Металами називаються речовини, які за звичайних умов виявлять особливі характерні властивості: високу електропровідність, теплопровідність, від’ємний температурний коефіцієнт електрично провідності, властивість добре відбивати світлові хвилі, пластичність.

Із хімічної точки зору металами називаються прості речовини, атоми яких на зовнішній оболонці містять невелику кількість електронів (1-3), мають великі ефективні радіуси, низькі значення потенціалів йонізації та високі відновлювальні властивості.

До класу металів належать як власно метали (прост речовини), так й їх сплави. Іноді металами називаються всі речовини, які мають ті чи інші металічні властивості, наприклад, так звані "синтетичні" метали - інтеркаллати, органічні метали. Серед 110 вивчених елементів 87 вважаються металами. Межа між металами і неметалами в періодичній системі (в її довгому варіанті) проводиться лише умовно - від В до At. А про деякі елементи (Ge, Sb) до цих пір не склалося єдиної думки. Все ж правильніше відносити германій до напівметалів, оскільки він виявляє напівпровідникові властивості, а сурму - до металів, незважаючи на те, що Sb - напівметал. Отже, існує ціла група елементів, які виявляють проміжні властивості, - напівметали (B, Si, Ge, As, Sb, Te, At). Крім того, при вивченні металів необхідно брати до уваги явище поліморфізму.

Поліморфізмом називається здатність однієї речовини у твердому стані утворювати різні кристалічн структури, що відрізняються одна від одної не тільки будовою кристалічних решіток, а і властивостями.

Наприклад, олово може існувати як у металічній (β-Sn), так і в напівпровідниковій модифікаціях (α-Sn), для однієї поліморфної модифікації As - сірого арсену - характерні електропровідність металевий блиск, у той час як інша поліморфна модифікація - жовтий арсен - типовим неметалом. З іншого боку, у Ge, Si і навіть P за умов високого тиску знайдені модифікації з металічною електро - і теплопровідністю.

Поліморфні модифікації металів у міру зростання їх температур плавлення позначають буквами грецького алфавіту: найнизькотемпературній модифікації присвоюють символ α, потім β і т.д.

1.1 Класифікація металів

Історично склався геохімічний поділ металів: чорні (залізо Fe, марганець Mn, хром Cr); кольорові - решта металів.

Насправді існує багато класифікацій металів - залежно від характерної ознаки, яка розглядається. При цьому один і той самий метал може одночасно належати до різних класифікаційних груп. З точки зору хімії найважливішою є класифікація на підставі електронної будови атомів.

За електронною конфігурацією валентних орбіталей метали поділяються на електронні родини:

s-метали - лужні та лужноземельні метали, а також магній Mg і берилій Be;

p-метали - алюміній Al, галій Ga, індій In, талій Tl (головна підгрупа III групи), германій Ge, олово Sn, свинець Pb (головна підгрупа IV групи), вісмут Bi (головна підгрупа V групи), полоній Po (головна підгрупа VІ групи);

d-метали - елементи побічних підгруп I-VIII груп періодично системи;

f-метали - лантаноїди і актиноїди.

Перші дві групи (s - і p-метали) інод називають простими металами, а дві останні (d - і f-метали) - перехідними, оскільки вони виконуюють функцію неначе сполучної ланки між s - і p-металами і виявляють вторинну періодичність у змінюванні потенціалів йонізації, атомних радіусів, фізичних і хімічних властивостей.

Однак для інженера-фахівця корисно мати уяву про інші класифікації металів: за поширенням у природі, за фізичними властивостями тощо.

За природним походженням (тобто за сумісним знаходженням в одних і тих мінералах, горних породах чи рудних копалинах) метали поділяють на такі групи:

лужні (літій Li, натрій Na, калій K, рубідій Rb, цезій Cs, францій Fr);

лужноземельні (кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba, радій Ra);

родина заліза - залізо Fe, кобальт Co, нікель Ni;

платинові - рутеній Ru, осмій Os, паладій Pd, родій Rh, іридій Ir, платина Pt;

лантаноїди - 14 металів, що стоять у періодичній системі елементів після лантану 57La - від церію 58Ce до лютецію 71Lu; інколи до цієї групи відносять і сам лантан; серед лантаноїдів є один радіоактивний метал - прометій 61Pm;

актиноїди - 14 металів після актинію 89Ac, починаючи від торію 90Th, і, закінчуючи лоуренсієм 103Lr; як і у випадку лантаноїдів до родини актиноїдів часто приєднують і актиній; актиній і вс актиноїди належать до радіоактивних елементів, причому у природі знайдені тільки Th, Pa, U, Np, Pu і Ac, а решта, від америцію 95Am до лоуренсію 103Lr, одержані штучно;

рідкоземельні - скандій Sc, ітрій Y, лантан La і лантаноїди.

