением отдельных кристалликов друг о друга.

В кристалле любого металла наряду с его катионами  содержатся «свободные» электроны, которые объединяются в одно многоэлектронное «облако». Оно условно называется «электронным газом» и «заполняет» собой весь кристалл. Своим отрицательным зарядом «свободные» электроны компенсируют силы электростатического отталкивания катионов и удерживают их вместе с атомами, как бы цементируя металл. Так возникает особая химическая связь, называемая металлической связью (см. рис. 11). В отличие от ковалентной связи, возникающей между двумя атомами, металлическая связь удерживает вместе сразу все атомы, имеющиеся в кристалле металла, т. е. носит особый коллективный характер.

 Химическая связь между атомами в кристалле металла, возникающая за счет обобществления их валентных электронов, называется металлической связью.

Металлическая связь обусловливает все важнейшие физические свойства металлов — их высокую электро- и теплопроводность, металлический блеск, пластичность.

Металлы А-групп

Из элементов А-групп периодической системы к металлам относятся все элементы IA-группы (кроме Н), IIA-группы, а также некоторые элементы IIIA — VIA-групп, расположенные ниже и левее условной границы. Металлы А-групп находятся как в малых, так и в больших периодах системы элементов.

У атомов металлов IA — IIIA-групп на внешних энергетических уровнях содержится от 1 до 3 электронов (рис. 118). Отдавая их, атомы этих металлов превращаются в катионы, например:

В IА-группе периодической системы находятся металлы литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Их общее групповое название — щелочные металлы, т. к. их гидроксиды являются щелочами. В атомах этих элементов на внешних энергетических уровнях содержится по 1 электрону. По мере возрастания атомных номеров элементов их металлические свойства, т. е. способность атомов отдавать валентные электроны, возрастают. Соответственно, химическая активность щелочных металлов при переходе от лития к францию усиливается.

IIА-группу периодической системы образуют элементы бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. В их атомах на внешних энергетических уровнях содержится по 2 электрона. По мере возрастания атомных номеров элементов в ряду Be — Ra способность атомов отдавать валентные электроны, а значит, и химическая активность простых веществ металлов возрастают. Элементы Ca, Sr, Ba и Ra образуют семейство так называемых щёлочноземельных металлов.

 Во времена алхимиков оксиды металлов назывались землями. Те оксиды, которые реагируют с водой с образованием щелочей, получили название «щелочные земли». К таким оксидам относятся оксиды СaO, SrO и ВаО. Выделенные из них металлы кальций, стронций и барий были названы щёлочноземельными. Впоследствии к ним из-за схожести свойств был причислен и металл радий Ra.

В IIIA — VIIA-группах к металлам относятся элементы, расположенные ниже и левее условной границы. Из них наиболее важными металлами, находящими широкое практическое применение, являются алюминий Al (IIIA-группа), олово Sn и свинец Pb (IVA-группа).

Металлы В-групп

К металлам относятся также все элементы В-групп периодической системы. Эти элементы часто называют переходными, т. к. через них осуществляется «переход» от элементов IA и IIA-групп к элементам IIIА — VIIIA-групп. Металлами В-групп являются такие распространенные элементы, как железо Fe, медь Cu, цинк Zn, хром Cr, никель Ni.

В IIIВ-группе периодической системы, кроме металлов скандия Sc, иттрия Y, лантана La и актиния Ас, содержится еще 14 элементов лантанидов и 14 элементов актинидов. В периодической системе они обычно располагаются в виде двух отдельных рядов в нижней части таблицы.

Большинство известных химических элементов относится к металлам.

У атомов большинства металлов на внешнем электронном слое находится от 1 до 3 электронов. В ходе химических реакций атомы металлов отдают эти электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы — катионы.

Химическая связь в металлах, возникающая за счет обобществленных электронов, называется металлической связью.

Простые вещества металлы

Поскольку элементы металлы схожи между собой по строению атомов, по характеру кристаллических решеток и типу химической связи, простые вещества металлы обладают рядом общих физических свойств.

Агрегатное состояние, блеск, цвет

При обычных условиях (комнатная температура и нормальное атмосферное давление) почти все металлы — твердые непрозрачные вещества. Только один металл — ртуть Hg — при указанных условиях находится в жидком агрегатном состоянии.

Для компактных металлов с гладкой поверхностью характерен металлический блеск, связанный со способностью отражать световые лучи, что используется при изготовлении зеркал.

Большинство металлов в компактном состоянии серебристо-белые. Только три металла имеют отчетливо выраженную окраску: медь Cu — коричневатo-розового, а золото Au и цезий Cs — желтого цветов (рис. 119).

В измельченном состоянии (в виде пыли или пудры) цвет большей части металлов темно-серый, темно-бурый или черный. Лишь немногие металлы при измельчении не изменяют свою окраску. Это, например, медь, магний и алюминий.

 В металлургической промышленности все металлы условно разделяют на черные и цветные. К черным металлам относится железо и сплавы на его основе (чугун, сталь), поскольку в необработанном виде они покрыты черной пленкой оксида железа Fe₃O₄. К цветным относятся все остальные металлы и их сплавы.

Электро- и теплопроводность

Как вы уже знаете, металлы в компактном состоянии хорошо проводят электрический ток и тепло. Эти свойства, называемые электро- и теплопроводностью, обусловлены наличием в металлах свободных электронов.

Самой высокой электропроводностью обладает серебро Ag, самой низкой — титан Ti (рис. 120). Если электропроводность серебра условно принять равной 1, то у титана она составляет всего 0,003. Серебро как проводник электрического тока используется в производстве ряда электротехнических изделий. Из-за высокой стоимости его не применяют для изготовления проводов и кабелей. Для этих целей пригодны менее дорогие медь, алюминий и железо. Между электропроводностью и теплопроводностью металлов существует определенная связь: чем выше электропроводность металла, тем выше его теплопроводность. Следует отметить, что при повышении температуры способность металлов проводить электрический ток и теплоту уменьшается.

Пластичность

Пластичность — способность изменять форму под действием внешних сил и сохранять полученную форму после прекращения этого действия. На практике пластичность металлов проявляется в том, что при определенном усилии они изгибаются или растягиваются, а под ударами молота не дробятся, а расплющиваются, т. е. являются ковкими.

Пластичность металлов обусловлена тем, что при механическом воздействии слои атомов и катионов, удерживающиеся в кристалле «электронным газом», легко смещаются, как бы скользя друг по другу. Смещение происходит не беспорядочно, а таким образом, что одна часть кристалла сдвигается относительно другой без разрушения кристалла (рис. 121).

Первое место по пластичности среди металлов занимает золото Au. Как это ни удивительно, но из образца данного металла массой 1 г можно изготовить чрезвычайно тонкую, полупрозрачную пластинку толщиной 0,0002 мм (рис. 122) и общей площадью 28 м² или вытянуть тончайшую проволоку диаметром 0,002 мм и длиной 3420 м. Металл с самой низкой пластичностью, т. е. самый хрупкий, — сурьма Sb. При механических воздействиях он крошится.

 Чтобы придать красивый золотистый блеск различным изделиям из металла или дерева, их покрывают очень тонким слоем золота. Для этого используют специальные золотые пленки, которые в несколько десятков раз тоньше человеческого волоса. Такое «пленочное» золото называется сусальным. Этот термин происходит от старославянского слова «сусало», означающего лицо или лицевую сторону. Сусальным золотом с декоративной целью покрывают купола и внутреннее убранство храмов, предметы интерьера.

Твердость

При сравнении твердости различных веществ более твердым считается то, которое оставляет след на другом при царапании. Наибольшей твердостью из металлов обладает хром Cr (рис. 123), заостренной палочкой из которого можно легко писать по стеклу. Самый мягкий металл — цезий Cs. Из металлов, имеющих широкое применение, наиболее мягкими являются олово Sn и свинец Pb.

 Свинец из-за мягкости оставляет темно-серый след на бумаге. Это его свойство с древности и до середины XVI в. использовалось в производстве свинцовых карандашей для письма и рисования. В немецком языке слово «карандаш» (Bleistift) буквально переводится как «свинцовая палочка».

Плотность

Важной характеристикой металлов является плотность. Ее величина изменяется в широком интервале значений. Металлом с самой большой плотностью, равной 22,59 г/см³ , является осмий Os. Нетрудно подсчитать, что масса кубика осмия объемом 1 дм³ (т. е. 1 л) составляет 22,59 кг!

Самой низкой плотностью, равной 0,53 г/см³ , обладает металл литий Li. Он легче воды, плотность которой, как известно, составляет 1 г/см³ .

 В промышленности металлы условно разделяют на легкие (с плотностью ниже 5 г/см³ ) и тяжелые (с плотностью выше 5 г/см³ ). К легким металлам относятся широко используемые в самолетостроении алюминий Al (2,7 г/см³ ), магний Mg (1,74 г/см³ ), титан Ti (4,5 г/см³ ).

Температура плавления

Температуры плавления металлов изменяются в очень широких пределах. Самый легкоплавкий металл — ртуть Hg, плавящийся при температуре #39 °С. Металлом с самой высокой температурой плавления (т. е. самым тугоплавким) является вольфрам W. Температура его плавления невероятно высока и составляет 3410 °С!

 Металлы цезий и галлий характеризуются невысокими температурами плавления: 28,4 °C и 29,8 °C соответственно. Поскольку эти значения ниже температуры человеческого тела (36,6 °C), указанные металлы легко плавятся на ладони.

Магнитные свойства

Лучше других металлов к магниту притягиваются и намагничиваются железо, кобальт и никель. Широко использующийся алюминий очень слабо притягивается к магниту, а медь и вовсе отталкивается от него.

Поскольку металлы схожи между собой по строению атомов и по типу химической связи, они обладают рядом общих физических свойств.

Наиболее общими физическими свойствами простых веществ металлов являются характерный металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность.

Металлы различаются между собой по твердости, плотности, температурам плавления и магнитным свойствам.

Сплавы металлов

Большинство металлических изделий, окружающих нас в повседневной жизни, изготовлены не из чистых металлов, а из их сплавов. Дело в том, что в сравнении с индивидуальными металлами сплавы обладают более ценными качествами, например твердостью и устойчивостью к внешним воздействиям. Что же такое сплавы, как они образуются и какими свойствами обладают?

Образование сплавов

В расплавленном состоянии большинство металлов смешиваются между собой, образуя однородные жидкие смеси. При охлаждении они затвердевают и превращаются в сплавы.

Металлы обладают разной способностью к образованию сплавов. Некоторые из них, например Zn и Cd, сплавляются в любых массовых соотношениях, другие (Сu и Со) — только в определенных.

 Сейчас некоторые сплавы изготавливают методом порошковой металлургии. Для этого смесь порошкообразных металлов спрессовывают под большим давлением, а затем спекают при высокой температуре в отсутствии воздуха.

Свойства сплавов

Сплавы обладают характерными металлическими свойствами: блеском, высокой тепло- и электропроводностью, пластичностью. Атомы и ионы металлов в сплавах соединены металлической связью.

Свойства сплавов отличаются от свойств составляющих их веществ. Твердость сплавов, как правило, больше твердости входящих в их состав металлов. Например, сплав, состоящий из меди (99 %) и бериллия (1%), тверже чистой меди в 7 раз. Температура плавления сплава обычно меньше температуры плавления наиболее легкоплавкого компонента. Например, температуры плавления свинца и олова равны соответственно 327 °C и 232 °C, а один из их сплавов плавится при температуре 181 °C.

Электропроводность и теплопроводность сплавов также ниже, чем у их компонентов. При смешивании металлов часто происходит изменение цвета. Например, при сплавлении коричневато-розовой меди с серебристобелым никелем образуется сплав белого цвета, который используют при чеканке монет.

В сплавах часто изменяется и химическая активность их компонентов. Так, известно, что цинк, медь и алюминий при обычных условиях не взаимодействуют с водой. Однако их сплав (Cu — 50 %, Al — 45 %, Zn — 5 %) при комнатной температуре реагирует с водой, вытесняя водород.

Количественный состав сплавов часто выражается через массовые доли их компонентов (%).

 Мерой содержания драгоценных металлов (золота, серебра, платины) в их сплавах является так называемая проба. Это число, показывающее, чему равна масса данного металла, содержащегося в сплаве массой 1000 г. Например, если на золотом украшении указана проба 585, это значит, что в 1000 г сплава содержится только 585 г золота, а остальные 415 г приходятся на другие металлы (серебро, медь, никель).

В технике применяется более 5000 разных сплавов, которые обладают теми или иными ценными качествами — прочностью, легкостью, твердостью, устойчивостью в разных средах и т. д. Названия наиболее распространенных сплавов, их состав и области применения приведены в таблице 14, а образцы изделий из некоторых сплавов показаны на рисунке 124.

Таблица 14. Сплавы металлов

Металлы образуют сплавы не только с другими металлами, но и с некоторыми неметаллами — углеродом, кремнием, бором, фосфором. Примерами сплавов железа с углеродом являются чугун и сталь. В чугуне содержание углерода составляет 2—4 %, а в стали — менее 2 %. В отличие от достаточно хрупкого чугуна более пластичную сталь можно ковать, штамповать, прокатывать (рис. 125).

 Для придания сталям определенных свойств в их состав вводят другие металлы, бор и кремний. Такие стали называются легированными. Например, сталь, легированная вольфрамом, отличается высокой твердостью, поэтому она применяется для изготовления режущих инструментов. Легирование стали молибденом приводит к повышению ее износоустойчивости, а сталь, легированная кобальтом, обладает повышенной намагничиваемостью.

• Сплав — это однородная твердая смесь металлов.
• По многим физическим свойствам сплавы отличаются от входящих в их состав металлов.
• Чугун и сталь — наиболее распространенные сплавы железа.

Ряд активности металлов. Взаимодействие металлов с растворами кислот

Как вы уже знаете, в атомах большинства металлов на внешних энергетических уровнях содержится небольшое число электронов. Поскольку они слабо притягиваются к атомным ядрам, атомы металлов «отдают» эти электроны другим атомам и превращаются в положительно заряженные ионы (катионы), например:

Как известно, процесс отдачи электронов называется окислением, а атомы, отдающие электроны, называются восстановителями. Поэтому можно сказать, что в ходе химических реакций металлы окисляются, проявляя свойства восстановителей.

Поскольку атомы металлов различаются между собой числом электронов на внешних энергетических уровнях и размерами, простые вещества металлы обладают разными восстановительными свойствами и, следовательно, разной химической активностью. Но как можно, не проводя химический эксперимент, определить, какой металл более активен, а какой — менее? На основании чего можно сравнивать активность разных металлов? Если речь идет о реакциях, протекающих в водных растворах, то химическая активность металлов определяется их положением в особом ряду, который называется рядом активности металлов.

Ряд активности металлов

Из курса химии вы помните, что все металлы по их способности вытеснять водород из растворов кислот делятся на две группы. К первой относятся те металлы, которые замещают водород в кислотах. Это, например, Mg, Al, Zn, Fe, Sn. Металлы второй группы, например Cu, Hg, Au, не вытесняют водород из кислот. Если металлы расположить в ряд по убыванию их способности вытеснять водород из растворов кислот, получится так называемый ряд активности металлов или вытеснительный ряд металлов:

В записанной последовательности металлы двух групп условно разделены формулой простого вещества водорода

Способность металлов вытеснять водород из кислот является проявлением их восстановительных свойств: чем выше активность металла в реакциях с кислотами, тем сильнее его восстановительные свойства. Соответственно, чем ниже активность металла, тем слабее его восстановительные свойства. Поскольку в ряду активности слева направо снижается способность металлов вытеснять водород, то их восстановительные свойства в этом направлении ослабевают. Таким образом, ряд активности представляет собой последовательность металлов, в которой их восстановительные свойства в направлении слева направо ослабевают.

Исходя из положения металлов в ряду активности, можно не только сравнить их восстановительные свойства, но и определить возможность взаимодействия в водных растворах с кислотами или с солями других металлов.

Взаимодействие металлов с разбавленными кислотами

Вы уже знаете, что реакции металлов с кислотами относятся к реакциям замещения или вытеснения. Способность металлов замещать водород в кислотах определяется их положением в ряду активности.

Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вытесняют его из водных растворов серной, соляной, фосфорной и некоторых других кислот (кроме азотной). При этом, чем левее расположен металл в ряду активности, тем сильнее его восстановительные свойства и тем энергичнее (быстрее, активнее) он реагирует с кислотами.

Металлы, расположенные в ряду активности правее водорода, не вытесняют его из водных растворов указанных кислот.

Необходимо помнить, что самые активные из металлов — щелочные металлы, например Na и K, с растворами кислот реагируют чрезвычайно бурно. Такие реакции обычно сопровождаются воспламенением, взрывом и поэтому представляют большую опасность.

В результате реакций металлов с кислотами образуются сложные вещества — соли и выделяется газообразное простое вещество водород. В ходе таких реакций происходит переход электронов от атомов металлов к катионам водорода  содержащимся в растворах кислот, в результате чего изменяются степени окисления элементов, например:

Следовательно, реакции металлов с кислотами относятся к окислительно-восстановительным процессам. Атомы металлов, отдающие электроны, являются восстановителями, в ходе реакции они окисляются:

В то же время катионы водорода, принимающие электроны, являются окислителями и в ходе реакции восстанавливаются:

 Некоторые металлы проявляют разные степени окисления. Например, для железа их значения равны +2; +3; +6. Если эти металлы вытесняют водород из кислот, то в образующихся солях они всегда находятся в самой низкой степени окисления. Для железа она равна +2:

• В химических реакциях простые вещества металлы окисляются, выступая в качестве восстановителей.
• Активность простых веществ — металлов — определяется их положением в ряду активности металлов.
• Ряд активности металлов — это последовательность металлов, в которой в направлении слева направо их восстановительные свойства ослабевают.
• Простые вещества металлы, стоящие в ряду активности левее водорода, вытесняют его из растворов кислот (кроме азотной).
• Реакции металлов с кислотами являются окислительно-восстановительными.

Взаимодействие металлов с неметаллами

Поскольку восстановители всегда реагируют с окислителями, все химические превращения простых веществ металлов являются окислительно-восстановительными. Они относятся к реакциям двух типов — соединения и замещения. К реакциям соединения относятся реакции металлов с некоторыми неметаллами.

Взаимодействие металлов с неметаллами

Практически все металлы, кроме золота Au и платины Pt, в определенных условиях реагируют с кислородом, образуя соответствующие оксиды металлов.

Активные щелочные и щёлочноземельные металлы даже при комнатной температуре быстро и энергично, с выделением теплоты, соединяются с кислородом, например:

Из-за легкой окисляемости щелочные и щёлочноземельные металлы хранят обычно под слоем минерального масла или керосина, которые препятствуют контакту металлов с кислородом воздуха (рис. 126).

Менее активные металлы (магний, алюминий, цинк, железо и др.) также реагируют с кислородом с образованием оксидов:

При комнатной температуре поверхности этих металлов покрыты тонкими и прочными оксидными пленками, которые предохраняют их от дальнейшего окисления. Именно из-за образования оксидных пленок металлы частично или полностью утрачивают блеск.

 Если алюминиевую проволоку внести в пламя, через некоторое время на ее конце образуется утолщение в виде «капельки». При нагревании алюминий плавится, стекает вниз и собирается в «мешочке» из тонкой и прочной оксидной пленки.

При сжигании таких металлов в кислороде оксидные пленки уже не защищают металлы от дальнейшего окисления, и они полностью превращаются в оксиды.

Медь окисляется кислородом при нагревании, превращаясь в черный оксид CuO:

Металлы реагируют также с неметаллом серой, образуя сульфиды — соли сероводородной кислоты. Одна из таких реакций вам уже знакома:

С серой соединяются и многие другие металлы, например алюминий. Если его порошок смешать с порошком серы и полученную смесь поджечь, протекает бурная реакция, сопровождающаяся очень яркой вспышкой (рис. 127):

В результате этой реакции образуется соль — сульфид алюминия.

Большинство металлов взаимодействуют также с галогенами — фтором, хлором, бромом и иодом. При этом образуются соответствующие галогениды (фториды, хлориды, бромиды и иодиды) металлов, являющиеся солями галогеноводородных кислот. Например, если в колбу с хлором внести кусочек нагретого натрия, он воспламеняется и горит яркожелтым пламенем (рис. 128), превращаясь в соль хлорид натрия:

Многие металлы активно соединяются и с другим простым веществом из группы галогенов — иодом. Если к смеси порошкообразных алюминия и иода добавить в качестве катализатора одну каплю воды, начинается бурная реакция (рис. 129), сопровождающаяся воспламенением и выделением фиолетового дыма:

Продуктом этой реакции является соль — иодид алюминия.

Металлы могут соединяться и с другими неметаллами, например с азотом, фосфором, углеродом, водородом. С этими процессами вы познакомитесь позже.

Простые вещества металлы вступают в реакции соединения с неметаллами — кислородом, серой, галогенами и др

Взаимодействие металлов с водой и растворами солей других металлов

Восстановительные свойства металлов проявляются также в их реакциях с водой и с растворами солей других металлов.

Взаимодействие металлов с водой

Способность металлов реагировать с водой определяется их положением в ряду активности:

Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, способны вытеснять его из воды. При этом металлы от Li до Al реагируют с водой при комнатной температуре, а металлы от Zn до Pb — при нагревании.

Металлы, расположенные в ряду активности правее водорода, не реагируют с водой ни при каких условиях.

Наиболее активные из металлов — щелочные (Na, K) и щёлочноземельные (Ca, Ba) реагируют с водой при комнатной температуре с образованием оснований и водорода.

Проведем эксперимент. В сосуд с водой добавим несколько капель раствора фенолфталеина и поместим небольшой кусочек натрия (рис. 130). Он сразу же энергично, с шипением, реагирует с водой и превращается в расплавленный шарик, который быстро перемещается по ее поверхности. Его «подталкивают» пузырьки водорода, интенсивно образующиеся в месте контакта металла с водой. Жидкость в сосуде окрашивается в малиновый цвет, что свидетельствует об образовании щёлочи — растворимого основания:

В этом уравнении для лучшего понимания сути процесса формула молекулы воды записана в виде HOH. Один из двух ее атомов водорода принимает электрон от натрия и переходит в  а другой остается в группе ОН, которая соединяется с металлом. В данной окислительновосстановительной реакции натрий отдает электроны и является восстановителем, а вода принимает электроны и выступает в качестве окислителя.

Несколько менее энергично с водой реагирует кальций:

Поскольку алюминий покрыт прочной оксидной пленкой, она препятствует реакции металла с водой. Но если эту пленку разрушить, алюминий при комнатной температуре достаточно энергично вытесняет из воды водород (рис. 131):

Менее активные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода (от Zn до Pb), реагируют с водой только при высокой температуре с образованием оксидов металлов и водорода. Например, при пропускании водяного пара над раскаленным цинком протекает реакция:

Взаимодействие металлов с растворами солей других металлов

Как вы уже знаете, металлы вступают в реакции замещения с солями других металлов. При этом всегда более активный металл, расположенный в ряду активности левее, вытесняет из соли правее расположенный менее активный металл (от Zn до Au). Такие реакции протекают при погружении более активного металла в водный раствор соли менее активного металла. При этом вытесненный из соли менее активный металл осаждается на поверхности более активного металла. Примером таких окислительно-восстановительных процессов является знакомая вам реакция «серебрения монеты», которая проходит между медью и нитратом ртути(II):

В этой реакции простое вещество медь выступает в роли восстановителя. Атомы меди отдают электроны и превращаются в катионы меди:

Нитрат ртути(II) является окислителем. Содержащиеся в нем ионы ртути принимают электроны и превращаются в атомы ртути:

Обратите внимание!

Если более активным металлом является щелочной или щёлочноземельный металл, то в реакциях данного типа он одновременно реагирует и с солью менее активного металла, и с водой, содержащейся в ее растворе. При этом образуется сложная смесь продуктов

Лабораторный опыт:

Взаимодействие металлов с растворами солей

Химическая активность металлов проявляется в их способности реагировать не только с кислотами, но и с солями других металлов. Знание сути реакций металлов с солями и умение их исследовать позволяют грамотно использовать эти вещества в быту, промышленности, в лабораторной практике.

В одной из двух пробирок находится раствор сульфата меди(II), в другой — раствор сульфата алюминия. В каждую из них внесите по одному кусочку тщательно зачищенной железной проволоки (по одной канцелярской кнопке или скрепке). Через 1—2 мин извлеките их из пробирок и внимательно рассмотрите. Опишите наблюдаемые явления.

В обеих ли пробирках происходит химическая реакция? Какой вывод о сравнительной активности алюминия, железа и меди можно сделать на основании результатов выполненного вами опыта? Составьте уравнение химической реакции.

  Реакции металлов с солями можно осуществить, не приводя металл в соприкосновение с раствором. Например, в гальваническом элементе процессы окисления и восстановления пространственно разделены (т. е. осуществляются в разных сосудах) и протекают на соответствующих электродах, которые соединены между собой. Эта химическая реакция приводит к появлению электрического тока. Поэтому гальванические элементы являются химическими источниками тока. В качестве химических источников тока используются также батареи гальванических элементов (в быту — батарейки) и аккумуляторы. С работой всех этих устройств вы познакомитесь в старших классах.

Простые вещества металлы вступают в химические реакции с водой и растворами солей других металлов.

Способность металлов вступать в реакции определяется их положением в ряду активности.

Коррозия металлов и их защита от коррозии

Под действием кислорода и воды, а также других веществ, содержащихся в окружающей среде, изделия из металлов и сплавов постепенно разрушаются или, как говорят, корродируют, подвергаются коррозии (от лат. сorrosio — разъедание).

Коррозия — это разрушение металлов и сплавов под действием веществ из окружающей среды.

В основе коррозии лежат окислительно-восстановительные реакции, в которых металлы играют роль восстановителей, а компоненты окружающей среды (кислород, вода и др.) — роль окислителей. В результате этих реакций металлы превращаются в различные сложные вещества — оксиды, гидроксиды, соли. Например, изготовленные из железа лопатки газовых турбин, сопла ракетных двигателей, колосники, арматура печей при высоких температурах постепенно разрушаются из-за окисления:

Образующаяся на их поверхности рыхлая пленка железной окалины отшелушивается, не защищая металл от дальнейшего окисления.

Если железные изделия длительное время контактируют с влажным воздухом (или с водой в присутствии воздуха), они постепенно разрушаются, покрываясь бурой ржавчиной (рис. 132). Ее состав можно условно выразить формулой

Ржавчина, так же, как и железная окалина, не защищает металл от дальнейшего окисления. Этот вид коррозии железа, называемый ржавлением, хорошо знаком нам из повседневной жизни. Автомобили и сельскохозяйственная техника, литье из чугуна и стальная проволока, железные замки и гвозди, топоры, молотки и другие предметы быта ржавеют и приходят в негодность от воздействия влаги и воздуха.

Изделия из железа разрушаются также под воздействием кислотных дождей. Коррозии подвергаются не только железо и его сплавы, но и другие металлы. Так, под действием воздуха, водяного пара и углекислого газа постепенно корродируют медь и ее сплавы (например, бронза). В результате коррозии на их поверхности образуется патина — слой вещества зеленого цвета (рис. 133). Его состав условно можно выразить формулой Этот слой достаточно рыхлый и не защищает изделия от дальнейшего разрушения.

Скорость коррозии металлов зависит от ряда факторов. Это, вопервых, внешние условия — температура и влажность воздуха. Чем они выше, тем быстрее корродирует металл. Во-вторых, это наличие в металле различных неоднородностей — примесей, участков с разной плотностью. Чем меньше в металле примесей, тем медленнее он корродирует.

 В Индии возле города Дели находится знаменитая Кутубская колонна высотой 7,3 м и массой 6,5 т, изготовленная из железа. Несмотря на то что колонне почти 1700 лет, она сохранилась в хорошем состоянии, на ней почти нет ржавчины. Согласно одной из гипотез долговечность и коррозионная устойчивость колонны объясняются низкой влажностью воздуха и очень малым количеством различных примесей в железе, из которого она сделана.

Коррозия при контакте двух металлов

Проведем небольшой эксперимент. Возьмем два стаканчика с водой и в каждый из них поместим по одной железной и по одной оловянной пластинке. Сделаем это так, чтобы в первом стаканчике металлы не контактировали между собой, а во втором — наоборот, соприкасались друг с другом (рис. 134). Для ускорения коррозии металлов в стаканчики добавим по небольшой щепотке поваренной соли.

Через некоторое время мы увидим, что в первом стаканчике оба металла, не контактировавшие друг с другом, подверглись коррозии: железная пластинка покрылась бурым, а оловянная — белым налетом. В то же время во втором стаканчике, в котором металлы соприкасались, коррозии подверглось только железо, причем намного сильнее, чем в первом. Оловянная пластинка при этом практически не изменилась.

Если повторить этот же эксперимент, но в каждый стаканчик вместе с железной опустить цинковую пластинку, то в первом из них результат будет тем же — оба металла, не контактировавшие друг с другом, подвергнутся коррозии. Зато во втором стаканчике сильно прокорродирует только один — цинк.

Для подведения итогов эксперимента сравним активность использованных металлов, исходя из их положения в ряду активности. Самым активным из них является цинк, менее активным — железо, и самым неактивным — олово. Учитывая это и принимая во внимание результаты опытов, сделаем выводы:

Если два металла не соприкасаются в водной среде, то коррозии подвергается каждый из них.

Если два металла соприкасаются в водной среде, то корродирует только один — более активный металл (в первом опыте — железо, во втором — цинк).

Таким образом, в водной среде коррозия металла усиливается при его соприкосновении с менее активным и замедляется при его контакте с более активным металлом.

Защита металлов от коррозии

Материальные потери, связанные с коррозией изделий из металлов, огромны. Ежегодно коррозии подвергается примерно четвертая часть всего выплавляемого в мире железа. Для защиты металлов от коррозии применяют разнообразные методы.

Наиболее распространенный из них — нанесение на поверхность металлов различных покрытий. К неметаллическим покрытиям относятся эмали (ими покрыты эмалированные ванны, кастрюли, электро- и газовые плиты) (рис. 135), лаки, краски (ими покрывают кузова автомобилей, речных и морских судов), специальные смазки и масла.

 В 1617 г. в Англии был выдан патент на изобретение защиты рыцарских доспехов (кольчуг и лат) от коррозии с помощью специального масла.

Металлические покрытия представляют собой тонкие слои (пленки) металлов — никеля, хрома, олова, цинка и др. Нанесение покрытий из никеля (никелирование) и хрома (хромирование) на металлические изделия служит как для защиты от коррозии, так и для придания характерного серебристого блеска (рис. 136).

Нанесение слоя олова называется лужением, а металлы, покрытые оловом, — лужёными металлами. Железо, покрытое слоем олова, называют луженым железом, а с нанесенным слоем цинка — оцинкованным железом.

Поскольку по сравнению с железом олово — менее активный металл, во влажном воздухе при нарушении целостности оловянного покрытия разрушается находящееся под ним более активное железо. В этом случае слой олова слабо защищает железо от коррозии. Луженое железо применяют в основном для изготовления изделий, в которых вероятность механического повреждения оловянного покрытия исключается (различного рода емкости в пищевой индустрии). Что касается цинка, то он более активен, чем железо. Поэтому при нарушении целостности цинкового покрытия на железном изделии в первую очередь разрушается более активный цинк, т. е. само покрытие, и пока оно не разрушится полностью, железо остается целым. Из оцинкованного железа изготавливают ведра, водосточные трубы, проволоку для морских канатов, кровельную жесть и другие изделия (см. рис. 136).

Иногда для защиты металлов от коррозии их обрабатывают специальными реагентами. В результате химических реакций на поверхности металлов образуется тонкая, но прочная пленка продукта реакции, защищающая металл от коррозии. Это происходит, например, при обработке поверхности железа концентрированной фосфорной кислотой (фосфатирование железа).

Часто металлы защищают от коррозии, создавая на их поверхности оксидные пленки. Процесс их нанесения называется оксидированием металлов. Разновидностью оксидирования является воронение стали, при котором ее поверхность обрабатывается в специальных условиях различными окислителями. В зависимости от толщины образующаяся оксидная пленка может иметь желтую, коричневую, вишневую, фиолетовую, синюю, серую или черную окраску.

Эффективным способом борьбы с коррозией является использование протекторной защиты. Она основана на том, что при контакте двух металлов коррозии подвергается более активный из них, называемый протектором. Например, для защиты стальных корпусов кораблей к ним прикрепляют накладки более активных, чем железо, магния или цинка (см. рис. 136, справа). Ведь при контакте с железом в морской воде они разрушаются в первую очередь, а корпус корабля остается целым.

Для защиты металлов от разрушения используют ингибиторы коррозии. Так называются вещества, замедляющие разрушение металлов. Их добавляют, например, в воду или в растворы, с которыми контактирует тот или иной металл. Например, ингибиторами коррозии железа являются хроматы, нитриты, силикаты натрия и калия, соли органических кислот.

Еще один важный способ защиты металлов от коррозии называется легированием (от нем. legieren — сплавлять). Он заключается в том, что в металл вводят определенные количества других металлов, т. е. получают сплавы, устойчивые к коррозии. К ним относится, например, нержавеющая сталь, содержащая до 18 % хрома и до 10 % никеля.

• Коррозия — это разрушение металлов и их сплавов под действием окружающей среды.
• В основе коррозии металлов и сплавов лежат окислительно-восстановительные реакции, в которых атомы металлов играют роль восстановителей, а компоненты окружающей среды — роль окислителей.
• Коррозия металла во влажной среде резко усиливается при соприкосновении его с менее активным металлом и замедляется, если металл соприкасается с более активным металлом.
• Для защиты металлов от коррозии используют разные методы: нанесение защитных покрытий, использование ингибиторов, легирование.

Соединения металлов. Оксиды и гидроксиды

В результате взаимодействия металлов с простыми и сложными веществами образуются соединения разных классов. Это, например, оксиды, гидроксиды, соли и некоторые другие вещества.

