Питання для самоконтролю:

1. Дати характеристику хімічним елементам четвертої групи головної підгрупи.

2. Пояснити різницю між різними алотропними модифікаціями карбону.

3. Чим відрізняються властивості оксидів карбонів між собою?

4. Яка реакційна здатність кремнієвої кислоти?

Тема 10. Елементи іі а і і а груп та їх сполуки

( 8 год)

План:

1. Місце металів в періодичній системі Д.І.Менделєєва.

2. Загальна характеристика металів.

3. Характеристика лужних металів.

4. Характеристика елементів другої групи головної підгрупи.

5. Твердість води.

Студент повинен знати: положення металів в періодичній системі, їх властивості;

Студент повинен уміти: визначати властивості металів за їх місцем в періодичній системі хімічних елементів;

Рекомендована література:

Басов В.П., Родіонов В.М. Хімія: Навч. посіб. 5 – е вид. – К. : Каравела, 2005. – с.118

До металів належать елементи з невисоким значенням енергії йонізації і низькою електронегативністю. У них число вакантних орбіталей на валентних підрівнях завжди більше або набагато більше, ніж число валентних електронів. Вступаючи в хімічні реакції, метали, на відміну від неметалів, можуть тільки віддавати електрони, виявляючи відновні властивості. У будь – якого металу найнижчий ступінь окиснення, незалежно від природи металу.

У світлі вчення про будову атомів металічність зумовлена двома причинами:

1. невеликою кількістю електронів на зовнішньому енергетичному рівні (найчастіше 2, рідше 1);

2. віддаленістю валентних електронів від ядра, тобто збільшенням радіуса атома та числа екрануючих електронних шарів.

Але в обох випадках умова електронного дефіциту (число електронів, що беруть участь в утворенні хімічних зв’язків, менша від числа валентних орбіталей) лишається обов’язковою. У періодичній системі метали мають тенденцію до розміщення на початку періодів та в кінці підгруп.

Незважаючи на численність (більше вісьмидесяти) і велику різноманітність, метали мають ряд спільних ознак, чого не можна сказати про неметали. Це – кристалічна решітка у твердому стані і характерний металічний блиск, пластичність (ковкість), тепло- та електропровідність. Вказані спільні фізичні властивості металів зумовлені особливим типом хімічного зв’язку, який називається металічним. Суть його наближено можна пояснити такою схемою: електрони зовнішнього енергетичного рівня, енергія яких найбільша, а зв'язок з ядром найслабший, фактично перебувають у збудженому стані і можуть легко рухатись валентними підрівнями, на яких є багато вакантних орбіталей. Близькі за енергією валентні підрівні утворюють так звані енергетичні зони, в яких розрізняють валентні зони, де розміщені валентні електрони, і зони провідності, якими ці електрони довільно рухаються по кристалу, нейтралізуючи сумарний позитивний заряд катіонів металу, що знаходяться у вузлах кристалічної решітки, і здійснюють з ними електростатичний зв'язок. Такі електрони надзвичайно рухливі, їх називають «вільними» або «електронним газом». Вони і зумовлюють високу електро- та теплопровідність металів.

Притягання катіонів металу до маленьких за розмірами спільних електронів, призводить до того, що атоми металу при утворенні кристалу максимально зближуються. Тому кристалічні решітки металів, як правило, побудовані за принципом найщільнішого пакування. Найбільш розповсюдженими є кубічна гранецентрова (кальцій, алюміній, нікель, мідь) та гексагональна (магній, кобальт, титан) решітки.

Міцність кристалічної решітки зумовлена енергією взаємодії спільних електронів із катіонами металу, а це, в свою чергу, залежить від кількості електронів зв’язку кожного атома металу, розмірів катіонів та їх зарядів. Саме цим можна пояснити закономірності, що спостерігаються в зміні таких важливих фізичних характеристик металів, як температура плавлення, густина, твердість, пластичність тощо.

