Химия элементов
Покупка
Новинка
Тематика:
Химические элементы и их соединения
Год издания: 2007
Кол-во страниц: 176
Дополнительно
Вид издания:
Учебное пособие
Уровень образования:
ВО - Бакалавриат
ISBN: 978-5-7038-3009-3
Артикул: 826574.01.99
Доступ онлайн
В корзину
Рассмотрены свойства простых веществ и соединений химических элементов периодической системы элементов Д. И. Менделеева в нетрадиционной классификации: металлы и неметаллы.
Для студентов факультета "Биомедицинская техника" и специальности "Экология и промышленная безопасность", изучающих неорганическую химию в качестве базового курса.
Тематика:
ББК:
УДК:
ОКСО:
- ВО - Бакалавриат
- 19.03.01: Биотехнология
- 20.03.01: Техносферная безопасность
- ВО - Специалитет
- 06.05.01: Биоинженерия и биоинформатика
- 30.05.01: Медицинская биохимия
ГРНТИ:
Скопировать запись
Фрагмент текстового слоя документа размещен для индексирующих роботов.
Для полноценной работы с документом, пожалуйста, перейдите в
ридер.
Московский государственный технический университет имени Н.Э. Баумана В.И. Ермолаева, В.М. Горшкова, Л.Е. Слынько Химия элементов Под редакцией А.И. Захарова Рекомендовано редсоветом МГТУ им. Н.Э. Баумана в качестве учебного пособия по курсу неорганической химии Москва Издательство МГТУ им. Н.Э. Баумана 2007
УДК 546 (075.8) ББК 24.12 Е743 Рецензенты: А.И. Захаров, С.И. Щукин Ермолаева В.И., Горшкова В.М., Слынько Л.Е. Химия элементов: Учеб. пособие / Под ред. А.И. Захарова. – М.: Изд-во МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007. – 176 с.: ил. ISBN 978-5-7038-3009-3 Рассмотрены свойства простых веществ и соединений химических элементов периодической системы элементов Д.И. Менделеева в нетрадиционной классификации: металлы и неметаллы. Для студентов факультета «Биомедицинская техника» и специальности « Экология и промышленная безопасность», изучающих неорганическую химию в качестве базового курса. УДК 546 (075.8) ББК 24.12 ISBN 978-5-7038-3009-3 © МГТУ им. Н.Э. Баумана, 2007 Е743
ПРЕДИСЛОВИЕ Учебное пособие «Химия элементов» представляет собой конспект лекций, читаемых в соответствии с программой по неорганической химии, утвержденной в МГТУ им. Н.Э. Баумана для специальности «Экология и промышленная безопасность». Физические и химические свойства s-, d-, f-, p-элементов периодической системы элементов Д.И. Менделеева рассматриваются отдельно по разделам: химия металлов и химия неметаллов. В разделе «Химия металлов» дается общая характеристика свойств металлов и далее рассматриваются свойства металлов в соответствии с электронным строением их атомов: s-, d-, f- и p-металлы. Каждая глава посвящена отдельному семейству элементов, в ней описываются нахождение в природе и методы получения металлов, их физические и химические свойства, свойства образуемых соединений и применение. В главе «d-Металлы» приведена общая характеристика физических и химических свойств d-элементов, а также подробно описаны свойства хрома, марганца, железа, кобальта, никеля, меди и цинка. Отдельно рассмотрены свойства элементов IIIB группы, включая лантаниды и актиниды. В разделе «Химия неметаллов» приведена общая характеристика свойств неметаллов, представлено их расположение в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Свойства неметаллов рассматриваются по группам: IA – водород, IIIA – бор, IVA – углерод, кремний, VA – пниктогены, VIA – халькогены, VIIA – галогены. Пособие предназначено для студентов технических университетов, изучающих неорганическую химию в качестве базового курса. 3
