II. семестр, Л.3. (Характеристика элементов)
V. Характеристика элементов и их соединений
1. Общая характеристика элементов и их соединений.
Из 114 химических элементов, известных в настоящее время, 88 находятся в составе земной коры, то есть, реально существуют в природе, поскольку являются термодинамически устойчивыми (DH°¦ < 0). Земная кора составляет ~17 км вглубь земного шара, причем из них для разработки доступно всего лишь 1-2 км.
Состав земной коры крайне неоднороден, и по содержанию элементы можно расположить в следующем порядке, где цифры – это доля, в % от массы земной коры: О, Si, Al, Fe, Ca, Na, K, Mg,
50; 25; 7,4; 4,7; 3,4; 2,6; 2,4; 1,9 всего - 97,4%
H, Ti, Cl, P .
0,9; 0,6; 0,2; 0,1 всего – 1,8%
С – 0,087%
Все остальные – 0,7%
Низкая доля процента, однако, не всегда свидетельствует об их малом количестве. Так, например, содержание углерода в составе земной коры составляет ~ 20.000 блн. т (2×1016 т), а содержание At – всего ~ 70 мг.
Пользуясь общепринятой классификацией, все элементы, в соответствие с их химическими свойствами и таблицей Менделеева, можно подразделить на металлы и неметаллы по их способности принимать и отдавать электроны. Такое деление, однако, весьма несовершенно, поскольку многие из них могут проявлять и те, и другие свойства в соединениях в зависимости от партнера. Такие элементы принято называть амфотерными или полуметаллами.
К типичным неметаллам можно отнести ~ 16 элементов: все инертные газы, галогены (кроме астата), кислород, водород, углерод, серу, фосфор и бор.
Неметаллы обладают рядом общих свойств:
- отсутствием электропроводности,
- относительной хрупкостью (из-за наличия молекулярных кристаллических решеток),
- наличием окраски любых цветов.
К типичным металлам можно отнести лишь щелочные и щелочноземельные металлы, которые не проявляют в соединения других степеней окисления, кроме низких положительных (+1 и +2). Однако благодаря многим общим свойствам, сюда относят и значительную часть р - , d - и f - элементов (так называемые конструкционные металлы). Всего металлов ~ 80-85.
К общим свойствам металлов относят:
- проводимость,
- ковкость и пластичность (благодаря наличию атомной металлической кристаллической решетки),
- металлический блеск.
К числу полуметаллов можно приписать около 7-8 элементов это – Be, Si, Ge, As, Sb, Se, Te, At. Тем не менее, этот список можно пополнить за счет некоторых d- элементов, которые обладают несколькими кристаллическим модификациями, например, Sn и Pb, а список металлов – из числа полуметаллов: Be и Ge.
Таким образом, наиболее совершенной остается классификация элементов по их электронному строению, которое способно объяснить практически любые отклонения в химических свойствах элементов. В связи с этим все химические свойства элементов следует рассматривать на основе их электронного строения, в первую очередь по отношению к водороду, кислороду, воде, кислотам, щелочам.
2. s - элементы (элементы I и II главных подгрупп)
2.1. Щелочные металлы.
К щелочным металлам относят s - элементы, находящиеся в 1-А подгруппе таблицы Менделеева, с общей формулой ns1. Все элементы данной подгруппы содержат 1 Â на внешнем уровне и способны проявлять в химических соединениях всего одну степень окисления +1.
Все элементы - серебристо-белые мягкие металлы (цезий – серебристо-желтый). В составе морской, грунтовой и речной воды довольно распространены соли натрия и калия в виде их галогенидов, сульфатов, фосфатов или карбонатов.
Щелочные металлы чрезвычайно химически активны (j°Ме2+/Ме° = [-3; -2]В), проявляют сильнейшие восстановительные свойства, поэтому практически не существуют в природе в свободном состоянии.
