Презентация, доклад по химии на тему Металлы (9, 11 классы)

неметаллам, большинство же элементов – металлы. К металлам относят все s-, d-, f-элементы, а также p-элементы, условно располагающиеся в нижней части периодической системы от диагонали, проведенной от бора к астату.

связь, когда свободные электроны (электронный газ) связывают положительные ионы металла, находящиеся в узлах кристаллической решетки. Для осуществления металлической связи необходимо, чтобы атомы имели свободные орбитали на валентном уровне.

делят на
легкие (ρ < 5 г/см3) и
тяжелые (ρ > 5 г/см3).

Самым легким считается
Литий (ρ = 0,53 г/см3),

максимальную
плотность имеет осмий
(ρ = 22,5 г/см 3).

легкоплавкие металлы, с температурой плавления ниже 1000 °С, и тугоплавкие – выше 1500 °С.

Классификация металлов

Минимальную температуру
плавления имеет ртуть (-38,89 °С),

максимальную –
вольфрам (3410 °С).

свойству они делятся на три группы:

ферромагнитные металлы – способные намагничиваться при действии слабых магнитных полей (железо, кобальт, никель, гадолиний);

парамагнитные металлы – проявляющие слабую способность к намагничиванию (алюминий, хром, титан и большая часть лантаноидов);

диамагнитные металлы – не притягивающиеся к магниту и даже слегка отталкивающиеся от него (висмут, олово, медь).

цветные.

Классификация металлов

Все остальные металлы
объединяют в группу цветных.

К черным принято относить железо,
сплавы на его основе и металлы,
которые применяются
в этих сплавах (Mn, Cr).

склонны к отдаче электронов и образованию положительных ионов:

Na – ē = Na+

Ba – 2 ē = Ba2+

С электрохимической точки зрения

На основании структуры электронной оболочки атомов

к металлам относят

s-элементы (кроме водорода и гелия);
p-элементы ( Al, Ga, In, Tl, Sn, Pb, Bi ) ;
d- и f-элементы.

или ионах которых d- и f-оболочки частично заполнены электронами, называют переходными.

Такие d-элементы, как Zn, Cd и Hg не относятся к переходным, поскольку не образуют соединений в степени окисления +2. Однако наличие низкого по энергии заполненного d-подуровня делает их химию близкой к переходным металлам, поэтому их часто рассматривают вместе.

степенью окисления элемента преимущественно основные.
MnO

Оксиды с промежуточной степенью окисления металла обладают амфотерными свойствами
Mn2O3

а с высшей, главным образом – кислотными.
Mn2O7

вторых – 5f-подуровень.

Основная их степень окисления (+3), но для многих из них известны и более высокие ее значения (CeO2, UO3).

При повышении степени окисления металла свойства оксидов изменяются

от основных к амфотерным и далее к кислотным.

объемноцентрированной кубической (кч = 8) – Li, Na, K, Rb, Cs, Ba;
2) гранецентрированной кубической (кч =12) – Ca, Sr, Cu, Ag. Au и др.;
3) гексоганальной (кч = 12) – Be, Mg, Ca, Os и др.

Кристаллическая решетка

В кристаллической решетке можно выделить наименьший параллелепипед, перемещением которого во всех трех измерениях получается кристалл. Такая структурная единица называется элементарной ячейкой.

Элементарные кристаллические решетки металлов
а) – кубическая объемноцентрированная;
б) – кубическая гранецентрированная;
в) – гексагональная

земной коры)

оксидных или сульфидных минералов.

Оксидные минералы

гематит Fe2O3

боксит Al2O3 · n H2O

куприт Cu2O

– нефелин.

Минералы-соли

Карбонаты:
CaCO3 – кальцит (мел, мрамор, известняк);
SrCO3 – стронцианит;
CaCO3 · MgCO3- доломит.

Сульфаты:
BaSO4 – барит;
CaSO4 2H2O – гипс;
Na2SO4·10H2O – мирабилит;

Галиды:
KCl – сильвин;
NaCl · KCl – сильвинит;
KCl ·MgCl2 ·H2O – карналлит;
3NaF· AlF3 – криолит;

Полиметаллические руды:
FeTiO3 – ильменит (титанат);
CaWO4 – шеелит (вольфрамат);
PbCrO4 – кроксит (хромат) и др.

Некоторые металлы не образуют рудных залежей. Их принято называть
рассеянными – Ga, In, Tl и др.

технологии.

это процессы восстановления:
более активными металлами
Al, Mg, Ca, Na и др.
(металлотермия),
кремнием (силикатотермия),
водородом,
гидридами металлов и т. д.

затем восстанавливают:

2PbS + 3O2 = 2PbO + 2SO2;

PbO +CO = Pb + CO2;

ZnCO3 = ZnO + CO2;

2ZnO + C = 2Zn + CO2

Например,

металл. Водород используется, например, для получения чистого железа; вольфрама из WO3; рения из NH4ReO4; осмия из (NH4)2OsCl6 и др.

MoO3 + 3H2 = Mo + 3H2O,
2NH4ReO4 + 4H2 = 2Re + N2 + 8H2O.