Оксиды металлов

Практически все металлы образуют оксиды. Их состав выражается общей формулой  где Ме — обозначение металла в общем виде. Степень окисления металлов в оксидах изменяется в интервале от +1 до +8, например:

Состав, строение, физические свойства. Большинство оксидов металлов — вещества немолекулярного строения. Они представляют собой твердые тугоплавкие вещества.

Многие оксиды металлов имеют окраску (рис. 137).

Получение:

Оксиды металлов (кроме Au, Pt и некоторых других) образуются при взаимодействии металлов с кислородом, например:

Их также можно получить при термическом разложении некоторых оснований или солей:

Химические свойства: Оксиды металлов подразделяются на основные и амфотерные

Основные оксиды реагируют с кислотами и с кислотными оксидами с образованием солей, например:

Основные оксиды щелочных и щёлочноземельных металлов реагируют с водой, образуя растворимые основания (щёлочи):

Амфотерные оксиды проявляют двойственность свойств. Подобно основным оксидам, они реагируют с кислотами и кислотными оксидами, а подобно кислотным — со щелочами и основными оксидами (при сплавлении):

Амфотерные оксиды с водой не реагируют.

Применение: Многие оксиды металлов находят широкое практическое применение. Например, из оксидов железа(III)  и алюминия  в промышленности получают соответствующие металлы. Оксид алюминия применяют также для изготовления искусственных драгоценных камней — рубина и сапфира (рис. 138). Мелкие кристаллы этого оксида используются в производстве наждачной бумаги. Оксид свинца(II) PbO находит применение при изготовлении хрустального стекла, полудрагоценных камней и украшений (кристаллы Сваровски) (см. рис. 138).

Оксид кальция СaO (негашеная известь) применяется в производстве различных строительных материалов.

 Оксиды некоторых металлов находят применение в производстве красок и цветных стекол. Например, оксиды и входят в состав краски белого, — зеленого, — коричневого цвета. Оксиды ряда металлов придают стеклу различную окраску: — синюю, — бирюзовую, — красно-фиолетовую, — изумрудную, — коричневую, — фиолетовую.

Гидроксиды металлов

Как вы уже знаете, гидроксиды — это гидраты оксидов, т. е. продукты взаимодействия оксидов с водой. Хотя не все оксиды металлов реагируют с водой, почти всем им соответствуют гидроксиды:

Состав, строение, физические свойства. Все основные и амфотерные гидроксиды — твердые вещества немолекулярного строения

с разнообразной окраской (рис. 139). Гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (кроме гидроксида кальция) хорошо растворимы в воде. Амфотерные гидроксиды в воде не растворяются.

Получение: Основные гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (щёлочи) образуются при непосредственном взаимодействии соответствующих основных оксидов с водой, например:

Основные гидроксиды всех других металлов получить таким способом невозможно. Они образуются при взаимодействии солей этих металлов со щелочами:

Амфотерные гидроксиды можно получить взаимодействием солей соответствующих металлов со щелочами:

Химические свойства: Почти все основные гидроксиды реагируют с кислотами и с кислотными оксидами с образованием солей и воды, например:

Нерастворимые в воде основные гидроксиды металлов при нагревании разлагаются на соответствующие основные оксиды и воду:

Основные гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов — сильные электролиты. В водных растворах они полностью диссоциируют на ионы:

Среда их растворов — щелочная.

Амфотерные гидроксиды проявляют двойственность свойств. Подобно основным гидроксидам, они реагируют с кислотами и кислотными оксидами:

Подобно кислотным гидроксидам, амфотерные гидроксиды реагируют со щелочами и основными оксидами. Так, например, при нагревании смесей гидроксида цинка с твердым NaOH или CaO протекают реакции:

Применение: Гидроксиды металлов находят широкое практическое применение. Щёлочи NaOH и KOH используются для очистки нефтепродуктов, в производстве мыла, искусственного шелка, бумаги, входят в состав различных средств бытовой химии. Гидроксид кальция широко используется в строительстве, в производстве сахара, для смягчения жесткой воды. Гидроксид алюминия находит применение при очистке воды, а вместе с гидроксидом магния входит в состав лекарственного препарата «Алмагель».

• В результате взаимодействия металлов с простыми и сложными веществами образуются вещества разных классов, важнейшие из которых — оксиды и гидроксиды.
• Оксиды и гидроксиды металлов проявляют основные и амфотерные свойства.
• Оксиды и гидроксиды металлов находят широкое практическое применение.

Соли металлов. Качественное обнаружение ионов металлов в растворах. Жесткость воды

Наряду с оксидами и гидроксидами металлы образуют огромное количество сложных веществ, относящихся к классу солей. Вы уже имеете некоторые представления о составе и названиях этих веществ, об их важнейших свойствах. Познакомимся с ними подробнее.

Соли металлов

Несмотря на то что общее число известных солей составляет несколько десятков тысяч, для них характерно сходство по составу, строению и свойствам.

Состав, строение, физические свойства: В состав большинства солей входят катионы металлов и анионы кислотных остатков. Химические формулы солей по зарядам ионов составляются так же, как и по значениям валентности. Если в общем виде катионы металлов обозначить как  , а анионы кислотных остатков — как  , то состав образованных ими солей можно выразить условной формулой . Запишем примеры формул солей, составленных по этому принципу из катионов и анионов

Известны также соли, в которых роль катионов играют уже знакомые вам ионы аммония  , например  Со свойствами таких солей вы познакомитесь позже.

Все соли — вещества немолекулярного (ионного) строения. Для них характерны ионные кристаллические решетки. При обычных условиях соли представляют собой твердые нелетучие вещества с различной окраской (рис. 140, с. 226). По растворимости в воде они делятся на растворимые, малорастворимые и нерастворимые (см. форзац II).

Получение: С важнейшими способами получения солей вы уже знакомы. Они образуются в результате взаимодействия веществ разных классов в соответствии с таблицей 15 на странице 226. Знак «+» на пересечении граф таблицы обозначает возможность образования солей при взаимодействии веществ, указанных в этих графах

     

Таблица 15. Образование солей

Химические свойства: Практически все соли — сильные электролиты. В водных растворах они полностью диссоциируют на катионы металлов (или аммония) и анионы кислотных остатков, например:

Как вы уже знаете, для солей наиболее характерны реакции замещения и обмена, а для некоторых и термического разложения. Вспомним закономерности и приведем конкретные примеры этих превращений (см. с. 227).

Реакции с металлами

Соли менее активных металлов вступают в реакции замещения с более активными металлами, например:

Реакции с кислотами

Соли более слабых кислот реагируют с более сильными кислотами. При этом в результате реакций обмена образуются новая соль и новая кислота (более слабая или неустойчивая, разлагающаяся с выделением газа), например:

Реакции с основаниями (щелочами)

Соли вступают в реакции обмена со щелочами. При этом образуются новые соли и новые основания. Один из продуктов реакции является нерастворимым, например:

Реакции с солями

Соли реагируют с другими солями. В результате реакции обмена образуются две новые соли, одна из которых нерастворима, например:

Термическое разложение

Некоторые соли при нагревании разлагаются. Как правило, такие реакции сопровождаются выделением газов, например:

Применение: Соли находят широкое практическое применение в различных сферах деятельности — в промышленности, строительстве, сельском хозяйстве, в медицине и в быту. С конкретными примерами применения солей вы познакомились ранее при изучении химии неметаллов.

Качественное обнаружение ионов металлов в растворах солей

На практике часто необходимо доказать наличие того или иного вещества в растворе. Для этого к нему нужно добавить раствор другого вещества, чтобы реакция с его участием сопровождалась видимым эффектом — образованием осадка, выделением газа или изменением цвета раствора. Такие реакции называются качественными реакциями на соответствующие вещества.

 Качественной реакцией на данное вещество называется реакция с его участием, сопровождающаяся образованием осадка, выделением газа или изменением цвета раствора.

Для доказательства наличия ионов металлов в растворах солей проводят качественные реакции, в ходе которых образуются осадки. Например, если к бесцветному раствору хлорида бария добавить такой же бесцветный раствор сульфата натрия  то образуется белый осадок продукта реакции сульфата бария:

Осадок такого же состава и цвета образуется, если к раствору любой другой соли бария, например  добавить раствор сульфата любого другого металла, например

Несмотря на то что в рассмотренных случаях реагируют разные вещества, реакции между ними сводятся к соединению одних и тех же ионов —  и  Поэтому раствор, содержащий сульфат-ионы, можно использовать для качественного обнаружения ионов бария, и наоборот, раствор, содержащий ионы бария, можно использовать для качественного обнаружения сульфат-ионов.

Точно так же при смешивании растворов любых солей кальция с растворами любых карбонатов образуется осадок одного и того же состава, поскольку эти реакции сводятся к соединению одних и тех же ионов:

Следовательно, раствор, содержащий карбонат-ионы, можно использовать для доказательства наличия ионов кальция, и наоборот, раствор, содержащий ионы кальция, можно использовать для доказательства наличия карбонат-ионов.

В растворах солей меди содержатся ее катионы . Для доказательства их наличия можно использовать раствор любой щёлочи, содержащий ионы  При этом образуется голубой осадок гидроксида меди(II) (рис. 141):

Это взаимодействие можно рассматривать как качественную реакцию на ионы меди(II).

  Ионы металлов в составе солей можно определять по окрашиванию пламени газовой горелки или спиртовки. Например, все соли натрия окрашивают пламя в ярко-желтый, калия — в фиолетовый, а кальция — в кирпично-красный цвета. Соли лития и стронция придают пламени ярко-красную, а соли бария — желтовато-зеленую окраску. Соли меди окрашивают пламя в красивый синезеленый цвет. На свойстве ионов металлов окрашивать пламя в разные цвета основано их применение в изготовлении бенгальских огней и фейерверков.

Жесткость воды

Вода океанов и морей, озер и рек, как и вода из колодца или водопровода, всегда содержит различные растворимые примеси. Преимущественно это соли — гидрокарбонаты, сульфаты, хлориды кальция, магния, железа, натрия и калия. Особое влияние на потребительские качества воды оказывают соли кальция и магния. Если их содержание достаточно высоко, вода называется жесткой. В такой воде плохо развариваются овощи, снижается эффективность моющих средств. При нагревании жесткой воды содержащиеся в ней гидрокарбонаты разлагаются:

Образующиеся при этом нерастворимые вещества осаждаются на внутренней поверхности водопроводных труб, электрочайников, на теплоэлектронагревателях (ТЭНах) стиральных машин в виде плотного слоя серого цвета — накипи (рис. 142). Поскольку накипь плохо проводит теплоту, увеличивается расход топлива (электроэнергии), ускоряется изнашивание паровых котлов, котельных установок.

 Если в водопроводной воде содержится много гидрокарбоната железа(II), при нагревании он разлагается с выделением бурого гидроксида железа(III):

Вследствие этого на поверхности ванн, раковин, унитазов часто образуются бурые трудноудалимые подтеки.

Вода, в которой содержание солей кальция и магния невелико, называется мягкой. В ней хорошо развариваются овощи, а моющие средства дают обильную пену. С целью получения такой воды жесткую воду подвергают специальной обработке — умягчению. Для этого жесткую воду кипятят или добавляют различные реагенты (смягчители), например гашеную известь, карбонат или фосфат натрия. При этом содержащиеся в жесткой воде кальций и магний в виде нерастворимых карбонатов или фосфатов выделяются в осадок и жесткость воды значительно снижается:

Лабораторный опыт:

Уменьшение жесткости воды

Жесткость воды — одна из важнейших ее потребительских характеристик. Содержащиеся в жесткой воде соли ослабляют действие моющих средств, являются причиной образования накипи. Поэтому важно знать способы умягчения воды и уметь осуществлять их на практике.

1. В двух пробирках заранее подготовленная жесткая вода объемом 1—2 см³ . В первую пробирку добавьте примерно такой же объем мыльного раствора и встряхните. Обратите внимание на то, как пенится полученная смесь.

2. Во вторую пробирку добавьте небольшое количество раствора соды Na₂CO₃. Обратите внимание на небольшое помутнение раствора. Профильтруйте полученную взвесь и отфильтрованную (умягченную) воду объемом 1—2 см³ перелейте в чистую пробирку.

3. К полученной мягкой воде добавьте мыльный раствор и встряхните. Сравните интенсивность вспенивания с первой пробиркой.

Составьте уравнения химических реакций в молекулярном и ионном виде. Сделайте вывод.

Соли — вещества немолекулярного строения, состоящие из катионов металлов и анионов кислотных остатков.

Для солей наиболее характерны реакции замещения и обмена. Соли реагируют с металлами, кислотами, основаниями и солями. Некоторые соли разлагаются при нагревании.

Качественной называется реакция, сопровождающаяся образованием осадка, выделением газа или изменением цвета раствора.

Для качественного обнаружения в растворах ионов бария Ba2+ можно использовать растворы сульфатов, а для обнаружения ионов кальция Ca²⁺ — растворы карбонатов.

Природная вода с достаточно высоким содержанием солей кальция и магния называется жесткой.

Металлы в природе. Биологическая роль металлов

На долю металлов приходится около 52 % от общей массы нашей планеты и примерно 25 % от общей массы земной коры.

Металлы в земной коре

Форма нахождения металлов в природе соотносится с химической активностью их простых веществ. Так, например, активные металлы (щелочные, щёлочноземельные, Mg и Al) и металлы средней активности (Ni, Co, Fe, Cr, Zn, Mn) встречаются в природе только в виде соединений. Малоактивные металлы (Ag, Cu, Hg и Sn) можно встретить как в виде различных соединений, так и в виде простых веществ. Неактивные металлы — золото Au и платина Pt в земной коре встречаются преимущественно в виде простых веществ.

Металлы, встречающиеся в природе в чистом виде, называются самородными металлами. Иногда их находят в виде самородков — зерен, кусков или глыб произвольной формы, в которых содержание металла может достигать 99,9 %.

 Самые большие монолитные самородки золота были найдены в Австралии в конце XIX в. Масса золота во втором по величине самородке составила более 70 кг. Что касается самородков серебра, то самый большой из них, содержавший около 20 т металла, был обнаружен в руднике недалеко от саксонского города Шнеберга в 1477 г.

Распространенность металлов определяется величиной их массовых долей в земной коре. К наиболее распространенным металлам относятся алюминий (7,45 %), железо (4,20 %), кальций (3,25 %), натрий (2,40 %), калий (2,35 %) и магний (2,35 %). Суммарное содержание других металлов в земной коре составляет около 1 % (рис. 143).

Важнейшими природными соединениями металлов являются их оксиды, сульфиды, силикаты, карбонаты, хлориды. В недрах Земли они образуют минералы и горные породы.

 Минерал — это содержащееся в земной коре однородное кристаллическое вещество природного происхождения.

Поскольку минералы представляют собой чистые вещества, состав каждого из них выражается определенной химической формулой. Минералы однородны по своему составу и строению. Они образуют кристаллы различной формы и окраски. Ряд природных минералов относятся к драгоценным камням (рис. 144).

Некоторые минералы встречаются в природе в виде твердых неоднородных смесей с другими минералами. Такие природные смеси обычно называются горными породами.

  Горная порода — твердая неоднородная смесь природных минералов.

Поскольку абсолютное большинство горных пород состоят из 4—5 (и даже более) минералов, они неоднородны по своему составу и строению. Химический состав горных пород условно выражается с помощью формул содержащихся в них минералов. Если, например, горная порода галитит (каменная соль) состоит из минерала галита NaCl и примесей, то ее состав также выражается формулой NaCl. Если же горная порода, например сильвинит, содержит два минерала — сильвин KCl и галит NaCl, то условная формула этой горной породы будет: Внешний вид некоторых горных пород представлен на рисунке 145.

Названия и химический состав важнейших минералов и горных пород приведены в таблице 16.

Таблица 16. Наиболее распространенные минералы и горные породы

Если горная порода используется для промышленного получения металлов, она называется рудой.

 Руды — горные породы, использующиеся для промышленного получения металлов (или некоторых неметаллов).

 На дне ряда водоемов можно найти руду в виде конкреций — отложений, напоминающих гроздья, клубни или лепешки. Плоские озерные и болотные конкреции величиной с мелкую монету («копеечная руда») были известны еще в Средние века. Добыча и обработка железа из болотных руд в то время были широко распространены на территории нынешней Беларуси. В настоящее время железомарганцевые конкреции, покрывающие огромные площади на дне океанов, называют полезным ископаемым XXI в. Это богатейший источник не только железа и марганца, но и кобальта, никеля, меди, молибдена.

Биологическая роль металлов

В настоящее время в живых организмах обнаружено около 80 разных химических элементов, 16 из которых играют ключевую роль в процессах жизнедеятельности и названы «элементами жизни». Наряду с шестью неметаллами (H, O, N, C, P, S) к ним относятся 10 металлов — Na, K, Mg, Ca, Zn, Cu, Co, Mn, Fe, Мo («металлы жизни»). Какова их роль в организмах человека, животных, растений? Известно, что в организме человека массой около 70 кг содержание указанных металлов в среднем составляет: натрия — 70 г; калия — 250 г; магния — 42 г; кальция — 1700 г; цинка — 2 г; меди — 0,15 г; кобальта — 0,015 г; марганца — 0,015 г; железа — 4 г; молибдена — 0,009 г. Все металлы содержатся в организме в виде различных соединений.

Натрий и калий играют важнейшую роль в поддержании кислотнощелочного баланса организма человека и необходимы для регуляции водного обмена. Ионы натрия задерживают воду в организме, а ионы калия, наоборот, выводят ее. От соотношения концентраций ионов натрия и калия зависит чувствительность нервных волокон и сократительная способность мышц. Калий играет важную роль и в жизни растений. При его недостатке растения медленно развиваются, их листья желтеют, семена теряют всхожесть, а плоды становятся менее сладкими.

Магний регулирует функционирование нервной и сердечно-сосудистой систем, ускоряет регенерацию и обновление клеток, придает костям человека твердость. Он входит в состав хлорофилла — зеленого пигмента растений, играющего главную роль в процессе фотосинтеза (образование глюкозы и кислорода из углекислого газа и воды под действием солнечного света).

Кальций необходим для роста костей и зубов и является их минеральной основой. Он регулирует работу сердца и кровеносных сосудов, проницаемость клеточных мембран, сокращение мышц, участвует в процессе свертывания крови.

Железо входит в состав гемоглобина, играющего исключительно важную роль в процессе переноса кислорода из легких к клеткам и тканям организма человека и животных. Отдав клетке кислород, гемоглобин забирает из нее углекислый газ и уносит его в легкие. Железо необходимо и для нормального развития растений. Их листья и стебли при недостатке железа желтеют и прекращают расти.

Медь в организме человека и животных ускоряет образование гемоглобина, участвует в процессах клеточного дыхания, в синтезе белка. Из всех живых организмов наибольшее количество меди содержат устрицы, осьминоги и некоторые другие моллюски. Медь — один из важнейших микроэлементов, необходимых для развития растений, участвующий в процессе фотосинтеза и влияющий на усвоение растениями азота.

Соединения цинка, кобальта, марганца, молибдена и других металлов, содержащиеся в живых организмах, также участвуют в важнейших процессах жизнедеятельности.

Недостаток соединений металлов в организме приводит к нарушению его деятельности, но и избыточное их содержание также вредно. Например, избыток соединений меди Cu ведет к нарушению психики, а избыток соединений кобальта Co ослабляет работу щитовидной железы.

Многие металлы и их соединения являются весьма ядовитыми и опасными для человека, вызывают отравления и различные заболевания. Большую опасность для человека представляет загрязнение окружающей среды солями свинца Pb, кадмия Cd, ртути Hg.

 Некоторые историки полагают, что упадок Римской империи был обусловлен массовым отравлением людей свинцом. Известно, что водопроводы Древнего Рима были изготовлены из этого металла. В свинцовых чанах хранили воду и вино. Установлено, что, попадая в человеческий организм, свинец вызывает поражение центральной нервной системы, приводит к разрушению костей.

В земной коре металлы встречаются в виде химических соединений, входящих в состав минералов и горных пород, а также в виде простых веществ.

Минерал — это содержащееся в земной коре однородное кристаллическое вещество природного происхождения.

Горная порода — твердая неоднородная смесь природных минералов.

Рудами называют горные породы, использующиеся для промышленного получения металлов.

Многие металлы играют важную роль в процессах жизнедеятельности и необходимы для нормального функционирования живых организмов.

Большую опасность для человека представляет загрязнение окружающей среды солями свинца, кадмия, цинка, ртути.

Химические способы получения металлов из их природных соединений

Большинство известных металлов находятся в природе в виде соединений, важнейшими из которых являются оксиды, сульфиды, хлориды, карбонаты. Эти сложные вещества входят в состав различных руд, которые используются для получения простых веществ металлов. Отрасль промышленности, занимающаяся получением металлов из руд, называется металлургией.

Технология производства металлов состоит из нескольких этапов. На первом измельченная руда подвергается обогащению, в процессе которого из нее удаляется пустая порода. Если в обогащенной руде металл находится в виде сульфида, руду подвергают обжигу — сильному нагреванию в присутствии воздуха. При этом сульфид, окисляясь кислородом, превращается в соответствующий оксид металла, например:

На втором этапе из обогащенных руд получают простые вещества металлы. Для этого используют различные химические способы. Они основаны на том, что соединения металлов (чаще всего оксиды), содержащиеся в рудах, вступают в химические реакции с восстановителями — углеродом, оксидом углерода(II), водородом и др. При этом образуются простые вещества металлы.

По условиям протекания реакций химические способы получения металлов делятся на пирометаллургические (от греч. pyr — огонь) и гидрометаллургические (от греч. hydor — вода).

Пирометаллургические способы

Пирометаллургические способы заключаются в восстановлении металлов из их соединений (чаще всего из оксидов) при высоких температурах. Важнейшими из этих способов являются следующие:

1) Восстановление металлов углеродом или оксидом углерода(II). Если в качестве восстановителя используют углерод, его смешивают с оксидной рудой и смесь нагревают до высокой температуры. Если же восстановителем является угарный газ СО, его пропускают через руду при нагревании. Углерод при этом окисляется, как правило, до оксида углерода(II), а угарный газ СО — до углекислого газа  например:

Восстановление железа проводят в специальных вертикальных печах высотой до нескольких десятков метров и объемом до 5000 м³ , называемых доменными (рис. 146). В доменном процессе получается железо с относительно большим (2—4 % по массе) содержанием углерода — ч у г у н. Чугун превращается в сталь в специальных установках — мартеновских печах, конверторах, или электроплавильных печах (электропечах). Плавка в электропечах применяется и для вторичной переработки металла, т. е. при переплавке металлолома. Такие печи используются, например, на Белорусском металлургическом заводе в Жлобине.

В промышленности при использовании в качестве восстановителя углерода и оксида углерода(II), кроме железа, получают и некоторые другие металлы, например медь, цинк, кобальт, никель, марганец, олово, свинец.

2) Восстановление металлов водородом. Водород пропускают через слой нагретой оксидной руды, в результате чего образуются простые вещества металлы и водяной пар, например:

В промышленности данным способом получают такие ценные металлы, как молибден, вольфрам, рений.

3) Алюмотермия — восстановление металлов из их оксидов алюминием было открыто в 1859 г. русским ученым Н. Н. Бекетовым. Данный метод заключается в том, что к оксидной руде добавляют порошок алюминия и приготовленную смесь нагревают до высокой температуры. При этом образуются простое вещество металл и оксид алюминия, например:

 Реакции алюмотермического восстановления протекают с выделением огромного количества теплоты, вследствие чего образующийся металл сразу же плавится. На этом основано использование алюмотермии для сварки лопнувших или поврежденных железнодорожных рельсов. В этом случае над ними устанавливают специальный агрегат, в котором осуществляется реакция оксида железа Fe₃O₄ с алюминием. Образующееся жидкое железо стекает вниз и сваривает рельсы.

Методом алюмотермии в промышленности получают многие ценные металлы, например хром, марганец, ванадий, титан, цирконий, ниобий.

Гидрометаллургические способы

Гидрометаллургические способы заключаются в восстановлении металлов из их соединений (чаще всего солей) в водных растворах. Если в руде металл содержится в виде нерастворимого соединения, его сначала превращают в растворимую соль, например:

После этого в раствор полученной соли вносят восстановитель — металл, активность которого выше, чем у металла, входящего в состав соли. При этом протекает окислительно-восстановительная реакция замещения, например:

В данном методе в качестве восстановителей не используются активные щелочные и щёлочноземельные металлы, так как они реагируют не только с солями, но и с водой, содержащейся в растворах. При этом, как правило, образуется сложная смесь продуктов разных реакций.

Методом гидрометаллургии в настоящее время получают такие металлы, как медь, никель, кадмий, кобальт, платину, золото.

К сожалению, металлургическая промышленность пока еще остается одним из основных источников загрязнения окружающей среды — почвы, воды, воздуха. Твердые отходы доменного процесса — шлаки — накапливаются в отвалах, загрязняя территорию вокруг предприятий. Металлургия использует 25 % от всей воды, потребляемой промышленностью. При этом в большинстве случаев использованная вода не очищается и попадает в поверхностные и грунтовые воды. Это делает их непригодными для дальнейшего использования и становится причиной гибели обитателей водоемов. Доля металлосодержащей пыли и угарного газа, выбрасываемых в атмосферу предприятиями черной металлургии, составляет около 25 % от их общего количества, поступающего в воздушный океан нашей планеты. Поэтому в металлургической отрасли особое внимание должно уделяться проблеме охраны окружающей среды. Для ее решения необходимы внедрение комплексного использования сырья, применение замкнутых циклов водопользования, строительство очистных сооружений. Рекомендуется также вынос промышленных предприятий за городскую черту, создание лесозащитных зон вокруг городов и промышленных центров.

• В основе способов выделения металлов из руд лежат процессы восстановления. В качестве восстановителей в металлургии используются углерод, оксид углерода(II), водород или более активные металлы.
• Химические способы получения металлов делятся на пирометаллургические и гидрометаллургические.
• Пирометаллургические способы заключаются в восстановлении металлов из их соединений (чаще всего из оксидов) при высоких температурах.
• Гидрометаллургические способы заключаются в восстановлении металлов из их солей в водных растворах.
• Охрана окружающей среды при промышленном производстве металлов предусматривает комплексное использование сырья, применение замкнутых циклов водопользования, строительство очистных сооружений.

Электролиз расплавов солей

Известные вам химические способы получения металлов основаны на их восстановлении из соединений углеродом, оксидом углерода(II), водородом или алюминием. Наряду с ними в металлургии широко используется и принципиально другой — электрохимический способ. Его суть заключается в том, что соединения металлов разлагаются электрическим током. Такой процесс имеет специальное название — электролиз (от греч. lysis — разложение). Он осуществляется при пропускании постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов (солей, оснований, кислот).

Электролиз расплавов солей

При нагревании некоторые соли, например галогениды металлов, плавятся, т. е. переходят в жидкое состояние. При этом они, как сильные электролиты, полностью диссоциируют на ионы. Например, хорошо знакомый нам хлорид натрия (поваренная соль) при температуре 801 °С превращается в расплав — бесцветную жидкость. Как и в водном растворе, в расплаве эта соль находится в виде ионов — катионов  и анионов  , которые совершают непрерывное хаотичное движение. Опустим в этот расплав угольные электроды (графитовые стержни), один из которых соединим с положительным, а другой — с отрицательным полюсом источника постоянного тока (рис. 147). При этом находящиеся в растворе ионы сразу же примут направленное движение. Положительно заряженные ионы (катионы)  начнут двигаться к отрицательно заряженному электроду — катоду, а отрицательно заряженные ионы (анионы) Cl– — к положительно заряженному электроду — аноду.

На катоде, имеющем избыток электронов, подошедшие к нему катионы натрия восстанавливаются (принимают от него электроны) и образуют простое вещество натрий в виде серебристого металла:

 Отрицательно заряженный электрод, на котором происходит процесс восстановления, называется катодом. Он играет роль восстановителя.

В то же время на аноде, имеющем недостаток электронов, анионы  окисляются (отдают ему электроны) и превращаются в атомы хлора:

Атомы хлора сразу же соединяются по два, образуя молекулы простого вещества хлора  Он выделяется на аноде в виде поднимающихся вверх пузырьков газа зеленовато-желтого цвета:

 Положительно заряженный электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом. Он играет роль окислителя.

Учитывая, что в результате электролиза расплава хлорида натрия образуются простые вещества натрий и хлор, суммарное уравнение этого процесса можно записать следующим образом:

По тому же принципу протекает электролиз расплавов и других галогенидов металлов, например  Как и хлорид натрия, они разлагаются на соответствующие простые вещества. Кроме солей, в расплавах электролизу подвергаются и щёлочи.

Электролиз протекает и в водных растворах, при этом в процессах на электродах могут участвовать молекулы воды. С этими процессами вы познакомитесь в курсе химии 11-го класса.

Поскольку при пропускании электрического тока через расплавы или растворы электролитов (солей, оснований, кислот) на электродах одновременно осуществляются два процесса — окисление и восстановление, электролизу можно дать следующее определение.

 Электролиз — это окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов.

Применение электролиза

Электролиз широко применяется при получении химически активных металлов (калия K, натрия Na, кальция Ca, магния Mg, алюминия Al), а также неметаллов (фтора, хлора, водорода, кислорода) и ряда сложных веществ, например щелочей.

С помощью электролиза осуществляют очистку металлов. Электролиз также находит применение для полировки поверхности металлов, электрохимической заточки лезвий режущих инструментов (бритв, хирургических скальпелей).

Электролиз широко используется в промышленности для нанесения слоя одного металла на поверхность другого с целью защиты его от коррозии (никелирование, хромирование, золочение, серебрение). Процесс электролиза применяется также для создания на поверхности различных изделий токопроводящих покрытий, декоративных рисунков и т. п. Например, электролитическим путем наносят тонкие слои металла на электронные платы и другие детали, используемые в производстве современных телевизоров, компьютеров, телефонов и т. п. Отрасль промышленности, занимающаяся осаждением металлов на поверхности металлических и неметаллических изделий, называется гальванотехникой. Осаждение металла на поверхности изделий с помощью электролиза позволяет получать прочно связанные с поверхностью металлические покрытия (гальваностегия) или легко отделяемые точные слепки и копии поверхности этих изделий (гальванопластика).

Кроме перечисленных выше областей применения электролиза, в последние годы этот метод достаточно широко используется для обессоливания воды, очистки фруктовых соков и др.

• Отрицательно заряженный электрод, на котором происходит процесс восстановления, называется катодом. Он играет роль восстановителя.
• Положительно заряженный электрод, на котором происходит процесс окисления, называется анодом. Он играет роль окислителя.
• Электролиз — совокупность процессов окисления и восстановления, протекающих на электродах при пропускании электрического тока через расплавы или растворы электролитов.
• Электролиз широко применяется при получении химически активных металлов, неметаллов и ряда сложных веществ, для очистки металлов и нанесения металлических покрытий на разные изделия.

Применение металлов и сплавов

Жизнь и деятельность человека всегда была и остается неразрывно связана с использованием металлов и их сплавов. История их практического применения насчитывает несколько тысячелетий и берет свое начало в первобытном обществе. На заре развития цивилизации, еще в каменном веке, первобытный человек познакомился с золотом и серебром, которые встречаются в природе в самородном состоянии. Когда люди научились выплавлять медь и изготавливать из нее изделия, наступил медный век, который позже сменился бронзовым, а затем железным веком. Такие названия эпох древней цивилизации красноречиво свидетельствуют о роли металлов в ее развитии. Наше время условно можно назвать «веком всех металлов», поскольку сейчас применение находят практически все известные металлы.

Золото благодаря своей высокой химической стойкости и красивому внешнему виду широко применяется для изготовления различных украшений (рис. 148). Этот металл используется в радиоэлектронной промышленности, а также в технике для изготовления элементов аппаратуры и приборов, предназначенных для работы в агрессивных средах.

Иглы из радиоактивного золота применяют при лучевой терапии для разрушения злокачественных опухолей. Золото является важнейшим элементом мировой финансовой системы. Государства формируют запасы этого металла для обеспечения стабильности своих экономик.

 Общая масса золота, хранящегося во всех банках мира, составляет примерно 32 тыс. т. Если все это золото сплавить, получится куб со стороной, равной всего лишь 12 м.

Платина широко используется в качестве катализатора в химической промышленности, в производстве устройств для очистки выхлопных газов автомобилей от вредных веществ. Значительная часть платины идет на изготовление ювелирных изделий (см. рис. 148). Этот металл применяется в производстве некоторых лекарственных препаратов.

 Ученые Белорусского государственного университета разработали уникальный высокоэффективный лекарственный препарат «Цисплацел», содержащий соединение платины. Он предназначен для лечения злокачественных опухолей головного мозга, шеи и ротовой полости.

Серебро из-за высочайшей электропроводности применяется в электротехнике и электронике при изготовлении контактов и проводников, а также керамических конденсаторов. Значительное количество этого металла используется в производстве серебряно-цинковых и серебрянокадмиевых аккумуляторных батарей, зеркал с высокой отражающей способностью, ювелирных украшений (см. рис. 148). Серебро находит применение и в качестве катализатора в химической промышленности, как обеззараживающее вещество используется в медицине.

  Еще в древности люди заметили, что вода, находящаяся в серебряных сосудах, не портится при хранении, способствует заживлению ран. Если верить древнему историку, то во времена похода Александра Македонского в Индию офицеры его армии гораздо реже болели желудочнокишечными заболеваниями, чем солдаты. Еда и питье у них были одинаковыми, а вот посуда — разной: офицеры пользовались посудой, изготовленной из серебра. Только спустя сотни лет ученые доказали, что частицы серебра, содержащиеся в воде в очень небольшой концентрации, обладают бактерицидными свойствами, т. е. убивают болезнетворные бактерии. Сегодня медицинские препараты, содержащие мелкодисперсное серебро, используются при лечении ран, порезов, ожогов, желудочно-кишечных заболеваний и т. д.