Якщо під час деформації один шар атомів металу зміщується відносно іншого, це мало впливає на енергію такої взаємодії, оскільки внаслідок високої рухливості спільних електронів катіони металу весь час оточені цими електронами, і сили притягання між катіонами металу та валентними електронами, практично не змінюються. Тому метали – пластичні (ковкі).

Металічний зв'язок має ознаки як йонного, так і ковалентного зв’язків. Подібно до йонного, металічний зв'язок носить електростатичний характер (взаємодія протилежно зарядженими частинками – катіонами та електронами), як у ковалентного – зв'язок здійснюється за допомогою спільних електронів.

Лужні метали складають головну підгрупу першої групи періодичної системи елементів. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по одному валентному електрону і як наслідок мають ряд характерних властивостей – м’які, пластичні, леткі, мають низькі температури плавлення.

Лужні метали та їх леткі сполуки забарвлюють полум’я пальника у характерні кольори: літій – у червоний, натрій – у жовтий, калій – у фіолетовий, рубідій – у синювато – червоний, цезій – у синій, що в лабораторному практикумі часто використовують для ідентифікації цих елементів.

Лужні металів стоять на початку періодів, починаючи з другого, і серед елементів свого періоду мають найбільший радіус атома і найменшу енергію йонізації. Для них характерний високий стандартний електродний потенціал, і тому розміщені вони на початку ряду активності металів. Легко віддаючи свій єдиний валентний електрон, лужні метали набувають стійкої електронної конфігурації інертного елемента та ступеня окиснення +1, який для них є найбільш характерним. В сполуках з іншими елементами вони завжди одновалентні, а зв’язки, які утворюють, - йонні. Таким чином, це – активні метали і сильні відновники. Вони активно взаємодіють із багатьма простими речовинами (воднем, галогенами, сіркою), утворюючи солі та інші бінарні сполуки. Спільну назву «лужні» метали одержали завдяки здатності активно взаємодіяти з водою і утворювати розчинні у воді основи – луги. Крім того, вони реагують з іншими складними речовинами, виконуючи функцію активного відновника: кислотами (з вибухом), оксидами та солями менш активних металів, органічними речовинами (спиртами, хлор- та бром алканами) тощо.

Із ростом заряду ядра збільшується число екрануючих електронних шарів та радіус атома, внаслідок чого зв'язок валентного електрона з ядром слабшає і зростає металічна активність. На практиці це можна довести за допомогою реакцій з одним і тим же окисником, наприклад, киснем: найменш активний серед лужних металів – літій утворює оксид, натрій – пероксид, калій і всі подальші лужні метали – супероксиди.

Вказана закономірність не збігається з положенням металів у ряду активності, де на першому місці стоїть найменш активний серед лужних металів – літій, а натрій поступається активністю кальцію. Справа в тому, що для визначення місця металу в ряду активності враховують не тільки енергію його йонізації, тобто енергію відриву електронів від атомів, а й енергію, яка витрачається на руйнування кристалічної решітки, та енергію, яка виділяється внаслідок гідратації йонів. У водних розчинах йони металів гідратовані молекулами води, що впливає на їх розміри та хімічну активність.

За хімічними властивостями літій багато в чому схожий на метали другої групи головної підгрупи, конкретно, магній: аналогічно реагує з киснем, азотом, вуглецем, водою, утворює малорозчинні солі – фосфат, карбонат, фтори, кисневмісні сполуки літію (гідроксид, карбонат, нітрат) – за нагрівання розкладаються з утворенням оксиду літію тощо. Це – так звана «діагональна схожість», яка пояснюється найменшим серед лужних металів радіусом атома Літію, незначною кількістю екрануючих електронів і, як наслідок, більшою енергією взаємодії валентного електрона з ядром та меншою хімічною активністю металу. Тому називати лужні метали «підгрупою літію» не варто.

Серед лужних металів Натрій і Калій найбільш розповсюджені в природі і мають найширше застосування. Вони входять до складу багатьох природних сполук – мінералів. Найважливіші серед них – це хлориди: кам’яна сіль, сильвін, сильвініт, карналіт; сульфати – мірабіліт; карбонати – сода, поташ; нітрати – чілійська селітра, калійна селітра; алюмосилікати – нефелін, ортоклаз та ін.