2Cr + Al2O3

в водных).

В гидрометаллургических процессах обычно подбирается растворитель, который переводит в раствор металл и оставляет нерастворенной пустую породу:

CuS + Fe2(SO4)3 = CuSO4 + 2FeSO4 + S.

Медь из раствора может быть выделена восстановлением более активным металлом или электролизом.

Гидрометаллургическим методом отделяют Ag, Au, Pb и другие металлы от пустой породы.

основных процессов гидрометаллургии

электротермия и электролиз.

При электротермии электрический ток служит источником создания высоких температур (например, выплавка стали в электропечах);

при электролизе – используется для непосредственного выделения металлов из соединений.

щелочноземельных металлов (электролиз расплавов солей NaCl, CaCl2 и др.), алюминия.

ионизации: чем меньше энергия или потенциал ионизации, тем легче атомы отдают электроны и тем активнее металл.

В подгруппах s- и р-элементов (сверху вниз) наблюдается значительное увеличение радиуса атома и снижение энергии ионизации. Самые низкие значения энергии ионизации (4–5 эВ/моль) имеют щелочные металлы.

В подгруппах d-элементов энергия ионизации изменяется немонотонно. При переходе от 5 к 6 периоду возрастание числа электронных слоев компенсируется вследствие лантаноидного сжатия (f-сжатия), вызванного заполнением электронами 4f-подуровня.

Поскольку отличие в структуре 4f-элементов (лантаноиды) и 5f-элементов (актиноиды) проявляются в третьем снаружи слое, то это мало влияет на химические свойства элементов и приводит к близким свойствам элементов для каждого из f-семейств.

располагаются наиболее активные металлы – щелочные и щелочноземельные, за ними следуют металлы средней активности (после Al до Н2), а непосредственно перед водородом и после него находятся малоактивные металлы (Cu, Ag, Au).

убывания активности в ряду напряжений),

например,

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu

оксиды. Все металлы, за исключением благородных, непосредственно соединяются с кислородом при различных температурах.
МехСу – карбиды. Их получают нагреванием порошкообразных металлов с углеродом или с парами углеводородов. Карбиды имеют очень высокую температуру плавления и твердость.
МехNу – нитриды. Образуются при нагревании металлов с азотом или аммиаком, обладаю высокой твердостью, высокими температурами плавления, проявляют огнеупорные свойства.
МехНу – гидриды. Получают при нагревании металлов с водородом.

азотная кислоты. Состав продуктов взаимодействия с ними в значительной степени зависит от концентрации кислоты, активности металла, температуры и других факторов.

В СОЛЯНОЙ КИСЛОТЕ и в других бескислородных кислотах роль окислителя играют ионы водорода (Н+), поэтому с ними взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, вытесняя его:

Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2,

Ео (Al/Al3+) = –1,66 B,
Ео (H2/2H +) = 0,00 B,
ЭДС = 0 + 1,66 = 1,66 В.

Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с указанными кислотами не взаимодействуют.

3H2SO4 = Al2 (SO4)3 + 3H2

случае является сульфат-ион SO42-, поэтому с ней взаимодействуют и некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода (Cu, Ag и др.).
Приближенно взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами различной активности можно представить схемой:

H2SO4 (к) +

актив. Ме → сульфат + H2S + H2O

ср. акт. Ме → сульфат + S + H2O

мал. акт. Ме → сульфат + SO2 + H2O

+ 4H2O,

3Cd + 4H2SO4 (к) = 3CdSO4 + S + 4H2O,

2Bi + 6H2SO4 (к) = Bi2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Некоторые металлы средней активности (Fe, Co, Ni, Cr и др.) пассивируются концентрированной серной кислотой, вероятно, образуя нерастворимые оксиды, и без нагревания с ней не взаимодействуют.

схемой:

HNO3 (разб.) +

акт. Ме → нитрат + NH3 (NH4NO3) + H2O

ср. акт. Ме→ нитрат + N2 (N2O, N2O3, HNO2)
+Н2O

малоакт. Ме → нитрат + NO + H2O

+ 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O,

5Co + 12HNO3 = 5Co(NO3)2 + N2 + 6H2O,

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O.

Следует помнить, что HNO3 взаимодействует с металлами практически без выделения водорода, так как роль окислителя в ней играют нитрат-ионы NO3-. Чем более разбавлена кислота и активнее металл, тем глубже идет процесс восстановления иона NO3-.

будет NO2 и только при взаимодействии с наиболее активными металлами (щелочными и щелочноземельными) образуется N2O.

Концентрированная азотная кислота аналогично серной пассивирует на холоде некоторые довольно активные металлы (Al, Cr, Fe)

поэтому с водой взаимодействуют только довольно активные металлы (потенциал которых меньше указанной величины). Причем, взаимодействие протекает с высокой скоростью, если образующийся гидроксид растворим в воде:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Взаимодействие металлов с водой

гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами. При этом образуется комплексная соль металла и выделяется газообразный водород из щелочи:
2NaOH + Zn + 2H2O = Na2[Zn(OH)4] + H2
или
2NaOH + Zn = Na2ZnO2 + H2