Медь из-за высокой электропроводности и пластичности широко используется в электротехнике для изготовления электрических проводов, силовых кабелей, токопроводящих деталей (рис. 149). Поскольку медь обладает еще и высокой теплопроводностью, ее применяют для изготовления различных теплоотводных устройств — радиаторов охлаждения автомобилей, кондиционеров, компьютерных кулеров (вентиляторов, охлаждающих системные блоки). Еще одно ценное свойство меди — отсутствие намагничиваемости — используется при изготовлении приборов для метеорологических наблюдений. В качестве конструкционных материалов применяются сплавы меди — латунь и бронза.

Железо — один из самых используемых металлов, на долю которого приходится до 95 % мирового металлургического производства. Чистое железо применяют для изготовления сердцевин трансформаторов электромоторов, электромагнитов, потому что оно способно быстро намагничиваться и размагничиваться.

Железо является основным компонентом чугуна и сталей — важнейших конструкционных материалов современности. Чугун используют при сооружении доменных, мартеновских, термических и газовых печей, при изготовлении радиаторов отопления, компрессорного оборудования, дизельных двигателей, прокатных станов, деталей турбин, в машиностроении. Углеродистые стали применяются для изготовления каркасных сооружений, режущего инструмента. Широчайшее применение находят стали, легированные различными металлами — хромом, ванадием, никелем, кобальтом, титаном и др. Они обладают высокой прочностью, устойчивы в морской воде, не поддаются коррозии, выдерживают действие высоких температур и агрессивных сред. Такие стали используются для изготовления металлопроката, водопроводных, газопроводных и канализационных труб, корпусов и деталей машин, шарикоподшипников. Они также применяются в производстве кухонного оборудования (плит, духовок, микроволновых печей), посуды и столовых приборов, медицинского инструментария. Многочисленные соединения железа широко используются в современной фармацевтике.

Алюминий, обладающий способностью к штамповке, высокой теплопроводностью, коррозионной устойчивостью и пластичностью, применяется при изготовлении различного проката, кухонной посуды, алюминиевой фольги (рис. 150). Из-за высокой электропроводности и относительной дешевизны этот металл находит применение в электротехнике при изготовлении проводов. Он используется в алюмотермическом получении некоторых металлов, а также как компонент ракетного топлива.

Алюминий является компонентом многих сплавов. Важнейшие из них — дюраль и фехраль. Дюраль представляет собой сплав алюминия с медью, магнием и марганцем. Это основной легкий и прочный конструкционный материал в авиации и космонавтике. Фехраль — сплав алюминия с хромом и железом, применяющийся для изготовления спиралей электронагревательных приборов.

Алюминий используется при изготовлении аппаратуры для маслобойной, сахарной, кондитерской, пивоваренной промышленности, применяется в производстве «серебристой» металлизированной ткани и краски «серебрянка», состоящей из алюминиевой пудры и олифы.

 В середине XIX в. алюминий ценился дороже золота и считался «металлом роскоши». Французский император Наполеон III, желая продемонстрировать свое превосходство, заказал себе камзол с алюминиевыми пуговицами, который надевал исключительно во время дипломатических приемов. Кроме того, по приказу императора были изготовлены алюминиевые столовые приборы, которые на торжественных обедах подавались членам императорской семьи и самым почетным гостям. Другие же гости пользовались «обычными» приборами из золота и серебра.

В результате развития науки и техники практическое применение в самых разных отраслях нашли и такие металлы, как титан Ti, цирконий Zr, бериллий Be, индий In, ниобий Nb, вольфрам W, уран U, плутоний Pu и др.

Несмотря на то что в последнее время в качестве конструкционных материалов вместо металлов все чаще используются их «заменители» — пластмассы, производство металлов постоянно возрастает.

Металлические элементы, их простые вещества и соединения

Металлических элементов известно значительно больше, чем неметаллических. К ним относятся все и элементы, а также элементы (кроме Гидрогена и Гелия) и несколько p-элементов (форзац I, обратная сторона форзаца II). В длинном варианте периодической системы металлические элементы занимают левую и центральную части¹:

Этот раздел начинается с общей характеристики металлических элементов, их атомов и ионов. В нем кроме известных фактов вы найдете новые данные о физических и химических свойствах важнейших металлов, оксидов, гидроксидов и солей металлических элементов. Обратим ваше внимание на то, как получают и используют эти соединения. В конце учебника рассмотрены общие методы получения металлов и химические основы черной металлургии.

Металлические элементы

В природе металлические элементы встречаются довольно часто. Больше всего металлических элементов содержит литосфера. Среди них наиболее распространен Алюминий (рис. 73). Элементы, которые образуют активные металлы, содержатся преимущественно в хлоридных, карбонатных, сульфатных и силикатных минералах, другие — в оксидных и сульфидных минералах; очень редко встречаются самородные медь, серебро, золото, платина (рис. 74).

В гидросфере также имеется много металлических элементов, но в значительно ценьших количествах. В воде морей и океанов преобладает Натрий, а в пресной воде — Кальций.

Металлические элементы содержатся и в живых организмах. Натрий и Калий входят в состав всех клеток, Магний находится в хлорофилле, а Феррум — в гемоглобине. Соединения Кальция составляют неорганическую основу костей, зубов, яичной скорлупы, ракушек.
 

Атомы и ионы

В атоме любого металлического элемента на внешнем энергетическом уровне имеется небольшое количество электронов (как правило, от одного до трех). Такой атом может отдавать эти электроны и превращаться в положительно заряженный ион (катион):

Способность атомов металлических элементов отдавать электроны возрастает с увеличением радиусов атомов: в периоде — справа налево, а в группе — сверху вниз. Типичные металлические элементы находятся в левом нижнем углу периодической системы. Среди них — Цезий; его атом наиболее легко теряет электрон.

Простые катионы металлических элементов входят в состав соответствующих оксидов, оснований, солей. Значения зарядов таких ионов для элементов главных подгрупп I— III групп совпадают с номерами групп: . Аналогичной закономерности для элементов побочных подгрупп не наблюдается. Например, элемент I группы Купрум образует катионы и , а элемент VIII группы Феррум — катионы и .
Атомы некоторых металлических элементов могут образовывать ковалентные связи с атомами неметаллических элементов. Результатом этого является существование соответствующих сложных анионов (например, ) или молекул ().
 

Металлы

Металлические элементы образуют простые вещества — металлы. В обычных условиях они существуют в твердом состоянии (кроме ртути) и являются кристаллическими веществами.
По внешнему виду (рис. 75) и свойствам металлы очень похожи. Это связано с наличием у них химической связи особого типа.

Металлическая связь

Атомы в металлах расположены настолько близко друг к другу, что их внешние орбитали перекрываются. Электроны, находящиеся в таких орбиталях, отделяются от «своих» атомов, которые превращаются в катионы, и начинают хаотически перемещаться в веществе (рис. 76). Эти электроны называют делокализованными¹, или обобществленными.

Связь между катионами в металле, осуществляемая с помощью делокализованных электронов, называется металлической связью. 
Это интересно Самую высокую электро- и теплопроводимость имеют серебро, медь, золото, алюминий.
Это интересно Самый пластичный металл — золото.

Физические свойства

Металлы имеют особый, металлический блеск, проводят электрический ток. Эти свойства обусловлены наличием в них обобществленных электронов. Такие электроны вносят свой вклад в высокую теплопроводимость металлов.
Большинство металлов пластичны; их можно ковать, вытягивать из них проволоку. При механической обработке металла слои катионов сдвигаются относительно друг друга. Однако металлическая связь при этом не разрушается, поскольку ее обеспечивают делокализованные электроны, выступая своеобразной «смазкой» между катионами.

Температуры плавления большинства металлов превышают 1000 °C. Металлы, которые плавятся ниже этой температуры (например, свинец, олово, цинк, алюминий), называют легкоплавкими. Самый тугоплавкий металл — вольфрам (т. пл. 3420 °C). Наиболее низкую температуру плавления имеет ртуть (-38,9 °C).

Значения плотности металлов находятся в широком интервале — от 0,534 (литий) до 22,5 г/см3 (осмий).

Металлы различаются и по твердости. Самым твердым является хром; им можно резать стекло. Самые мягкие металлы — натрий, калий, свинец.
Цвет металлов обычно белый или серый. Золото и цезий имеют желтый цвет, а медь — красный (рис. 74).

Железо, кобальт и никель являются ферромагнетиками — веществами, которые способны намагничиваться во внешнем магнитном поле и сохранять такое состояние.

Применение

Важнейшими для практики металлами являются железо, алюминий, медь, цинк. Золото, серебро, платина — драгоценные металлы. Из них изготовляют ювелирные изделия, украшения, иногда чеканят монеты (рис. 77). Эти металлы также применяют в химической промышленности, приборостроении, электронной технике.

Сплавы металлов

Очень часто вместо металлов используют их сплавы (табл. 5). Каждый сплав обычно представляет собой однородную смесь (твердый раствор), которую получают путем совместного плавления металлов с последующим охлаждением.

Таблица 5

По физическим свойствам сплавы отличаются от металлов, входящих в их состав. Они имеют, как правило, более низкие температуры плавления, чем чистые металлы, иные твердость и плотность. Однако сплавам также присущи металлический блеск, высокая электропроводимость.
В химических реакциях сплавы обычно ведут себя как смеси соответствующих металлов.

Ученые получают и исследуют сплавы с целью улучшения свойств металлов. Так, обычное железо быстро ржавеет, а сплавы этого металла с хромом и никелем очень устойчивы в природных условиях. Для изготовления ювелирных украшений используют не чистые драгоценные металлы — мягкие, легко стираемые, а их более твердые сплавы с медью и серебром. С помощью припоя — сплава олова со свинцом — легче паять (т. пл. припоя 180 °C), чем чистыми металлами — оловом (т. пл. 232 °C) или свинцом (т. пл. 327 °C).
Сплавы различных металлов используют в химической промышленности, самолете- и машиностроении, технике, «строительстве, монументальном искусстве, быту (рис. 78, 79).

Выводы:

ДЛЯ ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ:
Информацию о расположении частиц в кристалле любого вещества дает модель, называемая кристаллической решеткой. В такой модели существует наименьший трехмерный фрагмент, который повторяется в любых направлениях. С его помощью можно воспроизвести весь кристалл (рис. 80).

Катионы в кристалле металла упакованы довольно плотно. Модель строения металла можно изготовить из шариков, которые будут имитировать катионы. Часть их располагают на плоскости вплотную друг к другу, а затем каждый новый шарик кладут на другой или в углубление между шариками.

Наименьшие фрагменты кристаллических имеют форму куба или шестиугольной призмы (рис. 81). Существует три основных варианта размещения в них катионов:

1. на вершинах и в центре куба (щелочные металлы, барий, хром, вольфрам и др.) — рис. 81, а;
2. на вершинах и в центрах граней куба (алюминий, медь, серебро, золото, платина и др.) — рис. 81, б;
3. на вершинах и в центрах верхней и нижней граней шестиугольной призмы, а также в трех позициях внутри призмы (магний, бериллий и др.) — рис. 81, в.

Размещение катионов в кристаллических решетках железа и некоторых других металлов зависит от температуры.

Химические свойства металлов

Атомы металлических элементов в химических реакциях всегда отдают электроны. Поэтому металлы, взаимодействуя с различными веществами, являются восстановителями.

Реакции с неметаллами. Активные металлы реагируют со многими неметаллами в обычных условиях, а менее активные — при повышенной температуре¹. Золото взаимодействует лишь с галогенами и не реагирует с кислородом и другими неметаллами.

Пример реакции металла с неметаллом в присутствии катализатора — воды (рис. 82):

Реакции с водой

В обычных условиях с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. Продуктами каждой реакции является щелочь и водород. Аналогичная реакция с участием магния происходит при нагревании.
Некоторые менее активные металлы взаимодействуют лишь с водяным паром при высокой температуре. При этом кроме водорода образуются оксиды:

Реакции с кислотами

Для определения возможности реакции между металлом и кислотой (а также солью) используют ряд активности металлов:

    

Металлы, находящиеся слева от водорода, взаимодействуют с такими кислотами, как хлоридная , ортофосфатная , сульфатная (в разбавленном растворе) с выделением водорода, а те, которые расположены после водорода, не реагируют с ними:

Окислителем в реакциях металлов с этими кислотами является Гидроген.

В реакциях металлов с нитратной и концентрированной сульфатной кислотами водород не выделяется, а образуются другие вещества. , Элементами-окислителями в этих кислотах являются Нитроген (§ 10) и Сульфур (§ 9):

Нитратная и концентрированная сульфатная кислоты взаимодействуют даже с металлами, расположенными в ряду активности после водорода (кроме золота и платины):

Реакции со щелочами

Со щелочами взаимодействуют цинк, алюминий, олово, свинец, бериллий, некоторые другие металлы. Такая реакция возможна при одновременном выполнении двух условий: 1) металл находится в ряду активности слева от водорода; 2) оксид (гидроксид) соответствующего металлического элемента является амфотерным. Продукты реакции — соль и водород:

Если взаимодействие происходит в водном растворе, то образуется соль иного состава:

Вывести формулу соединения  можно, заменяя в формуле цинката каждый атом Оксигена (двухвалентный) на две -группы (одновалентные). Такая соль в водном растворе диссоциирует на ионы и .
Уравнение этой реакции в ионно-молекулярной форме:

Реакции с растворами солей. Металлы взаимодействуют с солями в водном растворе с образованием других металлов и солей (рис. 83):

Такие реакции происходят, если металл-реагент более активен, чем металл-продукт, т. е. находится в ряду активности перед ним. Кроме того, исходная соль должна быть растворимой в воде, поскольку берут ее раствор. 

Иногда в результате взаимодействия металла с солью образуются две новых соли:

Коррозия металлов. Металлы часто меняют свой первоначальный вид. Железо ржавеет, свинец, медь, серебро темнеют и теряют характерный блеск. Эти явления обусловлены химическими реакциями металлов с кислородом, водой, другими веществами, находящимися с ними в контакте.
Процесс разрушения металлов вследствие их химического взаимодействия с веществами окружающей среды называют коррозией¹.

Коррозия наносит большой ущерб. Например, ржавчина «съедает» более 20 % всего железа, выплавляемого в металлургии, а это — миллионы тонн. Устойчивыми к веществам окружающей среды являются самые пассивные металлы — золото и платина.

Железо в сухом воздухе не изменяется, а при нагревании начинает взаимодействовать с кислородом:

Слой двойного оксида Феррума, так называемая железная окалина, образуется на поверхности железа при горячей обработке металла на прокатных станах, в кузницах. Окалина слабо удерживается на металле и периодически осыпается.
Магний, алюминий, цинк, хром вступают в реакцию с кислородом в обычных условиях. Поэтому на поверхности каждого из этих металлов всегда существует пленка оксида (). Она очень тонкая и прозрачная (металлы сохраняют характерный блеск), но сплошная и химически устойчивая. Оксидная пленка защищает эти металлы от дальнейшего воздействия кислорода и других веществ.

Чаще происходит коррозия, которой участвуют вода и водные растворы электролитов.

Железо, контактирующее с водой на воздухе, постепенно ржавеет (рис. 84). Этот процесс упрощенно описывают схемой

Ржавчина имеет различный цвет — от светло-бурого до коричневого. Она покрывает металл неплотным слоем и может осыпаться. Иногда железо полностью превращается в ржавчину.

Во влажной среде подвергаются коррозии медь и бронза. На памятниках, крышах, различных изделиях из меди и бронзы со временем появляется зеленый налет соединений Купрума (рис. 85).

Процесс коррозии зависит от нескольких факторов. Чем активнее металл, тем сильнее он корродирует. С повышением температуры скорость коррозии возрастает. В кислой среде коррозия большинства металлов усиливается, а в щелочной — замедляется. Важным для практики является влияние хлорид-ионов на коррозию. Железо, контактируя с морской водой, быстро разрушается. Зимой, когда лед на дорогах посыпают смесью песка и соли, усиливается коррозия нижних частей металлических корпусов автомобилей.

Защита от коррозии

Простейший путь защиты от коррозии — изоляция металлов от окружающей среды. Для этого их покрывают масляными красками, лаками (рис. 86, а), которые после высыхания создают на металлической поверхности сплошные, эластичные и химически инертные пленки. К сожалению, на таких покрытиях со временем появляются трещины, краска и лак осыпаются, а при нагревании покрытия разрушаются или обгорают, из-за чего металл приходится красить или лакировать снова.

Это интересно: Очень чистый цинк почти не реагирует с кислотами, а очень чистое железо не подвергается коррозии.

Металлы защищают от коррозии также керамическими покрытиями — эмалями (рис. 86, б). Это легкоплавкие стекловидные смеси силикатов Алюминия, Кальция и Натрия. Они устойчивы к воде, разбавленным растворам кислот, щелочей, других веществ.

На оружие, транспортную технику, находящиеся на хранении, наносят смазочные масла. В их состав входят различные жиры, неорганические масла — химически пассивные вещества, не растворяющиеся в воде и не смачивающиеся ею.

Металл можно покрыть другим металлом, более устойчивым к коррозии, — цинком, хромом, никелем, оловом, золотом. Широкое применение получила оцинкованная (рис. 86, в) и луженая жесть. Ее производят, погружая железные листы в расплавленный цинк или олово.

Иногда металлы покрывают полимерными материалами.
В промышленности, транспортных средствах, быту железо все чаще заменяют нержавеющей сталью.

Выводы:

• Металлы в химических реакциях являются восстановителями. Они взаимодействуют с неметаллами, кислотами, солями (в водных растворах), некоторые — еще и со щелочами, а щелочные и щелочноземельные металлы — с водой.
• Процесс разрушения металлов вследствие их реакций с веществами окружающей среды называют коррозией.
• Коррозия металла чаще всего происходит с участием воды и водных растворов электролитов. Ее скорость зависит от активности металла, температуры, кислотности среды.
• Металлы защищают от коррозии, покрывая красками, лаками, другими металлами, используя смазочные масла. Широкое применение получила нержавеющая сталь.

Расчеты по химическим уравнениям (II)

Вы знаете, что абсолютно чистых веществ не бывает. Не только природные вещества, но и полученные химиками в лабораториях, содержат различные примеси. В этом параграфе рассмотрим, как осуществляют расчеты по химическим уравнениям, если в реагентах имеются примеси.

Пример №34

Какой объем водорода образуется в нормальных условиях в результате взаимодействия 10,0 г бериллия с достаточным количеством хлоридной кислоты, если массовая доля примесей в металле составляет 3 %?
Дано:

Найти:

Решение:
1. Вычисляем массу чистого металла.
Поскольку масса примесей составляет 3 % от массы взятого металла, то на чистый бериллий приходится 97 % массы:

2. Находим количество вещества бериллия: т(Ве) 9,7 г

3. Записываем химическое уравнение:
4. Рассчитываем количество вещества водорода.
Согласно уравнению:

5.    Вычисляем объем найденного количества вещества водорода в нормальных условиях:

Ответ:

Пример №35

В результате реакции 5,8 г алюминия, который содержал примеси, с достаточным количеством серы образовалось 15,0 г алюминий сульфида. Вычислить массовую долю примесей в металле.

Дано:

Найти:

Решение

1-й способ
1. Составляем уравнение реакции:

2. Вычисляем количества вещества алюминий сульфида и алюминия (без примесей), который вступил в реакцию:

3. Вычисляем массу примесей в металле:

4. Рассчитываем массовую долю примесей в металле:

Ответ:

Натрий и Калий

Элементы Натрий и Калий¹ — самые типичные среди металлических элементов. Они находятся в главной подгруппе I группы периодической системы. Эти элементы, а также Литий, Рубидий, Цезий и Франций² названы щелочными, поскольку их гидроксиды растворяются в воде и являются щелочами (сильными основаниями).

Распространенность в природе:

Натрий и Калий достаточно распространены на нашей планете и встречаются только в соединениях. Атомная доля Натрия в литосфере составляет 2,3 %, а Калия — 1,3 %. Важнейшие минералы этих элементов (рис. 87): каменная соль, или галит, ; мирабилит, или глауберовая соль, ; сильвинит ; сильвин ; карналлит ; полевые шпаты .

В России имеются месторождения каменной соли. Эти природные соединения в основном служат сырьем для химической промышленности.

Катионы Натрия и Калия наряду с другими находятся в природной воде, причем и в морях, и в реках ионов больше, чем .

Натрий и Калий также содержатся в живых организмах.
Масса Натрия в организме взрослого человека равна приблизительно 100 г,’ а Калия — 140 г. Ионы этих элементов входят в состав плазмы крови, внутриклеточных и межклеточных жидкостей, костей, мышечных тканей. Человек теряет Натрий и Калий преимущественно с потом и мочой. Для пополнения организма Натрием следует ежедневно употреблять вместе с пищей 3—6 г соли. Больше всего Калия содержат бобы, курага, чернослив, виноград, хлеб, крупы. Среднесуточная потребность взрослого человека в Калии составляет 3—4 г.

Калий является одним из важнейших элементов для растений. Он ускоряет их развитие, увеличивает устойчивость к болезням и неблагоприятным погодным условиям. Поэтому в сельском хозяйстве используют калийные удобрения.

Электронное строение атомов и ионов: Атомы Натрия, Калия и других щелочных элементов имеют на внешнем энергетическом уровне по одному электрону и очень легко теряют его, превращаясь в однозарядные катионы:

Проиллюстрируем превращение атома Натрия в ион с помощью электронных формул частиц:

Это интересно: Пары натрия и калия состоят из атомов у небольшого количества молекул или .

Ионы и входят в состав всех соединений Натрия и Калия — оксидов, гидроксидов, солей.

Простые вещества элементов. Металлы натрий и калий — одни из наиболее легкоплавких; температуры их плавления составляют соответственно 97,9 и 63,5 °C. Они легче воды (плотность натрия — 0,97 г/см3, а калия — 0,86 г/см3), мягкие, легко режутся ножом. На свежем срезе эти металлы имеют металлический блеск, который быстро исчезает вследствие их взаимодействия с компонентами воздуха и образования различных соединений.

Натрий и калий — чрезвычайно активные металлы. Их хранят в герметически закрытых сосудах под слоем керосина.

Натрий и калий взаимодействуют почти со всеми неметаллами. Эти реакции происходят с выделением значительного количества теплоты, иногда — с воспламенением или взрывом.

Взаимодействие натрия с кислородом происходит с образованием соединения, название которого — натрий пероксид:

Это интересно: Легкий щелочной металл литий, реагируя с кислородом, превращается в оксид:

Одновременно образуется небольшое количество оксида . Основным продуктом реакции калия с кислородом является соединение с формулой .
Натрий при попадании в воду бурно реагирует с ней и плавится (реакция является экзотермической):

Во время опыта можно наблюдать, как серебристый шарик жидкого металла «бегает» по поверхности воды, а из-под него выделяется водород, который иногда вспыхивает.

Калий реагирует с водой со взрывом.
Натрий и калий очень активно взаимодействуют с кислотами. Если используют не чистые кислоты, а их водные растворы (концентрированные, разбавленные), то металлы одновременно реагируют и с водой.

Натрий используют как катализатор в производстве синтетического каучука, а в жидком состоянии (также и его сплав с калием) — как теплоноситель в системах охлаждения ядерных реакторов. Парами натрия заполняют лампы для городского освещения.
 

Оксиды Натрия и Калия являются типичными основными оксидами. Они активно взаимодействуют с водой с образованием гидроксидов, реагируют с кислотными оксидами, кислотами. Оксиды Натрия и Калия не удается получить из соответствующих гидроксидов или карбонатов, которые являются термически устойчивыми. Они образуются при нагревании соединений или с соответствующими металлами в отсутствие воздуха:

Гидроксиды Натрия и Калия имеются в каждой химической лаборатории. Они были известны еще алхимикам, которые дали им названия «едкий натр» и «едкое кали». Эти соединения растворяются в воде с выделением значительного количества теплоты, хорошо поглощают влагу и даже расплываются во влажной атмосфере (рис. 88). Поэтому их хранят в герме
тически закрытых сосудах и используют для осушки газов, органических растворителей.

Гидроксиды Натрия и Калия и их растворы разъедают ткани, бумагу, кожу, представляют опасность для слизистых оболочек и особенно глаз, вызывают тяжелые ожоги. С этими соединениями необходимо работать очень осторожно.

Это интересно: Техническое название натрий гидроксида — каустическая сода.
Будучи сильными основаниями (щелочами), гидроксиды Натрия и Калия вступают в реакции:
    с кислотными и амфотерными оксидами

    с кислотами и амфотерными гидроксидами

    с солями

с некоторыми органическими веществами (карбоновыми кислотами, жирами, аминокислотами, белками)

Гидроксиды Натрия и Калия широко применяются на практике: — в процессах очистки нефтепродуктов, производстве некоторых органических соединений, моющих средств, искусственных волокон, лекарств, бумаги; — в аккумуляторах в качестве электролита. Они являются исходными веществами для получения различных соединений Натрия и Калия.
Соли Натрия и Калия — преимущественно белые порошки или бесцветные кристаллы¹, растворимые в воде. Соли Натрия окрашивают пламя в ярко-желтый цвет, а соли Калия — в бледно-фиолетовый (рис. 89). Легко заметить, что поваренная соль, попадая в пламя газовой плиты, делает его на мгновение желтым. Такими эффектами можно воспользоваться для распознавания соединений Натрия и Калия.

Многие соли Натрия и некоторые соли Калия образуют кристаллогидраты. При нагревании, а иногда и самопроизвольно они теряют воду, которая выделяется в виде пара. Так, бесцветные прозрачные кристаллы (кристаллическая сода), находясь на воздухе, постепенно превращаются в белый порошок безводного соединения:

Соли Натрия и Калия, и в первую очередь хлориды, карбонаты, сульфаты, нитраты, широко используют на практике. Хлориды являются исходными веществами в производстве щелочей, хлора, соды, а натрий карбонат и натрий сульфат — в производстве стекла. Соли Калия (хлорид, сульфат, нитрат) применяют в качестве удобрений (§ 12).

Выводы:

ДЛЯ ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ:
Цезий — щелочной элемент, простое вещество которого является самым активным металлом¹. Почти все реакции с участием этого металла происходят с большой скоростью, выделением значительного количества теплоты, а иногда сопровождаются взрывом. Оксид, гидроксид и соли Цезия очень похожи по свойствам на аналогичные соединения Натрия и Калия.

Цезий мало распространен в природе. Соединения этого элемента ограничено применяют на практике. Некоторые физические свойства цезия изменяются под действием света, благодаря чему его используют в фотоэлектрических приборах.

В результате аварии на Чернобыльской АЭС в окружающую среду попали многие радиоактивные нуклиды. Среди них был Цезий-137. Он очень опасен для человека, поскольку распадается с выделением р-частиц (электронов) и у-излучения. Этот нуклид попадает в организм вместе с пищей, всасывается в кишечник, откладывается в мышцах, печени. Радиоактивный Цезий довольно быстро выводится из организма, поскольку соединения элемента хорошо растворимы в воде.

Существенно уменьшить содержание радионуклида 137Cs в пищевых продуктах можно, если их тщательно мыть, очищать от кожуры, вымачивать в воде или уксусе, подвергать кулинарной обработке.

Магний и Кальций

Элементы Магний и Кальций¹ находятся в главной подгруппе II группы периодической системы. Эти элементы, а также Стронций, Барий и Радий называют щелочноземельными¹.

Слово «щелочноземельный» берет начало из средних веков. Алхимики называли некоторые оксиды «землями» (например, соединение — глиноземом, — кремнеземом). Они обнаружили, что оксиды взаимодействуют с водой, а раствор, который образуется при этом, имеет щелочную реакцию.
 

Распространенность в природе: Магний и Кальций относятся к наиболее распространенным элементам. Они, как и щелочные элементы, встречаются лишь в соединениях. Атомная доля Магния в земной коре составляет 1,6 %, Кальция — 1,8 %. Важнейшие минералы этих элементов: магнезит ; карналлит ; доломит ; кальцит, известняк, мел, мрамор ; гипс ; флюорит ; фторапатит (рис. 90). Катионы Магния и Кальция имеются в природной воде.

Магний и Кальций также содержатся в растениях, организмах животных и человека. Магний входит в состав хлорофилла — зеленого пигмента растений. Это соединение принимает участие в процессе фотосинтеза. Магний стимулирует усвоение растениями Фосфора, накопление сахара в сахарной свекле и крахмала в картофеле.

В организме взрослого человека находится приблизительно 20 г Магния. Этот элемент способствует формированию костей, нормальному функционированию нервной системы и мышц. Суточная потребность организма в Магнии составляет 0,3—0,4 г. Он поступает в организм преимущественно с зелеными овощами.

Кальций карбонат является неорганической основой яичной скорлупы, ракушек, кораллов, а фосфаты Кальция — основой костей и зубов. Ионы имеются в сыворотке крови; при их недостатке кровь плохо сворачивается. Масса Кальция в организме взрослого человека равна почти 1 кг, а суточная потребность в этом элементе составляет 1—1,2 г. Она удовлетворяется в основном за счет молока и молочных продуктов. При недостатке Кальция врачи рекомендуют принимать соли этого элемента и органических кислот — глюконат, глицерофосфат, глутаминат.
 

Электронное строение атомов и ионов: На внешнем энергетическом уровне атомов Магния и Кальция находится два электрона. Атомы легко их теряют, превращаясь в двухзарядные катионы:

Это интересно: При недостатке Магния в почве используют магниевые удобрения, например калимагне-зию — смесь сульфатов Калия и Магния.
 

Катионы Магния и Кальция входят в состав всех соединений этих элементов.
 

Простые вещества элементов: Магний и кальций — серебристо-белые легкие металлы. Они тяжелее и тверже щелочных металлов, плавятся при значительно более высоких температурах: .

Активность магния и особенно кальция в химических реакциях высока, но уступает щелочным металлам. На воздухе кальций теряет металлический блеск, поскольку медленно реагирует с кислородом и водяным паром. Чтобы предотвратить взаимодействие кальция с компонентами воздуха, его хранят под слоем керосина.

Магний и кальций вступают в реакции со многими неметаллами. Продуктами их взаимодействия с кислородом (рис. 91) являются оксиды (отличие от натрия и калия).

Кальций медленно реагирует с водой в обычных условиях (рис. 92)

а магний — при нагревании.

Магний и кальций активно взаимодействуют с кислотами. В результате реакций с хло-ридной и разбавленной сульфатной кислотами кроме соответствующих солей образуется водород

а с нитратной и концентрированной сульфатной кислотами — продукты восстановления Нитрогена и Сульфура:

Магний взаимодействует с растворами солей, «вытесняя» менее активные металлы

а кальций одновременно реагирует и с водой.

Магний получил большее применение на практике, чем кальций. Он служит основой легких и прочных сплавов для авиационной и космической техники, транспорта, других отраслей. Важнейшими сплавами магния являются магналий (содержит алюминий) и авиаль (содержит алюминий и силиций). Магний и кальций применяют в качестве восстановителей для получения некоторых металлов из оксидов или галогенидов:

Оксиды Магния и Кальция. Соединения и — белые тугоплавкие вещества. Они относятся к основным оксидам, которые взаимодействуют с водой с образованием оснований.

Реакция происходит с выделением значительного количества теплоты, и часть воды может превратиться в пар. На практике этот процесс называют гашением извести. Отсюда и технические названия соединений — негашеная известь , гашеная известь .

Оксиды Магния и Кальция взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, амфотерными гидроксидами.

Это интересно: В 1 л воздуха после его длительного контакта с магний оксидом остается менее 0,01 мг паров воды.

В промышленности оксиды Магния и Кальция получают обжигом природных карбонатов.
Оба соединения используют в производстве строительных материалов. Магний оксид служит основой огнеупорной керамики.

Гидроксиды Магния и Кальция: Соединения и — белые порошки, малорастворимые в воде. Суспензию кальций гидроксида в воде называют известковым молоком, а водный раствор соединения — известковой водой.

Гидроксиды Магния и Кальция являются типичными основаниями (соединение Кальция относят к щелочам). Они вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, амфотерными гидроксидами. В отличие от гидроксидов Натрия и Калия соединения и разлагаются при нагревании, превращаясь в оксиды.
Гашеную известь использует в строительстве, производстве хлорной извести (дезинфицирующее средство), отбеливателей, для нейтрализации промышленных стоков, умягчения воды, очистки сока сахарной свеклы. Водная суспензия магний гидроксида является лекарственным средством для понижения кислотности в желудке.

Соли Магния и Кальция: Наибольшее практическое значение среди оолей Магния и Кальция имеют карбонаты и сульфаты этих элементов, а также кислые ортофосфаты Кальция.

В строительстве издавна используют такие природные материалы, как известняк, ракушечник (рис. 93) и мрамор (их основу составляет карбонат ), а также гипс . Из гипса при нагревании до 150 °C получают алебастр :

Если к алебастру добавить небольшое количество воды, то смесь в течение нескольких минут затвердевает, поскольку происходит обратная реакция (вновь образуется гипс). Благодаря такому свойству алебастр используют в строительном деле, при создании скульптур, в медицине для наложения гипсовых повязок. Так называемая горькая соль (магний сульфат, гептагидрат) является лекарственным средством. Природные карбонаты — магнезит и доломит (рис. 94) служат сырьем для производства огнеупорных материалов. Кислые ортофосфаты Кальция применяют в качестве фосфорных удобрений (§ 12).

Жесткость воды: На производстве, в домашнем хозяйстве, быту используется пресная вода. В ней имеется небольшое количество катионов  и . Эти ионы обуславливают так называемую жесткость воды и создают определенные проблемы при ее применении.