За характерними ознаками з урахуванням механічних, фізичних, хімічних та інших особливостей метали поділяються на численні групи:

важкі, густина яких перевищує 5г/см3, наприклад: мідь Cu, цинк Zn, свинець Pb, ртуть Hg, найважчим металом є осмій (22,6г/см3);

легкі, що мають густину менше 5г/см3, наприклад: калій K, натрій Na, магній Mg, алюміній Al, найлегший метал - літій (0,53г/см3);

легкоплавкі, температури плавлення яких не перевищують 1500оС; до легкоплавких металів належать францій Fr (Тплавл=18-21оС), цезій Cs (Тплавл=28,5оС), галій Ga (Тплавл=29,1оС), калій K (Тплавл=62,3оС), натрій Na (Тплавл=97,8оС), олово Sn (Тплавл=231,85оС), свинець Pb (Тплавл=327,4оС), найлегкоплавкіший метал - ртуть Hg (Тплавл= -38,9оС);

тугоплавкі, температури плавлення яких вище 1500оС: залізо Fe (Тплавл=1539оС), молібден Mo (Тплавл=2620оС), осмій Os (Тплавл=3030оС); найтугоплавкіший метал - вольфрам W (Тплавл=3420оС);

рідкі, вміст яких у земній корі надто низький, наприклад: літій Li, рубідій Rb, цезій Cs, молібден Mo, вольфрам W, берилій Be, цирконій Zr, гафній Hf, ванадій V, ніобій Nb, тантал Ta;

розсіяні - метали, що не утворюють самостійних мінералів, а знаходяться у родовищах інших металів як домішки, до них належать галій Ga, талій Tl, рубідій Rb;

благородні, які виявляють підвищену хімічну стійкість відносно окиснювальних і агресивних реагентів; благородними металами є золото Au, срібло Ag, платина Pt, паладій Pd, родій Rh, ридій Ir, рутеній Ru, осмій Os;

радіоактивні - це метали, усі ізотопи яких мають радіоактивні властивості: технецій 43Tc, прометій 61Pm, полоній 84Po всі метали з більшими, ніж у полонія атомними номерами.

1.2 Особливості будови металів

У атомів металів на зовнішньому енергетичному рівні міститься невелика кількість валентних електронів (1,2 чи - дуже рідко - 3), слабко сполучених із ядром завдяки великим атомним радіусам і екранувальній дії внутрішніх електронних шарів. Атоми, що знаходяться у вузлах металічно кристалічної решітки, неспроможні утримати свої зовнішні електрони, тому перетворюються у позитивно заряджені йони. У свою чергу валентні електрони, відриваючись від атомів, достатньо вільно переміщуются по всьому кристалу і утворюють електронний газ.

Загальна сума зарядів електронів відповіда загальній сумі позитивних зарядів вузлових частинок. Отже, електронна конфігурація атомів металів зумовлює такі найважливіші властивості металічного зв’язку:

1) багатоцентровість (одночасне виникнення зв’язку між величезною кількістю вузлових частинок у кристалі; саме багатоцентровість забезпечує високу теплопровідність металів);

2) багатоелектронність (здійснення зв’язку за рахунок узагальнювання всіх валентних електронів, що знаходяться у кристалі металу; багатоелектронність зумовлює електропровідність металів);

3) ненапрямленість (рівномірний розподіл електронної густини за всіма напрямками; при цьому валентні електрони жорстко не закріплюються між двома атомами, як при ковалентному зв’язку, а переходять у стан провідності, внаслідок чого повністю делокалізуються і належать не одному конкретному атому, а однаковою мірою всім атомам у вузлах кристалічної решітки;

4) ненасиченість (можливість утворювання хімічних зв’язків між невизначеною кількістю атомів, яка обмежується лише геометричними параметрами (розмірами атомів) і взаємним відштовхуванням одноіменно заряджених вузлових частинок); ненасиченістю пояснюються великі координаційні числа (як правило, 8 чи 12), які показують кількість найближчих вузлів кристалічної решітки, що оточують даний вузол.

Металічний зв’язок у чистому вигляд реалізується тільки у лужних і лужноземельних металів, а в решті металів поряд з металічним здійснюється і ковалентний зв’язок. У р-металах і особливо у перехідних d-металах тільки невелика частина електронів перебуває у стані узагальнення. Наприклад, у типовому перехідному металі ніобії Nb на один атом припадає всього 1,2 узагальнених делокалізованих електрони. Інші валентні електрони утворюють напрямлений ковалентний зв’язок між сусідніми атомами. Це є причиною високих температур плавлення та великої механічної міцності d-металів.

Великі координаційні числа металів зумовлюють значну щільність пакування (тобто частку об’єму елементарно кристалічної комірки, безпосередньо зайняту іонами металу), при якій йони укладаються у просторі як кульки однакового розміру. Структура металічних кристалів визначається у першу чергу просторово-геометричними чинниками - намаганням атомів скоординуватися якомога щільніше.

Для металів найбільш характерними три типи кристалічно решітки:

кубічна об’ємноцентрована з координаційним числом 8 і щільністю пакування 68% (рис.1а); таку решітку мають метали Li, Na, K, V, W, Cr, Pb, а також Fe до температури 911оС та від 1392оС до точки плавлення;

кубічна гранецентрована з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис.1б), така решітка утворюється при кристалізації металів: Al, Ca, Mi,Cu, Ag, Au, а також Fe в інтервалі температур 911-1392оС;

гексагональна з координаційним числом 12 і щільністю пакування 74% (рис.1в), в якій кристалізуються метали Be, Mg, Cd, Ti, Co, Zn.