1). 2Ме° + Н2° ® 2Ме+Н– - образует гидриды металлов, единственные типы соединений, в которых водород проявляет степень окисления « –1».
2). 2Ме° + О2° ® Ме+2О2– - оксиды обладают основными свойствами, чрезвычайно активны не только по отношению к парам воды, находящей в воздухе, но и к кислороду. Многие из щелочных металлов (натрий) при взаимодействие с кислородом образуют не оксиды, а пероксиды, соединения с мостиковой связью – О – О –:
2Na° + О2° ® Na+2О2 2–
3). 2Ме° + 2Н2О ° ® 2Ме+ОН– + Н2° - при взаимодействии с водой, благодаря сильной восстановительной активности, вытесняют водород, образуя сильные основания – щелочи.
4). Ме° + [На1]2 ® Ме[На1] – галогениды щелочных металлов образуют растворимые в воде соли.
5). 2Na° + S° ® Na+2S 2– - при взаимодействии с серой образуют растворимы гидролизующиеся сульфиды, а при избытке серы - полисульфиды общей формулы: Na2Sn или Na – S – S – … – S – Na.
Натрий в промышленности (в мире) производят в больших количествах (~ 200.000 т/год), так как он широко используется в ядерных реакторах в теплообменниках, а также для производства хлора и каустической соды NаОН. Получают натрий электролизом расплавов его солей.
Натрий содержится в мышечной (~1%) и костной (~ 1%) тканях человека, а также в крови ~ 2 г/л, ежедневно с пищей принимают около 2 – 15 г поваренной соли, всего в составе человека ~ 100 г соли на 70 кг веса. Нетоксичен.
Калий используют преимущественно в удобрениях и для производства стекла. Получают при взаимодействии Na° + КС1 ® NaС1 + К°. Важная составная часть всех живых организмов. Токсическая доза калия ~ 6 г, смертельная – 14 г. Ежедневная доза приема калия с пищей 1 – 7 г. В организме человека в составе крови, мышечной и костной тканях содержится около 140 г К° на 70 кг веса.
2.2. Щелочноземельные металлы.
Элементы II – А главной подгруппы имеют общую электронную структуру ns2. На внешнем электронном уровне имеют 2 электрона, поэтому проявляют в соединениях единственно возможную степень окисления + 2.
Для металлов этой подгруппы свойственно проявление диагональной периодичности, поэтому бериллий и магний сильно отличаются по своим свойствам от элементов подгруппы кальция. Тем не менее, все они - серебристо-белые хрупкие металлы, но из-за высокой активности кальций, стронций, барий и радий всегда покрыты желтоватым налетом. Химическая активность этих металлов определяется низким значением электродного потенциала ~ [- 1; -3] В, поэтому в природе они встречаются только в виде химических соединений.
Бериллий - t°пл. = 1287°С плотный твердый (по шкале Мооса[1] имеет твердость 6 – 7, больше, чем у стекла). Благодаря прочной оксидной пленке (ВеО), Ве - коррозионно-стойкий металл используется в металлургии, в качестве легирующей добавки, в самолетостроении и в электротехнике, а также в ядерных реакторах в качестве замедлителя нейтронов. В природе бериллий встречается в виде минералов:
фенакита – Ве2SiО4.и
берилла – Ве3А12(SiО3)6 ® 3ВеSiО3×А12(SiО3)3. к разновидностям берилла относят голубые аквамарины и зеленые изумруды,
хризоберилл - ВеА12О4. или александрит.
Химическая активность бериллия обусловлена его отрицательным электродным потенциалом j° = –1,85 В, поэтому он легко вступает в реакцию с кислородом воздуха, образуя оксид. Благодаря диагональной периодичности бериллий – амфотерный металл, по своим свойствам близок алюминию.
Ве вступает в реакцию с водой лишь в присутствии ионов Н+ или ОН– с образованием комплексных ионов. Сам ион Ве2+ в растворе практически не обнаружен, а формула его гидроксида Ве(ОН)2 – весьма условна.