В жесткой воде мыло плохо пенится, что не способствует полному удалению загрязнений при стирке тканей. Компоненты мыла взаимодействуют с ионами Са2+ и Mg2+ с образованием нерастворимых соединений Кальция и Магния, не обладающих моющими свойствами. Они осаждаются на нитях и ухудшают качество ткани. Жесткая вода постепенно приводит в непригодность производственное оборудование, устройства для ее нагревания.
Различают временную и постоянную жесткость воды.

Это интересно В1 л днепровской воды содержится в среднем! 64 мг ионов Кальция и 12 мг ионов Магния.

Временная, или карбонатная, жесткость обусловлена одновременным наличием в природной воде катионов , и анионов , или, другими словами, растворенных гидрогенкарбонатов  и . При кипячении такой воды происходит разложение кислых солей:

Средние карбонаты, осаждаясь в системах водяного отопления, паровых котлах, чайниках, на поверхности нагревательных устройств, образуют накипь (рис. 95). Она ухудшает для теплообмен, уменьшает пропускную способность тепломагистралей, иногда является причиной аварий.

Простейший способ устранения временной жесткости воды в домашних условиях — ее кипячение. Избавиться от гидрогенкарбона-тов Кальция и Магния, а также других солей этих элементов можно, добавив в природную воду небольшое количество кальцинированной соды (несколько граммов — на каждые 10 л воды):

Постоянная, или некарбонатная, жесткость: Этот вид жесткости природной воды обуславливают ионы  и , принадлежащие сульфатам и другим растворенным солям Кальция и Магния.

Устранить постоянную жесткость воды кипячением нельзя.
Полное удаление ионов и из природной воды, т. е. устранение постоянной и временной жесткости, возможно при использовании кальцинированной соды или натрий ортофосфата :

Незначительное количество ионов Натрия, которые появляются после этого в воде, не влияет на ее технологические качества.

Добавляя в природную воду гашеную известь , можно осадить почти все ионы Магния и те ионы Кальция, которые обуславливают карбонатную жесткость:

Существуют более эффективные методы устранения жесткости воды. Один из них основан на использовании особых полимеров — ионообменных смол. Иногда в воду, направляемую на технические нужды, добавляют реагенты, которые связывают ионы и в растворимые соединения, устойчивые к нагреванию, чем предотвращают образование накипи.

Выводы:

Магний и Кальций — важнейшие щелочноземельные элементы. Они очень распространены в природе.

Магний и кальций — легкие, легкоплавкие, химически активные металлы. Они взаимодействуют с неметаллами, водой, кислотами.
Все соединения Магния и Кальция содержат ионы или . Оксиды этих элементов относятся к типичным основным оксидам, а гидроксиды — к типичным основаниям. Большинство солей Магния и Кальция — белые или бесцветные твердые вещества.

Оксиды, гидроксиды, карбонаты, сульфаты Магния и Кальция, а также ортофосфаты Кальция используют на практике.
Ионы и обуславливают жесткость воды. Временная, или карбонатная, жесткость является причиной образования накипи, усложняет технологические процессы. Жесткость воды уменьшают или устраняют различными методами.

ДЛЯ ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ:
Стронций — один из щелочноземельных элементов. Металл, имеющий такое же название, несколько более активен, чем кальций, но уступает барию. Соединения Стронция по своим свойствам очень похожи на соединения Кальция и Бария.

В природе Стронций мало распространен. Некоторые его соединения применяют в технике, а также при создании фейерверков (элемент окрашивает пламя в карминово-красный цвет).

Кроме стабильных нуклидов для Стронция известны и радиоактивные. Самый опасный из них — — находился в выбросах во время аварии на Чернобыльской АЭС. Этот радионуклид распадается с выделением -частиц. Попадая в организм, Стронций-90 быстро всасывается в кровь и накапливается преимущественно в костях. Поэтому он очень медленно выводится из организма (отличие от Цезия-137). Радионуклид наносит значительный вред костной ткани, костному мозгу, кроветворной системе. Выведению радиоактивного Стронция способствует поступление в организм Кальция, который вытесняет радионуклид из неорганической основы костей.

Алюминий

Элемент Алюминий¹ находится в 3-м периоде в главной подгруппе III группы.

Распространенность в природе: Алюминий — самый распространенный металлический элемент в литосфере; его атомная доля равна 6,4 %. Вместе с Оксигеном и Силицием он составляет основу неорганического (минерального) мира. В природе нет металла алюминия, однако существует очень много соединений одноименного элемента. Его важнейшими минералами являются боксит — смесь соединений с формулами и , каолинит (основа глины), нефелин или (рис. 96), а также полевые шпаты (с. 144); иногда встречается корунд .

Несмотря на значительную распространенность Алюминия в литосфере, природная вода содержит его очень мало, а в растениях и живых организмах этого элемента практически нет.
 

Электронное строение атома и иона: На внешнем энергетическом уровне атома Алюминия находятся три электрона:

Атом легко теряет эти электроны, превращаясь в трехзарядный катион:

Катионы Алюминия входят в состав большинства соединений элемента.

Это интересно: Соединение , как и гидроксид , является амфотерным.

Простое вещество элемента: Металл алюминий известен каждому из вас. В мире его выплавляют десятки миллионов тонн ежегодно; по объему производства он занимает второе место после железа.
 

Физические свойства: Алюминий — серебристо-белый металл, плавящийся при температуре 660 °C. Он легок (его плотность составляет 2,70 г/см3) и пластичен. Из алюминия вытягивают проволоку, изготовляют тонкую фольгу. Этот металл имеет высокую электро- и теплопроводимость, образует легкие и прочные сплавы. Важнейшие среди них — дуралюмин (с. 128), силумин (сплав с силицием), магналий и авиаль(с. 156).
 

Химические свойства: Алюминий — очень активный металл, лишь немного уступающий магнию.

Реакции с неметаллами. С большинством неметаллов алюминий взаимодействует при нагревании, а с хлором и бромом — в обычных условиях. В смеси порошков алюминия и иода взаимодействие начинается после добавления одной-двух капель воды, которая служит катализатором (рис. 97).

Это интересно: При нагревании до 600 °C алюминий становится хрупким. В таких условиях из него получают порошок.

Поверхность алюминия покрыта тонким и прозрачным слоем оксида . Это результат реакции металла с кислородом воздуха, которая быстро прекращается, так как оксидная пленка защищает алюминий от дальнейшего действия кислорода.
Реакция с водой. Алюминий не взаимодействует с водой (даже кипящей) из-за наличия на поверхности металла плотной пленки оксида. Если эту пленку разрушить (нанесением на металл ртути), то начнется реакция алюминия с водой:

Реакции с кислотами: Алюминий взаимодействует с большинством кислот, кроме очень слабых (карбонатной, сульфидной, силикатной). В результате реакций металла с хлорид-ной и разбавленной сульфатной кислотами выделяется водород. С концентрированными сульфатной и нитратной кислотами алюминий в обычных условиях практически не реагирует; его защищает оксидная пленка. Однако при нагревании эти кислоты взаимодействуют с оксидом и тотчас же — с металлом:

Реакции со щелочами: Алюминий находится в ряду активности слева от водорода, а оксид и гидроксид Алюминия — амфотерные соединения. Эти два фактора в совокупности делают возможным взаимодействие между металлом и щелочью:

Кислотный остаток в формуле соли отвечает амфотерному гидроксиду как кислоте — .

Приведенное уравнение описывает реакцию алюминия с твердой щелочью (при нагревании) или ее расплавом, т. е. в отсутствие воды. Если же с металлом взаимодействует щелочь в водном растворе (рис. 98), то образуются алюминаты или :

Формулы этих солей можно вывести, заменяя каждый атом Оксигена в формулах и на две гидроксогруппы².

Такие же особенности имеют реакции с образованием цинкатов  и других подобных солей, происходящих от амфотерных гидроксидов как кислот.
 

Реакции с солями: Алюминий реагирует с растворами солей, «вытесняя» менее активные металлы (рис. 99):

Реакции с оксидами. Алюминий взаимодействует с оксидами многих металлических элементов. Реакции начинаются при высокой температуре и сопровождаются выделением большого количества теплоты. В каждом случае образуются алюминий оксид и другой металл. С помощью таких реакций на металлургических заводах получают марганец, хром, ванадий, кальций. Название этого метода получения металлов — алюмотермия.
Реакцию между алюминием и двойным оксидом Феррума (или ) используют для сварки стальных конструкций. Смесь порошков металла и оксида (ее называют термитной) поджигают с помощью магниевой ленты. В результате экзотермической реакции образуется расплавленное железо, которое при затвердевании соединяет металлические части конструкций (рис. 100):

Применение: Благодаря коррозионной устойчивости, прочности и легкости алюминий и его сплавы используют в авиационной и космической технике, водном и наземном транспорте, строительстве, а также в быту. Из алюминия изготовляют различную тару, упаковочные материалы (фольгу), «серебряную» краску (очень мелкий алюминиевый порошок). Хотя по электропроводимости алюминий уступает меди, но он легче ее и дешевле. Поэтому его широко применяют в электротехнике.
В России алюминий производят на Запорожском алюминиевом комбинате.
 

Оксид и гидроксид Алюминия: Оксид — белое тугоплавкое вещество, которое не растворяется в воде и не взаимодействует с ней. Тонкая, прозрачная и прочная пленка этого оксида всегда покрывает металл алюминий.
Алюминий оксид образует минерал корунд. Его ценные разновидности — красный рубин (содержит примесь хром(III) оксида) и синий сапфир (содержит примеси оксидов Феррума, Титана, Кобальта) (рис. 101).

Оксид является амфотерным. Его химическое поведение зависит от свойств другого реагента. Соединение реагирует при нагревании с кислотными и основными оксидами, сильными кислотами, щелочами.

При высокой температуре алюминий оксид взаимодействует с карбонатами щелочных и щелочноземельных элементов (с. 99, 170).
Гидроксид — белое, нерастворимое в воде соединение. Это — типичный амфотерный гидроксид. Он реагирует в обычных условиях и с сильными кислотами, и с растворами щелочей.
При нагревании алюминий гидроксид разлагается на соответствующий оксид и воду.

Соли: Алюминий образует соли двух типов. В соединениях содержатся катионы этого элемента, а в солях он входит в состав анионов кислотных остатков.
При охлаждении насыщенных растворов хлорида, сульфата и нитрата Алюминия или испарении воды из них выделяются бесцветные кристаллогидраты и . В насыщенном растворе сульфатов Алюминия и Калия можно вырастить кристаллы «двойной» соли . Ее тривиальное название — алюмокалиевые квасцы (рис. 102).

Применение соединений Алюминия: Кристаллический оксид (корунд) имеет высокую твердость и служит абразивным материалом, а в виде порошка является компонентом термостойкой керамики. Хлорид используют в качестве катализатора в реакциях с участием органических веществ, а сульфат добавляют в природную воду для ее очистки перед подачей в водопровод.

Важными в практическом отношении являются алюминаты Кальция. Вместе с силикатами Кальция они входят в состав цемента (с. 108). Цемент производят спеканием известняка с глиной при температуре 1500 °C. Примеры реакций, которые происходят при этом:

Выводы:

• Алюминий — наиболее распространенный металлический элемент в литосфере, который вместе с Оксигеном и Силицием составляет основу минерального мира.
• Алюминий — легкий, пластичный металл, имеющий высокую электро- и теплопроводимость. Он взаимодействует с неметаллами, кислотами, щелочами, растворами солей, а после удаления оксидной пленки — еще и с водой.
• Оксид и гидроксид Алюминия — белые, нерастворимые в воде вещества. Это амфотерные соединения, которые реагируют с кислотными и основными оксидами, кислотами и щелочами.
• Алюминий образует соли двух типов. Соли одного типа содержат катионы этого элемента, а в других солях (алюминатах) Алюминий находится в анионах кислотных остатков.
• Алюминий и его сплавы применяются во многих областях техники, строительстве, транспорте, быту. Алюминий оксид служит абразивным материалом, является компонентом термостойкой керамики. Соли Алюминия используют в химической 1громышленности, для очистки воды.
   

Феррум

Ваше ознакомление с элементом Феррумом, его простым веществом — железом — и некоторыми соединениями началось в 7 классе. Теперь вы расширите свои знания об этом важном элементе, находящемся в 4-м периоде, побочной подгруппе VIII группы периодической системы.
 

Распространенность в природе: Феррум — один из наиболее распространенных металлических элементов в литосфере; его атомная доля составляет 1,8 %.

Известно очень много природных соединений Феррума. Некоторые из них служат сырьем для производства железа: гематит (или красный железняк) , магнетит (магнитный железняк) , лимонит (бурый железняк) (рис. 103). Россия имеет богатые залежи красного железняка в Криворожском бассейне. Пирит, или железный колчедан, (рис. 104) для металлургии не пригоден, поскольку примесь Сульфура в железе делает металл хрупким. Это соединение используют в производстве сульфатной кислоты.

В природе очень редко встречается самородное железо.
Небольшое количество катионов содержится в природной воде. Окисляясь растворенным кислородом, они» превращаются в ионы , которые осаждаются из воды в составе бурого гидроксида . Такой оттенок иногда имеют дно реки или озера, накипь в чайнике.
В живых существах Феррума очень мало, но без этого элемента их жизнь была бы невозможной. Ионы входят в состав гемоглобина. Недостаток Феррума в организме приводит к малокровию.
 

Электронное строение атома и ионов: В атоме Феррума имеется 26 электронов (порядковый номер этого элемента — 26), которые находятся на 4-х энергетических уровнях (Феррум — элемент 4-го периода). Восемнадцать электронов размещаются так же, как и в атоме элемента № 18 Аргона — . Из оставшихся 8 электронов два занимают -подуровень (он заполняется в атоме элемента № 20 Кальция), а шесть — -подуровень (поэтому Феррум относят к элементам). Электронная формула атома Феррума:.

Атом Феррума сравнительно легко теряет два электрона внешнего (четвертого) энергетического уровня, превращаясь в ион . Он может лишиться еще и третьего электрона — одного из электронов. В этом случае образуется ион . В каждой орбитали его находится по одному электрону:

Ионы и содержатся в соединениях Феррума(II) и Феррума(III).
 

Простое вещество элемента: Железо — металл, используемый человеком уже несколько тысячелетий. Без железа и его сплавов невозможно представить развитие нашей цивилизации.
 

Физические свойства: Железо — сероватосеребристый, пластичный, довольно мягкий металл. Он имеет плотность 7,87 г/см3, плавится при температуре 1539 °C, является ферромагнетиком. Железо образует сплавы со
многими металлами.
 

Химические свойства: Железо проявляет в химических реакциях достаточную активность. Если его получить в виде очень мелкого порошка (например, разлагая органические соединения Феррума), то металл приобретает способность самовоспламеняться на воздухе. Такое свойство вещества называют пирофорностью¹.

Реакции с неметаллами. При нагревании железо реагирует со многими неметаллами, в частности горит в атмосфере кислорода, хлора (рис. 105), активно взаимодействует с серой:

Реакции с водой. Если железные стружки или гвоздь поместить в воду, то со временем на поверхности металла появится ржавчина. Это продукт взаимодействия железа с водой и растворенным в ней кислородом. Соединение имеет переменный состав — . В химическом уравнении формулу ржавчины для упрощения запишем как (эту формулу можно представить и так: ):

Раскаленное железо взаимодействует с водяным паром:

Раньше на этой реакции был основан промышленный метод получения водорода.
 

Реакции с кислотами. Железо взаимодействует с хлоридной, разбавленной сульфатной и некоторыми другими кислотами с выделением водорода и образованием солей Феррума(II):

С концентрированными нитратной и сульфатной кислотами железо в обычных условиях почти не реагирует из-за образования на поверхности металла химически пассивной оксидной пленки. (Назовите другой металл, который ведет себя подобным образом.) Поэтому эти кислоты транспортируют в железных цистернах. При нагревании оксидная пленка взаимодействует с кислотой, и тотчас в реакцию вступает металл (рис. 106):

Реакции с солями. Железо «вытесняет» из солей в их растворах менее активные металлы — медь, серебро, висмут и др. При этом кроме них образуются соли Феррума(II), но не Феррума(III):

Оксиды Феррума: Феррум образует три соединения с Оксигеном: простые оксиды , и двойной оксид (или ). Это — твердые вещества черного ( и ) или коричневого цвета (). Подробно рассмотрим лишь простые оксиды (рис. 107).

Феррум(II) оксид и феррум(III) оксид можно получить термическим разложением соответствующих гидроксидов, некоторых оксигенсодержащих солей:

Для того чтобы получить чистый феррум(II) оксид, необходимо проводить соответствующую реакцию в отсутствие — кислорода. Иначе этот оксид взаимодействует с ним, превращаясь в оксид или .
Простые оксиды Феррума различаются по химическому характеру: — основный оксид, — амфотерный.
 

Это интересно: Ферриты используют в технике в качестве магнитных материалов.

Феррум(III) оксид не реагирует с раствором щелочи. Взаимодействие этого оксида со щелочами, а также с карбонатами щелочных и щелочноземельных элементов происходит лишь при сплавлении или спекании соединений. Продуктами реакций являются соли — ферриты:

Гидроксиды Феррума нерастворимы в воде; соединение имеет белый цвет, иногда с зеленоватым оттенком, a — бурый (рис. 108).
Получить чистый феррум(II) гидроксид по реакции обмена в водном растворе очень трудно; он довольно быстро окисляется кислородом воздуха, превращаясь в феррум(III) гидроксид:

По химическому характеру гидроксиды Феррума подобны соответствующим оксидам: соединение является основанием, а  — амфотерным гидроксидом, который, однако, почти не реагирует с раствором щелочи в обычных условиях.

Соли Феррума: Известно много солей Феррума(II) и Феррума(III). Растворимые соли при выпаривании воды из их растворов выделяются в виде кристаллогидратов —  и др. (рис. 109). Большинство солей Феррума(II) зеленовато-голубые, а соли Феррума(III) имеют различный цвет: соединение — коричневый, — белый, — бледно-сиренев ый.
 

Взаимопревращения соединений Феррума(II) и Феррума(III): Соединения Феррума(II) легко окисляются с образованием соединений Феррума(III). О таких реакциях шла речь выше. Рассмотрим пример противоположного превращения — восстановления соединения Феррума(III). Если к желтовато-коричневому раствору феррум(III) хлорида добавить раствор калий иодида, то жидкость приобретает темно-коричневую окраску вследствие образования иода:

Применение соединений Феррума: Соединения Феррума широко используют на практике. Оксиды и являются сырьем для черной металлургии. Природные гидраты феррум(III) оксида окрашены в различные цвета — от желто-коричневого до бурого; они служат пигментами в красках — охре (желтая), железном сурике и мумии (красно-коричневые). Двойной оксид используют как материал электродов для электролиза, а также в щелочных аккумуляторах. Важнейшей солью Феррума является железный купорос (феррум(II) сульфат, гептагидрат) . Соединение применяют для консервации древесины, борьбы с болезнями растений, в качестве восстановителя и исходного вещества для получения различных соединений Феррума.

Выводы:

Феррум — один из важнейших и наиболее распространенных металлических элементов. Он является -элементом, образует простое вещество — железо.
Железо реагирует с большинством неметаллов, кислотами, растворами многих солей, а при контакте с водой в присутствии кислорода постепенно ржавеет.
Для Феррума известны простые оксиды , и двойной оксид (или ). Оксид является основным, a — амфотерным. Гидроксиды Fe(OH)2 и по химическому характеру подобны соответствующим оксидам. Оксиды и гидроксиды Феррума реагируют с кислотами, а феррум(III) оксид при нагревании — еще и со щелочами.
Соли Феррума имеют различную окраску, некоторые образуют кристаллогидраты.
Оксиды и соли Феррума широко используются на практике.

ДЛЯ ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ:
 

Выведение пятен ржавчины на ткани

Вам известно, что ржавчина по составу и свойствам похожа на феррум(III) гидроксид. Поэтому для выведения пятен ржавчины на ткани можно использовать кислоту, которая реагирует с соединением с образованием растворимой соли Феррума. Однако эта кислота не должна разрушать волокна ткани и действовать на краситель, если ткань цветная. Таким требованиям удовлетворяют органические кислоты — лимонная, уксусная, щавелевая, винная.

Способ 1. Загрязненный участок белой ткани смачивают концентрированным раствором лимонной кислоты, наносят на нее тонкий слой мелкой кухонной соли и оставляют на несколько часов (иногда — на сутки). После выведения пятна ткань промывают теплой родой. Вместо раствора лимонной кислоты можно использовать сок лимона.

Способ 2. Разбавленный раствор уксусной кислоты (2 столовые ложки уксуса на стакан воды) нагревают в эмалированной посуде до 80—90 °C и погружают в него на 3—5 мин. загрязненный участок ткани. Если пятно ржавчины не исчезает, процедуру повторяют. Затем ткань промывают теплой водой, в которую добавляют нашатырный спирт (одну столовую ложку на 2 л воды).

Методы получения металлов

Первыми металлами, которые начали использовать люди, были золото, серебро и медь. Их находили в природе и поэтому назвали самородными. Эти металлы, и в первую очередь золото, химически пассивны и довольно устойчивы по отношению к веществам окружающей среды. Активных металлов на Земле нет; их получают из природного сырья с помощью химических реакций.

Природные соединения (минералы), а также их смеси, пригодные для промышленного получения металлов, называют рудами. Важнейшими рудами являются оксидные и сульфидные (табл. 6, рис. 110).

Таблица 6

Существуют также полиметаллические руды. В них имеются соединения по меньшей мере двух металлических элементов. Так, основными компонентами свинцово-цинковой руды являются галенит и сфалерит . В меньших количествах в ней присутствуют соединения Купрума, Феррума, других металлических элементов. Полиметаллическая руда служит сырьем для производства нескольких металлов.

Отрасль промышленности, основой которой является получение металлов, называют металлургией.

Различают черную и цветную металлургию. Сферой черной металлургии является производство чугуна, стали, сплавов на основе железа, а цветной — получение других металлов.
 

Химические реакции в металлургии

 Металлические элементы имеют в соединениях положительные степени окисления. Для того чтобы из соединения получить металл, необходимо осуществить восстановление металлического элемента: 

В этом заключается суть всех методов получения металлов.
Восстановителями в металлургии служат углерод (кокс), карбон(II) оксид, водород, активные металлы. Для получения металлов также используют постоянный электрический ток.

Большинство металлургических процессов основано на восстановлении оксидов металлических элементов. В случае использования сульфидной руды ее предварительно обжигают, т. е. нагревают в присутствии воздуха. При этом сульфид металлического элемента превращается в оксид:

Если металл получают при высокой температуре, то соответствующая отрасль металлургии называется пирометаллургией, если с помощью реакций в водном растворе — гидрометаллургией, а если с использованием электролиза — электрометаллургией.
Примеры пирометаллургических процессов:

При проведении реакций с участием кокса или активных металлов (металлотермия) образуются металлы в расплавленном состоянии:

Восстановлением оксидов газами  и чаще всего получают металлические порошки (порошковая металлургия):

Некоторые металлургические процессы основаны на реакциях соответствующих солей с более активными металлами (цинко^и, железом, алюминием) в водном растворе:

Оксиды щелочных, щелочноземельных элементов, Алюминия не восстанавливаются водородом, углеродом или карбон(II) оксидом в любых условиях. Поэтому для получения наиболее активных металлов используют постоянный электрический ток. Щелочные и щелочноземельные металлы получают электролизом расплавов хлоридов:

Иногда для получения металлов средней и невысокой активности применяют электролиз водных растворов солей:

Выводы:

• Руды — минералы и их смеси, пригодные для промышленного получения металлов.
• Отрасль промышленности, основой которой является получение металлов из руд, называют металлургией. Сфера черной металлургии — производство чугуна, стали, сплавов на основе железа, а цветной — получение других металлов.
• Суть металлургического процесса состоит в восстановлении атомов или ионов металлического элемента, которые входят в состав руды. Восстановителями в металлургии служат углерод (кокс), карбон(II) оксид, водород, иногда — активные металлы.
• В зависимости от условий получения металлов различают пирометаллургию, гидрометаллургию, электрометаллургию.

Химические основы производства чугуна

На заводах черной металлургии ежегодно выплавляют сотни миллионов тонн чугуна и сталу. И чугун, и сталь — это сплавы на основе железа, содержащие примеси (в чугуне их больше).
 

Чугун — сплав железа, в котором массовая доля Карбона составляет от 2 до 4,8 %, а сумма массовых долей Сульфура, Фосфора, Силиция и других элементов не превышает 8 %. Примеси обуславливают твердость чугуна и придают ему хрупкость.

Процесс производства чугуна основан на восстановлении соединений Феррума, находящихся в рудах, до металла:

Восстановителями в черной металлургии являются углерод и карбон(II) оксид.
 

Исходные вещества:

Для получения чугуна используют железную руду, кокс и флюсы.
Основу железной руды в зависимости от ее типа составляют соединения , или . Руду обогащают, отделяя от песка и нерудных минералов.

Кокс производят, нагревая некоторые виды угля при высокой температуре без доступа воздуха. Он содержит 96—98 % Карбона по массе и химически более активен, чем уголь.

Флюсами называют вещества, которые взаимодействуют с примесями в руде и золой (остаток от сгорания кокса) с образованием легкоплавких соединений, которые не смешиваются с расплавленным металлом. В качестве флюса используют известняк, иногда — доломит.

Это интересно: Для обогащения руды, которая содержит оксид , применяют электромагниты; к ним притягиваются частички этого соединения.

Доменный процесс: Чугун выплавляют в доменной печи, или домне. Это — вертикальное сооружение высотой 30 м и более. Печь работает непрерывно в течение нескольких лет, после чего производят ее капитальный ремонт.
В верхнюю часть печи периодически загружают шихту — смесь руды, кокса и флюсов (рис. 111). Снизу подают нагретый воздух, обогащенный кислородом.

Доменный процесс состоит из нескольких стадий. Они происходят в определенной последовательности, а иногда — одновременно. Рассмотрим химические превращения на каждой стадии процесса.

Горение кокса и образование карбон(II) оксида. При высокой температуре кокс загорается:

Вследствие этой реакции температура в печи повышается и начинается другая, эндотермическая реакция между раскаленным коксом и углекислым газом:

Восстановление оксидов Феррума карон(II) оксидом и коксом. В доменном процессе шихта медленно перемещается вниз навстречу газам. Карбон(II) оксид восстанавливает оксиды Феррума. Реакции происходят одна за другой и завершаются образованием металла: 

В нижней части печи остатки оксидов Феррума восстанавливаются коксом:

Таким образом, кокс выполняет несколько функций в доменном процессе. Он служит топливом, а кроме того, восстановителем оксидов Феррума и карбон(IV) оксида. Небольшое количество кокса растворяется в жидком железе, а также взаимодействует с ним, образуя феррум карбид Fe3C (тривиальное название соединения — цементит)¹.

Кокс восстанавливает и примеси в руде — соединения Мангана, Силиция, Фосфора:

Марганец, силиций и фосфор растворяются в железе, а неметаллы еще и реагируют с ним с образованием силицида и фосфида . Примеси соединений Сульфура окисляются кислородом до сернистого газа, а также превращаются в сульфиды и .

Это интересно: Плотность твердого чугуна меньше, чем жидкого (при затвердевании чугун расширяется). Таким редким свойством обладают вода, парафин.

Реакции с участием флюсов. После обогащения руды в ней остается небольшое количество примесей, прежде всего оксида . Чтобы эти соединения не загрязняли железо, их превращают в силикаты Кальция и Магния. Для этого к шихте добавляют флюсы (природные карбонаты). Они участвуют в реакциях

Расплавленные силикаты образуют шлак¹. Он легче расплавленного железа и всплывает на поверхность металла, изолируя его от воздуха и предотвращая окисление.
Жидкий чугун стекает в нижнюю часть домны, откуда его периодически выпускают. Отдельно удаляют шлак.

Помимо чугуна и шлака из домны выходит доменный газ — смесь угарного, углекислого газов и азота, находившегося в воздухе. Благодаря значительному содержанию (~ 30 % по объему) эта газовая смесь горюча. Ее сжигают, а полученную тепловую энергию используют для нагревания воздуха, который подается в печь.

Количественная характеристика процесса производства чугуна представлена на схеме 8.

Схема 8

Применение чугуна: Большая часть чугуна служит сырьем для выплавки стали, а из другой части отливают металлические изделия различного назначения.
 

Производство чугуна и окружающая среда: Черная металлургия — мощный источник загрязнения окружающей среды. Негативно влияют на природу предприятия по обогащению руды. Пустая порода большей частью остается на земной поверхности и не используется, а пыль попадает в атмосферу.
Доменный процесс дает немало выбросов. Из печи выходит часть доменного газа, в котором содержатся карбон(II) оксид и пыль. Шлак вывозят в отвалы или просто сбрасывают на землю. Иногда его гранулируют и применяют в строительной индустрии.

На металлургических заводах расходуется огромное количество воды — от 10 до 20 т на каждую тонну произведенного чугуна. Используемая вода загрязняется, и ее необходимо очищать, прежде чем она попадет в природные водоемы.
В последнее время в черной металлургии внедряются новые процессы, благодаря которым из железной руды можно непосредственно вырабатывать сталь без выплавки чугуна.

Химические основы производства стали

Сталь — сплав железа, в котором массовая доля Карбона не превышает 2%, а Фосфора и Сулъфура содержится очень мало. Ввиду наличия значительно меньшего количества примесей, чем в чугуне, сталь пластична и пригодна для механической обработки.

Сталь вырабатывают из чугуна. Суть этого процесса состоит в удалении из металла большей части примесей — простых веществ (например, углерода, силиция) и соединений (карбида, сульфида, фосфида Феррума и др.).
В производстве стали кроме чугуна используют железный лом, руду, известняк. Процесс осуществляют в конвертерах (рис. 112), мартеновских или электрических печах.

В конвертер заливают расплавленный чугун и продувают в него кислород. При этом происходит окисление примесей

и части железа:

Феррум(II) оксид также взаимодействует с примесями как окислитель:

Высокая температура в конвертере поддерживается благодаря протеканию экзотермических реакций с участием кислорода.
В мартеновской печи к чугуну добавляют обогащенную руду или железный лом, в котором есть немало ржавчины. Функцию окислителя в этом случае выполняют оксиды Феррума, содержащиеся в руде, и феррум(III) оксид, который образуется при термическом разложении ржавчины:

В этом способе производства стали используют топливо — природный газ. 
Оксиды Фосфора и Силиция извлекают из расплавленного металла с помощью флюсов — известняка или извести. В результате взаимодействия этих соединений образуются легкоплавкие фосфаты и силикаты (шлак), которые накапливаются на поверхности жидкого железа.

Мартеновские и конвертерные шлаки могут содержать до 3 % Фосфора. Поэтому их иногда используют в сельском хозяйстве вместо фосфорных удобрений.
Высококачественные специальные стали выплавляют в электрических печах. С помощью электрического тока в них создают температуру свыше 2000 °C, что позволяет получать металл с очень малым содержанием Сульфура и Фосфора.
В процессе производства стали в нее часто вводят так называемые легирующие¹ добавки — марганец, хром, никель, вольфрам, некоторые другие металлы, которые улучшают ее свойства, придают устойчивость к коррозии.

Конвертерный и электротермический способы производства стали имеют важные преимущества по сравнению с мартеновским. Они более экономичны, а также экологически выгодны, поскольку существенно уменьшается количество твердых отходов и газовых выбросов.
 

Применение стали: Очевидно, не существует такой сферы производства или потребления, где бы не использовалась сталь. В зависимости от предназначения металла различают:

• конструкционную сталь (материал для арматуры, рельсов, труб, листов, строительного и технического оборудования, транспортных средств);
• инструментальную сталь (для режущих инструментов, пружин);
• нержавеющую сталь (для труб и аппаратов химической и пищевой промышленности).

Сталь и в будущем останется одним из важнейших материалов.
 

Бездоменный метод получения железа: Традиционная (двухступенчатая) технология переработки железной руды в сталь признана нерациональной. Одним из перспективных методов в черной металлургии является бездоменный метод получения железа. По этому методу обогащенную и измельченную руду спекают с небольшим количеством кокса и извести и подвергают восстановлению водородом, синтез-газом (смесь и ) или природным газом при температуре 1000—1300 °C.

Это интересно: Для увеличения твердости сталь сильно нагревают, а потом резко охлаждают (закаливают).

Бездоменным методом получают губчатое железо с массовой долей металла 85—95 %. Потом его переплавляют в электрических печах на компактный высококачественный металл. При необходимости в железо вводят легирующие добавки.

Основные преимущества этого метода в экологическом аспекте — незначительное количество твердых отходов и газовых выбросов, существенное уменьшение потребления кокса, а значит — сокращение его производства.

Выводы:

• Чугун и сталь — сплавы железа. В чугуне массовая доля Карбона составляет от 2 до 4,8 % и имеются примеси Сульфура, Фосфора, Силиция, других элементов. Массовая доля Карбона в стали не превышает 2 %, а Фосфора и Сульфура содержится очень мало.
• Исходными веществами для получения чугуна являются железная руда, кокс и флюсы. Чугун выплавляют в доменных печах. Этот процесс состоит из следующих стадий: горение кокса, образование карбон (II) оксида, восстановление оксидов Феррума коксом и карбон(II) оксидом.
• Большую часть чугуна направляют на производство стали, которое осуществляют в конвертерах, мартеновских или электрических печах.
• Черная металлургия — один из основных источников загрязнения окружающей среды. Перспективным и экологически выгодным является бездоменный метод производства железа из руды.

Металлы как химические элементы и простые вещества

Атомы различных металлов имеют много общего в строении, а простые и сложные вещества, которые они образуют, имеют схожие свойства (физические и химические).