а) б)

в)

Рисунок 1 - Основні типи кристалічних решіток металів: а - кубічна об’ємноцентрована; б – кубічна гранецентрована; в – гексагональна

Тільки незначна кількість металів ма кристалічні структури, відмінні від розглянутих простіших типів. До них належать Hg, In, окремі поліморфні модифікації U, Mn, Np і деякі інші.

Під час кристалізації металів (наприклад, у процесі охолоджування розплавів) одночасно утворюється величезна кількість дрібних кристаликів, які заважають один одному вирости і набути правильно форми. Тому будь-який металевий виріб має полікристалічну структуру, що складається із великої кількості дрібних кристаликів - так званих кристалітів, або зерен, які на відміну від чітко огранених монокристалів інших неорганічних речовин мають неправильну форму і різну просторову орієнтацію. З цієї причини у кристалічній структурі металів виникають дефекти, які суттєво впливають на фізичні властивості металів.

2 s-МЕТАЛИ.

s-Елементи розміщуються в ІА - і ІІА-підгрупах періодичної системи Д.І. Менделєєва. Всі вони, за винятком Гідрогену і Гелію, належать до металів.

Висока хімічна активність s-металів і найсильніші серед відомих відновн властивості приводять до того, що у природі вони ніколи не зустрічаються у вільному стані (як прості речовини), а знаходяться у численних сполуках у вигляді позитивно заряджених йонів. Завдяки великим негативним значенням електродних потенціалів добування s-металів неможливо здійснити із водних розчинів, оскільки вони бурхливо реагують з водою, даючи розчини гідроксидів - луги. Звідки і виникла назва s-металів ІА-підгрупи - лужні, а s-метали ІІА-підгрупи (крім берилію та магнію) одержали назву лужноземельні, тому що розчинність їх гідроксидів у воді є значно меншою. Вільні лужні та лужноземельні метали одержують переважно електролізом розплавів їх солей-галогенідів - найчастіше хлоридів, які утворюють природні мінерали.

Невеликі заряди ядер і порівняно велики радіуси атомів зумовлюють високу хімічну активність s-металів, показником якої є дуже низькі значення їх потенціалів (енергій) йонізації та електронегативностей. Перший потенціал йонізації зменшуються по групі зверху униз. У літію він найбільший, у натрію - дещо менший. Більш різьке зниження потенціалу йонізації при переході від натрію до калію пояснюється явищем кайносиметрії - виникнення вільного d-підрівня. Найблизкішими за властивостями є повні електронні аналоги K, Rb, Cs, помітно відрюзняється від них Li, а Na займає проміжне місце. Чим вище значення потенціалу йонізації, тим сильнішою є поляризувальна дія катіону і тим вищою є його схільність до утворення ковалентних зв’язків. Тому йон Li+ існує лише в кристалічному стані, а у розчинах внаслідок гідратації він переходить у гідратовану форму [Li (H2O) 4] +, причому молекули води утримуються досить міцно і для їх видалення недостатньо простого нагрівання.

Всі s-метали мають на зовнішньому енергетичному рівні по одному-два електрони і можуть легко їх віддавати, прагнучи набути електронну конфігурацію попереднього інертного газу. При цьому метали ІА - і ІІА-підгруп утворюють відповідно йони Ме+ і Ме2+.

Металічні зв’язки утворюються делокалізованими валентними електронами, які утримують разом позитивно заряджені йони, що знаходяться у вузлах кристалічних решіток металів. Чим більшим є металічний радіус, тим тонкішим шаром розподілені делокалізовані електрони по позитивних йонах і тим слабкішим є зв’язок. Хімія таких елементів є, головним чином, йонною хімією, за винятком літію та берілію, які мають сильніші поляризувальн властивості. Однак у лужних і, особливо, у лужноземельних металів помітна тенденція до утворення ковалентних зв’язків. Так, у газуватому стані існують ковалентні молекули Na2, Cs2 тощо. Крім того, зв’язок цих металів у деяких комплексних сполуках з C, N, O теж відноситься до ковалентних.

У водних розчинах йони s-металів деякою мірою виявляють здатність до реакцій комплексоутворювання та до утворення донорно-акцепторних зв’язків з монодентантними лігандами. Більшість таких комплексів характеризується невеликою стійкістю. Причому, двохзарядні йони металів ІІА-підгрупи мають дещо сильніші комплексоутворювальні властивості. Для них найбільш притаманними є координаційні зв’язки з донорними атомами Оксигену, а для магнію - ще з атомами Нітрогену.

2.1 Лужні метали

Загальна електронна формула s-металів ІА-підгрупи ns1, де n - номер періоду і, одночасно, номер зовнішнього енергетичного рівня атома. Попередній електронний шар містить 8 електронів за винятком атомів літію, у яких є тільки два електрони на передзовнішньому шарі. Починаючи з четвертого періоду, атоми калію, рубідію, цезію мають вільні d-, f - і g-підрівні, які заповнються лише у наступних періодах.