ВВЕДЕНИЕ Теоретической основой химии элементов является периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система элементов, являющаяся графическим выражением закона. Современная формулировка периодического закона: свойства химических элементов, а также форма и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов. Физической основой периодического изменения свойств элементов является повторение электронной конфигурации внешнего энергетического уровня атомов. Периодическая система элементов в учебной литературе чаще всего представлена в виде короткопериодного – 8 столбцов элементов ( см. приложение 1) и полудлиннопериодного – 18 столбцов (см. приложение 2) вариантов таблицы. В любом варианте элементы располагаются в порядке возрастания заряда их ядер. Горизонтальные ряды элементов в периодической таблице называются периодами. Все элементы одного периода имеют одинаковую внутреннюю электронную конфигурацию благородного газа, который завершает предыдущий период, и отличаются заполнением внешних электронных подуровней. Химические свойства элемента определяются электронами, находящимися на внешних и предвнешних подуровнях, по заполнению которых все элементы подразделяются на семейства s-, p-, d-, f-элементов. В периодах происходит периодическое повторение строения энергетических подуровней, которое объясняет периодическое изменение физических и химических свойств элементов и их соединений. В вертикальных рядах, называемых группами, расположены элементы – электронные аналоги, имеющие одинаковую конфигурацию внешних энергетических подуровней, что определяет близость физических и химических свойств элементов и их соединений. К числу важнейших периодически изменяющихся характеристик атомов относятся радиус атома, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность. Радиус атома не является строго определенным вследствие волновых свойств электрона. Орбитальный радиус является расчетной величиной, полученной из радиальной составляющей волновой функции электрона. В литературе часто приводятся экспериментально определяемые ионные и металлические радиусы. 4
Радиусы атомов элементов в периоде с увеличением заряда ядра Z уменьшаются. Это можно объяснить увеличением кулоновского притяжения электронов к ядру, которое преобладает над взаимным отталкиванием электронов. В главных подгруппах радиусы атомов увеличиваются с увеличением заряда ядра, в побочных подгруппах увеличение радиуса атома при переходе от 4-го к 5-му периоду незначительно. При переходе от 5-го к 6-му периоду радиус практически не изменяется, что является следствием сжатия атома при заполнении 4f-подуровня у лантанидов. При отрыве электрона с внешнего уровня атома и образовании катиона радиус иона уменьшается по сравнению с радиусом атома; при образовании аниона – увеличивается. Энергия ионизации – энергия, необходимая для удаления из изолированного атома, находящегося в газовой фазе в основном энергетическом состоянии, электрона на бесконечно большое расстояние. Различают первую I1, вторую I2 и последующие энергии ионизации: Э = Э+ + ē – I1; Э+= Э 2+ + ē – I2 и т. п. Энергию ионизации относят к одному молю атомов и выражают в килоджоулях на моль (кДж/моль) или электрон-вольтах на моль (эВ/моль). Энергия ионизации вниз по группе уменьшается, по периоду – возрастает от атома щелочного металла к атому инертного газа. Сродство к электрону – энергия, которая выделяется в результате присоединения к электронейтральному атому электрона и превращения его в анион: Э + ē = Э– + Е. Способность атома присоединять электроны тем больше, чем больше его сродство к электрону. По сравнению с энергией ионизации сродство к электрону невелико, поскольку присоединение электрона к атому приводит к увеличению межэлектронного отталкивания и повышению энергии орбитали. Наименьшее сродство к электрону имеют атомы с завершенными структурами ns2 и ns2np6, наибольшее – атомы галогенов, имеющие структуру ns2np5. Энергия ионизации и сродство к электрону относятся к изолированным атомам, что делает их использование ограниченным. Понятие электроотрицательности ввел Л. Полинг как свойство связанного атома притягивать электронную плотность – электронная плотность связи смещается к атому с большей электроотрицательностью. Электроотрицательность χ увеличивается по периоду слева направо и уменьшается по группе сверху вниз, вычисляют ее различными методами. 5