В конце 2009 года учёным были известны 117 химических элементов, причём элемент с номером 118 был уже синтезирован, а элемент с номером 117 — нет. В феврале 2010 года в Объединённом институте ядерных исследований (г. Дубна, Россия) международная группа учёных завершила эксперимент по синтезу 117-го химического элемента. В результате облучения мишени, содержащей атомы берклия-249, пучком разогнанных до высокой скорости ядер атомов кальция-48 был зафиксирован факт рождения ядер 117-го элемента с массовым числом 293. Однако для официального признания открытия нового химического элемента по правилам ИЮПАК требуется повторное получение такого же результата в другой или той же лаборатории. В июне 2012 года синтез 117-го элемента с массовым числом 293 был воспроизведён учёными Объединённого института ядерных исследований. Это фактически означает официальное открытие нового химического элемента с атомным номером 117.

Положение в периодической системе и строение атомов металлов

В периодической системе металлы располагаются левее и ниже условной ломанной линии, проходящей от бора к астату (см. форзац 1). К металлам относятся почти все s-элементы (за исключением Н, Не), примерно половина p-элементов, все d-элементы и f-элементы (лантаниды и актиниды).

У большинства атомов металлов на внешнем энергетическом уровне содержится небольшое (1, 2 или 3) число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. Валентные электроны атомов металлов слабо (по сравнению с атомами неметаллов) связаны с ядром. Поэтому атомы металлов относительно легко отдают свои валентные электроны другим атомам, выступая в химических реакциях только в качестве восстановителей и превращаясь при этом в положительно заряженные катионы:

В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления от +1 до +8. В таблице 21 приведены характерные степени окисления, проявляемые некоторыми металлами в их соединениях.
Таблица 21. Характерные степени окисления некоторых металлов в соединениях

Распространённость металлов в природе

Первые три наиболее распространённых металла в земной коре — алюминий, железо и кальций. Вторые три — натрий, калий и магний. В таблице 22 приведены массовые доли некоторых металлов в земной коре.

Элементы, массовая доля которых в земной коре составляет менее 0,01 %, называются редкими. К числу редких металлов относятся, например, все ланта-ниды. Если элемент не способен концентрироваться в земной коре, т. е. не образует собственных руд, а встречается в качестве примеси с другими элементами, то его относят к рассеянным элементам.

В 40-х годах XX века немецкие учёные — супруги Вальтер и Ида Ноддак — высказали мысль о том, что в каждом булыжнике на мостовой присутствуют все элементы периодической системы. Вначале эти слова были встречены их коллегами далеко не единодушно. Однако по мере появления более точных методов анализа учёные убеждались в истинности этого предположения.

Поскольку все живые организмы находятся в тесном контакте с окружающей средой, то и в любом живом организме должны содержаться если не все, то большая часть химических элементов периодической системы. Например, в организме взрослого человека массовая доля неорганических веществ (кроме воды) составляет примерно 6 %. Из металлов в этих веществах присутствуют Mg, Са, Na и К. В составе многих ферментов и иных биологически активных органических соединений в нашем организме присутствуют V, Mn, Fe, Си, Zn Со, Ni, Мо, Сг и некоторые другие металлы.

В организме взрослого человека в среднем содержится около 140 г ионов калия и около 100 г ионов натрия. Потребность в ионах натрия настолько велика, что их необходимо добавлять в пищу. Ежедневно мы потребляем от 1,5 до 7 г ионов калия и от 2 до 15 г ионов натрия. Значительная потеря ионов натрия (в виде NaCl с мочой и потом) неблагоприятно сказывается на здоровье человека. Поэтому в жаркую погоду врачи рекомендуют пить минеральную воду.

Однако и избыточное содержание соли в пище негативно сказывается на работе наших внутренних органов (в первую очередь сердца и почек).

Металлы как простые вещества

Почти все простые вещества металлы (за исключением ртути) при нормальных условиях находятся в твёрдом агрегатном состоянии и имеют кристаллическое строение. Вы уже знакомились с природой химической связи в кристаллах металлов.

Схожесть строения простых веществ металлов в твёрдом состоянии (наличие металлической связи) обусловливает наличие у них общих физических свойств.

К ним относятся:

•     высокая (по сравнению с неметаллами) электро- и теплопроводность;
•     ковкость и пластичность;
•     способность образовывать при смешивании друг с другом однородные смеси (сплавы);
•     металлический блеск.

Несмотря на то что в целом у металлов есть много общего, физические свойства конкретных металлов различаются между собой очень сильно. В таблице 23 приведены физические свойства некоторых металлов.

Таблица 23. Физические свойства некоторых металлов температура плавления металла ниже 1000 °С, его принято называть легкоплавким, а если выше — тугоплавким.

Самым легкоплавким металлом является ртуть, температура плавления которой отрицательная и составляет —39 °С, а самым тугоплавким — вольфрам, он плавится при температуре, превышающей 3400 °С.

Наибольшей электропроводностью среди металлов обладает серебро. Вслед за серебром следуют медь и алюминий. Именно из этих материалов изготавливают проводники электрического тока и теплоты в технике и быту. Наиболее низкая электропроводность среди металлов у марганца. Лучшим проводником тепловой энергии также является серебро, а худшим — висмут.

Металлы очень сильно различаются по твёрдости. Самые твёрдые среди металлов — молибден и хром. Низкой твёрдостью обладают щелочные металлы. Некоторые из них (например, натрий и калий) можно без напряжения резать тупым столовым ножом.

Удельная плотность металлов изменяется от 0,5 г/см у лития до 22,6 г/см у осмия. Металлы, плотность которых ниже 5 г/см’5 называют лёгкими (например, алюминий, титан, магний и др.), а металлы, у которых она выше 5 г/см3, — тяжёлыми (например, железо, медь, свинец, ртуть и др.).

Железо и сплавы на его основе, принято называть чёрными (например, чугун, различные сорта стали и др.), все остальные металлы и сплавы — цветными (например, медь, бронза, припой и др.).
 

• Атомы металлов всегда отдают свои валентные электроны другим атомам и выступают в химических реакциях в качестве восстановителей.  
• В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления.  
• Наличие металлической связи в твёрдых металлах обусловливает наличие у них общих физических свойств: относительно высоких электро- и теплопроводности, ковкости, пластичности, металлического блеска.    

Общие химические свойства металлов

Вы уже знакомы с некоторыми общими химическими свойствами металлов: взаимодействием с неметаллами, водой, кислотами, солями. Однако эти реакции для каждого из металлов часто имеют особенности и требуют знания условий их проведения.

Так как во всех химических реакциях с участием металлов их атомы могут только отдавать электроны, на условия протекания таких реакций влияет то, насколько легко атомы металла отдают их.

Ряд активности металлов

Лёгкость, с которой атомы металла отдают свои электроны другим атомам, характеризует восстановительную активность данного атома. Чем легче атом металла отдаёт свои электроны, тем он более сильный восстановитель. Если расположить в ряд металлы в порядке уменьшения их восстановительной способности в водных растворах, мы получим известный нам ряд активности металлов, который называется также электрохимическим рядом напряжений или вытеснительным рядом металлов (см. форзац 2).

По своей химической активности металлы различаются очень сильно. В целом, химическую активность простого вещества металла можно примерно оценить по его положению в ряду активности. Самые активные металлы расположены в начале этого ряда (слева), самые малоактивные — в конце (справа).

Взаимодействие с неметаллами

Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Условия, необходимые для протекания этих реакций, а также и их продукты сильно различаются для разных металлов.

Так, например, щелочные металлы активно реагируют с кислородом (в том числе из воздуха) при комнатной температуре:

Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:

Большинство металлов при нагревании с порошком серы образуют соответствующие сульфиды:

Практически все металлы реагируют с галогенами. Условия проведения этих реакций зависят от активности металла и галогена и могут сильно различаться — от комнатной температуры для активных металлов (например, калия, бария) до сильного нагревания для малоактивных металлов (золота, платины). При этом образуются соответствующие галогениды:

Взаимодействие с водой

Активные металлы бурно взаимодействуют с водой при комнатной температуре (рис. 91):

Поверхность некоторых металлов (например, магния и алюминия) защищена плотной плёнкой оксида металла. Это препятствует протеканию реакции с водой. Однако если эту плёнку удалить или нарушить её целостность, то эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, магний, не вступающий в реакцию с холодной водой, реагирует с горячей водой (рис. 92):

При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Мп и др. При пропускании водяного пара над раскалёнными железными стружками протекает реакция:

Именно так, пропуская пары воды над раскалёнными чугунными стружками, состоящими преимущественно из железа, ранее получали водород в промышленных масштабах.

Взаимодействие с кислотами 

Металлы, находящиеся в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме ) с образованием солей и водорода. Активные металлы (щелочные и щёлочно-земельные) реагируют с кислотами очень бурно (с большой скоростью, вплоть до взрыва):

Малоактивные металлы, расположенные вблизи водорода, часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено очень малой скоростью данного процесса, однако иногда растворение затрудняется по другим причинам. Например, свинец, расположенный в ряду активности до водорода, должен растворяться в разбавленных соляной и серной кислотах. Однако осуществить это на практике невозможно вследствие образования на поверхности свинца плотной плёнки нерастворимой соли () в начальный момент процесса, в результате чего реакция практически останавливается из-за отсутствия контакта между металлом и раствором кислоты.

Как отмечалось, в азотной кислоте растворяются металлы, расположенные в ряду активности как до, так и после водорода. При этом всегда образуется нитрат металла и вода, а также различные продукты восстановления азотной кислоты. В зависимости от условий проведения реакции (концентрация кислоты, активность металла, температура) в качестве продуктов восстановления азотной кислоты могут образовываться вещества, в которых азот имеет степень окисления от —3 до +4 ():

Концентрированная серная кислота также может вступать в реакции с металлами), расположенными в ряду активности после водорода (Си, Ag, Hg):

Алюминий, хром и железо при комнатной температуре не вступают в реакцию с концентрированными серной и азотной (но не соляной!) кислотами из-за образования на поверхности плотной плёнки соответствующих оксидов металлов. Это явление называется пассивацией. Благодаря ему становится возможным транспортировать концентрированные кислоты (например, ) в стальных цистернах.

Взаимодействие с солями

Вы уже знаете, что металлы могут вступать в реакции с растворами солей других металлов с образованием нового металла и новой соли. Более активный металл (расположенный в вытеснительном ряду левее) может вытеснять менее активный (расположенный правее) из раствора его соли. На практике такие реакции применяются только для получения металлов с малой активностью — находящихся в ряду активности правее олова:

В случае активных металлов, например щелочных и щелочно-земельных, подобные реакции осложнены побочными процессами — взаимодействием металла с водой с образованием щёлочи и водорода, взаимодействием образующейся щёлочи с солью в растворе и др. Например, в случае реакции натрия с водным раствором могут протекать процессы:

а также некоторые другие. Поэтому активные металлы практически не используются в подобных реакциях. Запись уравнения только реакции замещения между металлом и солью не отражает всех протекающих процессов, поэтому уравнения таких реакции с участием щелочных и щёлочно-земельных металлов записывать не следует.

О химической активности металла можно примерно судить по его расположению металла в ряду активности. Чем левее расположен в нём металл, тем выше его химическая активность в водном растворе. Активные металлы расположены в начале этого ряда, а малоактивные — в конце.

Коррозия металлов

Металлы и их сплавы обладают ценными свойствами, благодаря которым они находят широкое применение во всех областях практической деятельности человека. Однако свойства изделий из металлов и сплавов с течением времени могут сильно изменяться. Причиной этому часто становится негативное влияние окружающей среды. Под действием веществ, содержащихся в окружающей среде, металлы могут разрушаться. Процесс взаимодействия металлов и сплавов с компонентами окружающей среды, в результате которого происходит разрушение металлов, называется коррозией.

В настоящее время наиболее широко используется железо и сплавы на его основе. Процесс коррозии железа и сплавов на его основе называют ржавлением

Коррозия железа

При коррозии железа протекают химические реакции, в результате которых атомы железа окисляются и переходят в соединения Fe(II) и Fe(III).

Различают два вида коррозии — химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия протекает в том случае, если в состав окружающей среды входят вещества, способные окислять атомы железа. Например, детали из железа и его сплавов при высокой температуре могут реагировать с газообразными компонентами атмосферы ( и др.). При этом могут протекать различные процессы химической коррозии железа:

Наличие в воздухе газообразных галогенов или галогеноводородов (например, на химических производствах) резко ускоряет химическую коррозию железа и его сплавов:

Если в процессе коррозии участвуют растворы электролитов (кислот, оснований и солей), то говорят об электрохимической коррозии. Образование на железных изделиях налёта рыжего цвета (с разными оттенками) в большинстве случаев связано именно с электрохимической коррозией.

Процесс электрохимической коррозии — это результат сложных гетерогенных химических реакций, в которых участвуют компоненты окружающей среды. Чаще всего мы встречаемся с атмосферной коррозией, вызванной присутствием кислорода и паров воды. В этом случае процесс коррозии можно условно выразить следующей суммарной схемой:

Продукт процесса коррозии железа — ржавчина — не имеет стехиометрического состава. Строго говоря, в каждом конкретном случае (давление кислорода, влажность воздуха, температура, длительность процесса, состав железного сплава, состояние поверхности изделия и т. д.) образуются разные по составу вещества или смеси веществ. По этой причине на практике можно наблюдать ржавчину от светло-жёлтого до тёмно-коричневого или почти чёрного цвета (рис. 93).

Если железное изделие находится в контакте с другим металлом, то в зависимости от активности этого металла процесс коррозии либо ускоряется, либо замедляется.

Так, если второй металл более активный, то процесс коррозии железа замедляется за счёт коррозии более активного металла. Например, железо в контакте с цинком будет подвергаться коррозии значительно медленнее, процесс будет протекать до тех пор, пока не разрушится весь цинк (рис. 94).

Если железо находится в контакте с менее активным металлом, то его коррозия резко усиливается. Например, железо в контакте с оловом подвергается коррозии значительно быстрее, чем чистое железо (рис. 95).

Коррозия других металлов

Разрушению под действием окружающей среды подвергаются не только железо и сплавы на его основе. Коррозии подвержены и гораздо менее активные металлы, например медь и серебро.

Хорошо известно, что серебряные изделия со временем темнеют. Для того чтобы им придать привлекательный вид, такие изделия приходится чистить. Причина подобного явления заключается в образовании на поверхности серебра плёнки продуктов коррозии. В атмосфере, содержащей даже следы сероводорода, могут протекать процессы образования чёрного сульфида серебра, из-за которого серебряные изделия теряют блеск:

атмосфере присутствует озон даже в небольшом количестве, то происходит образование чёрного оксида серебра Из-за этого серебряные изделия теряют металлический блеск.

Понятно, что чем ниже химическая активность металла, тем в меньшей степени он подвержен коррозии. Вот почему такие металлы, как золото, платина, называют благородными — из-за своей химической инертности они практически не подвергаются атмосферной коррозии и сохраняют свой исходный блеск даже в агрессивной атмосфере, содержащей различные химические реагенты.

Из неблагородных металлов очень высокой коррозионной устойчивостью обладает титан и сплавы на его основе. В специальных экспериментах титановые изделия сохраняли свои свойства на протяжении десяти лет пребывания в морской воде, являющейся для широко применяемых металлов (железо, алюминий) очень агрессивной средой.

Защита от коррозии

Радикальный способ борьбы с коррозией — это использование материалов (например, пластмасс), которые гораздо более устойчивы к ней. Однако такой путь часто органичен низкими механическими свойствами таких материалов по сравнению с железом и их относительно высокой стоимостью. В настоящий момент железо и сплавы на его основе — самые доступные конструкционные материалы по сочетанию цены и механических свойств. Любое усложнение состава сплавов или их замена приводят к повышению стоимости конечных изделий или снижению их эксплуатационных качеств, что в большинстве случаев неприемлемо.

Методы защиты от коррозии принято делить на пассивные и активные.

Суть первых сводится к прекращению или замедлению доступа активных компонентов окружающей среды к металлу (в случае атмосферной коррозии это ). Для этой цели можно использовать различные покрытия: лаки, краски, плёнки из масел или различных нефтепродуктов, плёнки из металлов. Защитное действие покрытия связано с его проницаемостью для кислорода и паров воды — чем меньше проницаемость покрытия, тем более сильным защитным действием оно обладает. Например, при хранении железных деталей на складе их часто покрывают слоем вазелина или солидола, которые при последующей эксплуатации удаляют.

Защитные лакокрасочные покрытия должны обладать хорошей сцепляемостью (адгезией) с поверхностью изделия. Не всякий лак или краска могут служить эффективной защитой от коррозии. Из металлических покрытий широко используются плёнки из никеля и хрома, которые наносят с помощью электролиза на железные изделия путём катодного осаждения этих металлов. Широкое применение получило лужение — покрытие железных поверхностей оловом.

Активные методы защиты от коррозии основаны на использовании металлов более активных, чем железо. На практике широко используется оцинковывание железных изделий. При этом слой цинка резко замедляет процесс коррозии железного изделия, но только до тех пор, пока не окислится весь цинк. Принципиальное отличие коррозии деталей, покрытых цинком и, например, оловом, в том, что при повреждении цинкового покрытия его защитное действие сохраняется, а при повреждении оловянного покрытия — коррозия усиливается. Это происходит потому, что цинк более, а олово — менее активный металл, чем железо.

• Процесс взаимодействия металлов и сплавов с компонентами окружающей среды, в результате которого происходит разрушение металлов, называется коррозией.
• Существуют пассивные и активные методы защиты от коррозии. Пассивные методы основаны на использовании различных покрытий. Активные методы защиты от коррозии основаны на использовании металлов более активных, чем железо.

Общие способы получения металлов

С металлами в свободном состоянии человек знаком с глубокой древности. Первоначально человечеству было известно только 7 металлов («металлы древности» — Си, Ag, Аи, Hg, Pb, Sn, Fe). Затем было открыто и получено в свободном виде более 85 новых металлов.

Общие способы получения металлов:

Использовать металлы в свободном состоянии человек научился в древние века. Первыми среди них были золото, серебро, медь. Однако только освоение процесса выплавки железа в больших масштабах привело к перевороту в промышленности.

В окружающей природе химические элементы металлы встречаются как в виде простых веществ (или в свободном виде), так и в виде соединений. Форма нахождения элементов металлов в естественных условиях зависит от их химической активности.

Химически малоактивные металлы (например, медь, золото, серебро, платина, палладий и др.), расположенные в ряду активности металлов правее водорода, в природе могут находиться как в виде простых веществ, так и в виде соединений. Металлы с высокой химической активностью (например, натрий, калий, кальций, алюминий, магний и др.) в природных условиях могут существовать только в виде соединений. В таблице 24 приведены названия и состав некоторых соединений, содержащих металлы, которые встречаются в природе.
Таблица 24. Соединения металлов, встречающихся в природе

В том случае, если в природных условиях металл находится в свободном состоянии, то его получение сводится лишь к разделению соответствующих смесей (например, с пустой породой, с другими металлами и т. д.). При этом преимущественно используются известные физические методы разделения смесей. Это не означает, что химические методы для этого не могут быть использованы — важную роль в выборе методов разделения играет экономическая целесообразность.

Большинство металлов, которые широко используются человеком в хозяйственной деятельности, получают в результате химических реакций из руд. Чтобы получить металлы из руды в свободном состоянии необходимо провести процесс восстановления’.

Для этого используют разные восстановители. Для получения металлов в качестве восстановителей применяют водород, различные активные металлы, углерод (в виде кокса), оксид углерода(II). Также для получения металлов применяется постоянный электрический ток.

Технологические процессы, лежащие в основе промышленных способов получения металлов из руд, можно разделить на пирометаллургические, гидрометаллургические и электрометаллургические.

Пирометаллургические методы получения металлов основаны на использовании различных восстановителей для получения металлов путём их восстановления из руд (в твёрдом агрегатном состоянии) при высокой температуре. В гидрометаллургических методах процесс восстановления протекает в водном растворе, а в электрометаллургических процессах восстановителем является постоянный электрический ток.

Восстановление с помощью водорода. Водород как восстановитель может использоваться для получения металлов со средней и малой активностью, например вольфрама, молибдена из их соединений (чаще всего оксидов). Восстановление протекает при нагревании соответствующего оксида в токе газообразного водорода:

Активные металлы (Na, Са, Al, Mg) восстановить водородом из их оксидов невозможно.

Восстановление металлами (металлотермия). Металлы используются в качестве восстановителей для получения других металлов из самых различных соединений. Метод получения металлов из их соединений с помощью алюминия называется алюмотермией. Например, алюминий используется в промышленности для получения кальция из его оксида, а кальций используют для получения цезия:

При высокой температуре свободный углерод и оксид углерода(II) являются сильными восстановителями. Так, при прокаливании смеси карбоната натрия с избытком углерода можно получить натрий, а пропуская СО над нагретыми оксидами свинца или меди — свинец и медь:

Свободный углерод (в виде кокса) и оксид углерода(II) служат восстановителями при промышленном производстве железа в доменном процессе.

С помощью электролиза в промышленных условиях получают многие активные металлы, например калий, натрий, кальций и др. Процесс в этом случае проводят не в растворе (с водой образующийся металл активно реагирует), а в расплаве при повышенной температуре:

Весь производимый в мире в промышленных масштабах алюминий получают путём электролиза раствора оксида алюминия в расплавленном криолите . Протекающий при этом процесс можно выразить суммарным уравнением:

Ежегодно в промышленных масштабах производятся миллионы тонн металлов. Представление о том, каков примерный объём промышленного производства некоторых важнейших металлов, даёт таблица 25.
Таблица 25. Мировое промышленное производство некоторых металлов

Сплавы металлов

Большая часть получаемых в промышленных масштабах металлов используется для производства сплавов. Основная масса выплавляемых железа, титана, магния, алюминия используется именно на эти цели. Очень ценное качество сплавов — это их свойства, которых нет ни у одного из компонентов сплава. Так, например, сплав золота с медью обладает более высокой твёрдостью, чем чистые золото и медь.

Одно из применений висмута — легкоплавкие сплавы на его основе. Чаще других используется сплав Вуда, массовая доля висмута в котором составляет 50 %, свинца — 25 %, олова — 12,5 %, кадмия — 12,5 %. Плавится данный сплав при 69 °С, хотя каждый из металлов имеет значительно более высокую температуру плавления (Bi — 271 °С, РЬ — 327 °С, Sn — 232 °С, Cd — 321 °С). Подобные сплавы применяются в качестве легкоплавких припоев, а также для изготовления предохранителей электрической аппаратуры.
На рисунке 96 изображены изделия из некоторых чёрных и цветных металлов.

Чугун — сплав железа с углеродом (массовая доля более 2 %), содержащий небольшие количества кремния, марганца, фосфора, серы и других элементов. По сравнению с чистым железом он обладает повышенной твёрдостью и высокой хрупкостью.

Сталь — сплав железа, в котором массовая доля углерода не превышает 2 %, также содержит небольшие количества марганца, кремния, серы, фосфора и других элементов.

Добавление в сталь вольфрама, ванадия, хрома, никеля и других металлов придаёт стали очень ценные свойства (жаростойкость, устойчивость к коррозии, высокую твёрдость и др.).

Бронза — сплав меди с другими металлами (оловом, алюминием, свинцом, кремнием и др.). Обладает гораздо большей твёрдостью, чем чистая медь.

Латунь — сплав меди с цинком (массовая доля цинка до 35 %). Обладает высокой пластичностью.

Применение металлов и их соединений

Карбид вольфрама WС — очень твёрдое и химически инертное вещество, температура плавления которого составляет около 2800 °С. Оно используется для производства сверхтвёрдого сплава — победита, состоящего из карбидов вольфрама и кобальта (иногда в его состав добавляется карбид титана TiC). Из этого сплава изготавливают наконечники свёрл (рис. 97) для сверления твёрдых материалов (победитовые свёрла).

Нихром (сплав никеля и хрома) обладает высокой жаростойкостью. Поэтому из него изготавливают электрические нагревательные элементы. Благодаря высокой твёрдости некоторые виды бронзы используют в приборостроении (бе-риллиевая бронза). Из бронзы также делают художественные отливки (памятники, барельефы и др.).

Некоторые области применения металлов, сплавов и соединений металлов представлены на рисунке 98.

Форма нахождения элементов металлов в природе зависит от их химической активности. Химически малоактивные металлы в природе могут встречаться как в виде простых веществ, так и в виде соединений. Металлы с высокой химической активностью могут находиться в природных условиях только в виде соединений.

Для получения металлов в качестве восстановителей применяют водород, различные активные металлы, углерод (в виде кокса), оксид углерода(II). Постоянный электрический ток также используется для получения металлов из их соединений.

Металлы групп IA и IIА

Особая роль, которую играют соединения некоторых элементов групп IA и IIА как в живой природе, так и в хозяйственной деятельности человека, заслуживает подробного рассмотрения химии этих элементов.

Группа IA:

Металлы группы IA называются щелочными металлами. К ним относятся — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. В этой же группе расположен и водород (см. § 36).

В У последнего из щелочных металлов — франция — стабильных нуклидов нет, а у самого долгоживущего из них период полураспада очень мал (не превышает 22 минут).

На внешнем энергетическом уровне атомов щелочных металлов имеется единственный электрон Для всех элементов группы IA характерна только степень окисления +1. Следствием столь простого строения внешнего энергетического уровня является близость свойств всех представителей этой группы.

Щелочные металлы из-за своей высокой химической активности в природных условиях встречаются только в виде соединений. По распространённости в земной коре особо выделяются натрий и калий (примерно 2,40—2,50 % по массе), массовая доля остальных щелочных металлов не превышает 0,01 %.

Простые вещества, образованные элементами группы IА, — это серебристобелые мягкие металлы. Наиболее твёрдый из них литий, но и он режется ножом. В таблице 26 приведены физические свойства простых веществ, образованных металлами группы IА.

Группа IIA:

В группу IIAвходят шесть металлов: бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra. Кальций, стронций, барий и радий называют щёлочно-земельными металлами. Все изотопы радия радиоактивны, а самый долгоживущий из них имеет период полураспада, равный 1620 годам.

На внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов имеется два электрона В соединениях с другими элементами они всегда проявляют единственную степень окисления +2.

Распространённость магния и кальция в земной коре составляет около 1,4 — 1,5 % (по массе). Массовые доли Be, Sr и Ва в земной коре не превышают 0,01 %, а радиоактивный радий является продуктом распада урана и содержится в земной коре в очень малых количествах (около % по массе). Вследствие высокой химической активности все элементы группы IIA в природных условиях встречаются только в виде соединений.

Простые вещества, образованные элементами группы IIA, в компактном состоянии представляют собой типичные металлы с характерным металлическим блеском с разными оттенками (от серого до серебристого). Их физические свойства представлены в таблице 27.

Химические свойства и получение простых веществ

Металлы, образованные элементами групп IА и IIА, обладают очень высокой химической активностью. Щелочные металлы на воздухе быстро покрываются слоем продуктов взаимодействия с компонентами, содержащимися в воздухе.

При комнатной температуре к кислороду устойчивы только бериллий и магний благодаря наличию оксидной плёнки на их поверхности. При нагревании окисление бериллия и магния кислородом протекает очень интенсивно.

В зависимости от условий проведения реакции (давления кислорода, температуры) могут образовываться оксиды (Li, Be — Ra), пероксиды (Na, К) и надпероксиды (К — Cs):

Литий и радий реагируют с азотом при комнатной температуре, остальные металлы при нагревании — с образованием нитридов:

При нагревании в токе водорода щелочные и щёлочно-земельные металлы образуют гидриды, имеющие ионное строение в кристаллическом состоянии:

С галогенами и серой образуются соответствующие галогениды и сульфиды:

Щелочные и щёлочно-земельные металлы бурно реагируют с водой при комнатной температуре с образованием соответствующих гидроксидов и водорода:

При комнатных условиях бериллий устойчив как в холодной, так и в горячей воде. Порошкообразный магний медленно реагирует только с горячей водой:

Все металлы легко растворяются в растворах кислот (серной, соляной, фосфорной и т. д.) с образованием соответствующих солей и водорода. Магний практически не растворим в плавиковой кислоте HF из-за малой растворимости его фторида, а бериллий реагирует с только при нагревании. Остальные металлы активно реагируют с азотной кислотой с образованием нитратов и продуктов восстановления азота (часто в виде ).

Бериллий легко растворяется в водных растворах щелочей:

Щелочные, щёлочно-земельные металлы, магний в промышленных условиях получают в основном электролизом расплавов галогенидов (чаще всего хлоридов):

Калий получают из хлорида калия восстановлением парами натрия при высокой температуре благодаря более высокой летучести калия:

Порошкообразный бериллий получают методом металлотермии’.

Оксиды, гидроксиды и соли

Элементы группы IA образуют оксиды состава и соответствующие им гидроксиды МеОН, которые проявляют ярко выраженные основные свойства, усиливающиеся по группе сверху вниз.

Элементы группы IIА образуют оксиды состава МеО, им соответствуют гидроксиды Основный характер оксидов и гидроксидов в этом случае также нарастает при движении по группе сверху вниз, но изменяется от амфотерных свойств у ВеО и до основных — у RaO и Гидроксиды бериллия и магния нерастворимы в воде, а гидроксиды щёлочно-земельных металлов являются щелочами.

Оксиды щелочных, щёлочно-земельных металлов растворяются в воде, образуя гидроксиды:

ВеО и MgO с водой не реагируют и соответствующие им гидроксиды получают по обменной реакции солей со щелочами.

Оксиды и гидроксиды всех элементов групп IA и IIА легко растворяются в кислотах, а оксид и гидроксид бериллия, кроме того, и в растворах щелочей:

При сплавлении с основными оксидами, основаниями и карбонатами ВеО и образуют бериллаты:

Практически все соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде, малорастворимы лишь некоторые из них, например

При нагревании гидроксиды (кроме NaOH, КОН, RbOH и CsOH) разлагаются на соответствующий основный оксид и воду:

Важнейшие соединения элементов групп IA и IIА и их применение

Многие соединения рассматриваемых элементов нашли широкое применение в разнообразных отраслях деятельности человека (табл. 28).

Биологическая роль соединений Na, К, Mg и Са

На долю ионов в организме человека приходится 99 % (по числу атомов) всех ионов металлов.

Из соединений щелочных металлов важную роль для живых организмов, в том числе и человека, играют соединения натрия и калия. Ионы этих металлов участвуют в процессах передачи нервного импульса в организме человека.

Для поддержания водного режима важно соотношение между ионами и в организме. В организме человека концентрация ионов калия внутри клеток выше (0,12—0,15 моль/дм), чем ионов натрия (0,01 моль/дм). В межклеточном пространстве, наоборот, концентрация ионов натрия выше, чем ионов калия. Различная концентрация этих ионов внутри и снаружи клеток позволяет регулировать водные потоки через мембраны (калиево-натриевый насос).

Калий способствует фотосинтезу у растений и стимулирует процессы прорастания семян.

Для живых организмов не менее, чем соединения щелочных металлов, важны соединения магния и кальция.

Магний входит в состав хлорофилла — зелёного пигмента растений. При его участии осуществляется процесс фотосинтеза. Ионы магния также участвуют в регулировании активности некоторых ферментов и клеточных систем.

Соединения кальция составляют основу скелета всех позвоночных, а также зубов, скорлупы. Ионы кальция входят в состав некоторых белков и ферментативных систем, оказывающих влияние на свёртываемость крови, осмотическое давление в клетках.

Концентрация ионов внутри клеток равна примерно , а вне клеток — в 1000 раз выше, тогда как ионов магния внутри клеток больше, чем вне их. Обычно ионы кальция активируют внеклеточные ферменты, а ионы магния — внутриклеточные.

На внешнем энергетическом уровне атомов щелочных металлов находится один электрон , в соединениях они всегда проявляют степень окисления + 1. Их оксиды и гидроксиды обладают основными свойствами.

На внешнем энергетическом уровне металлов группы IIА имеется два электрона II, в соединениях они всегда проявляют степень окисления +2. Оксид и гидроксид бериллия обладают амфотерными свойствами, а оксиды и гидроксиды остальных металлов группы IIА обладают основными свойствами.

Алюминий как элемент и простое вещество

Особая важность алюминия для современного промышленного производства и повседневной жизни требует отдельного рассмотрения его свойств. Тем более что в отличие от элементов групп IA и IIА химия алюминия намного разнообразнее, хотя и значительно уступает химии металлов групп В.

Строение электронной оболочки атома алюминия — . В своих соединениях алюминий всегда проявляет только одну степень окисления, равную + 3.

В свободном состоянии алюминий представляет собой светлый блестящий металл, относительно мягкий, легкоплавкий ( = 660 °С) и лёгкий (плотность 2,7 г/см) с высокой тепло- и электропроводностью.

Впервые алюминий был получен в 1825 году датским химиком Гансом Кристианом Эрстедом путём восстановления хлорида алюминия амальгамой калия при нагревании. В 1855 году на Парижской выставке был показан алюминиевый брусок под названием «серебро из глины» по цене около 254 $/кг, что было намного выше цены на золото. Лишь в 1886 году независимо друг от друга американец Чарльз Мартин Холл и француз Поль Эру открыли более практичный электролитический метод получения алюминия. По мере совершенствования технологии цена на алюминий падала и уже в 1888 году она составляла около 11 $/кг, а в 1893 году — около 1,7 $/кг. Примерно такова она и в настоящее время (2012 г.).
Алюминий — активный металл, однако при обычных условиях он устойчив на воздухе и сохраняет свой металлический блеск длительное время. Поверхность алюминия покрыта тонкой, невидимой глазом, прозрачной, но плотной плёнкой оксида алюминия, которая препятствует взаимодействию алюминия с компонентами атмосферы (парами воды и кислородом).

Нахождение в природе и получение

В земной коре алюминий встречается только в составе соединений, включающих преимущественно атомы кремния и кислорода, — алюмосиликатов. По распространённости в земной коре алюминий занимает третье место после кислорода и кремния, а среди металлов — первое.

Основными природными минералами алюминия являются боксит, состав которого можно примерно выразить формулой , нефелин , каолинит. Последний представляет собой образец многочисленных алюмосиликатов, которые очень широко распространены в природе.