Низькі значення перших потенціалів йонізац , навпаки, дуже високі - других потенціалів йонізації є причиною того, що лужні метали у складних сполуках виявляють постійний ступінь окиснення +1. Незважаючи на те, що спорідненість до електрона у лужних металів має позитивне значення (тобто приєднання електрона до нейтрального атома супроводжується виділенням енергії), вони практично ніколи не виявляють негативних ступенів окиснення. Правда, нещодавно з’явилися відомості про те, що штучно одержано сполуку, в якій натрій перебуває у ступені окиснення -1, але це виключно рідкий випадок.

При переході від Li до Fr послідовно зменшуються такі властивості:

температури плавлення і теплоти сублімації;

енергії утворення кристалічних решіток усіх солей (за винятком солей з аніонами, що мають дуже невеликі радіуси);

легкість термічного розкладання нітратів карбонатів (збільшується їх міцність);

ефективні радіуси гідратованих йонів і енерг гідратації;

міцність ковалентних зв’язків у молекулах типу M2;

теплоти утворення фторидів, гідридів, оксидів карбідів - внаслідок великих енергій кристалічних решіток сполук, утворених невеликими за розміром аніонами.

Для атомів лужних металів притаманне дуже невелике значення роботи виходу електрона, завдяки чому вони знайшли широке застосування в електроніці як емітери електронів для фотоелементів, фотомножників, перетворювачів світлових сигналів у електричні.

2.1.1 Поширення у природі

Вміст літію у земній корі становить усього 5.10-3% (мас). Літій утворює власні рідкі мінерали: сподумен LiAl (Si2O6), амблігонит LiF. AlРО4, але найчастіше він зустрічається у природі як домішка до сполук натрію та калію. Натрій становить 2,6% від маси земної кори знаходиться у вигляді NaCl у твердому мінералі - кам’яній солі - і в морській воді, а також у мінералах: тенардит Na2SO4, глауберова сіль Na2SO4.10H2O; глауберит Na2SO4. CаSO4; чилійська селитра NaNO3; сода Na2CO3.10H2O; бура Na2B4O7.10H2O. Калій, кількість якого у земній корі дорівнює 2,4%, утворює мінерали: сильвін KCl, карналіт KCl. MgCl.6H2O, каїнит KCl. MgSO4, селітра KNO3. Рубідій і цезій у невеликих кількостях знаходяться, як правило, разом із натрієм і калієм в їх сполуках.

2.1.2 фізичні властивості

Лужні метали - сріблясто-білі речовини, крім цезію, у якого золотаве забарвлення. На свіжому повітрі s-метали у розрізі мають блискучу поверхню, але при контакті з киснем повятря дуже швидко тускніє, тому їх зберігають під шаром гасу. Більшість складних сполук лужних металів безбарвні, оскільки електронна оболонка Ме+ (оболонка інертного газу) є дуже стійкою, а йони не деформані (якщо йони не деформовані, то сполука безбарвна).

Фізичні властивості лужних металів змінюються досить закономірно залежно від положення у періодичній системі елементів, будови атома структури кристалічної решітки (табл.1).

Таблиця 1 - Фізичні властивості лужних металів

Метал	Густина, г/см3	Кристалічна структура	Темп. плавлення, К	Темп. кипіння, К
Li	0,534	Об’ємно - центрована кубічна	461	1613
Na	0,97	"	371	1163
K	0,86	"	336	1033
Rb	1,50	"	312	969
Cs	1,90	"	301,5	981

Температури плавлення і кипіння для металів ІА-підгрупи низькі, вони зменшуються по групі згори униз, а густини, навпаки, збільшуються. Це пояснюється так. Валентні електрони надзвичайно тонким шаром розподіляються по позитивно заряджених йонах s-металів, параметри кристалічних комірок зростають (завдяки збільшенню радіусів атомів) із зростанням порядкового номера, що призводить по послабшення хімічних зв’язків. Це й зумовлює зменшення температур плавлення. Однак поряд із зростанням радіусів збільшується й маса атомів. У калію відбувається різке збільшення радіуса порівняно з натрієм (за рахунок появи d-підрівня), тому вплив об’єму переважа над впливом маси, що приводить до зниження густини порівняно з натрієм (табл.1).

Хімічний аналіз лужних металів проводять за допомогою метода пламеневої фотометрії, оскільки їх пари інтенсивно забарвлені: літію - у червоний колір, натрію - у жовтий, калію - у фіолетовий, рубідію - у фіолетово-рожевий, цезію - у блакитний. В атмосфері водню пари натрію мають фіолетове забарвлення, калію - блакитнувато-зелене, а у рубідію та цезію, навпаки, - зеленувато-блакитне.

Лужні метали дуже м’які, пластичні, легко ріжуться ножем, тому їх неможливо використовувати як конструкційні матеріали, але літій і натрій застосовуються у сплавах з іншими металами.

2.1.3 Хімічні властивості

Хімічні властивості лужних металів визначаються будовою їх атомів і енергетичними характеристиками (табл.2).

