Некоторые свойства s-металлов

Эле­мент	Металличе­ский ради­ус, нм	Ионныйрадиус,нм	ПИ, эВ	ЭО поПолингу	ρ, г/см^3	tпл,°С	tкип,°С
Группа I
Li	0,152	0,078	5,32	1,0	0,53
Na	0,190	0,098	5,14	0,9	0,97
К	0,227	0,133	4,34	0,8	0,86
Rb	0,248	0,149	4,18	0,8	1,53
Cs	0,265	0,165	3,89	0,8	1,87
Группа II
Ве	0,113	0,034	9,32	1,6	1,85
Мg	0,160	0,078	7,65	1,3	1,74
Са	0,197	0,106	6,11	1,0	1,55
Sr	0,215	0,127	5,70	1,0	2,54
Ва	0,217	0,148	5,21	0,9	3,59

При обычных условиях s-металлы на­ходятся в кристаллическом состоянии. Все металлы I группы имеют объемно-центрированную кубическуюупаковку. Бериллий и магний имеют гексагональную плотную упаковку (ГПУ), кальций и стронций — гране-центрированную кубическую упаковку (ГКУ), барий — ОЦКУ.

Металлы I группы — мягкие и имеют небольшую плотность по сравнению с другими. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней. Металлы II группы тверже и плотнее щелочных. Низкие значения температур плав­ления и кипения s-металлов объясняются сравнительно слабыми металлическими связями в кристаллических решетках этих металлов. Так, энергия связи (в эВ) лития составляет 1,65; натрия — 1,11; калия — 0,92; рубидия — 0,84; цезия — 0,79; соответствующие значения у бериллия — 3,36; магния — 1,53; кальция — 1,85; стронция— 1,70; бария— 1,87.

Металлические связи образуются делокализованными валент­ными электронами, удерживающими вместе положительные ио­ны атомов металла. Чем больше металлический радиус в каждой из групп, тем более «тонким слоем» распределены делокализованные электроны по положительным ионам и тем слабее связь. Этим и объясняются низкие температуры плавления и ки­пения для металлов I и II групп. Температуры плавления и кипения во II группе в отличие от щелочных металлов изменяются не­систематически, что объясняется неодинаковой кристаллической структурой у металлов этой группы.

На свежем разрезе s-металлы имеют блестящую поверхность, однако, вступая в контакт с кислородом воздуха, они окисляются и быстро тускнеют,поэтому в случае необходимости их хранят под слоем керосина (за исключением бериллия и магния, которые образуют на поверхности защитный слой оксида).

Все s-металлы горят в атмосфере воздуха, образуя оксиды од­ного или нескольких типов — нормальные оксиды состава Ме₂О (I группа) и МеО(II группа), пероксиды состава Мe₂O₂ (I группа) и МеО₂ (II группа), супероксиды состава МеО₂ (I группа) и МеО₄ (II группа).

Например, только литий сгорает на воздухе с образованием оксида

4Li + О₂ = 2Li₂О,

а натрий образует смесь пероксида и супероксида:

3Na + 2О₂ = Nа₂О₂ + NаО₂.

Оксиды натрия и калия могут быть получены только при на­гревании смеси пероксида с избытком металла в отсутствие кис­лорода:

К₂О₂ + 2К = 2К₂О.

Все s-металлы, за исключением бериллия, соединяются с во­дородом при нагревании, образуя гидриды; при вза­имодействии с галогенами, серой,азотом, фосфором, углеродом и кремнием образуются соответственно галогениды, сульфиды, нитриды и фосфиды, карбиды и силициды.

При взаимодействии щелочных металлов с водой образуются щелочи и водород. Активность металлов возрастает сверху вниз по группе. Так,литий реагирует с водой относительно медленно, тогда как калий реагирует со взрывом и горит фиолетовым пла­менем на поверхности воды.

2Li + 2Н₂О = 2LiOН + Н₂↑.