Ве° + Н2О + Н+ ® Н2°+ [Ве(Н2О)4]2+ - тетраакваберрилат ион,
Ве° + Н2О + ОН– ® Н2°+ [Ве(ОН–)4]2– - тетрагидроксоберрилат ион.
Соответственно оксиды бериллия проявляют аналогичные амфотерные свойства. Благодаря наличию свободных атомных орбиталей на внешнем уровне атома бериллия и неподеленной электронной паре, соединения бериллия часто образованы по типу ДА связи и могут образовывать вещества полимерного типа (см. лекции 1 с. «Ковалентная межмолекулярная химическая связь»).
Магний – по своим химическим свойствам существенно отличается и от бериллия и от элементов подгруппы кальция, так как более сходен с литием благодаря диагональной периодичности.
В природе магний встречается в виде
магнезита - MgCO3,
бишофит – MgC12 × 6Н2O,
доломита – СаMg(CO3)2 и других смешанных форм.
Mg – мягкий белый металл, tпл = 650°С, активен (j° = –2,4В), хороший восстановитель. Легко вступает в реакцию с водой при нагревании с образование гидроксида: Mg° + H2O – (t°) ® Mg(OH)2 + H2°,
а в кислороде воздуха – сгорает:
2Mg° + О2 – (t°) ® 2MgO.
Оксиды и гидроксиды магния носят ярко выраженный основной характер. При этом оксид магния может вступать в реакцию с водой не всегда. Оксид, полученный прокаливанием по реакции:
MgCO3 ® MgO + СО2.
тугоплавкое вещество и с водой не реагирует при нормальной температуре.
Поскольку активность магния чрезвычайно высока, с концентрированными кислотами – окислителями он взаимодействует по схемам:
Mg° + H2SO4 конц ® Mg SO4 + H2О + H2S
Mg° + HNO3 конц ® Mg (NO3)2 + H2О + NO
Mg° + HNO3 разб ® Mg (NO3)2 + H2О + N2O
Mg° + HNO3 оч. разб ® Mg (NO3)2 + H2О + N2
Элементы подгруппы кальция: Са, Sr, Ba и Ra. – чрезвычайно активные щелочноземельные металлы с очень низкими значениями электродного потенциала: от –2 до – 3В.
В природе наиболее часто встречается кальций в виде растворенных в морской и грунтовой воде сульфатов карбонатов и гидрокарбонатов (так называемые соли жесткости), а также в виде различного рода минералов:
- гипс – CaSO4× 2H2O
- алебастр – CaSO4× H2O
- известняк или мрамор – CaCO3
- флюорит – CaF2
- апатит - 3Ca3(PO4)2×CaF2
- полевой шпат – Ca[Al2Si2O8].
Химические свойства щелочноземельных металлов во многом сходны со свойствами щелочных металлов. Их оксиды и гидроксиды – сильные основания.
Кальций нетоксичен, в организме человека содержится ~ 1кг кальция на 70 кг веса. В составе костной ткани его – 17%, в крови ~ 60 мг.
3. р - элементы (элементы III – VIII подгрупп)
3.1. Элементы III–А главной подгруппы
Элементы III – главной подгруппы имеют общую электронную формулу ns2p1, то есть на внешнем энергетическом уровне содержат 3 Â и, следовательно, способны проявлять в химических соединениях степени окисления +3 и +1.
Среди элементов этой подгруппы наиболее отличительными особенностями обладает бор. В° – сходен по своим химическим свойствам с кремнием благодаря диагональной периодичности.
В° - бор – неметалл, кристаллическое вещество черного цвета, но обладает слабым металлическим блеском и является полупроводником. По шкале Мооса по твердости уступает только алмазу, тугоплавок (t°пл = 2300°С), относительно инертен и вступает в реакции лишь при высоких температурах ~ 700°С. В природе встречается в морской воде в виде буры – Nа2В4О7 × 10Н2О и сассолина - ортоборной кислоты – Н3ВО3. Бор имеет очень большое техническое значение в виде карбидов и нитридов, которые обладают высокой инертностью, температурой плавления (~3000°С) и твердостью. Эти свойства нашли широкое применение в производстве в качестве огнеупорных и абразивных материалов (при изготовлении точильных камней).