Низькі значення перших потенціалів йонізації, великі ефективні радіуси атомів, які різко зменшуються при утворенні з нейтральних атомів позитивно заряджених йонів, - все це сприяє зростанню хімічної активності у міру збільшення порядкового номера. У хімічних реакціях атоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легко втрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони - катіони:

Mе0 - ē àMе+.

Таблиця 2 - Енергетичні характеристики лужних металів

Метал	Заряд ядра	Електронна формула	Радіус атома, нм	Радіус йона, нм	Потенціал йонізації, В	Электро-негативність	Електродний потенціал, В
Li	3	1s22s1	0,155	0,078	5,37	0,98	-3,02
Na	11	2s22p63s1	0,189	0,098	5,12	0,93	-2,71
K	19	3s23p64s1	0,236	0,133	4,32	0,82	-2,92
Rb	37	4s24p65s1	0,248	0,149	4, 19	0,82	-2,93
Cs	55	5s25p66s1	0,268	0,165	3,86	0,79	-2,93

Відношення до води. Літій з водою взаємодіє досить повільно, натрій - вже енергійно, цезій - з вибухом відповідно до загальної схеми (символом Ме позначений лужний метал):

2 Ме + 2Н2О à 2МеОН + Н2.

Внаслідок реакції виділяється водень і утворюються сильні основи - луги.

Взаємодія з елементарними окисниками. Завдяки великій відновній активності лужні метали взаємодіть із більшістю елементів, утворюючи бінарні сполуки, в яких неметали виявляють негативні ступені окиснення, найчастіше - мінімальні. Відносно до лужних металів всі елементи з високими електронегативностями є окисниками, в тому числі й водень. Реакції лужних металів з елементарними окисниками можуть проходити при нагріванні чи за звичайних умов - залежно від активності як металу, так окисника.

З киснем тільки літій окиснюється до оксиду, решта лужних металів дає пероксиди (в яких ступінь окисненя Оксигену дорівнює -1) чи супероксиди (в старій номенклатурі - надпероксиди, в яких О-1/ 2)

4Li + O2 à 2Li2O;

2 Na + O2 à Na2O2;

K + O2 à KO2 (або K2O4).

Доречно згадати, що оксиди калію та натрію можуть бути одержані тільки при нагріванні суміші пероксиду з надлишком металу при повній відсутності кисню:

Na2O2 + 2Na à 2 Na2O.

З воднем лужні метали утворюють гідриди

2Li + H2 à 2LiH;

з азотом - нітриди; при кімнатній температурі у реакцію вступає літій, решта лужних металів - при нагріванні

6Mе + 3N2 à 2Mе3N;

з галогенами – галіти

2Mе + Hal2 à 2MеHal,

де Hal - F, Cl, Br, I;

з фосфором – фосфіди

3Mе + P à Mе3P;

з сіркою та її аналогами (Se, Te) у розплавленому стані чи при нагріванні – халькогеніди

2Mе + S à Mе2S;

з графітом – карбіди

2Mе + 2C à Mе2C2;

з кремнієм – силіциди

4Mе + Si à Mе4Si.

Крім того, лужні метали здатні енергійно, з виділенням теплоти розчинятися у ртуті, утворюючи амальгами змінного складу, які використовують як м’які, але сильні окисники.

Відношення до кислот. Взаємодія всіх лужних металів з кислотами супроводжується вибухом, тому спеціально такі реакції не проводять. Однак корисно знати, як продукти утворюються внаслідок таких реакцій, якщо за якихось причин їх все ж таки необхідно буде здійснити.

Взаємодія з неокислювальними кислотами (розведена сірчана H2SO4, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабк кислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н+ (чи, точніше, гідроксоній-катіон Н3О+) супроводжується виділенням водню та утворенням солі і проходить за загальною схемою:

2Mе + 2HАn àMеAn + H2.

Взаємодія з окиснювальними кислотами (азотна HNO3, концентрована сірчана H2SO4 та ін), окиснювальна здатність яких зумовлюється не наявністю йона Гідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотних залишків - аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції лужних металів (Li, Na, K) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, поряд з основними продуктами реакції може виділятися і водень, але це є результатом побічної реакції, тобто взаємод металу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти. Розглянемо відношення лужних металів до кислот-окисників на прикладі натрію:

8Na + 10HNO3 (розв) à8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O,

3Na + 4HNO3 (конц) à 3NaNO3 + NO + 2H2O,

8 Na + 5H2SO4 (конц) à 4Na2SO4 + H2S + 4H2O.

Як видно з рівнянь реакцій натрій відновлю Нітроген (+5) у конценрованій HNO3 до ступеня окиснення +2, а в розведеній - аж до -3. Сульфур (+6) в концентрованій H2SO4 теж відновлювається максимально - до найнижчого ступеня окиснення -2.

Відношення до солей.

Лужні метали, які розміщуються на самому початку ряду напруг, належать до найбільш активних відновників, тому при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з самою сіллю, а з водою, що міститься у розчині, наприклад:

2K + 2H2O à 2KOH + H2.