В промышленных условиях алюминий получают из бокситов. При нагревании бокситов образуется оксид алюминия, температура плавления которого превышает 2000 °С. Восстановить алюминий из оксида с помощью традиционных восстановителей практически невозможно, поэтому его получают методом электролиза. Процесс получения при такой высокой температуре технически очень сложен и экономически нецелесообразен. Поэтому вместо расплава оксида алюминия используют его раствор в криолите который плавится при гораздо более низкой температуре. При этом на катоде восстанавливается алюминий, а на аноде — окисляется кислород. Суммарную реакцию можно выразить уравнением:

В условиях процесса (около 1000 °С) образующийся алюминий находится в расплавленном состоянии и его периодически выливают из электролизной ванны (рис. 99).

В лабораторных условиях небольшое количество алюминия можно получить путём восстановления хлорида алюминия калием при высокой температуре:

Именно так алюминий и был впервые получен в свободном состоянии.

Химические свойства алюминия

Положение алюминия в ряду активности металлов свидетельствует о его высокой химической активности. В действительности, для её наблюдения, например, в реакциях с кислородом и водой необходимо обеспечить надёжный доступ реагентов к поверхности металла. Сделать это, царапая поверхность чем-нибудь твёрдым, невозможно, поскольку оксидная плёнка образуется вновь очень быстро, и реакция прекращается (повреждённые места «залечиваются»). Для этого можно использовать способность алюминия образовывать амальгаму — сплав с ртутью, с которой плёнка оксида алюминия механически сцеплена очень слабо и легко удаляется. Практически это можно сделать, погрузив алюминий на несколько секунд в подкисленный раствор соли ртути(II) (например, . При этом протекает реакция замещения и получается металлическая ртуть, которая осаждается на поверхности алюминия и образует с ним амальгаму:

Если такой алюминий (он называется амальгамированный алюминий) поместить в воду, то он активно реагирует с ней (рис. 100):

При нагревании алюминий активно реагирует с кислородом, серой, галогенами. При этом образуются соответствующие бинарные соединения:

Интересно протекает реакция алюминия с иодом.

Если смешать при комнатной температуре порошкообразные алюминий и иод, то видимых признаков реакции не наблюдается. Однако достаточно прибавить к реакционной смеси одну каплю воды, как начинается бурная экзотермическая реакция:

Теплоты выделяется так много, что содержащийся в смеси иод испаряется и образует густые тёмно-фиолетовые пары. Вода в этой реакции выполняет роль катализатора. Реакция между неорганическими веществами очень редко катализируется водой. Этот процесс — редкий пример таких реакций.

Если над нагретыми алюминиевыми стружками пропускать пары воды, то протекает реакция:

Алюминий легко растворяется в разбавленных кислотах:

и в избытке растворов щелочей с образованием комплексных солей:

Концентрированные азотная и серная кислоты не взаимодействуют с алюминием, пассивируя его поверхность из-за образования плотной плёнки оксида алюминия.

При высокой температуре алюминий взаимодействует с оксидами других металлов с образованием металла и оксида алюминия. Этот метод получения металлов называется алюмотермией. Таким образом, в лабораторных условиях легко можно получить, например, марганец, железо и другие металлы:

Оксид, гидроксид и соли алюминия

Алюминий образует оксид состава . Это вещество существует в разных кристаллических модификациях, различающихся свойствами. Оксид алюминия обладает амфотерными свойствами — реагирует с растворами кислот и щелочей:

В действительности эти реакции можно практически провести только с оксидом, полученным при низкой температуре, например осторожным обезвоживанием гидроксида алюминия. Оксид алюминия, полученный при высокой температуре (например, при сгорании алюминия или прокаливания других соединений алюминия) очень инертен и скорость его растворения в растворах кислот и щелочей очень мала. Полностью растворить такой оксид в растворах кислот и щелочей практически невозможно.

При сплавлении оксида алюминия с основаниями, основными оксидами и карбонатами образуются соответствующие метаалюминаты:

При добавлении по каплям раствора щёлочи к раствору соли алюминия выпадает белый студенистый осадок, состав которого зависит от условий получения и может быть выражен формулой Для простоты в уравнениях реакций мы будем записывать его формулу как

Если при проведении этой реакции использовать обратный порядок смешивания растворов — раствор соли алюминия по каплям приливать к раствору щёлочи, то образования осадка может не наблюдаться или же наблюдается его кратковременное появление в первый момент и последующее растворение. Это объясняется амфотерными свойствами образующегося гидроксида — образующийся вначале осадок  легко растворяется в избытке щёлочи с образованием хорошо растворимой комплексной соли:

При нагревании гидроксид алюминия превращается в оксид:

Гидроксид алюминия при высокой температуре (сплавление) реагирует с основаниями, основными оксидами и карбонатами с образованием метаалюминатов:

Применение алюминия и его соединений

Чаще всего алюминий применяется в виде металла. Он используется для получения лёгких сплавов — основного конструкционного материала для космической и авиационной техники, речных судов и катеров.

Алюминий обладает высокой электропроводностью. Поэтому его используют при изготовлении электрических проводов и кабелей.

Из-за высокой теплопроводности алюминий и его сплавы применяют при производстве радиаторов для обогрева и отвода теплоты.

Мелкодисперсный алюминиевый порошок (алюминиевая пудра) используется в качестве пигмента в красках.

Природный минерал корунд, представляющий собой чистый кристаллический оксид алюминия, из-за высокой твёрдости используется в качестве абразивного материала. Синтетический оксид алюминия широко применяется в производстве керамики, устойчивой при очень высоких температурах. Природные монокристаллы оксида алюминия (это минералы рубин, сапфир) являются драгоценными камнями и используются в производстве ювелирных украшений (рис. 101).

Рис. 101. Рубин (а) и сапфир (б)
Очень важное значение имеет каолинит, большие количества которого расходуются при производстве цемента. На первой стадии шихту, состоящую из глины, известняка и добавок, подвергают обжигу во вращающихся печах при 1500 °С. При этом протекают сложные процессы дегидратации и образования алюмосиликатов кальция. В результате образуется цементный клинкер — очень твёрдые спёкшиеся гранулы. Вторая стадия производства цемента — измельчение клинкера и получение порошкообразного цемента, способного необратимо твердеть при смешивании с водой. Огромные количества цемента используются в строительстве.
 

Алюминий обладает высокой химической активностью, но его поверхность покрыта тонкой оксидной плёнкой, защищающей металл от кислорода и паров воды.  

Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами и реагируют с кислотами и щелочами.    

Металлы групп В

У химических элементов групп В валентными являются электроны как внешнего (s-электроны), так и предвнешнего (d-электроны) уровней, а для лантани-дов и актинидов даже третьего снаружи (f-электроны) энергетических уровней.

Все элементы групп В относятся к металлам.

Особенности строения атомов металлов d-элементов

При движении по периоду у атомов s- и p-элементов увеличение на единицу заряда ядра приводит к добавлению одного электрона на внешний энергетический уровень. В атомах элементов В-групп электроны добавляются не на внешний, а на предвнешний (d-элементы) уровень или даже третий снаружи (f-элементы) уровень.

В отличие от s- и p-металлов, для металлов групп В характерен более широкий набор возможных степеней окисления (табл. 29) их атомов в соединениях.
Таблица 29. Электронные конфигурации и степени окисления некоторых металлов групп В

Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов металлов, проявляющих в соединениях переменную степень окисления, изменяется от основных (металл в низшей степени окисления) через амфотерные (металл в промежуточной степени окисления) до кислотных (металл в высшей степени окисления). Подтверждением этому служат многочисленные оксиды и гидроксиды марганца.

Так, например, высшие оксиды и гидроксиды ванадия, хрома, марганца и железа проявляют кислотные свойства, а соединения этих металлов в низшей степени окисления — основные:

Оксиды и гидроксиды этих элементов с атомами металла в промежуточной степени окисления проявляют выраженные в разной степени амфотерные свойства. Они более выражены у соединений Сг(III), менее — у соединений Fe(III) и Мn(III), Mn(IV):

Окислительно-восстановительные свойства оксидов и гидроксидов Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы элементов В-групп в максимальной степени окисления, проявляют сильные окислительные свойства. Например, являются очень сильными окислителями:

Окислительные свойства соединений Mn(VII) выражены сильнее, чем у соединений Cr(VI). Также очень сильными окислителями являются соединения Со(III) и Ni(III).

Важнейшие соединения металлов групп В

Многие соединения элементов групп В находят широкое применение. В таблице 30 приведены краткие сведения о некоторых таких соединениях и их свойствах.

Для живых организмов важно поступление в организм небольших количеств соединений хрома, марганца, железа, кобальта, меди, цинка и некоторых других d-элементов. Их атомы, как правило, входят в состав сложных ферментативных систем и участвуют в окислительно-восстановительных процессах. Об особой роли железа вы узнаете в следующем параграфе, здесь же мы кратко расскажем о роли хрома, марганца и меди.

Следует отметить, что, несмотря на доказанную жизненную важность поступления соединений указанных элементов в живые организмы, их роль в клеточных процессах и механизм участия изучены недостаточно полно. Для различных элементов учёные по-разному продвинулись в понимании указанных вопросов, но в целом остаётся много неясных моментов.
Например известно, что марганец входит в состав 12 ферментов, медь — 30, железо — 70, а цинк — более чем в 100 различных ферментов.
Медь. Растворимые соединения меди в больших количествах токсичны для человека и животных. В соответствии со стандартом в 1 дм питьевой воды не должно содержаться более 0,0005 г меди.

Вместе с тем медь нужна для жизни многих животных и растительных организмов: атомы меди входят в состав более 30 ферментов и белков (оксигеназы, гидроксилазы и др.). Поэтому небольшие количества меди должны поступать в организм с водой или пищей. В организме человека массой 70 кг содержится примерно 70 мг меди. Считается, что потребность взрослого человека в меди составляет 2—3 мг в сутки.

Некоторые учёные полагают, что дефицит меди в организме человека вызывает появление седины: в тёмных волосах меди больше, чем в светлых. Поэтому геронтологи советуют употреблять богатые медью продукты — орехи, яичный желток, печень, ржаной хлеб.

При дефиците меди в организме нарушается обмен железом между плазмой крови и эритроцитами. Соединения меди важны при лечении анемии. Важна роль меди в создании миелина — оболочки нервных волокон.

Медь поступает в растения в виде растворимых соединений из почвы. При её недостатке растения плохо развиваются и могут погибнуть.

В крови ракообразных и головоногих медь входит в состав дыхательного пигмента гемоцианина и играет ту же роль, что и железо в составе гемоглобина. Соединяясь с кислородом, гемоцианин синеет (поэтому у улиток голубая кровь), а отдавая кислород тканям — обесцвечивается.

Хром и марганец

Хром и марганец относят к микроэлементам, необходимым для нормального функционирования организма человека. В организме взрослого человека содержится примерно 5—6 мг хрома и 20 мг марганца. Считают, что хромсодержащие ферменты ускоряют процессы обмена углеводов. Кроме того, при дефиците хрома в организме повышается уровень холестерина и сахара. Марганец необходим для эффективного усвоения тиамина (витамина ), железа и меди. Содержащие марганец ферменты — аргиназа и холинэстераза — выполняют важные биологические функции.

Соединения хрома (особенно хрома(VI)) очень опасны для человека и вызывают онкологические заболевания. Среднесуточная предельно допустимая концентрация хрома (в пересчёте на ) в воздухе населённых пунктов составляет 0,0015 мг/м.
 

У металлов групп В, проявляющих переменные степени окисления, кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов изменяется от основных (металл в низшей степени окисления) до кислотных (металл в высшей степени окисления). Оксиды и гидроксиды металлов групп В в промежуточной степени окисления проявляют амфотерные свойства.

Железо химический элемент и простое вещество

Среди всех металлов железо, по-видимому, имеет наиболее важное значение для человека и всей его хозяйственной деятельности. Вспомним, что в состав самого важного вещества крови — гемоглобина — входят атомы железа, их недостаток в организме часто не совместим с жизнью. О роли железа в нашей повседневной жизни можно судить по большому количеству изделий из него вокруг нас.

В ядре атома железа содержится 26 протонов, электронная оболочка имеет конфигурацию В соединениях железо проявляет степени окисления

+ 2, +3 и +6. Соединения, содержащие атомы железа в степени окисления +6, являются очень сильными окислителями и используются очень редко.

Металлическое железо представляет собой блестящий серебристо-белый металл, тяжёлый (плотность 7,87 г/см и тугоплавкий ( = 1535 °С). Характерной особенностью является наличие у железа и некоторых сплавов на его основе ферромагнитных свойств (рис. 102). При температуре выше 769 °С магнитные свойства исчезают и железо становится парамагнитным.

Рис. 102. Магнитные свойства железа

Нахождение в природе и получение

По распространённости в земной коре железо занимает четвёртое место (после О, Si, А1) и второе место среди металлов (после AI). Его массовая доля в земной коре составляет 4,65 %. В свободном виде (т. е. в виде металла) железо встречается в составе метеоритов. В земной коре железо находится в виде соединений.

Основные минералы железа — это магнетит (или магнитный железняк) , гематит (или красный железняк) , гётит FeOOH, сидерит . Промышленное значение имеют только руды, в которых массовая доля железа превышает 16%.

Промышленный процесс получения железа из руды, называемый доменным процессом, проводят в специальных вертикальных печах (рис. 103).

Доменная печь представляет собой внушительных размеров конструкцию высотой примерно 20 — 30 м с объёмом до 5000 и является устройством непрерывного действия. Сверху в печь подаётся шихта, в состав которой входят концентрат железной руды, кокс, флюсы (). Снизу в печь вдувают обогащённый кислородом воздух. При высокой температуре (более 1500 °С) в печи протекают сложные гетерогенные процессы, в результате которых из руды последовательно восстанавливается железо () до металлического:

Флюсы, взаимодействуя с примесями (соединения Si, Р, S), превращаются в легкоплавкие шлаки, которые имеют низкую плотность и поэтому всплывают на поверхность расплавленного железа:

Содержащийся в шихте кокс растворяется в расплавленном железе и поэтому в доменном процессе получается чугун — сплав железа, в котором массовая доля углерода превышает 2 %. При высокой температуре железо реагирует с углеродом и образуется карбид железа (цементит):

Отрицательное свойство чугуна — его хрупкость: при ударах он лопается и растрескивается. Поэтому из чугуна нельзя изготавливать изделия, подвергающиеся таким нагрузкам.

Основная масса производимого чугуна расходуется на производство стали — сплава железа, в котором массовая доля углерода не превышает 2 %. В процессе выплавки стали из чугуна удаляется избыточное количество углерода и других неметаллов (Si, Р, S, N), отрицательно сказывающихся на её свойствах. Это осуществляется путём продувки через расплавленный чугун кислорода. При этом железо частично превращается в оксид FeO, который в этих условиях активно окисляет примеси, сам при этом восстанавливаясь до железа.

В лабораторных условиях небольшие количества железа легко получаются при восстановлении его оксидов водородом или алюминием:

Химические свойства железа

Железо — металл с умеренной химической активностью. В сухом воздухе массивное железо устойчиво примерно до 200 °С. При дальнейшем нагревании в атмосфере, содержащей кислород, происходит окисление железа. Состав продуктов зависит от условий проведения реакции:

При нагревании железо реагирует с серой, галогенами:

При комнатной температуре железо не реагирует с водой и растворами щелочей. Концентрированные растворы азотной и серной кислот пассивируют поверхность железа, и оно в них не растворяется.

При высокой температуре железо реагирует с парами воды:

Этот процесс ранее широко использовался для получения водорода.

В разбавленных соляной и серной кислотах железо легко растворяется с образованием соответствующих солей железа(II):

Железо вытесняет малоактивные металлы (Си, Ag, Hg и др.) из растворов их солей. Железный гвоздь становится кирпично-красного цвета при погружении в раствор сульфата меди(II) и серебристого — при погружении в раствор нитрата ртути(II):

Для качественного обнаружения в растворе ионов железа можно использовать (это вещество имеет тривиальное название красная кровяная соль), с которым они образуют синий осадок (рис. 104, а):

Для обнаружения ионов можно использовать (это вещество имеет тривиальное название жёлтая кровяная соль), с которым они образуют синий осадок (рис. 104, б):

Оксиды, гидроксиды и соли железа

У железа известны оксиды FeO, Первым двум соответствуют два гидроксида: почти белый и коричневый Последний гидроксид имеет нестехиометрический состав и правильнее было бы записывать его формулу в виде

В формульной единице оксида железа(II, III) (или ) один атом железа имеет степень окисления +2, а два оставшихся — +3.

Оксиды получаются при окислении железа кислородом или восстановлении при подходящих условиях:

Гидроксиды образуются в виде осадков при сливании соответствующих солей с раствором щёлочи:

Получить практически чистый очень сложно. При смешивании растворов соли железа(II) и щёлочи вместо белого образуется грязнозелёный осадок, представляющий собой сложную смесь с продуктами его окисления кислородом:

Оксид и гидроксид железа(II) проявляют характерные основные свойства — не реагируют со щелочами, легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей:

У оксида и гидроксида железа(III) имеются слабо выраженные амфотерные свойства. В разбавленных растворах щелочей практически не растворяются, но при сплавлении с твёрдыми щелочами, основными оксидами или карбонатами легко образуются ферриты:

Оксид железа(II, III) Fe304 можно рассматривать как феррит железа(II) — получить который можно прокаливанием стехиометрической смеси

При сплавлении оксида или гидроксида железа(III) с сильными окислителями (например, ) в щелочной среде образуются соединения железа(VI) — соли не выделенной в свободном состоянии железной кислоты — ферраты:

Применение железа и его соединений

Железо — основной конструкционный материал. Чугун и сталь широко используются в производстве станков, деталей машин и механизмов, а также при изготовлении кузовов автомашин, подвижного состава и рельсов железнодорожного транспорта, в железобетонных конструкциях и т. д.

Введение небольших количеств некоторых других металлов в сталь, её легирование позволяет получать материалы с уникальными свойствами. Так, например, добавка вольфрама придаёт стали жаропрочность и возможность её использования при высоких температурах, не подвергаясь химической коррозии.

Вводя хром и никель, получают нержавеющие стали («нержавейку»), устойчивые к атмосферной коррозии, а также в более агрессивных средах. Сталь, легированная ванадием, используется при производстве инструментов.

Оксид используется как пигмент в производстве красок (охра).

Роль соединений железа в живой природе

Железо относится к жизненно важным или незаменимым элементам. Массовая доля железа в организмах животных составляет около 0,01 %. В организме человека содержится около 5 г железа, главным образом в составе гемоглобина крови. Атом железа входит в состав гемоглобина, который переносит кислород из лёгких в ткани. Окислительно-восстановительные процессы в организме человека и животных являются главным источником энергии. Перенос электронов в этом процессе осуществляется с помощью железосодержащих ферментов — цитохромов. Атомы железа входят в состав фермента каталазы, ускоряющего разложение пероксида водорода. Другой железосодержащий фермент — пероксидаза — ускоряет реакции окисления органических веществ пероксидом водорода.

Суточная потребность человека в железе составляет около 0,015 г. Недостаток железа в организме приводит к болезни крови — анемии.

В соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3 и +6.

Оксид и гидроксид железа(II) проявляют основные свойства. У оксида и гидроксида железа(III) имеются слабо выраженные амфотерные свойства.

Металлы как химические элементы

Подавляющее большинство (93 из 117) известных в настоящее время химических элементов относится к металлам.

Атомы различных металлов имеют много общего в строении, а образуемые ими простые и сложные вещества имеют схожие свойства (физические и химические).

Положение в периодической системе и строение атомов металлов

В периодической системе металлы располагаются левее и ниже условной ломаной линии, проходящей от бора к астату (см. форзац I). К металлам относятся почти все s-элементы (за исключением Н, Не), примерно половина p-элементов, все d- и f-элементы (лантаниды и актиниды).

У большинства атомов металлов на внешнем энергетическом уровне содержится небольшое число (до 3) электронов, только у некоторых атомов р-элементов (Sn, Pb, Bi, Ро) их больше (от четырех до шести). Валентные электроны атомов металлов слабо (по сравнению с атомами неметаллов) связаны с ядром. Поэтому атомы металлов относительно легко отдают эти электроны другим атомам, выступая в химических реакциях только в качестве восстановителей и превращаясь при этом в положительно заряженные катионы:

В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления от +1 до +8.

Легкость, с которой атомы металла отдают свои валентные электроны другим атомам, характеризует восстановительную активность данного металла. Чем легче атом металла отдает свои электроны, тем он более сильный восстановитель. Если расположить в ряд металлы в порядке уменьшения их восстановительной способности в водных растворах, мы получим известный нам вытеснительный ряд металлов, который называется также электрохимическим рядом напряжений (или рядом активности) металлов (см. форзац II).

Распространенность металлов в природе

В первую тройку наиболее распространенных в земной коре (это поверхностный слой нашей планеты толщиной примерно 16 км) металлов входят алюминий,
железо и кальций. Менее распространены натрий, калий, магний. В таблице 23 приведены массовые доли некоторых металлов в земной коре.

Элементы, массовая доля которых в земной коре составляет менее 0,01 %, называются редкими. К числу редких металлов относятся, например, все лантаниды. Если элемент не способен концентрироваться в земной коре, т. е. не образует собственных руд, а встречается в качестве примеси с другими элементами, то его относят к рассеянным элементам. Рассеянными, например, являются следующие металлы: Sc, Ga, In, Tl, Hf.

В 40-х годах XX в. немецкие ученые Вальтер и Ида Нодда к высказали мысль о том, что в каждом булыжнике на мостовой присутствуют все химические элементы периодической системы. Вначале эти слова были встречены их коллегами далеко не с единодушным одобрением. Однако по мере появления все более точных методов анализа ученые все больше убеждаются в справедливости этих слов.

Поскольку все живые организмы находятся в тесном контакте с окружающей средой, то и в каждом из них должны содержаться если не все, то большая часть химических элементов периодической системы. Например, в организме взрослого человека массовая доля неорганических веществ составляет 6 %. Из металлов в этих соединениях присутствуют Mg, Са, Na, К. В составе многих ферментов и иных биологически активных органических соединений в нашем организме содержатся V, Mn, Fe, Сu, Zn, Co, Ni, Mo, Сr и некоторые другие металлы.

В организме взрослого человека содержится в среднем около 140 г ионов калия и около 100 г ионов натрия. С пищей мы ежедневно потребляем от 1,5 г до 7 г ионов калия и от 2 г до 15 г ионов натрия. Потребность в ионах натрия настолько велика, что их необходимо специально добавлять в пищу. Значительная потеря ионов натрия (в виде NaCl с мочой и потом) неблагоприятно сказывается на здоровье человека. Поэтому в жаркую погоду врачи рекомендуют пить минеральную воду. Однако и избыточное содержание соли в пище негативно сказывается на работе наших внутренних органов (в первую очередь, сердца и почек).

Краткие сведения об истории открытия важнейших металлов

Познание человеком металлов своими корнями уходит в глубокую древность. Полагают, что первыми металлами, с которыми столкнулся древний человек и которые он начал использовать на практике, были медь, золото и серебро. Причина заключается в том, что именно эти металлы встречаются в природе в самородном состоянии и легко могли быть случайно найдены нашими предками. Древнейшие медные изделия были найдены при раскопках на Анатолийском плоскогорье в Турции и датируются 6,5—5,5 тыс. лет до н. э.

Одним из наиболее важных этапов в использовании человеком металлов стало освоение процесса получения железа из его природных руд (в основном, оксидов железа). Для получения железа, пригодного для дальнейшего практического использования, необходима высокая температура — 1400—1600 °С (в зависимости от вида используемого оксида железа). Столь высокую температуру (путем продувки воздуха через горящий древесный уголь) древнему человеку удалось освоить лишь примерно к 1500 г. до п. э.

История открытия еще одного очень важного металла — алюминия— началась с выделения в 1754 г. немецким химиком А. Маргграфом «квасцовой земли», представлявшей собой относительно чистый оксид алюминия. В 1825 г. датчанин Г. Эрстед смог получить из нее небольшое количество алюминия в виде металла. В то время стоимость алюминия превышала стоимость золота из-за чрезвычайной сложности его получения. И лишь после того, как в 1886 г., независимо друг от друга, американец Ч. Холл и француз П. Туссен разработали электролитический способ получения алюминия, началась эра широкого использования алюминия в промышленности и в быту.

• Атомы металлов всегда выступают в химических реакциях в качестве восстановителей.
•  вытеснительном ряду металлов их восстановительная активность слева направо уменьшается.
• В отличие от неметаллов для атомов металлов характерны только положительные степени окисления.

Простые вещества металлы

С простыми веществами металлами, их сплавами, материалами и изделиями, содержащими металлы, мы часто встречаемся в быту и на производстве.

Мы уже ранее рассматривали природу химической связи в кристаллах металлов. При обычных условиях почти все металлы (за исключением ртути) представляют собой твердые вещества, имеющие кристаллическое строение.

В металлическом кристалле атомы и катионы металла располагаются в строго определенных местах пространства — узлах кристаллической решетки. Кристаллическая решетка каждого металла имеет свою повторяющуюся во всех направлениях пространства характерную структуру — элементарную ячейку. Известно много различных типов элементарных ячеек, но наиболее распространенными у металлов являются кубическая объемноцентрированная (рис. 99, a), кубическая гранецентрированная (рис. 99, б) и гексагональная (рис. 99, в). В таблице 24 приведены металлы, которые имеют элементарные ячейки указанных типов.

Физические свойства металлов

Схожесть строения простых веществ металлов в твердом состоянии (металлическая связь) обусловливает наличие у них ряда общих физических свойств. К ним относятся:

• высокая (по сравнению с неметаллами) электро- и теплопроводность; ковкость и пластичность;
• способность образовывать при смешивании друг с другом однородные смеси (сплавы):
• металлический блеск.

Несмотря на то что у металлов есть много общего, физические свойства конкретных металлов могут различаться очень сильно (табл. 25). Причина этого в различной прочности металлической связи в кристаллах металлов, что обусловлено различным размером атомов, их эффективным зарядом и расположением в пространстве.

Если температура плавления металла ниже 1000 °С, его принято называть легкоплавким, а если выше — тугоплавким. Самым легкоплавким металлом является ртуть, температура плавления которой составляет —39 °С, а самым тугоплавким — вольфрам, он плавится почти при 3400 °С.

Чемпионом по электропроводности среди металлов является серебро. Вслед за серебром идут медь и алюминий. Именно из этих металлов изготавливают проводники электричества и теплоты в технике и быту. Наиболее низкая электропроводность среди металлов у марганца. Лучшим проводником теплоты также является серебро, а худшим — висмут.

По твердости металлы различаются очень сильно. Самыми твердыми среди металлов являются молибден и хром. Твердость щелочных металлов крайне низка и не превышает твердости пластилина — их можно легко резать тупым столовым ножом.

Удельная плотность металлов изменяется от 0,5 г/см³ у лития до 22,6 г/см³ у осмия. Металлы, плотность которых ниже 5 г/см³, называют легкими (например, алюминий, титан, магний и др.), а металлы, у которых она выше 5 г/см³, — тяжелыми (например, железо, медь, свинец, ртуть и др.).

Железо и сплавы на его основе, принято называть черными (например, чугун, различные сорта стали и др.), все остальные металлы и сплавы — цветными (например, медь, бронза, припой и др).

Сплавы металлов

Большая часть получаемых в промышленных масштабах металлов используется для производства сплавов. Сплавы являются важным конструкционным материалом в промышленности, строительстве, машино- и авиастроении. Основная масса выплавляемых железа, титана, магния, алюминия используется на эти цели. Широкое применение во многих отраслях народного хозяйства металлы нашли во многом именно благодаря их способности образовывать сплавы при смешивании расплавленных металлов и последующем их затвердевании.

Очень ценным качеством сплавов является наличие у них свойств, которых нет ни у одного из компонентов сплава. Так, например, сплав золота с медью обладает значительной твердостью, хотя золото и медь представляют собой очень мягкие металлы.

Самое известное применение висмута — легкоплавкие сплавы на его основе. Чаще других используется сплав Вуда, массовая доля висмута в котором составляет 50 %, свинца — 25 %, олова — 12,5 % и кадмия — 12,5 %. Плавится этот сплав при 69 °С, хотя каждый из исходных металлов имеет значительно более высокую температуру плавления (Bi — 271 °С, Рb — 327 °С, Sn — 232 °С, Сd — 321 °С). Подобные сплавы применяют в качестве легкоплавких припоев, дня изготовления предохранителей электрической аппаратуры.

Приведем состав некоторых из широко распространенных сплавов.

Чугун — сплав железа с углеродом (массовая доля более 2 %), содержащий небольшие количества кремния, марганца, фосфора, серы и др. По сравнению с чистым железом он обладает повышенной твердостью и высокой хрупкостью.

Сталь — сплав железа, в котором массовая доля углерода не превышает 2 %, содержащий также небольшие количества марганца, кремния, серы, фосфора и других примесей. Добавление в сталь вольфрама, ванадия, хрома, никеля и других металлов придает ей ряд очень ценных свойств (жаростойкость, устойчивость к коррозии, высокую твердость и др.).

Бронза — сплав меди с некоторыми другими металлами (оловом, алюминием, свинцом, кремнием и др.).

Латунь — сплав меди с цинком (массовая доля до 35 %). Обладает высокой пластичностью.

Нихром — сплав никеля, хрома, железа, марганца. Обладает высоким электрическим сопротивлением и высокой жаропрочностью.

Дуралюмин — сплав алюминия с небольшим количеством магния и меди.

Применение металлов и сплавов

Карбид вольфрама WC — очень твердое и химически инертное вещество, температура плавления которого составляет около 2800 °С. Оно используется для производства сверхтвердого сплава — победита, состоящего из карбидов вольфрама и кобальта. Из этого сплава производят наконечники сверл для сверления твердых материалов (победитовые сверла).

Нихром благодаря высокой жаростойкости применяют для изготовления электрических нагревательных элементов. Из-за высокой твердости некоторые виды бронзы используются в приборостроении. Из бронзы делают художественные отливки (памятники, барельефы и др.). Невозможно представить себе современные высокотехнологичные производства без металлов и их сплавов: изготовление микросхем, оптических приборов, электроники (промышленной и бытовой). Соединения металлов широко используются также во многих других технологических процессах. Некоторые области применения металлов, сплавов и соединений металлов представлены на рисунке 100.

Хорошо известно бактерицидное действие малых концентраций серебра на питьевую воду. При содержании ионов этого металла 10—30 мг на 1 т воды предотвращается рост бактерий и других микроорганизмов. При этом вкус воды не изменяется. Вот почему препараты на основе серебра все шире используются для стерилизации питьевой воды. В бытовые фильтры иногда помещают «посеребренный» активированный уголь, выделяющий в воду малые количества серебра и являющийся одновременно адсорбентом.

• Кристаллы металлов построены из нейтральных атомов и катионов металлов. Внутри кристалла имеются электроны, которые свободно перемещаются по кристаллу.
• Взаимодействие, которое связывает атомы металла посредством обобществленных электронов, называется металлической связью.
• Металлическая связь в кристаллах металлов обусловливает наличие у них ряда общих физических свойств: относительно высоких электро- и теплопроводности, ковкости, пластичности, металлического блеска, способности образовывать сплавы между собой.

Химические свойства металлов в химии

Вы уже знакомы с некоторыми общими химическими свойствами металлов: взаимодействием с кислотами, неметаллами, водой. Однако эти реакции .тля каждого из металлов часто имеют свои особенности.

Специфические химические свойства простых веществ металлов во многом определяются электронным строением внешней (для веществ, образованных s- и р-элементами) или предвнешней (для веществ, образованных d-элементами) электронной оболочки атомов металлов. Для металлов, расположенных в одной группе периодической системы и имеющих одинаковое строение внешней (или предвнешней) электронной оболочки, следует ожидать определенного сходства в химических свойствах простых веществ.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Если опустить металлическую пластинку в водный раствор соли этого же металла, то на поверхности пластинки могут протекать два противоположных процесса:

а)    переход атомов металла из кристалла в раствор в виде катионов, в результате чего масса пластинки будет уменьшаться:

б)    превращение катионов металла, содержащихся в растворе, на поверхности пластинки в атомы металла, в результате чего масса пластинки будет увеличиваться:

Какой из процессов будет преобладать, зависит от особенности строения атомов металла, или, как говорят химики, от природы металла. Для химически активных металлов должен легче протекать первый процесс, для малоактивных — второй.

Если все металлы расположить в ряд в порядке уменьшения их условной способности отдавать электроны в водных растворах, то мы получим электрохимический ряд напряжений металлов (ЭХРНМ):

с которым мы уже встречались ранее под названием ряд активности.

Положение металла в ЭХРНМ характеризует свойства металла и его катионов в водных растворах и связано с химической активностью металла.

Химические свойства металлов:

По своей химической активности металлы очень сильно различаются. О химической активности металла можно примерно судить по его положению в ЭХРНМ. Самые активные металлы расположены в начале этого ряда (слева), самые малоактивные — в конце (справа).

Реакции с простыми веществами. Металлы вступают в реакции с неметаллами с образованием бинарных соединений. Условия протекания реакций, а иногда и их продукты сильно различаются для разных металлов.

Так, например, щелочные металлы активно реагируют с кислородом (в том числе в составе воздуха) при комнатной температуре с образованием оксидов и пероксидов:

Металлы средней активности реагируют с кислородом при нагревании. При этом образуются оксиды:

Малоактивные металлы (например, золото, платина) с кислородом не реагируют и поэтому на воздухе практически не изменяют своего блеска.