Алюминий – легкий серебристо-белый, легкоплавкий металл (t°пл = 660°С).
А1 – один из самых распространенных металлов в земной коре, поэтому входит в состав большинства минералов:
шпинель – MgА12О4
хризоберилл – ВеА12О4
топаз – Al2[F2(SiO4)]
полевой шпат – Ca[Al2Si2O8]
глинозем – Al2O3 (корунд a – Al2O3, кристаллическая модификация глинозема). Различают корунды с различными дефектами кристалла в кристаллической решетке: с добавками инородных металлов (Fe, Cr - рубин) или оксидов (TiO2- сапфир).
каолин – Al2O3× 2SiO2×2Н2О
криолит – Na3[AlF6].
А1 покрыт прочной оксидной пленкой из-за высокой химической активности (j° = -1,67 В). В свободном виде – сильный восстановитель. Подобно бериллию вступает в реакцию с водой в кислой или щелочной среде, проявляя амфотерные свойства.
А1° + H2SO4 разб ® А12(SO4)3 + H2°
А1° + H2SO4 конц ® пассивирует
А1° + HNO3 конц ® пассивирует
8А1° + 30HNO3 разб ® 8А1 (NO3)3 + 15H2О + 3N2O
8А1° + 30HNO3 оч. разб ® 8А1 (NO3)3 + 9H2О + 3NН4NO3
2А1° + 2NaOH конц + 6H2Oгор ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2°
2А1° + 2NaOH конц сплавление ® 2NaAlO2 + H2°
Оксид и гидроксид алюминия амфотерны, но А12О3 с кислотами не взаимодействует. О его основных свойствах судят по реакции:
А12О3 + 3Na2S2O7 ® А12(SO4)3 + 3Na2SO4.
А12О3 + 2NaOH конц + 3H2O ® 2Na[Al(OH)4]
Гидроксид алюминия образует гидратированные соединения полимерного типа, построенные в результате образования межмолекулярной ДА химической связи.
Na[Al(OH)4]. – упрощенная формула,
Na3[Al(OH)6] или Na[Al(Н2О)2(OH)4].- октаэдр, гидратированные формы основания.
Соли алюминия проявляют сильные кислотные свойства (0,1М А12(SO4)3 имеет рН = рН такого же раствора уксусной кислоты):
А13+ + Н2О ® AlOH2+ + Н+.
В водных растворах AlOH2+ ион полимеризуется, образуя кластерное, гелеобразное соединение: AlOH2+ ® Al2(OH)24+® Al3(OH)36+® и т. д.
Кластеры – многоядерные комплексы.
Большое техническое значение имеют некоторые сплавы алюминия:
дюралюминий – 3 –5% Сu, 1% Mg, 0,5 – 0,8% Mn – используют в самолето - и ракетостроении,
силумин – 12-14% Si – используют для изготовления литых деталей.
Элементы подгруппы галлия: Ga, In и Tl образуют подгруппу галлия находят весьма редкое применение из-за малой распространенности. Могут проявлять валентность +1(Т1) и +3. Сплавы золота с индием находят применение в космонавтике при изготовлении зеркал. Соединения Т1 – ядовиты.
[1] 1. Тальк – Mg3(OH)2(Si2O5) 4. Флюорит – CaF2 7. Кварц – SiO2 10. Алмаз - C
2. Гипс – CaSO4× 2H2O 5. Апатит – 3Ca3(PO4)2×CaF2 8. Топаз – Al2[F2(SiO4)]
3. Кальцит – CaCO3 6. Полевой шпат – Ca[Al2Si2O8] 9. Корунд – Al2O3