Однак натрій здатний взаємодіяти з розплавами солей - переважно з хлоридами чи фторидами менш активних металів. На цьому заснований металургійний метод добування металів, так звана натрієтермія - одержання Ti, Zr, Nb, Ta та ін. при відновлюванні їх за допомогою натрію:

TiCl4 + 4Na à Ti + 4NaCl,

BeF2 + 2Na à Be + 2NaF.

Взаємодія з амоніаком, в яку вступають лужні метали, проходить при контакті металу з рідким NH3 чи при його нагріванні в парах амоніаку

2Na + 2NH3 à 2NaNH2 + H2.

При цьому утворюються аміди лужних металів складу MeNH2 - кристали, що легко гідролізуються водою:

NaNH2 + H2O à NaOH + NH3.

З органічними сполуками. Метали ІА-підгрупи можуть взаємодіяти зі спиртами, утворюючи алкоголяти, з органічними кислотами з утворенням органічних солей – карбоксил атів

CH3-CH2-OH + Na à CH3-CH2-ONa + ½ H2O,

Етанол Етанолят натрію

CH3-COOH + Na à CH3COONa + ½ H2O.

Оцтова кислота Ацетат натрію.

Натрієві солі вищих жирних кислот широко застосовуються при одержанні мил та миючих засобів. Крім того, лужні метали здатні вступати в реакції з іншими органічними речовинами, продуктами чого так звані металоорганічні сполуки, у тому числі - натрійорганічні сполуки.

2.1.4 Сполуки лужних металів та їх властивості

Оксиди (загальна формула М2О) добувають, як вже згадувалося, при безпосередньому контакті з киснем в умовах його недостачі і контрольованого доступу в реакційне середовище. Причому, спочатку утворюється пероксид, який розкладається при підвищеному температурному режимі за схемою:

2Na + O2 à Na2O2,2Na2O2 à 2Na2O + O2.

Оксиди мають такі забарвлення: Li2О і Na2О - безбарвні, K2О Rb2О - жовті, Cs2О - оранжевий. Забарвлення посилюється, оскільки у міру збільшення розмірів йонів М+ збільшується їх поляризованість. При контакті з водою оксиди лужних металів швидко розчиняються з утворенням сильних основ лугів

2Na2O + Н2O à2NaOН.

Оксиди лужних металів виявлять властивост типових основних оксидів, тому легко вступають у взаємодію з кислотами, кислотними і навіть амфотерними оксидами і основами (останні дві реакц відбуваються при сумісному сплавленні вихідних речовин)

Na2O + 2 HCl à 2NaCl + H2O, Na2O + CO2 à Na2CO3,Na2O + BeO à Na2BeO2,Na2O + Zn (OH) 2 à Na2ZnO2 + H2O.

Крім звичайних оксидів лужні метали з Оксигеном утворюють пероксиди загального складу М2О2, що містять йони О22-, в яких ступінь окиснення Оксигену дорівнює -1, і супероксиди М2О4 (чи МО2) зі ступенем окиснення Оксигену -1/2. Стійкість пероксидів і супероксидів зростає при збільшенні розміру йона металу М+, оскільки з збільшенням радіуса катіона стабілізується кристалічна решітка. Пероксиди - солеподібні речовини, їх можна розглядати як сіль надто слабкої кислоти Н2О2. При дії на них холодною водою пероксиди піддаються швидкому гідролізу, внаслідок якого утворюється гідроген пероксид

Na2O2 + 2H2O à 2NaOH + Н2O2,

однак при дії гарячою водою чи при нагріванн пероксиди диспропорціонують за схемою:

2Na2O2 + 2H2O à 4NaOH + O2.

Пероксид натрію уявляє собою жовтий кристалічний порошок, який розкладається при триваловому зберіганні

2Na2O2 à 2Na2O + O2.

Оскільки пероксиди містять атоми Оксигену в проміжному ступені окисненя (-1), то для них притаманна окисно-відновна двоїстіть. Із сильними відновниками вони виступають як окисники, наприклад:

4Na2O2 + H2S + 2H2O à 4Na2SO4 + 6NaOH

S-2 - 8 ē à S+6

O2-2 + 2ē à 2O-2,

але - з сильними окисниками - як відновники:

3Na2O2 + HIO3+ 3H2SO4 à 3Na2SO4+HI +O2+ 3H2O

O2-2 - 2ē à 2O2

I+5 + 6ē à I-1.

Супероксиди належать до сильніших окисників: у них майже миттєво згоряє алюміній, а деревинні ошурки - при незначному нагріванні. Вони реагують з водою з утворенням кисню і гідроген пероксиду

2КО2 +2Н2О à2КОН + Н2О2 + О2.

Гідриди -білі кристалічн речовини, що містять аніон Н-1. Їх термічна стійкість зменшується у ряді LiH-NaH-KH-RbH-CsH, а реакційна здатність, навпаки, - збільшується від LiH до CsH. Завдяки невеликій стікості вони розкладаються водою, при цьому Гідроген (-1), що входить до складу гідриду відновлює Гідроген (+1), який знаходиться у воді

NaH + H2O à NaOH + H2.