Із причини надзвичайно високої активності використання металічних натрію і калію досить обмежене. Їх використовують для добування деяких більш дефіцитних металів (титану, цинку, ніобію, танталу) металотермічним способом, як теплоносії в ядерних реакторах, як каталізатори чи реагенти в органічному синтезі, у світлотехніці тощо. Зате сполуки цих металів знаходять дуже широке застосування. Перш за все – це елементи життєдіяльності живих організмів та рослин. Вони мають надзвичайно велике біологічне значення: натрій – головний позаклітинний, а калій – головний внутрішньоклітинний йони, співвідношення між якими регулює осмотичний тиск плазми крові. Організм людини в розрахунку на 70 кг маси містить до 250 г Калію та до 70 г Натрію.

Калій регулює розвиток, ріст, водно-сольовий та нітрогенний обмін у рослинах. Зменшення вмісту калію в ґрунтах призводить до сповільнення росту та загибелі рослин. Тому найголовніше застосування (до 90%) природних сполук калію – це добрива. Зазвичай вони добре розчинні у воді, не токсичні і не потребують додаткової хімічної переробки. Крім вищеназваних природних сполук із високим вмістом калію, як добриво використовують ще попіл дерев, що містить у своєму складі поташ (карбонат калію).

У промисловості та побуті частіше використовують сполуки натрію: хлорид (кухонну або поварену сіль), соду (кальциновану або питну), їдкий натр (каустичну соду). Хлорид натрію – найбільш розповсюджена у природі сполука натрію, крім широкого застосування у побуті та харчовій промисловості, є важливою сировиною для промислового добування натрію, гідроксиду натрію, хлору та соди.

Електролізом розплавів хлориду натрію з домішками, які добавляють для зниження робочої температури електроліту, добувають металічний натрій та хлор, а електролізом концентрованих водних розчинів даної солі в промислових масштабах добувають гідроксид натрію, водень (на катоді) та хлор (на аноді).

Рідше гідроксид натрію одержують хімічними способами: вапняним, обробляючи водні розчини соди вапняним молоком (так звана каустифікація соди, звідси й назва «каустична сода») та феритним, сплавляючи соду з гідроксидом феруму (ІІІ) з подальшою обробкою плаву гарячою водою.

Електрохімічний та феритний способи використовують також для добування гідроксиду калію. Гідроксиди натрію і калію застосовують в основному для виробництва мила. Крім того, гідроксид натрію використовують у великих кількостях для очищення нафтопродуктів, у паперовій промисловості, для виготовлення напівпровідників, у виробництві штучних волокон та високоякісного корду для шин тощо.

Соду найбільше використовують у виробництві скала. У промисловості її одержують переважно аміачним способом, запропонованим ще в 1863 р. Е.Г.Сольве (1836 – 1922): у карбонізаційній колоні через концентрований розчин хлориду натрію, насичений аміаком, пропускають вуглекислий газ. Гідрокарбонат натрію, маючи невелику розчинність у воді випадає в осад, завдяки чому, власне, і реалізується даний процес. Осад відділяють від насиченого сольового розчину, висушують і прожарюють.

Елементи Берилій, Магній, Кальцій, Стронцій, Барій, Радій складають головну підгрупу другої групи періодичної системи. На зовнішньому енергетичному рівні вони мають по два валентні електрони. Віддаючи 2 валентні електрони з зовнішнього рівня, елементи набувають стійкої електронної конфігурації та ступеня окиснення +2. В складних сполуках усі ці метали двовалентні, зв’язки переважно йонні.

Зі збільшенням радіусу від Берилію до Радію закономірно зростає металічна активність елементів. Три з них – Кальцій, Стронцій та Берилій називають лужно – земельними, оскільки їхні оксиди (стародавня назва – «землі»), розчиняючись у воді, утворюють луги. Гідроксиди берилію й магнію нерозчинні у воді, тому ці метали до лужно – земельних не належать. Берилій багато чим нагадує алюміній, а магній – літій (діагональна схожість).