Реакционная способность щелочноземельных металлов падает при перемещении снизу вверх II группы. Барий, стронций и каль­ций энергично реагируют уже с холодной водой:

Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂↑.

Магний очень медленно реагирует с холодной водой, но бурно с водяным паром. Бериллий практически не реагирует с холодной водой и медленно реагирует не только с горячей водой, но даже с паром.

С кислотами все щелочные металлы реагируют со взрывом, поэтому такие реакции специально не проводят. Щелочноземель­ные металлы также бурно реагируют с кислотами; исключением является бериллий.

Металлы I группы, а также кальций, стронций и барий при взаимодействии с жидким аммиаком или при нагревании в парах аммиака,образуют амиды и водород:

2Nа + 2NН₃ = 2NаNН₂ + Н₂↑.

Образующиеся амиды — кристаллы, легко гидролизующиеся с образованием щелочи и аммиака:

КNН₂ + Н₂О = КОН + NН₃↑.

Металлы I и II групп (за исключением бериллия) могут вза­имодействовать со спиртами, образуя алкоголяты:

НОСН₂-СН₂ОН + 2Nа → NaОСН₂-СН₂ОNа + Н₂↑,

а также с органическими кислотами, образуя соли, подобные аце­тату натрия СН₃СООNа. Натриевые соли высших жирных кислот широко используются для получения мыла.

Щелочные и щелочноземельные металлы способны вступать в реакции и со многими другими органическими веществами, об­разуя большой набор так называемых металлоорганических сое­динений.

Получение. Большинство s-металлов имеют высокие элек­тродные потенциалы и являются сильнейшими среди известных восстановителей.Поэтому электролиз водных растворов солей этих металлов не приводит к получению самих ме­таллов, а лишь к образованию щелочей. Свободные металлы получают электролизом расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы.

Для получения магния в промышленных масштабах часто ис­пользуют морскую воду. На первой стадии катионы Мg²⁺, содер­жащиеся в морской воде,осаждают в виде гидроксида магния:

Мg²⁺ + Са(ОН)₂ = Мg(ОН)₂↓ + Са²⁺.

Далее гидроксид превращают в хлорид магния с помощью со­ляной кислоты:

Мg(ОН)₂ + 2НСl = МgСl₂ + 2Н₂О,

выпаривают полученный раствор, прокаливают и уже затем под­вергают электролизу расплав МgСl₂.

1. Хром. Строение атома. Возможные степени окисления. Кислотно-основные свойства. Применение.

Строение. Cr, химический элемент VI группы периодической системы Менделеева, атомный номер 24, атомная масса 51,996; Хром является металлом, для него характерна металлическая кристаллическая решетка, металлическая связь.

Физические свойства. Металл серебристо-белого цвета с металлическим блеском. Относится к тяжелым металлам с достаточно высокой температурой кипения и плавления.

Химические свойства. При высоких температурах хром горит в кислороде с образованием Сr₂O₃, в раскаленном состоянии он реагирует с парами воды:

при нагревании с галогенами хром образует галогениды состава СrНаl₃.

В азотной и концентрированной серной кислотах хром не растворяется, так как его оксидная пленка упрочняется, т. е. хром переходит в пассивное состояние.

Хром пассивируется холодными концентрированными Н₂SO₄ и HNO₃. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром:

Пассивацию хрома можно устранить очисткой поверхности металла.

Хром растворяется при обычной температуре в разбавленных кислотах (НСl, HBr, HI, H₂SO₄) с выделением водорода. В этих случаях в отсутствие воздуха образуются соли Сr²⁺, а на воздухе — соли Сr³⁺.

При высокой температуре хром горит в кислороде, образуя оксид Сr₂О₃.

Металлический хром при нагревании реагирует также с галогенами, галогеноводородами, серой, азотом, фосфором, углем, кремнием и бором. Например:

Дата добавления: 2015-04-24