Большинство металлов при нагревании с порошком серы образуют соответствующие сульфиды:

Практически все металлы реагируют с галогенами. Условия протекания этих реакций зависят от активности метала и галогена и могут сильно различаться — от комнатной температуры для активных металлов (например, калия, бария) до сильного нагревания для малоактивных металлов (золота, платины). При этом образуются соответствующие галогениды:

Реакции со сложными веществами. С металлами реагируют соединения всех классов — оксиды (в том числе вода), кислоты, основания и соли.

Активные металлы бурно взаимодействуют с водой при комнатной температуре:

Поверхность таких металлов, как, например, магний и алюминий, защищена плотной пленкой соответствующего оксида. Это препятствует протеканию реакции с водой. Однако если эту пленку удалить или нарушить ее целостность, то эти металлы также активно вступают в реакцию. Например, порошкообразный магний реагирует с горячей водой:

При повышенной температуре с водой вступают в реакцию и менее активные металлы: Zn, Fe, Мn и др. При этом образуются соответствующие оксиды. Например, при пропускании водяного пара над раскаленными железными стружками протекает реакция:

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, реагируют с кислотами (кроме HNO₃) с образованием солей и водорода. Активные металлы (К, Na, Са, Mg) реагируют с растворами кислот очень бурно (с большой скоростью):

Малоактивные металлы часто практически не растворяются в кислотах. Это обусловлено образованием на их поверхности пленки нерастворимой соли. Например, свинец, стоящий в ряду активности до водорода, практически не растворяется в разбавленной серной и соляной кислотах вследствие образования на его поверхности пленки нерастворимых солей (PbSO₄ и PbCl,).

Лабораторный опыт:

Взаимодействие металлов с растворами кислот

Анализ результатов данного опыта проведите с позиции сравнения восстановительных свойств металлов, их положения в электрохимическом ряду напряжений.

Способность отдавать электроны, т. е. быть восстановителями — общее свойство металлов. У различных металлов это свойство проявляется по-разному. Попробуйте сравнить восстановительную активность металлов по интенсивности выделения водорода в их реакциях с разбавленной серной кислотой.

Задание. В три пробирки налейте раствор серной кислоты объемом 1 —2 см³. В первую пробирку опустите кусочек цинка, во вторую — меди, в третью — железа. Сравните активность протекания реакций и отметьте интенсивность выделения водорода цифрами: 0 — водород не выделяется, 1 — выделение водорода незначительное, 2 — выделение водорода активное, 3 — водород выделяется бурно.

На основе наблюдений составьте в тетради свой маленький электрохимический ряд напряжений металлов, расположив химические знаки металлов над чертой в порядке убывания их восстановительных свойств. Черту превратите в стрелку, показывающую направление возрастания восстановительных свойств металлов.
Составьте уравнения протекающих химических реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса, укажите окислитель и восстановитель.

Как уже отмечалось в § 52, в азотной кислоте растворяются металлы, стоящие в ряду активности как до, так и после водорода. При этом образуются нитраты, а также различные продукты восстановления азотной кислоты. В зависимости от условий проведения реакции (концентрация кислоты, активность металла, температура и др.) в качестве продуктов восстановления азотной кислоты могут образоваться вещества, в которых азот имеет степень окисления от —3 до +4

Концентрированная серная кислота также может вступать в реакции с металлами, расположенными в ряду активности после водорода:

Обратите внимание, что водород при взаимодействии таких металлов с кислотами не выделяется.

Алюминий, хром и железо при комнатной температуре не вступают в реакцию с концентрированными серной и азотной (по не соляной!) кислотами из-за образования на поверхности плотной пленки соответствующих оксидов металлов. Это явление называется пассивацией. Благодаря ему становится возможным транспортировать концентрированные кислоты (например, H₂SO₄ и HNO₃) в стальных цистернах.

Такие металлы, как Be, Zn, AI, легко растворяются не только в кислотах, но и в водных растворах щелочей с образованием комплексных соединений:

Активные металлы вытесняют малоактивные из растворов их солей. На практике эти процессы применяются для получения металлов с малой активностью, стоящих в ряду активности после водорода:

В случае активных металлов, например натрия, подобные реакции очень осложнены побочными процессами — взаимодействием металла с водой, взаимодействием образующегося гидроксида с солью в растворе и др. Поэтому наиболее активные металлы практически не используются в подобных реакциях.

• О химической активности металлов можно примерно судить по их расположению в ЭХРНМ. Чем левее расположен металл, тем выше его химическая активность в водном растворе. Активные металлы размещаются в начале вытеснительного ряда, а малоактивные — в конце.

Свойства оксидов и гидроксидов металлов

Для всех металлов известны оксиды и гидроксиды, причем большинство d-элементов металлов проявляют несколько степеней окисления и поэтому образуют множество оксидов и соответствующих им гидроксидов. Кислотно-основные свойства этих оксидов и гидроксидов существенно зависят от положения металла в периодической системе, его активности и степени окисления атома металла.

Оксиды и гидроксиды металлов

С усилением металлических свойств соответствующих химических элементов усиливаются и основные свойства их оксидов и гидроксидов.

Для s- и р-элементов по периоду слева направо они изменяются от ярко выраженных основных свойств у соединений щелочных и щелочноземельных металлов до амфотерных у металлов, стоящих ближе к линии, разделяющей металлы и неметаллы (у алюминия, германия, сурьмы, свинца). Так, например, све-жеосажденный гидроксид алюминия легко растворяется в растворах как кислот, так и щелочей:

Амфотерные оксиды и гидроксиды вступают в реакции не только с растворами щелочей, но и с твердыми основаниями при повышенной температуре (при сплавлении). Для проведения такой реакции смесь исходных твердых веществ нагревают до определенной температуры. При этом образуются иные, чем при реакции в водном растворе, продукты реакции. Например, при сплавлении гидроксида хрома(III) с гидроксидом, оксидом или карбонатом калия получается соль метахромовой кислоты НСrO₂ — метахромит калия:

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов активно реагируют с водой с образованием растворимых гидроксидов:

По группе сверху вниз металлические свойства s- и p-элементов усиливаются, и, соответственно, нарастают основные свойства их оксидов и гидроксидов. Так, например, в группе IIА оксид и гидроксид бериллия проявляют амфотерные свойства — легко растворяются в растворах кислот и щелочей:

Соответствующие соединения бария и радия имеют ярко выраженные основные свойства:

Существенное влияние на кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов оказывает степень окисления атома металла: с увеличением степени окисления атома металла кислотные свойства соответствующего оксида и гидроксида усиливаются. Например, хром образует оксиды и гидроксиды, в которых атомы хрома проявляют степени окисления +2, +3 и +6:

Кислотно-основные свойства этих оксидов изменяются от основных (у СrО и Сr(ОН)₂) через амфотерные (у Сr₂О₃ и Сr(ОН)₃) до кислотных (у СrО₃ и Н₂СrО₄). Аналогичная зависимость наблюдается и для других d-металлов.

Качественное обнаружение ионов металлов

На практике часто возникает потребность определить качественное и количественное содержание того или иного металла в образце (сплаве, детали, воде и т. п.). Возможность обнаружения металлов и их соединений в различных по своей природе объектах основана на различии в их физических и химических свойствах.

Так, например, способность ионов металлов поглощать и излучать электромагнитное излучение с различной длиной волны может быть использована для качественного и количественного анализа. Если внести соединения натрия или калия в почти бесцветное пламя газовой горелки, то наблюдается различное окрашивание пламени: желтое в присутствии соединений натрия и фиолетовое в присутствии соединений калия. Соединения бария окрашивают пламя в бледно-зеленый цвет, а соединения лития, кальция и стронция — в различные оттенки красного (рис. 101).

Различие в растворимости однотипных солей разных металлов также может быть использовано для их обнаружения и идентификации ионов металлов. Например, для того чтобы установить, в какой из двух пробирок с бесцветными растворами находится КС1, а в какой — CaCl₂ необходимо в обе прибавить раствор карбоната натрия. В одной из них образуется белый осадок, что свидетельствует о том, что в этой пробирке раствор CaCl₂:

или в ионной форме:

Такой же эффект будет наблюдаться, если в растворе вместо CaCl₂ присутствует BaCl₂:    ,

Это означает, что раствор, содержащий карбонат-ионы (например, раствор Na₂CO₃), может быть использован для качественного обнаружения ионов кальция Са²⁺ или бария Ва²⁺ в растворе.

Взглянув на таблицу растворимости оснований, кислот и солей (см. форзац II), можно сказать, что для того, чтобы различить между собой растворы KCl и CaCl₂ (или BaCl₂), кроме раствора карбоната натрия, можно использовать и раствор сульфата натрия. В пробирке с раствором СаСl₂ (или BaCl₂) будет наблюдаться образование белого осадка сульфата кальция (сульфата бария):

Следовательно, раствор, содержащий ионы так же, как и раствор, содержащий ионы является качественным реагентом на ионы Са²⁺ и Ва²⁺.

Для обнаружения в растворе ионов других металлов могут быть использованы другие реагенты (например, растворимые сульфиды), образующие с ними осадки различного цвета. Например, присутствие ионов кадмия Cd²⁺ в растворе можно легко обнаружить по образованию ярко-желтого осадка CdS.

• С увеличением степени окисления металла усиливается кислотный характер соответствующих оксидов и гидроксидов. Оксиды и гидроксиды, образованные атомами металла в промежуточной степени окисления, проявляют выраженные в разной степени амфотерные свойства, а с низшей степенью окисления — основные.
• Качественными реагентами на ионы бария Ва²⁺ и кальция Са²⁺ могут служить растворимые карбонаты и сульфаты, образующие с этими ионами осадки.

Электрохимические процессы

В результате многих химических реакций происходит переход электронов от одних атомов к другим. Такие реакции сопровождаются изменением степени окисления атомов и называются окислительно-восстановительными (см. § 32).

Очень важное практическое значение имеют такие окислительно-восстановительные процессы, в которых переход электронов осуществляется не при непосредственном контакте частиц восстановителя и окислителя между собой, а в разных частях системы (на электродах, пространственно разделенных). Существуют два варианта проведения таких процессов.

В первом варианте реакция, которая не может протекать самопроизвольно, протекает под действием внешнего источника электрического тока, и такой процесс называется электролизом.

Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием электрического тока.

На практике широко применяются процессы электролиза солей металлов (расплавов и водных растворов), оснований и кислот.

Процесс электролиза

Процесс электролиза протекает при пропускании электрического тока через расплав или раствор электролита. Для проведения электролиза необходимо два электрода погрузить в расплав или раствор электролита и подключить к внешнему источнику тока. Электродами могут служить либо обычные металлические проводники, либо неметаллические электропроводящие материалы (например, графит). На одном электроде протекает процесс окисления, а на другом — процесс восстановления.

Электрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом, а электрод, на котором протекает процесс восстановления, — катодом.

При проведении процесса электролиза электрод, который подключен к положительному полюсу внешнего источника тока, является анодом, а к отрицательному — катодом.

Электролиз расплавов солей

Рассмотрим процесс электролиза на примере расплава хлорида кальция. Для проведения электролиза твердый хлорид кальция необходимо нагреть выше температуры, при которой он переходит в жидкое состояние (т. е. как минимум до t пл). В расплаве CaCl₂ подвергается электролитической диссоциации и полностью распадается на ионы:

Если в такой расплав погрузить электроды (например, из графита) и подключить их к внешнему источнику постоянного тока, то положительно заряженные катионы начнут двигаться к электроду, подключенному к отрицательному полюсу источника тока, т. е. к катоду. Отрицательно заряженные анионы будут двигаться к электроду, подключенному к положительному полюсу источника тока, т. е. к аноду (рис. 102). На катоде (К) будет протекать процесс восстановления ионов Са²⁺ до металлического кальция, а на аноде (А) — окисления ионов Cl^— до свободного хлора:

Суммарное уравнение электролиза расплава хлорида кальция выражается уравнением:    

Схематически весь процесс электролиза можно представить следующим образом:

Понятно, что осуществить процесс электролиза в расплаве можно только для электролитов, которые при нагревании переходят из твердого состояния в жидкое, не разлагаясь, т. е. термически стабильных. Например, невозможно провести электролиз расплавов таких соединений, как и т. д., поскольку попытка их расплавить путем нагревания приводит к разложению на новые вещества.

На практике в большинстве случаев электролизу подвергают расплавы солей (например, галогенидов). Однако электролизу можно подвергать и расплавы соединений других классов. Например, в промышленных условиях широко используют процесс электролиза расплавов солей (MgCl, при получении магния и хлора), щелочей (NaOH при получении натрия), оксидов (раствор А1₂O₃ в расплавленном Na₃AlF₆ при получении алюминия).

Анионы кислородсодержащих кислот (например, сульфаты, карбонаты, фосфаты) окисляются с большим трудом, и поэтому электролиз расплавов солей с такими анионами практически не проводят.

Электролиз водных растворов солей

Процесс электролиза растворов солей осложнен присутствием растворителя — воды.

В тех случаях, когда на электроде возможно протекание нескольких процессов, наиболее вероятен тот, протекание которого связано с минимальными затратами энергии.

При подключении к электродам внешнего источника тока принципиально на катоде могут протекать два процесса — восстановления катионов металла и молекул воды:

Склонность к восстановлению у катионов разная и примерно может быть оценена по его положению в электрохимическом ряду напряжений металлов. Чем правее расположен соответствующий металл, тем легче протекает процесс восстановления его ионов на катоде.

На практике при электролизе водных растворов, содержащих катионы металлов от лития до алюминия, протекает только процесс восстановления водорода — на катоде выделяется только газообразный водород.

Если в растворе содержатся катионы металлов от цинка до водорода, то одновременно протекают процессы восстановления как катионов металла, так и молекул воды — на катоде одновременно восстанавливается металл и выделяется газообразный водород. Причем, чем активнее металл, тем больше электронов затрачивается на восстановление воды и меньше на восстановление металла.

При электролизе растворов, содержащих катионы металлов, расположенных после водорода, на катоде практически протекает только процесс восстановления катионов металла — на катоде осаждается металл.

На аноде также принципиально могут протекать два процесса — окисления анионов и молекул воды:

В первую очередь окисляются простые анионы ()до соответствующих простых веществ (). В щелочных растворах окисляются гидроксид-ионы до кислорода:

Анионы кислородсодержащих кислот ()окисляются трудно, и поэтому вместо окисления этих анионов протекает процесс окисления воды.

В качестве примера рассмотрим процесс электролиза водных растворов хлорида натрия, сульфата меди(II) и сульфата калия. Схематически процессы электролиза этих солей можно представить следующим образом:

Обратите внимание, что суммарное уравнение электролиза водного раствора сульфата калия фактически сводится к разложению воды на водород и кислород. Сульфат калия формально в реакции не участвует. Однако провести электролиз чистой воды невозможно в силу того, что ее электропроводность очень мала и при реально используемых напряжениях источников тока в цепи протекает ничтожно малый электрический ток.

Электролиз водных растворов кислот и оснований

Процесс электролиза растворов кислот и оснований принципиально не отличается от такового для растворов солей.

В растворе кислоты присутствуют катионы только одного вида — катионы водорода (или гидроксония ). И поэтому на катоде может протекать только процесс восстановления этих катионов, приводящий к выделению газообразного водорода. На аноде принципиально могут протекать два процесса — окисления анионов кислоты или молекул воды.

Например, электролиз соляной кислоты и раствора серной кислоты можно представить следующими схемами:

В растворе основания присутствуют анионы только одного вида — гидроксид-ионы которые и будут окисляться па аноде. А поскольку растворимы в воде только основания щелочных и щелочноземельных металлов, то на катоде протекает процесс восстановления водорода из воды.

Например, электролиз раствора гидроксида натрия можно представить следующей схемой:

Как и в случае солей кислородсодержащих кислот, электролиз раствора основания формально сводится к электролизу воды.

• Электролиз — это окислительно-восстановительная реакция, протекающая под действием электрического тока.
• Анод — это электрод, на котором протекает процесс окисления, а катод — электрод, на котором протекает процесс восстановления.

Химические источники тока

Кроме электролиза, возможен еще один вариант протекания окислительно-восстановительной реакции. В этом случае электроны от восстановителя к окислителю переходят по металлическому проводнику через внешнюю электрическую цепь. В результате во внешней цепи возникает электрический ток, и такое устройство называют гальваническим элементом. Гальванические элементы являются химическими источниками тока — устройствами для прямого преобразования химической энергии в электрическую, минуя другие ее формы.

Гальванические элементы на основе различных металлов и их соединений нашли широкое практическое применение как химические источники тока.

Гальванический элемент

В гальваническом элементе химическая энергия преобразуется в электрическую. Простейший гальванический элемент представляет собой два сосуда с растворами CuSО₄ и ZnSO₄, в которые погружены соответственно медная и цинковая пластинки. Сосуды соединены между собой трубкой, которая называется солевым мостиком, заполненной раствором электролита (например, КС1). Такая система называется медно-цинковым гальваническим элементом.

Схематически процессы, протекающие в медно-цинковом гальваническом элементе, представлены на рисунке 103.

На аноде протекает процесс окисления цинка:

В результате этого атомы цинка превращаются в ионы, которые переходят в раствор, а цинковый анод растворяется, и его масса уменьшается. Обратите внимание, что анод в гальваническом элементе является отрицательным электродом (за счет электронов, полученных от атомов цинка) в отличие от процесса электролиза, где он подключается к положительном полюсу внешней батареи.

Электроны от атомов цинка по внешней электрической цепи (металлическому проводнику ) движутся к катоду, где протекает процесс восстановления ионов меди из раствора ее соли:

В результате этого образуются атомы меди, которые осаждаются на поверхности катода, и его масса увеличивается. Катодом в гальваническом элементе является положительно заряженный электрод.

Суммарное уравнение реакции, протекающей в медно-цинковом гальваническом элементе, можно представить так:

Фактически протекает реакция замещения меди цинком в ее соли. Эту же реакцию можно осуществить и иным способом — погрузить цинковую пластинку в раствор CuSО₄. При этом образуются те же самые продукты — медь и ионы цинка. Но отличие реакции в медно-цинковом гальваническом элементе в том, что процессы отдачи и присоединения электронов пространственно разделены. Процессы отдачи (окисление) и присоединения (восстановление) электронов происходят не при непосредственном контакте атома Zn с попом Сu²⁺, а в разных местах системы — соответственно на аноде и на катоде, которые соединены металлическим проводником. При таком способе проведения этой реакции электроны перемешаются от анода к катоду по внешней цепи, представляющей собой металлический проводник. Из курса физики вы уже знаете, что направленный и упорядоченный поток заряженных частиц (в данном случае электронов) и есть электрический ток. Во внешней цепи гальванического элемента возникает электрический ток.

Химические источники тока

Гальванические элементы широко используются в качестве химических источников тока. Существуют гальванические элементы, используемые на практике однократно и многократно. В последнем случае они называются аккумуляторы.

В гальваническом элементе одноразового использования после того, как реагенты (или хотя бы один из них) израсходуются полностью, напряжение на его полюсах падает ниже минимально допустимого уровня, и он становится непригодным для использования и подлежит замене.

Аккумулятор является устройством, которое используют многократно, т. е. процесс получения электрической энергии с его помощью носит циклический характер: на стадии заряда электрическая энергия превращается в химическую, на стадии разряда — химическая в электрическую. Различные типы аккумуляторов позволяют провести цикл разряд-заряд многие тысячи раз.

Аккумуляторы. В настоящее время наибольшее распространение нашли свинцовые (используются в автомобилях для запуска стартера), никель-металлогидридные и литий-ионные аккумуляторы. Последние типы аккумуляторов в основном используются в изделиях электронной техники — переносных компьютерах, видеокамерах, фотоаппаратах и т. п.

На рисунке 104 схематически показано устройство свинцового аккумулятора. Он представляет собой сосуд, внутри которого находятся ячеистые электроды из свинца (с примесью Sb). Ячейки анода заполнены оксидом свинца(IV), а ячейки катода — металлическим свинцом. После заливания в сосуд раствора серной кислоты аккумулятор становится готовым к работе. По мере разряда на электродах (катоде и аноде) образуется сульфат свинца(II), который при последующем заряде вновь превращается в свинец (на катоде) и оксид свинца(IV) (на аноде).

Процессы, протекающие в процессе эксплуатации (зарядке—разрядке) свинцового аккумулятора, можно представить следующей схемой:

Максимальное напряжение, которое дает свинцовый аккумулятор, составляет 1,9—2,1 В. Для получения более высокого напряжения аккумуляторы соединяют последовательно в батарею.

Гальванические элементы, используемые однократно. На рисунке 105 схематически показано устройство наиболее широко распространенного марганцево-цинкового гальванического элемента. Анодом служит угольный электрод, а катодом — цинк в виде стаканчика, электролитом является очень вязкий раствор хлорида аммония (NH₄Cl) или щелочи (КОН). Максимальное напряжение, которое может развить один марганцево-цинковый элемент, составляет около 1,5— 1,6 В. Чтобы получить большее напряжение, элементы также соединяют последовательно в батареи.

В последнее время широкое распространение получили литиевые гальванические элементы, развивающие напряжение до 3,5 В на один элемент. Это достигается благодаря использованию более активных реагентов (в частности, в качестве восстановителя — металлического лития, в качестве окислителя — фторированного углерода) и заменой воды как растворителя (с которой литий реагирует) на неводные среды.

В гальваническом элементе происходит прямое преобразование химической энергии в электрическую. Гальванические элементы являются химическими источниками тока.

Химическая и электрохимическая коррозия

Металлы и их сплавы обладают целым рядом ценных свойств, благодаря которым они находят широкое применение. Однако свойства изделий из металлов и сплавов с течением времени могут существенно изменяться. Причиной этому часто является отрицательное влияние окружающей среды. Поддействием веществ, содержащихся в окружающей среде, металлы могут разрушаться.

Процесс взаимодействия металлов и сплавов с компонентами окружающей среды, в результате которого происходит разрушение металлов, называется коррозией.

Химическая и электрохимическая коррозия:

При коррозии железа протекают химические реакции, в результате которых атомы железа окисляются и переходят в соединения Fe(II) и Fe(III).

В зависимости от состава окружающей среды различают два вида коррозии — химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия протекает в том случае, если в состав окружающей среды входят вещества, способные окислять атомы железа. Например, нагретые до высокой температуры детали из железа и его сплавов (вращающиеся валы, шестерни и т. д.) при высокой температуре могут реагировать с газообразными компонентами атмосферы (и др.). При этом возможны самые различные процессы химической коррозии железа:

Наличие в воздухе газообразных галогенов или галогеноводородов (например, на химических производствах) резко ускоряет процесс химической коррозии железа и его сплавов.

Если в процессе коррозии участвуют растворы электролитов (кислот, оснований и солей) или вода, то говорят об электрохимической коррозии. Образование слоя рыжего (с разными оттенками) налета на железных изделиях в большинстве случаев связано именно с электрохимической коррозией.

В настоящее время наиболее широко применяются железо и сплавы на его основе. Процесс коррозии железа и сплавов на его основе называют ржавлением.

Понимание природы процессов, протекающих при коррозии железа, необходимо,тля разработки эффективных методов борьбы с ней, создания новых коррозионностойких материалов на основе металлов.

Коррозия железа:

Процесс электрохимической коррозии является результатом сложных гетерогенных химических реакций, в которых участвуют компоненты окружающей среды. Чаще всего мы встречаемся с атмосферной коррозией, вызванной присутствием кислорода и паров воды. В этом случае процесс коррозии можно условно выразить следующей суммарной схемой:

Продукт процесса коррозии железа — ржавчина — не имеет стехиометриче-ского состава. Строго говоря, в каждом конкретном случае (давление кислорода, влажность воздуха, температура, длительность процесса, состав железного сплава, состояние поверхности изделия и т. д.) образуются разные по составу вещества или смесь веществ. По этой причине на практике можно наблюдать ржавчину с широкой цветовой гаммой — от светло-желтого до темно-коричневого или почти черного цвета.

Важную роль в процессе коррозии играет неоднородность (на микроуровне) поверхности изделия. На практике эта неоднородность может быть вызвана примесями (легирующие добавки), включениями (цементит Fe₃C), границами зерен микрокристаллов железа, микротрещинами, различной степенью шероховатости поверхности и т. д. Из-за этого атомы железа на разных участках имеют различную способность отдавать электроны, т. е. окисляться, и в результате возникают гальванические элементы микроскопических размеров (рис. 106):

Участок металла, па котором протекает этот процесс, играет роль анода.

Соседние участки металла, обладающие другими свойствами, выполняют роль катода. Электроны, отданные атомами железа, по металлу переходят на эти участки и вызывают процесс восстановления. На катоде одновременно протекают процессы восстановления воды и растворенных в воде молекул кислорода:

В конечном результате из ионов железа(II) и гидроксид-ионов образуется гидроксид железа(II), который далее окисляется до гидроксида железа(III) переменного состава, являющегося основным компонентом ржавчины. Упрощенно эти процессы можно выразить следующим образом:

Если железное изделие привести в контакт с другим металлом, то в зависимости от его активности процесс коррозии либо ускоряется, либо замедляется.

Так, если второй металл является более активным, то процесс коррозии железа замедляется за счет коррозии более активного металла. Например, железо в контакте с цинком будет подвергаться коррозии значительно медленнее до тех пор, пока не разрушится весь цинк (рис. 107).

Если железо находится в контакте с менее активным металлом, то его коррозия резко усиливается. Например, железо в контакте с оловом подвергается коррозии значительно быстрее, чем чистое железо (рис. 108).

Коррозия других металлов:

Разрушению поддействием окружающей среды подвергаются не только железо и сплавы на его основе. Коррозии подвержены и гораздо менее активные металлы, например медь и серебро.

Хорошо известно, что серебряные изделия со временем темнеют и для придания им привлекательного вида их приходится чистить. Причина заключается в образовании на поверхности серебра пленки продуктов коррозии. В атмосфере, содержащей даже следы сероводорода, могут протекать процессы образования черного сульфида серебра (I), из-за которого серебряные изделия теряют блеск:

Если в атмосфере присутствуют следы озона, то происходит образование черного оксида серебра(I), что также приводит к потере серебряным изделием металлического блеска.

Понятно, что чем ниже химическая активность металла, тем в меньшей степени он подвержен коррозии. Вот почему такие металлы, как золото, платина, называют благородными — из-за своей химической инертности они практически не подвергаются атмосферной коррозии и сохраняют свой исходный блеск даже в агрессивной атмосфере.

Из неблагородных металлов очень высокой коррозионной устойчивостью обладает титан и сплавы на его основе. В специальных экспериментах титановые покрытия сохраняли свои свойства в течение 10 лет пребывания в морской воле, являющейся для широко применяемых металлов (железа, алюминия) очень агрессивной средой.

Защита от коррозии:

Материальные потери, которые приносит коррозия в мировом масштабе, огромны. Ежегодно примерно четверть выплавляемого во всем мире железа уничтожается коррозией.

Радикальным способом борьбы с коррозией является использование материалов (например, пластмасс), которые гораздо более устойчивы к ней. Однако, этот путь очень часто ограничен низкими механическими свойствами таких материалов по сравнению с железом и их относительно высокой стоимостью. Железо и сплавы на его основе в настоящий момент являются самыми доступными конструкционными материалами по сочетанию цены и механических свойств. Всякое усложнение состава сплавов или их замена неизбежно приводят к повышению стоимости конечных изделий или снижению их эксплуатационных качеств.

Методы защиты от коррозии принято делить на пассивные и активные.

Суть первых сводится к прекращению или замедлению доступа активных компонентов окружающей среды (в случае атмосферной коррозии это ) к металлу. Для этого можно использовать самые разные по своей природе покрытия: лаки, краски, пленки из масел или различных нефтепродуктов, пленки из металлов. Защитное действие покрытия напрямую связано с его проницаемостью для кислорода и паров воды — чем меньше проницаемость покрытия, тем более сильным защитным действием оно обладает. Например, при хранении железных деталей на складе их часто покрывают слоем вазелина или солидола, которые при последующей эксплуатации удаляют.

Защитные лакокрасочные покрытия должны обладать хорошей сцепляемостью (адгезией) с поверхностью изделия. Не всякий лак или краска могут служить эффективной защитой от коррозии. Из металлических покрытий широко используются пленки из никеля и хрома, которые наносятся с помощью электролиза на железные изделия путем катодного осаждения этих металлов.

Активные методы защиты от коррозии основаны на использовании металлов более активных, чем железо. На практике широко используется оцинковывание железных изделий. При этом слой цинка резко замедляет процесс коррозии железного изделия, но только до тех пор, пока не окислится весь цинк. Широкое применение получило лужение — покрытие железных поверхностей оловом, однако этот способ является пассивной защитой и оказывает действие за счет прекращения доступа кислорода и паров воды к железу. Принципиальное отличие коррозии деталей, покрытых цинком и оловом, в том, что при повреждении цинкового покрытия его защитное действие сохраняется, а при повреждении оловянного покрытия коррозия усиливается. Это происходит потому, что цинк более, а олово менее активный металл, чем железо.

Процесс взаимодействия металлов и сплавов с компонентами окружающей среды, в результате которого происходит разрушение металлов, называется коррозией.

Методы защиты от коррозии принято делить на пассивные и активные. Пассивные методы основаны на использовании различных по своей природе покрытий: лаки, краски, пленки из масел или различных нефтепродуктов, пленки из металлов. Активные методы защиты от коррозии основаны на использовании металлов, более активных, чем железо.

Всё о способы получения металлов

С металлами в свободном состоянии человек знаком с самой глубокой древности. Первоначально человечеству было известно только 7 металлов («металлы древности» — Cu, Ag, Аu, Hg, Pb, Sn, Fe). За последние 250 лет было открыто и получено в свободном виде 86 новых металлов.

Использовать металлы в свободном состоянии человек научился в древние века. Первыми среди них были золото, серебро, медь. Однако только освоение процесса выплавки железа в больших масштабах сделало громадный переворот в промышленности. Использование в дальнейшем химических знании о процессах, протекающих при получении металлов, позволило эффективно регулировать свойства выплавляемых металлов.

Металлы в природе:

В окружающей нас среде химические элементы металлы встречаются как в виде простых веществ (или в свободном виде), так и в виде соединений. Форма нахождения элементов металлов в естественных условиях зависит от их химической активности.

Химически малоактивные металлы (например, медь, золото, серебро, платина, палладий и др.), стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов правее водорода, в природе могут находиться как в виде простых веществ, так и виде соединений. Металлы с высокой химической активностью (например, натрий, калий, кальций, алюминий, магний и др.) встречаются в природных условиях только в виде соединений.

Общие способы получения металлов:

В том случае, если металл в природных условиях находится в свободном состоянии, то его получение сводится лишь к разделению соответствующих смесей (например, с пустой.породой, другими металлами и т. д.). При этом преимущественно используются известные физические методы разделения смесей. Это не означает, что химические методы для этого не могут быть использованы — важную роль в выборе методов разделения играет экономическая целесообразность.

Большинство металлов, которые широко используются человеком в хозяйственной деятельности, получают в результате химических реакций из руд. Руда — природное минеральное образование, в котором атомы химических элементов (в частности, металлов) находятся в окисленном состоянии. Чтобы получить металлы из руды в свободном состоянии, необходимо провести процесс восстановления:

Для этого используют различные восстановители. Для получения металлов в качестве восстановителей применяют водород, более активные металлы, углерод (в виде кокса), оксид углерода(II), постоянный электрический ток.

Технологические процессы, лежащие в основе промышленных способов получения металлов из руд, можно разделить на пирометаллургические, гидрометаллургические и электрометаллургические.

Пирометаллургические методы получения металлов основаны на использовании различных восстановителей для получения металлов путем восстановления из руд (в твердом агрегатном состоянии) при высокой температуре. В гидрометаллургических методах процесс восстановления протекает в водном растворе, а в электрометаллургических процессах восстановителем является постоянный электрический ток.

Восстановление с помощью водорода. Водород как восстановитель может использоваться для получения металлов со средней и малой активностью из их соединений (чаще всего оксидов), например меди, вольфрама, молибдена. Восстановление протекает при нагревании соответствующего оксида в токе газообразного водорода:

Восстановить до металла оксиды активных (Na, Са, Al, Mg) металлов с помощью водорода невозможно.

Восстановление металлами (металлотермия). Металлы используются в качестве восстановителей для получения других металлов из самых различных соединений. Метод получения металлов из их соединений с помощью алюминия называется алюмотермией. Например, алюминий используется в промышленности для получения кальция из его оксида, а металлический кальций используют для получения цезия:

При высокой температуре углерод и оксид углерода (II) являются сильными восстановителями:

Свободный углерод (в виде кокса) и оксид углерода(II) служат восстановителями при промышленном производстве железа в доменном процессе. Для этого смесь железной руды (магнетита Fe₃O₄, красного или бурого железняков Fe₂O₃) с коксом нагревают до высокой температуры. Протекающие при этом процессы можно выразить суммарно следующими схемами:

В результате в металле остается как примесь продукт его взаимодействия с углеродом — карбид железа Fe₃C.

Постоянный электрический ток является самым сильным восстановителем. С помощью электролиза в промышленных условиях получают многие активные металлы, например калий, натрий, кальций и др. Процесс в этом случае проводят не в растворе (с водой образующийся металл активно реагирует), а в расплаве при повышенной температуре:

Весь производимый в мире в промышленных масштабах алюминий получают путем электролиза раствора оксида алюминия в расплавленном криолите  Протекающий при этом процесс упрощенно можно выразить суммарным уравнением:

В природе химические элементы металлы встречаются как в виде простых веществ (или в свободном виде), так и в виде соединений.

Для получения металлов в качестве восстановителей применяют водород, более активные металлы, углерод (в виде кокса), оксид углерода(II), постоянный электрический ток.

Металлы IА- и IIА-групп:

Из металлов, расположенных в главных подгруппах периодической системы, наибольший интерес представляют элементы групп IA и IIА. Особая роль, которую играют соединения некоторых из этих элементов как в живой природе, так и в хозяйственной деятельности человека, заслуживает подробного рассмотрения химии этих элементов.