Существует несколько шкал электроотрицательностей: по По- лингу, Олдреду – Рохову, Малликену и др. Полинг предложил шкалу электроотрицательностей, основанную на термохимических данных. Олдред и Рохов определяют электроотрицательность как электростатическую силу, действующую между ядром и валентными электронами. Метод расчета χ, предложенный Р. Малликеном, основан на измерении значений энергии ионизации и сродства к электрону: чем больше сумма (I +Е), тем больше χ. В табл. 1 приведены значения первой энергии ионизации и электроотрицательности по Полингу и Олдреду – Рохову. Как видно из приведенных данных, наименьшую электроотрицательность имеют щелочные металлы, наибольшую – галогены. Таблица 1 Первая энергия ионизации I и электроотрицательность χ (по Полингу и Олдреду – Рохову) Z Элемент I, кДж/моль χ (по Полингу) χ (по Олдреду – Рохову) 1 H 1312,0 2,2 2,20 2 He 2372,3 – 5,50 3 Li 520,3 0,98 0,97 4 Be 899,5 1,57 1,47 5 B 800,6 2,04 2,01 6 C 1086,4 2,55 2,50 7 N 1402,3 3,04 3,07 8 O 1314,0 3,44 3,50 9 F 1681,0 3,98 4,10 10 Ne 2080,7 – 4,84 11 Na 495,8 0,93 1,01 12 Mg 737,7 1,31 1,23 13 Al 577,6 1,61 1,47 14 Si 786,5 1,9 1,74 15 P 1011,8 2,19 2,06 16 S 999,6 2,58 2,44 17 Cl 1251,1 3,16 2,83 18 Ar 1520,5 – 3,20 19 K 418,9 0,82 0,91 20 Ca 589,8 1,0 1,04 6
Под общими химическими свойствами элементов будем понимать такие свойства, как металлический или неметаллический характер элемента, его кислотно-основные и окислительно- восстановительные свойства. Металлический или неметаллический характер элемента можно оценить электроотрицательностью χ: чем меньше χ, тем в большей мере проявляется металлическая природа элемента, поскольку для металлов нетипично присоединение электрона, и наоборот, чем больше χ, тем сильнее выражены неметаллические свойства (табл. 2). Таблица 2 Сравнительная характеристика свойств металлов и неметаллов Характеристика Металлы Неметаллы Химическая связь Металлическая Ковалентная Агрегатное состояние Твердое, кристаллическое (за исключением ртути) Различное: газы (H2, Cl2), жидкости (Br2), твердые вещества (P, S и др.) Физические свойства Металлический блеск, серая окраска (кроме Au, Cu, Cs), пластичность, ковкость, механическая прочность, высокая электро- и теплопроводность Отсутствие блеска, разная окраска, хрупкость, низкая теплопроводность, являются диэлектриками или полупроводниками Состояние в водном растворе Катионы Анионы Характер оксидов Оснóвный или амфотерный Кислотный Окислительно- восстановительные свойства Восстановители Преимущественно окислители В земной коре обнаружено 88 элементов, практически отсутствуют астат 85At и франций 87Fr, а технеций 43Tc и трансурановые элементы, стоящие в периодической системе после урана 92U, получены искусственным путем. Более 80 элементов относятся к металлам: это все s-элементы (за исключением водорода и гелия), 7
d-, f- и некоторые p-элементы. Условную границу между металлами и неметаллами можно провести по диагонали B–Si–As–Te–At, левее которой расположены металлы, правее – неметаллы. Рассмотрим физические и химические свойства элементов в соответствии с металлическим или неметаллическим характером их свойств. РАЗДЕЛ I. ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ Металлы – это простые вещества, при атмосферных условиях находящиеся в твердом состоянии (кроме ртути 80Hg), обладающие способностью хорошо отражать электромагнитное излучение в видимом диапазоне частот, что обусловливает их блеск и непрозрачность. Металлы имеют высокую электро- и теплопроводность, кристаллизуются преимущественно в плотноупакованных кубической и гексагональной решетках. Все металлы в свободном состоянии – восстановители, в химических соединениях их простые ионы всегда положительны. Металлы активно взаимодействуют с элементарными окислителями, обладающими большой электроотрицательностью ( галогены, кислород, сера и др.). Химическая активность металлов, т. е. способность отдавать электроны, определяется энергией ионизации атома в газовой фазе: Me(г) ↔ Me + zē z+ (г) z+ ( и стандартным электродным потенциалом ϕ° в растворе: Me(тв) + nH2O ↔ (Me⋅nH2O р-р) 2 2 UO ), + 2 4 2 7 nO , Cr O ), − − 2 2 6 (Mo Cl ). − ) + zē. В водных растворах металлы могут находиться в виде катионов (например, Na+, Al3+), оксокатионов (TiO2+, комплексных ионов ([Zn(H2O)4]2+, [Cu(NH3)]2+, [Fe(CN)6]3–, [CuCl4]2–), оксоанио- нов (M полиядерных ионов 1.1. Общие свойства металлов Распространенность металлов в природе различна, наиболее распространены следующие металлы (мас. доли, %): алюминий Al (8,8), железо Fe (4,65), кальций Ca (3,6), натрий Na (2,64), 8