Їх вважають солеподібними сполуками, оскільки вони легко вступають у реакцію с кислотними оксидами, наприклад, з вуглекислим газом, утворюючи форміат натрію - сіль органічної (мурашиної) кислоти

NaH + CO2 à HCOONa.

Гідроксиди лужних металів - луги. Це безбарвні кристалічні речовини, легкоплавкі: Тпл. зменшується від LiОH (473оС) до CsОH (346оС), дуже добре розчинні у воді (за винятком LiОH), cтійкі до нагрівання навіть до 1000оС, крім LiОH, який розкладається вже при температурі 500оС

2LiОH à Li2О + Н2О.

Луги належать до дуже сильних електролітів, вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв’язані йони

MeOH à Me+ + OH-.

Наявність у розчинах лугів незв’язаного гідроксилу OH- зумовлює високу реакційну здатність гідроксидів лужних металів, як взаємодіють з численними речовинами багатьох класів неорганічних і органічних сполук:

з мінеральними і органічними кислотами

NaOH + HCl à NaCl + H2O,

NaOH + С17H35СOOH à С17H35СOONa + H2O;

з кислотними оксидами

6NaOH + P2O5 à 2Na3PO4 + 3H2O,

2NaOH + 2NO2 à NaNO3 + NaNO3 + H2O;

вони добре поглинають із повітря вуглекислий газ, який теж належить до кислотних оксидів

2NaОH + CO2 à Na2CO3 + Н2О,

з амфотерними оксидами і основами

NaOH (кр) + Al2O3 à NaAlO2 + H2O (при сплавленні),

NaOH (р-н) + Al2O3 +H2O à Na [Al (OH) 4]

з нормальними, кислими, основними і амонійними солями (умовою протікання цих реакцій є утворення внаслідок неї газу, осаду чи малодисоційованої сполуки)

NaOH + Fe (NO3) 3 à NaNO3 + Fe (OH) 3↓, NaOH + NaHCO3 à Na2CO3 + H2O, NaOH + Cr (OH) 2Cl à NaCl + Cr (OH) 3↓,NaOH + NH4Cl à NaCl + NH4OH,

однак при нагріванні остання реакція проходить ншим шляхом:

NaOH + NH4Cl à NaCl + NH3 + H2O;

з деякими неметалами, наприклад:

6NaOH (гаряч. розчин) + 3Cl2 à 5NaCl + NaClO3 + 3H2O;

2NaOH +Cl2 à NaCl + NaClO + H2O;

8NaOH + 4S (розплав) à 3Na2S + Na2SO4 + 4H2O.

Луги є настільки сильними основами, що при плавленні реагують навіть зі склом і фарфором і розчиняють платину та деяк нші малоактивні метали у присутності кисню

2NaOH (кp) + SiO2 à Na2SiO3 + H2O,

2NaOH + Pt + O2 à Na2PtO3 + H2O.

Солі. Лужні метали утворюють солі з усіма оксигенвмісними і безкисневими кислотами. Корисно пам’ятати, що для деяких солей лужних металів більш поширеними є не номенклатурні, а тривіальні назви, наприклад: NaCl - поварена сіль, Na2CO3 - сода, або кальцінована сода NaHCO3 - питна сода, K2CO3 - поташ, NaNO3 і KNO3 - селітри, Na2B4O7 - бура, а натрієві солі вищих карбонових кислот загального складу СnН2n+1СООNa - мила.

Майже всі солі лужних металів добре розчиняються у воді, тому найчастіше їх добувають за обмінними реакціями нейтралізації

3NaOH + H3PO4 à Na3PO4 + 3H2O.

Солі лужних металів і слабких кислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, в якому рН >7:

СН3СООNa + H2O Û CH3COOH + NaOH,

СН3СОО- + Na+ + H2O Û CH3COOH + Na+ + OH-,

СН3СОО- + H2O Û CH3COOH + OH-.

Якщо у складі солі є багатозарядний аніон слабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідроліз карбонату натрію:

I ступінь: Na2CO3 + H2O Û NaHCO3 + NaOH,

2Na+ + CO32- + H2O Û Na+ + HCO3- + Na+ + OH-,

CO32- + H2O Û HCO3- + OH-;

ІІ ступінь: NaНCO3 + H2O Û H2CO3 + NaOH,

Na+ + НCO3- + H2O Û H2CO3 + Na+ + OH-,

НСО3- + Н2О Û Н2СО3 + ОН-.

Солі безкисневих кислот стійкі до нагрівання, при високих температурах вони просто переходять з твердого стану в рідкий розплав. Однак солі оксигенвмісних кислот не завжди витримують значне підвищення температури. Нітрати розкладаються, причому нітрат літію розкладається за однією схемою, а нітрати всіх інших лужних металів - за іншою, як показано на прикладі нітрату натрію:

4LiNO3 à2 Li2O + 4NO2 + O2,2NaNO3 à 2NaNO2 + O2.

Стійкість солей лужних металів до підвищених температур зростає згори вниз - від солей літію до солей цезію. Так, карбонат літію розкладається

Li2CO3 à Li2O + CO2,

а карбонат натрію Na2CO3 та карбонати інших лужних металів плавляться без розкладання.