Группа IA:

К щелочным металлам относятся химические элементы, расположенные в группе IA — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. В этой же группе расположен и водород. Вопрос о положении водорода в периодической системе и связанных с этим проблемах рассматривался ранее.

У последнего из щелочных металлов — франция — стабильных нуклидов нет, а у самого долгоживущего из них (²²³Fr) период полураспада очень мал (не превышает 22 мин). По этой причине получить сколько-нибудь заметные количества франция и его соединений практически очень сложно, не говоря уже о применении как металлического франция, так и его соединений.

Из-за высокой химической активности щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений. По распространенности в земной коре резко выделяются натрий и калий (примерно 2,40 — 2,50 %), содержание остальных щелочных металлов не превышает 0,01 %.

На внешнем энергетическом уровне атомов щелочных металлов имеется единственный электрон: ns¹ Для всех элементов группы IА характерна только степень окисления +1, Следствием столь простого строения внешнего энергетического слоя является чрезвычайная близость свойств всех представителей этой группы.

Простые вещества, образованные элементами группы IA, представляют собой серебристо-белые мягкие металлы. Наиболее твердым из них является литий, но и он легко режется ножом. В таблице 26 приведены физические свойства простых веществ. Все щелочные металлы относятся к легким и легкоплавким металлам. Плотность лития примерно в 2 раза ниже плотности воды, а температура плавления цезия меньше температуры человеческого тела.

Группа IIA:

В группу IIА входят шесть металлов: бериллий Be, магний Mg, кальций Са, стронций Sr, барий Ва и радий Ra. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Все изотопы радия радиоактивны, а самый долгоживущий из них — ²²⁶Ra — имеет период полураспада, равный 1620 лет.

На внешнем энергетическом уровне у атомов этих элементов имеется два электрона: ns². Во всех соединениях они всегда двухвалентны и проявляют единственную степень окисления +2.

Распространенность магния и кальция в земной коре составляет около 1,4 — 1,5 %. Содержание Be, Sr и Ва не превышает 0,01 %, а радиоактивный радий является продуктом распада урана и содержится в земной коре в очень малых количествах (около 10^—12%). Вследствие высокой химической активности все элементы группы IIА в природных условиях встречаются только в виде соединений.

Простые вещества, образованные элементами группы IIА, в компактном состоянии представляют собой типичные металлы с характерным металлическим блеском с различными оттенками (от серого до серебристого). Их физические свойства представлены в таблице 27. Температуры плавления этих металлов гораздо выше, чем у щелочных металлов, у бериллия она превышает 1000 °С, и он относится к тугоплавким металлам. Плотность всех металлов этой группы не превышает 5 г/см³, и поэтому все они относятся к легким.

Химические свойства и получение простых веществ:

Металлы, образованные элементами IA- и IIА-групп, обладают очень высокой химический активностью. Щелочные металлы на воздухе быстро покрываются слоем продуктов их взаимодействия с веществами, содержащимися в воздухе ( и др.).

При комнатной температуре к кислороду устойчивы только бериллий и магний благодаря оксидной пленке на поверхности. При высокой температуре окисление бериллия и магния кислородом протекает очень интенсивно.

В зависимости от условий проведения реакции (давление кислорода, температуры) могут образовываться оксиды (Li, Be — Ra), пероксиды (Na, К) и надпероксиды (К — Cs):

Литий и радий реагируют с азотом при комнатной температуре, остальные металлы при нагревании с образованием нитридов:

С водородом щелочные и щелочноземельные металлы образуют ионные гидриды:

С галогенами, серой образуются соответствующие галогениды и сульфиды:

Щелочные и щелочноземельные металлы, радий бурно реагируют с водой при комнатной температуре с образованием гидроксидов и водорода:

При комнатных условиях бериллий устойчив к воде. Порошкообразный магний медленно реагирует с кипящей водой:

Все металлы IА- и IIA-групп легко растворяются в растворах кислот (серной, хлороводородной, фосфорной и т. д.) с образованием соответствующих солей и водорода. Магний практически не растворим в HF из-за малой растворимости его фторида, а бериллий реагирует с HNO₃ только при нагревании. Остальные металлы активно взаимодействуют с азотной кислотой с образованием нитратов и продуктов восстановления азота (часто в виде NH₄NO₃).

Бериллий легко растворяется в водных растворах щелочей:

Оксиды, гидроксиды и соли:

Элементы группы IA образуют оксиды состава Ме₂О и соответствующие им гидроксиды МеОН, проявляющие ярко выраженные основные свойства, нарастающие по группе сверху вниз.

Элементы группы IIА образуют оксиды состава МеО. которым соответствуют гидроксиды Ме(ОН)₂. Основный характер оксидов и гидроксидов в этом случае также нарастает по группе сверху вниз, но изменяется от амфотерных свойств у ВеО и Ве(ОН)₂ до основных — у RaO и Ra(OH)₂. Гидроксиды бериллия и магния нерастворимы в воде, а гидроксиды щелочноземельных металлов и радия являются щелочами.

Оксиды щелочных, щелочноземельных металлов и радия растворяются в воде, образуя гидроксиды:

ВеО и MgO с водой не реагируют и соответствующие гидроксиды получают по обменной реакции солей со щелочами.

Оксиды и гидроксиды всех элементов IA- и IIА-групп легко растворяются в кислотах, а оксид и гидроксид бериллия, кроме того, и в растворах щелочей:

При сплавлении ВеО и Ве(ОН)₂ с основными оксидами, основаниями и карбонатами образуются бериллаты:

Практически все соли щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Некоторые соли являются малорастворимыми, например

При нагревании гидроксиды (кроме ) разлагаются на соответствующий основный оксид и воду:

Важнейшие соединения элементов групп IA и IIA и их применение:

Многие соединения рассматриваемых элементов нашли широкое применение в самых разнообразных отраслях деятельности человека. Некоторые примеры приведены в таблице 28.

Биологическая роль соединений Na, К, Mg и Са:

На долю ионов в организме человека приходится 99 % всех ионов металлов. Из соединений щелочных металлов важную роль для живых организмов, в том числе и человека, играют соединения натрия и калия. Ионы этих металлов участвуют в процессах передачи нервного импульса.

Для поддержания водного режима важно соотношение между ионами Na⁺ и К⁺ в организме. В организме человека концентрация ионов калия внутри клеток выше (0,12 — 0,15 моль/дм³), чем ионов натрия (0,01 моль/дм³). В межклеточном пространстве, наоборот, концентрация ионов натрия выше, чем ионов калия. Различная концентрация этих ионов внутри и снаружи клеток позволяет регулировать водные потоки через мембраны (калиево-натриевый нacoc).

В растениях калий способствует фотосинтезу и стимулирует процессы прорастания семян.

Для живых организмов не менее, чем соединения щелочных металлов, важны и соединения магния и кальция.

Магний входит в состав хлорофилла — пигмента зеленых растений, играющего важнейшую роль в процессе фотосинтеза. Ионы магния принимают также участие в регулировании активности некоторых ферментов и клеточных систем.

Соединения кальция составляют основу скелета всех позвоночных, зубов, скорлупы. Ионы кальция входят в состав некоторых белков и ферментативных систем, оказывающих влияние на свертываемость крови, осмотическое давление в клетках.

Концентрация ионов Са²⁺ внутри клеток равна примерно 10~6 моль/дм³, а вне клеток — в 1000 раз выше, тогда как ионов магния внутри клеток больше, чем вне их. Поэтому ионы кальция активируют внеклеточные ферменты, а ионы магния — внутриклеточные.

Химические элементы, расположенные в группе IA (Li, Na, К, Rb, Cs и Fr), называют щелочными металлами. Для всех элементов группы IА характерна единственная степень окисления +1, а соответствующие простые вещества обладают высокой химической активностью.

В группу IIА входят шесть металлов: Be, Mg, Са, Sr, Ва и Ra. Кальций, стронций и барий называют щелочноземельными металлами. Во всех соединениях эти элементы всегда двухвалентны и проявляют единственную степень окисления +2.

Алюминий:

Важность алюминия для современного промышленного производства и повседневной жизни требуют отдельного рассмотрения его свойств. Тем более что в отличие от элементов IA- и IIА-групп, химия алюминия намного разнообразнее, хотя и значительно уступает химии металлов В-групп.

Алюминий как элемент и простое вещество:

Электронное строение атома алюминия — В своих соединениях алюминий проявляет только одну степень окисления —

В свободном состоянии алюминий представляет собой светлый блестящий металл, относительно мягкий, легкоплавкий (t_пл = 660 °С) и легкий (плотность 2,7 г/см³) с высокой тепло- и электропроводностью.

Алюминий — активный металл, однако при обычных условиях он устойчив на воздухе и сохраняет свой металлический блеск длительное время. Поверхность алюминия покрыта топкой, невидимой глазом, прозрачной, но плотной пленкой оксида алюминия, которая препятствует его взаимодействию с компонентами атмосферы (парами воды и кислородом).

Нахождение в природе и получение:

В земной коре алюминий встречается только в составе соединений, преимущественно с кремнием и кислородом — алюмосиликатов. Алюминий после кислорода и кремния занимает третье место по распространенности в земной коре, а среди металлов — первое.

В промышленных условиях алюминий получают из бокситов. При нагревании бокситов образуется оксид алюминия, температура плавления которого превышает 2000 °С. Восстановить алюминий из оксида с помощью традиционных восстановителей практически невозможно, поэтому на практике его получают методом электролиза. Проводить процесс при такой высокой температуре технически очень сложно и экономически нецелесообразно. На практике вместо расплава оксида алюминия используют его раствор в криолите который плавится при гораздо более низкой температуре.

В лабораторных условиях небольшое количество алюминия можно получить путем восстановления хлорида алюминия калием при высокой температуре:

Химические свойства алюминия:

Положение алюминия в ряду активности металлов свидетельствует о его высокой химической активности. Для ее наблюдения, например в реакциях с кислородом и водой, необходимо обеспечить надежный доступ реагентов к поверхности металла.

Сделать это путем простого механического воздействия на его поверхность чем-нибудь твердым невозможно, поскольку очень быстро оксидная пленка вновь образуется и реакция прекращается (поврежденные места «залечиваются»). Для этого можно использовать способность алюминия образовывать амальгаму — сплав с ртутью. Практически это можно сделать, погрузив алюминий на несколько секунд в подкисленный раствор соли ртути(II) (например, HgCl₂ или Hg(NO₃)₂). При этом протекает реакция замещения и получается металлическая ртуть, которая осаждается на поверхности алюминия и образует с ним амальгаму:

Если такой алюминий (он называется амальгамированный алюминий) поместить в воду, то он бурно реагирует с ней (рис. 109):

При высокой температуре алюминий энергично взаимодействует с кислородом, серой, галогенами. При этом образуются соответствующие бинарные соединения:

Интересно протекает реакция алюминия с йодом. Если смешать при комнатной температуре порошкообразные алюминий и йод, то видимых признаков реакции не наблюдается. Однако достаточно прибавить к реакционной смеси одну каплю воды, как начинается бурная экзотермическая реакция (рис. 110):

Выделяется так много теплоты, что содержащийся в смеси йод испаряется и образует густые темно-фиолетовые пары. Вода в этой реакции выполняет роль катализатора. Реакция между неорганическими веществами очень редко катализируется водой. Этот процесс является редким примером такой реакции.

Если над нагретыми алюминиевыми стружками пропускать пары воды, то протекает реакция:

Алюминий легко растворяется в разбавленных кислотах:

и в избытке растворов щелочей с образованием комплексных солей:

Концентрированные азотная и серная кислоты не взаимодействуют с алюминием, пассивируя его поверхность из-за образования плотной пленки оксида алюминия.

При высокой температуре алюминий взаимодействует с оксидами других металлов с образованием металла и оксида алюминия. В лабораторных условиях небольшие количества, например, марганца, железа и других металлов можно получить методом алюмотермии:

Оксид, гидроксид и соли алюминия:

Алюминий образует оксид состава А1₂О₃. Оксид алюминия обладает амфотерными свойствами — реагирует с растворами кислот и щелочей:

В действительности эти реакции можно практически провести только с оксидом, полученным при низкой температуре, например осторожным обезвоживанием гидроксида. Оксид алюминия, полученный при высокой температуре (например, при сгорании алюминия или прокаливании других соединений алюминия), очень инертен, и скорость его растворения чрезвычайно мала. Практически растворить такой оксид в растворах кислот и щелочей невозможно.

При сплавлении оксида алюминия с основаниями, основными оксидами и карбонатами образуются соответствующие метаалюминаты:

При добавлении раствора щелочи к раствору соли алюминия выпадает белый студенистый осадок, состав которого зависит от условий получения и может быть выражен формулой Для простоты в уравнениях реакций мы будем записывать его формулу как

Если при проведении этой реакции использовать обратный порядок сливания растворов — раствор соли алюминия медленно приливать к раствору щелочи, то образования осадка не наблюдается. Это объясняется амфотерными свойствами образующегося гидроксида — выпадающий вначале осадок А1( ОН)₃ легко растворяется в избытке щелочи с образованием хорошо растворимой комплексной соли:

Лабораторный опыт:

Амфотерные свойства гидроксида алюминия

Получение гидроксида алюминия. Налейте в пробирку раствор сульфата алюминия объемом 2—3 см³ отметьте его окраску. Прибавьте по каплям в пробирку разбавленный раствор гидроксида натрия (или гидроксида калия) до образования осадка.

Изучение свойств. Разделите осадок на две части и добавьте к одной раствор серной кислоты, а к другой — щелочи до исчезновения осадка. Сделайте вывод о свойствах гидроксида алюминия.

Составьте уравнения протекающих химических реакций в молекулярном и ионном виде.

После получения гидроксид алюминия теряет часть воды (этот процесс называется «старением»), а при нагревании превращается в оксид:

Гидроксид алюминия при высокой температуре (сплавление) реагирует с основаниями, основными оксидами и карбонатами:

Применение алюминия и его соединений:

Наибольшее применение находит алюминий в виде металла. Он используется для получения легких сплавов, являющихся основным конструкционным материалом для космической и авиационной техники, речных судов и катеров.

Алюминий обладает высокой электропроводностью, благодаря чему идет на производство электрических проводов и кабелей.

Из-за высокой теплопроводности алюминий и его сплавы применяют при производстве радиаторов для обогрева и отвода теплоты во многих устройствах и конструкциях.

Мелкодисперсный алюминиевый порошок (алюмин иевая пудра) используется в качестве пигмента в красках.

Природный минерал корунд, представляющий собой чистый кристаллический оксид алюминия, из-за высокой твердости применяется в качестве абразивного материала, а синтетический оксид алюминия — в производстве керамики, устойчивой при очень высоких температурах. Природные монокристаллы оксида алюминия (это минералы рубин, сапфир) (рис. 111) являются драгоценными камнями и используются в производстве ювелирных украшений.

Очень важное значение имеет каолинит (основной компонент глины), огромные количества которого расходуются при производстве цемента. На первой стадии его получения шихту, состоящую из глины, известняка и ряда добавок, подвергают обжигу во вращающихся печах при 1500 °С. При этом протекают сложные процессы образования алюмосиликатов кальция. В результате образуется цементный клинкер — спекшиеся очень твердые гранулы. Вторая стадия получения цемента — измельчение клинкера и получение порошкообразного цемента, способного необратимо твердеть при смешивании с водой. Огромные количества цемента используются в строительстве.

• Атом алюминия проявляет в соединениях постоянную степень окисления +3.
• Оксид и гидроксид алюминия обладают амфотерными свойствами и реагируют с кислотами и щелочами.

Металлы В-групп

У химических элементов В-групп валентными являются электроны как внешнего (s-электроны), так и предвнешнего (d-электроны) и даже третьего снаружи (f-электроны) энергетических уровней. Все элементы В-групп относятся к металлам.

Особенности электронного строения атомов металлов d-элементов

У атомов s- и р-элемеитов увеличение на единицу заряда ядра приводит к добавлению одного электрона па внешний энергетический уровень. В атомах элементов В-групп электроны добавляются не на внешний уровень, а на предвнешний (d-элементы) или даже третий снаружи (f-элементы).

Первым d-элементом является скандий Sc, расположенный в 4-м периоде, IIIВ-группе. Электронная конфигурация атома скандия Валентными в атоме скандия являются электроны предвнешнего (3d¹) и внешнего (4s²) энергетических слоев. Следующие за скандием 9 химических элементов также относятся к d-элементам, в атомах которых происходит заполнение 3d-подуровня У последнего из них (цинка) 3d-подуровень полностью завершен, и его электронная оболочка имеет строение

В атомах хрома и меди наблюдается «аномальное» распределение электронов по орбиталям по сравнению с ожидаемым. У атома хрома, следующего за ванадием, с конфигурацией следовало бы ожидать конфигурацию Однако такая конфигурация оказывается энергетически невыгодной, и электрон с 4s-орбитали внешнего уровня переходит на 3d-орбитали предвнешнего энергетического слоя, т. е. наблюдается явление, которое называют «перескок» электрона. Такой же эффект наблюдается в атоме меди — вместо ожидаемой конфигурации формируется энергетически более выгодная

В отличие oт s- и p-металлов для металлов В-групп характерен более широкий набор возможных степеней окисления (табл. 29) их атомов в соединениях.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов

У химических элементов, проявляющих несколько степеней окисления, кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов изменяется от основных (металл в низшей степени окисления) через амфотерные (металл в промежуточной степени окисления) до кислотных (металл в высшей степени окисления). Подтверждением этому служат многочисленные оксиды и гидроксиды марганца.

Так, например, высшие оксиды и гидроксиды ванадия, хрома, марганца и железа проявляют кислотные свойства, а соединения этих же металлов в низшей степени окисления — основные:

Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы этих металлов в промежуточной степени окисления, проявляют выраженные в разной степени амфотерные свойства. Они сильнее выражены у соединений Сr(III) и менее — у соединений Fe(III) и Mn(III), Mn(IV):

Окислительно-восстановительные свойства оксидов и гидроксидов

Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы элементов В-групп в максимальной степени окисления, проявляют сильные окислительные свойства. Например, являются очень сильными окислителями:

Окислительные свойства соединений Mn(VII) выражены сильнее, чем соединений Cr(VI). Очень сильными окислителями являются соединения Со(III) и Ni(III).

Соединения, содержащие атомы хрома и марганца в высшей степени окисления (хромовая и марганцевая кислоты и их соли — хромиты и перманганаты), являются сильными окислителями. Например, перманганат калия окисляет концентрированную соляную кислоту до хлора:

В окислительно-восстановительных реакциях (ион ) может восстанавливаться до разных продуктов. В зависимости от рН среды продукт восстановления представляет собой ион (в кислой среде), осадок МnO₂ (в нейтральной или слабощелочной среде) или ион (в сильно щелочной среде).

Важнейшие соединения металлов В-групп:

Многие соединения элементов В-групп находят широкое применение. В таблице 30 приведены краткие сведения о таких соединениях и их свойствах.

• В отличие от s- и р-металлов для металлов В-групп характерен более широкий набор возможных степеней окисления их атомов в соединениях.
• Кислотно-основный характер оксидов и гидроксидов изменяется от основных (металл в низшей степени окисления) до кислотных (металл в высшей степени окисления).
• Оксиды и гидроксиды, содержащие атомы элементов В-групп в максимальной степени окисления, проявляют сильные окислительные свойства.

Железо

Среди всех металлов железо имеет наиболее важное значение для человека и всей его хозяйственной деятельности. Вспомним хотя бы, что в состав самого важного вещества крови — гемоглобина — входят атомы железа, и их недостаток в организме часто не совместим с жизнью. О роли железа в повседневной жизни можно судить по огромному количеству изделий из него.

Химический элемент и простое вещество:

В ядре атома железа содержится 26 протонов, атом имеет электронную конфигурацию В соединениях железо проявляет степени окисления +2, +3 и +6. Соединения, содержащие атомы железа в степени окисления +6, являются сильными окислителями и используются редко.

Металлическое железо представляет собой блестящий серебристо-белый металл, тяжелый (плотность 7,87 г/см³) и тугоплавкий (t_пл= 1535 °С). Характерной особенностью является наличие ферромагнитных свойств у железа и некоторых сплавов на его основе. При температуре выше 769 °С магнитные свойства железа исчезают, и оно становится парамагнитным.

Нахождение в природе и получение:

По распространенности в земной коре железо занимает четвертое место (после О, Si, Al) и второе место среди металлов (после Аl). Его массовая доля в земной коре составляет 4,65 %. В свободном виде (т. е. в виде металла) железо встречается в составе метеоритов. В земной коре железо находится в виде соединений.

Основными минералами железа являются магнетит (или магнитный железняк) гематит (или красный железняк) лимонит сидерит (pис. 112). Промышленное значение имеют только руды, в которых массовая доля железа превышает 16 %.

     

Промышленный процесс получения железа из руды, называемый доменным процессом, проводят в специальных вертикальных печах (рис. 113).

Доменная печь представляет собой внушительное сооружение высотой примерно 20—30 м с объемом до 5000 м³ и является аппаратом непрерывного действия. Сверху в печь подается шихта, в состав которой входят концентрат железной руды, кокс, флюсы (). Снизу в печь вдувают обогащенный кислородом воздух. При высокой температуре (более 1500 °С) в печи протекают сложные гетерогенные процессы, в результате которых железо из руды последовательно восстанавливается до металлического:

Флюсы, взаимодействуя с примесями (соединения Si, Р, S), превращаются в легкоплавкие шлаки, которые имеют низкую плотность, и поэтому всплывают на поверхность расплавленного железа:

Присутствующий в шихте кокс легко растворяется в расплавленном железе, и поэтому в доменном процессе получается чугун — сплав железа, в котором массовая доля углерода превышает 2 %. При высокой температуре железо реагирует с углеродом и образуется карбид железа (цементит):

Отрицательным свойством чугуна является его хрупкость: при ударах он лопается и растрескивается. Из чугуна нельзя изготавливать изделия, подвергающиеся ударным нагрузкам.

Основная масса производимого чугуна расходуется на производство стали — сплава железа, в котором массовая доля углерода не превышает 2 %. В процессе выплавки стали из чугуна удаляется избыточное количество углерода и других неметаллов (Si, Р, S, N), присутствие которых отрицательно сказывается на ее свойствах. Это удаление осуществляется путем продувки кислорода через расплавленный чугун. При этом железо частично превращается в оксид FeO, который в этих условиях активно окисляет примеси, сам при этом восстанавливаясь до железа.

В лабораторных условиях небольшие количества железа легко получаются при восстановлении его оксидов водородом или алюминием:

Химические свойства железа:

Железо — металл с умеренной химической активностью. В сухом воздухе компактное железо устойчиво примерно до 200 °С. При дальнейшем нагревании в атмосфере, содержащей кислород, происходит окисление железа. Состав продуктов зависит от условий проведения реакции:

При нагревании железо реагирует с серой, галогенами:

При комнатной температуре железо не реагирует с водой и растворами щелочей. Концентрированные растворы азотной и серной кислот пассивируют по верхность железа, и оно в них не растворяется.

При высокой температуре железо реагирует с парами воды:

Этот процесс ранее широко использовался для получения водорода.

В разбавленных соляной и серной кислотах железо легко растворяется с образованием соответствующих солей железа(II):

Металлическое железо вытесняет малоактивные металлы (Сu, Ag, Hg и др.) из растворов их солей. Железный гвоздь становится кирпично-красным (слой меди) при погружении в раствор сульфата меди(II) и серебристым (слой ртути) — при погружении в раствор нитрата ртути(II):

Для качественного обнаружения ионов железа Fe2+ в растворе можно использовать (это вещество имеет тривиальное название красная кровяная соль), с которым ионы Fe²⁺ образуют синий осадок (рис. 114):

Для обнаружения ионов Fe³⁺ применяют (это вещество имеет тривиальное название желтая кровяная соль), с которым ионы Fe³⁺ образуют синий осадок (см. рис. 114):

Оксиды, гидроксиды и соли железа:

У железа известны оксиды FeO, Fe₂O₃ и Fe₃O₄. Первым двум соответствуют два гидроксида: почти белый Fe(OH)₂ и коричневый Fe(OH)₃. Последний гидроксид имеет нестехиометрический состав и правильнее было бы записывать его формулу в виде

В оксиде железа(II,III) Fe₃O₄ (или FeO Fe₂O₃) один атом железа имеет степень окисления +2, а два других — +3.

Оксиды получаются при окислении железа кислородом или восстановлении Fe₂O₃ при определенных условиях:

Гидроксиды образуются в виде осадков при сливании соответствующих солей с раствором щелочи:

Получить практически чистый Fe(OH)₂ очень сложно. При сливании растворов соли железа(II) и щелочи вместо белого Fe(OH)₂ образуется грязно-зеленый осадок, представляющий собой сложную смесь Fe(OH)₂ с продуктами его окисления кислородом:

Оксид и гидроксид железа (II) проявляют характерные основные свойства — не реагируют со щелочами, легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей:

У оксида и гидроксида железа (III) имеются слабо выраженные амфотерные свойства. В разбавленных растворах щелочей Fe₂O₃ и Fe(OH)₃ не растворяются, но при сплавлении с твердыми щелочами, основными оксидами или карбонатами образуют ферриты.

Применение железа и его соединений

Сплавы на основе железа — основной конструкционный материал. Широко используются чугун и сталь: кузова автомашин, подвижной состав и рельсы железнодорожного транспорта, железобетонные конструкции, станки, детали машин и механизмов и т. д.

Введение небольших количеств некоторых других металлов в сталь — ее легирование — позволяет получать материалы с уникальными свойствами. Так, например, добавка вольфрама придает стали жаропрочность и способность работать при высоких температурах, не подвергаясь химической коррозии. Вводя хром и никель, получают нержавеющие стали («нержавейку»), устойчивые к атмосферной коррозии, а также и в более агрессивных средах. Сталь, легированная ванадием, применяется при производстве инструментов.

Оксид Fe₂O₃ используется как пигмент в производстве красок (охра).

Роль соединений железа в живой природе:

Железо относится к жизненноважным или незаменимым элементам. Массовая цоля железа в животных организмах составляет около 0,01 %. В организме человека содержится около 5 г железа, главным образом в составе гемоглобина крови. Атом железа входит в состав гемоглобина, играющего роль переносчика кислорода из легких в ткани. Окислительно-восстановительные процессы в организме человека и животных являются главным источником энергии. Перенос электронов в этом процессе осуществляется с помощью железосодержащих ферментов — цитохромов. Атомы железа входят в состав фермента каталазы, ускоряющего разложение пероксида водорода. Другой железосодержащий фермент — пероксидаза — ускоряет реакции окисления органических веществ пероксидом водорода.

Суточная потребность человека в железе составляет около 0,015 г. Недостаток железа в организме приводит к болезни крови — анемии. Много железа содержится в сливовом соке, кураге, изюме, семечках тыквы и подсолнуха, черном хлебе, отрубях, муке грубого помола.

• Железо образует оксиды FeO, Fe₂O₃ и Fe₃O₄. Первым двум соответствуют два гидроксида: Fe(OH)₂ и Fe(OH)₃.
• Оксид и гидроксид железа(II) проявляют характерные основные свойства: не реагируют со щелочами, легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей.
• У оксида и гидроксида железа(III) имеются слабо выраженные амфотерные свойства.

Медь

Именно медь стала первым металлом, который древний человек научился использовать вместо камня. На смену «каменному веку» пришел «век медный». С тех давних времен и до наших дней медь неразрывно сопровождает человечество во многих его начинаниях. Медь внесла заметный вклад в развитие материальной культуры, но еще более важную роль суждено было сыграть сплаву меди с оловом — бронзе. Этот замечательный сплав обладает целым рядом преимуществ перед чистой медью: большей твердостью и прочностью, упругостью, меньше подвержен коррозии. Вслед за недолгой эпохой меди — медным веком — на нашей планете воцарился бронзовый век.

Прогресс современной микроэлектроники и достижения электротехники были бы немыслимы без проводников, изготавливаемых из меди. До настоящего времени во многих странах сплавы, содержащие медь, используются для производства монет — не это ли признание ее огромной роли в современном мире.

Химический элемент и простое вещество:

Атомный номер меди 29, поэтому заряд ядра ее атома равен 29+, и в атоме содержится 29 электронов. Особенностью строения ее электронной оболочки является «перескок» электрона с 4s- на Зd-подуровень, и поэтому атом меди в невозбужденном электронном состоянии вместо ожидаемой имеет конфигурацию :

Атомы меди в соединениях находятся преимущественно в степенях окисления +1 и +2.

В отличие от большинства металлов, имеющих серебристый цвет, металлическая медь представляет собой розовато-красный металл с металлическим блеском, мягкий и очень ковкий. Медь относится к тугоплавким (t_пл = 1083 °С) и тяжелым (плотность 8,92 г/см³) металлам. По электропроводности медь уступает только серебру.

Нахождение в природе и получение:

В земной коре медь встречается в основном в виде соединений. Очень редко можно встретить самородную медь в чистом виде и в виде сплавов с другими металлами (в основном благородными). Основными природными минералами меди являются халькопирит малахит медный блеск и др.

Основное количество меди получают из ее сульфидных руд. При этом протекают сложные гетерогенные процессы, в результате которых получается черновая медь (с массовой долей меди 98—99 %):

Черновую медь подвергают дальнейшей очистке — рафинированию — с помощью электрического тока. Полученная таким образом электролитическая медь имеет чистоту более 99.9 % и используется в основном в электротехнической промышленности.

Химические свойства меди:

Химическая активность меди невелика. В чистом сухом воздухе медь почти не окисляется и долго сохраняет свой металлический блеск. При нагревании в атмосфере, содержащей кислород, образуются оксиды меди. Состав продуктов зависит от условий проведения реакции — температуры, давления кислорода, состояния меди (порошок, компактный металл):

При нагревании с порошком серы образуются черные сульфиды меди (в зависимости от соотношения компонентов):

Медь активно реагирует с хлором. Если в сосуд с хлором всыпать подогретую медь в виде мелкого порошка, то она красиво сгорает с образованием желто-зеленого дыма, состоящего из частиц твердого продукта реакции:

Во влажном воздухе в присутствии углекислого газа медь покрывается зеленоватой пленкой основных солей — патиной, представляющей собой основный карбонат меди(II), имеющий переменный состав:

Медь очень быстро теряет блеск и темнеет в атмосфере, содержащей даже небольшие количества сероводорода, вследствие образования черного сульфида меди(II):    

С водой разбавленной соляной и серной кислотами, растворами щелочей, медь не реагирует. В азотной и концентрированной серной кислотах медь растворяется с образованием соответствующих солей:

Оксиды, гидроксиды и соли меди

Медь образует два оксида: черный СuО и кирпично-красный СuО₂, которым соответствуют два гидроксида: голубой Сu(ОН)₂ и желтый СuОН (рис. 115). Последний гидродксид очень неустойчив и быстро самопроизвольно разлагается в момент получения с образованием оксида меди(I).

Гидроксид меди(II) несколько более термически устойчив, чем СuОН, но при небольшом нагревании (например, при кипячении, также легко разлагается с образованием черного оксида меди(II):

Получить гидроксид меди(II) можно по обменной реакции:

Образование гидроксида меди(I) наблюдается при нагревании свежеприготовленного Сu(ОН)₂ с органическими восстановителями (альдегидами RCHO):

Голубой гидроксид меди(II) восстанавливается до желтого СuОН, который в условиях проведения реакции (нагревание) разлагается до кирпично-красного оксида меди(I). Цветовые переходы могут быть несколько смазаны из-за наложения цветов исходных веществ и продуктов реакции (голубой, желтый и красный). Эта реакция используется в органической химии для качественного и количественного определения соединений, содержащих альдегидную группу.

Оксиды и гидроксиды меди проявляют основный характер. Оксид и гидроксид меди(II) не реагируют с растворами щелочей, но легко растворяются в кислотах с образованием соответствующих солей:

Нерастворимые в воде соли меди(II) можно легко получить по обменным реакциям:

При попытке получить таким образом карбонат меди на практике вследствие гидролиза образуется нестехиометрическая основная соль:

Применение меди и ее соединений:

Медь и изделия из нее очень широко применяются в промышленности и повседневной жизни человека. Более половины получаемой меди идет на изготовление электротехнической продукции — проводов, кабелей и т. д. Благодаря очень высокой теплопроводности медь используется для производства эффективных теплообменных устройств.

Примерно треть производимой меди служит для получения сплавов на ее основе: бронзы, латуни, мельхиора и др.

Из солей меди наиболее широко применяется пентагидрат сульфата меди имеющий тривиальное название медный купорос, в промышленности при приготовлении растворов для электролитического меднения, получении других солей меди, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями растений.

Роль соединений меди в живой природе:

В больших количествах растворимые соединения меди очень токсичны для человека и животных. В 1 дм³ питьевой воды не должно содержаться более 0,0005г меди.

Вместе с тем медь играет важную роль в жизни многих живых организмов — атомы меди входят в состав более 30 ферментов и белков (оксигеназы, гидроксилазы и др.). Поэтому небольшие количества меди должны поступать с водой или пищей. В организме человека массой 70 кг содержится примерно 70 мг меди. Считается что потребность взрослого человека в меди составляет 2-3 мг в сутки. При дефиците меди нарушается обмен железом между плазмой крови и эритpоцитами. Соединения меди важны при лечении анемии.

В крови ракообразных и головоногих медь входит в состав дыхательного пигмента гемоцианина и играет ту же роль, что и железо в составе гемоглобина. Соединяясь с кислородом, гемоцианин синеет (поэтому у улиток «голубая кровь»), а отдавая кислород тканям, — обесцвечивается.

В земной коре медь находится в основном в виде соединений. Очень редко встречается самородная медь в чистом виде и в виде сплавов с другими металлами (в основном благородными).

Медь образует два оксида: черный CuO и кирпично-красный Сu₂0, которым соответствуют два гидроксида: голубой Сu(ОН)₂ и желтый СuОН.