калий K (2,5), магний Mg (2,1), титан Ti (0,57). В свободном виде в земной коре встречаются золото, серебро, платиновые металлы, ртуть, медь в виде вкраплений в горные породы или в россыпях в результате разрушения горных пород, остальные элементы находятся в форме химических соединений: оксидов, силикатов, сульфидов и др. Оксидные руды. В соединениях с кислородом встречаются многие металлы: Al, Fe, Cr, Mn и ряд других. Оксиды металлов могут образовывать соединения между собой, если они находятся в различных степенях окисления, или с оксидами неметаллов, образуя соли. Примером простых оксидных руд и минералов могут служить гематит Fe2О3, гетит Fе2О3·H2О, боксит А12O3, рутил TiO2, пиролюзит MnO2 и многие другие. Сложными оксидными рудами являются соединения двух оксидов, из которых один обладает основным характером, а другой – амфотерным или кислотным. В общем случае это могут быть оксиды одного и того же металла. Например, основный оксид железа FеО может давать с амфотерным оксидом Fe2О3 соль Fe3О4 (магнетит): FeO + Fe2О3 → Fe(FeО2)2 ≡ Fe3О4. Довольно часто встречаются соединения типа Э1O·Э2O3, имеющие кристаллическую структуру шпинели хромистый железняк FeO·Сr2Оз; магнезиальная шпинель MgO·А12O3. Возможны и другие сочетания, например 2MnO·MnO2 ≡ Mn3O4 – гаусманит, имеющий другую кристаллическую структуру. 2+ 3+ 1 2 4 Э [Э O ]: Карбонатные руды легко переходят в оксидные, разлагаясь при нагревании. Рудами такого типа являются мрамор, мел, известняк СаСО3; магнезит МgСО3; малахит СuСО3·Cu(OH)2 и др. Сульфатные и фосфатные руды практически не используются для получения металлов, так как в этом случае очень трудно избавиться от серы и фосфора, являющихся вредными примесями в любом металле. Сульфаты меди и цинка применяют для получения вторичных металлов, т. е. при переработке вторичного сырья и отходов цветных металлов. Силикатные и алюмосиликатные руды очень трудно поддаются переработке ввиду их большой устойчивости. Например, полевой шпат ортоклаз K2О·Аl2О3·6SiO2 имеет очень сложное строение. Из алюмосиликатных руд добывают только те металлы, 9
которые в других соединениях не встречаются. Например, бериллий получают из минерала берилл (3ВеО·А12О3·6SiО2), алюмосиликаты переводят в галиды, затем разделяют их и, наконец, выделяют металл. Сульфидные руды образуют очень многие металлы, так как сера является довольно сильным элементарным окислителем. К сульфидным рудам относятся: пирит, или железный колчедан FеS2, свинцовый блеск PbS, медный колчедан Cu2S·FeS2, молибденит MoS2, цинковая обманка ZnS и др. Обычно сульфидные руды полиметалличны, т.е. содержат несколько металлов одновременно, поэтому получение металлов из них всегда связано с разделением. Галидные руды: каменная (или поваренная) соль NaCl, сильвин КС1, карналлит КС1·MgCl2·6Н2О. Их используют главным образом для получения активных металлов. Общие методы получения металлов. Все методы получения металлов сводятся к восстановлению их из ионного состояния: Mez+ + zē = Me 1. Вытеснение металла более активным металлом. Этот процесс может происходить в водных растворах (гидрометаллургия) и в расплавах (металлотермия): Гидрометаллургия: Zn + Pb(CH3COO)2 (р-р) → Pb + Zn(CH3COO)2 (р-р); Расплав Алюминотермия: 3V2O5 + 10А1 ⎯⎯⎯⎯→ 5А12О3 + 6V 2. Восстановление металлов неметаллами (Н2 (газ), С(графит), Si). Восстановление оксидов металлов этими восстановителями происходит только при высоких температурах и называется пирометаллургией: SnO2 + Si → Sn + SiO2 WO3 + 3H2 → W + 3H2O Методом пирометаллургии получают большое количество различных металлов. 3. Восстановление металлов путем электролиза. Электролиз можно осуществлять в водных растворах (гидроэлектроме- таллургия) и в расплавах солей или оксидов при высокой температуре ( пироэлектрометаллургия). Электрометаллургическими процессами можно выделить металл любой активности, но только из соединений ионного типа, 10
Доступ онлайн
В корзину