Вопрос №6

Положение металлов в ПСЭ. Особенности электронного строения атомов металлов. Металлическое состояние вещества: зонная теория строения, металлическая связь. Общие физические и химические свойства металлов. Термодинамическая вероятность и объяснение направленности металлотермических реакций.

Большинство элементов классифицируется как металлы. К ним относится:

1. все элементы побочных подгрупп (d- и f-семейства);
2. элементы главных подгрупп I и II групп, кроме H (s-семейство);
3. часть элементов главных подгрупп II-IV групп (p-семейство).

Особенности электронного строения атомов металлов	В электронном строении и свойствах атомов металлов имеется принципиальное сходство: - небольшое число электронов на внешнем электронном слое (от 1 до 3 в атомах большинства металлов); - слабая связь электронов внешнего слоя с ядром атома; - низкие значения энергии ионизации; - наличие свободных орбиталей на валентных подуровнях; - стремление к отдаче электронов с целью приобретения устойчивой электронной конфигурации.
Металлическое состояние вещества. Металлическая связь	Свойства металлов являются причиной возникновения между ними особого типа химической связи – металлической (характерная особенность – обобществление валентных электронов всеми связывающими атомами). Эта связь ненасыщаема и ненаправлена, поэтому металлы имеют координационные решётки с максимально плотной упаковкой. В узлах решёток находятся положительные ионы металлов, а валентные электроны могут передвигаться между ними в различных направлениях. Для металлических простых веществ наиболее типичны 3 типа КР: кубическая гранецентрированная, гексагональная, кубическая объёмноцентрированная.
Физические свойства металлов	- Кристаллическая структура; - Твёрдое агрегатное состояние при обычных условиях; - Металлический блеск; - Пластичность (ковкость, плавкость, тягучесть); - Электропроводность; - Теплопроводность; - Высокие tпл. и tкип. большинства металлов.
Химические свойства металлов   1. Реакции с неметаллами Реакции с галогенами, кислородом, серой характерны почти для всех металлов. В реакциях с остальными неметаллами имеет место избирательность взаимодействия   2. Реакции с оксидами (используются для получения металлов)	Главное свойство металлов, обусловливающее все реакции с их участием – восстановительная активность. Me0 - ne = Men+ Me + Hal2 = MeHalx (галогениды) Me + O2 = MexOy Me + H2 = MeHx (гидриды – наиболее характерны для Щ и Щ-З металлов) Me + S = MexSy Me + N2 = MexNy Me + P = MexPy Me + C = MexCy Me + Si = MexSiy Протекание реакций затрудняется; понижается устойчивость продуктов реакции, ионный характер связи; повышается ковалентный характер связи. Металлы, являющиеся сильными восстановителями (Al, Mg) восстанавливают при высокой t менее активные металлы из их оксидов. 2Al + Cr2O3 = Al2O3 + 2Cr 2Mg + TiO2 = 2MgO + Ti
3. Реакции с солями менее активных металлов (используются для получения металлов)	а) Восстановление металлов из водных растворов их солей: Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4 Cu + Hg(NO3)2 = Hg + Cu(NO3)2 б) Восстановление металлов из расплавов их солей: Na + KCl = K + NaCl TiCl4 + 2Mg = Ti + 2MgCl2
4. Реакции с водой Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na	2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
Mg, Be, Al, Ti, Mn, Cr, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb	При обычных условиях с водой не взаимодействуют. Mg медленно растворяется в кипящей воде Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2 Раскалённое Fe реагирует с водяным паром 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au	Не растворяются в воде и не взаимодействуют с ней. Золото способно образовывать в воде коллоидные растворы.
5. Реакции с кислотами	Взаимодействие с кислотами, в которых окислители – H+ (HCl, HBr, HI, H2S, H3PO4, H2SO4(разб.\.), карбоновые кислоты).	Взаимодействие с кислотами, в которых окислители – анионы кислот (HNO3(разб.), HNO3(конц.), H2SO4(конц.).
Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na	Металлы растворяются очень энергично. 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2	Металлы растворяются очень активно, восстанавливая анионы кислот: NO3- (разб.)+ 10H+ + 8e = NH4+ + 3H2O 2NO3- (конц.)+ 10H+ + 8e = N2O + 5H2O SO42- (конц.)+ 10H+ + 8e = H2S + 4H2O Металлы окисляются до соответствующих солей.
Mg, Be, Al, Ti, Mn, Cr, Zn, Fe, Co, Ni, Sn, Pb	Fe + 2HCl = FeCl2 + H2 Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2	В HNO3(конц.), H2SO4(конц.) пассивируются Fe, Al, Cr; реакции возможны только при высокой t. Остальные металлы: NO3-(разб.) + 4H+ + 3e = NO + 2H2O NO3-(конц.) + 2H+ + 1e = NO2 + H2O SO42- (конц.) + 4H+ + 2e = SO2 + 2H2O
Bi, Cu, Hg, Ag, Pt, Au	Не взаимодействуют, т.к. восстановительная активность меньше, чем у водорода.	Продукты окисления – соли, в которых металлы имеют высокие степени окисления. Au и Pt можно растворить в «царской водке» - смеси HCl и HNO3. Au + 4HCl + HNO3 = H[AuCl4] + NO + 2H2O 3Pt + 18HCl + 4HNO3 = 3H2[PtCl6] + 4NO + 8H2O

Зонная теория кристаллов рассматривает твердое тело как единый коллектив взаимодействующих частиц (около 10²³ атомов). Согласно теории МО при взаимодействии двух атомов перекрываются атомные орбитали с образованием связывающих и разрыхляющих МО и каждое такое атомное энергетическое состояние расщепляется на два. В системе из N атомов образуется кристалл из N состояний. Так как N велико, то N состояний сближаются, образуя энергетическую зону. Зона, которую занимают электроны, осуществляющие связь, называется валентной. Свободная зона, расположенная энергетически выше валентной, называется зоной проводимости. В зависимости от структуры атомов и симметрии кристаллической решетки валентная зона и зона проводимости могут перекрывать или не перекрывать друг друга. В последнем случае между зонами имеется энергетический разрыв, именуемый запрещенной зоной.

В металлических кристаллах вследствие перекрывания зон запрещенная зона отсутствует. Атомы металлов имеют 1-2 электрона на внешнем энергетическом уровне, поэтому в кристаллах валентная зона заполнена наполовину. Сл-но, при незначительном возбуждении энергетическое состояние каждого из электронов может меняться в пределах всей энергетической зоны. Это имеет место при приложении электрического поля и возникает электрическая проводимость металлов.

Таким образом, металлические кристаллы образуются элементами, в атомах которых число валентных электронов мало по сравнению с числом энергетически близких валентных орбиталей. Вследствие этого химическая связь сильно делокализована.

Дата добавления: 2015-07-26; просмотров: 185; Нарушение авторских прав

Мы поможем в написании ваших работ!