2.1.5 Застосування лужних металів та х сполук

Деякі шляхи використання лужних металів та їх сполук вже були згадані у попередньому тексті. До того слід додати ще кілька моментів.

Металевий натрій - найширше застосований метал. Він використовується у металургії як відновник, для абсолютування органічних розчинників, як теплоносій в ядерних реакторах сумісно з калієм, для добування Na2O2, який, у свою чергу, застосовується для очищення та регенерації повітря в апаратах штучного дихання.

Сполуки натрію використовуються у медицин багатьох галузях промисловості. Пероксиди застосувують для вибілювання тканин, гідроксид натрію - при виробництві целюлози, виготовленні мил і миючих засобів, штучного волокна, очищення мастил, виробництві барвників тощо. Фторид натрію використовують для просочення деревини і як флюс.

Металевий калій застосовують рідше, ніж натрій. Його використовують у металотермії та органічних синтезах для одержання сплавів з натрієм та іншими металами, а також для вимірювання поглинання рентгенівського випромінювання за допомогою калієвої пластинки. З нього одержують супероксид, який використовують у підводних човнах для регенерац повітря:

4КО2 + 2CO2 à 2K2CO3 + 3O2.

Сполуки калію застосовують у сільському господарстві як добрива, в стекольній промисловості, при виробництві рідкого мила та ін.

Рубідій та цезій застосовують для виготовлення фотоелементів. Інтерметалеві сполуки рубідію та цезію Rb3Sb і Cs3Sb використовують як напівпровідниковий матеріал при виготовленн фотокатодів. Багато комплексних сполук, що містять Rb і Cs, використовують в аналітичній хімії.

2.2 s-Метали ііа-підгрупи

Головна підгрупа ІІ групи періодичної системи елементів містить берілій Be, магній Mg і лужноземельні метали: кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba. Шостий елемент - радій Rа - є штучним радіоактивним елементом, одержаним під час ядерних реакцій. Берилій та магній не належать до лужноземельних металів, оскільки за своїми властивостями вони помітно відрізняються від лужноземельних металів: берилій за реакційною здатністю більше походить на алюміній, а магній окремими властивостями нагадує літій, а деякими іншими - цинк.

Електронна структура s-металів ІІ групи - ns2. Найбільш характерний ступінь окиснення дорівнює +2. Перший потенціал йонізації І1 вищий, ніж у s-металів ІА-підгрупи, що є наслідком зростання заряду ядра і зменшення атомних радіусів порівняно з лужними металами, а також підвищеної стійкості повністю заповненої електронами ns2-конфігурації на відміну від ns1.

Метали ІІА-підгрупи - це речовини, що мають більшу твердість і меншу активність, ніж лужні метали.

У межах ІІА-підгрупи хімічна активність металів зростає згори вниз, причому, за багатьма своїми показниками різко виділяється берилій.

Вони виявлять певну схильність до утворення ковалентних зв’язків, особливо Be, сполуки якого у розчинах і в твердому стані мають переважно ковалентні зв‘язки. У магнію теж спостерігається тенденція до утворення ковалентних зв’язків, а Са, Sr і Ba, навпаки, утворюють частіше йонні зв’язки. У розчинах ці метали знаходяться, в основному, у вигляді йонів Ме2+. Незважаючи на те, що електронегативності (ЕН) і потенціали (або енергії) йонізації у лужноземельних металів більші, ніж у лужних, їх стандартні електродн потенціали (табл.3) мають близькі значення з металами ІА-підгрупи внаслідок великої енергії гідратації йонів Ме2+:

Ме·aq2+ +2 ē à Me (тв).

Всі йони Ме2+ мають менші радіуси поляризуються значно менше, ніж Ме+, тому їх солі майже не відхиляються від йонністі, яка зумовлюється поляризацією катіонів. Проте катіони магнію Mg2+ і особливо берилію Be2+ завдяки їх поляризувальній здатност помітно поляризують аніони, з якими контактують, - саме з цієї причини спостерігається тенденція до утворення ними ковалентних зв’язків.

Таблиця 3 - Властивості металів ІІА-підгрупи

Метал	4Be	12Mg	20Ca	38Sr	56Ba	88Ra
Атомна маса	9,01	24,31	40,08	37,62	137,34	[226]
Електронна конфігурація	[He] 2s2	[Ne] 3s2	[Ar] 4s2	[Kr] 5s2	[Xe] 6s2	[Rn] 7s2
Атомний радіус, нм	0,113	0,160	0, 197	0,215	0,221	0,235
Радіус йона, нм	0,034	0,074	0,104	0,120	0,138	0,144
Енергія йонізації, еВ	9,32	7,65	6,11	5,69	5,21	5,28
Електро-негативність	1,5	1,2	1,0	1,0	0,9	0,9
Електродний потенціал, В	-1,85	-2,31	-2,57	-2,89	-2,90	-

В основі добування металів ІІА-підгрупи лежить реакція їх відновлення їз сполук за допомогою сильних відновників чи електричного струму. Берилій відновлюють із фторидів, а барій - із оксидів при високих температурах за схемами

Страницы: 1, 2