Подібно до алюмінію, берилій реагує як із кислотами, так і з лугами, від інтенсивної корозії він захищений щільною, хімічно стійкою оксидною плівкою (оксид берилію не взаємодіє з водою, інертний до розчинів кислот і лугів), гідроксид берилію має яскраво виражені амфотерні властивості.

Зростання хімічної активності елементів ІІ А підгрупи можна довести відношенням як самих металів, так і їх оксидів до води: берилій та оксид берилію з водою не реагують, магній та оксид магнію реагують за нагрівання, решта металів та їх оксиди реагують активно з виділенням великої кількості теплоти.

Збільшення радіусів атомів (йонів) цих металів призводить до збільшення довжини зв’язку між металом і Оксигеном й посилення основних властивостей їх гідроксидів: гідроксид берилію – амфотерний і нерозчинний у воді, гідроксид магнію має основний характер, але нерозчинний у воді, гідроксид кальцію вже помітно розчиняється у воді, і розчин має лужний характер, гідроксиди решти металів відносять до розчинних у воді основ, тобто лугів.

За розповсюдженістю Кальцій займає третє місце серед металів після Алюмінію та Феруму. Вміст його в земній корі складає 3,3%. Найбільш розповсюдженим у природі є мінерал кальцит – головна складова вапнякових порід, мармуру та крейди. Карбонат кальцію входить також до складу доломіту, а гідрокарбонати кальцію та магнію – до складу природних вод. У великій кількості зустрічаються поклади гіпсу, плавикового шпату, фосфоритів та апатитів, багато алюмосилікатних порід (граніти) містять у своєму складі кальцій. Цей елемент у значній кількості входить також до складу живих організмів. Так, організм людини містить до 1,4% кальцію, основна маса якого припадає на кісткову тканину. Потреба нашого організму в Кальції сягає 1000 – 1200 мг на добу.

Добувають кальцій, як і інші елементи І та ІІ груп, електротермічним способом. Для електролізу готують суміш солей хлориду та фториду кальцію, взятих у співвідношенні 3:1, температура плавлення якої є найнижчою.

Кальцій енергійно взаємодіє майже з усіма неметалами, утворюючи бінарні сполуки, в яких він двовалентний, легко окислюється водою та кислотами, витісняючи водень, не пасивується в розчинах азотної і концентрованої сірчаної кислот і активно з ними взаємодіє.

Практично всі найбільш розповсюджені сполуки Кальцію мають важливе промислове значення: крейду використовують у виробництві скла, мармур та гіпс – у будівництві, вапняк – для виготовлення цементу, негашене вапно та вуглекислоти, або як флюси – в чорній металургії, фосфорити та пахтити – для виробництва фосфорних добрив, плавиковий штат – при виплавці кальцію та виробництві плавикової (фторидної) кислоти.

Речовини добуті в процесі переробки названих природних сполук, часто самі є сировиною для добування інших важливих сполук Кальцію. Так, оксид кальцію (негашене вапно) за високих температур реагує з коксом, внаслідок чого утворюється карбід кальцію. При взаємодії карбіду кальцію з водою виділяється ацетилен, який використовують у газозварювальних апаратах для різання і зварювання металів (температура полум’я при горінні ацетилену в кисні сягає 3500 ⁰С).

Оксид кальцію енергійно взаємодіє з водою, внаслідок чого утворюється мілко кристалічний гідроксид кальцію – пушонка. Процес супроводжується виділенням значної кількості теплоти і називається гасінням, а продукт, який утворюється, - гашеним вапном. Це найбільш доступна і розповсюджена основа, обмежено розчинна у воді (1,56 г/л за 20⁰С). Насичений розчин гідроксиду кальцію називають вапняною водою і має лужні властивості. При пропусканні вуглекислого газу розчин стає каламутним (якісна реакція на вуглекислий газ).

Цей хімічний процес має важливе практичне застосування у будівництві: гашене вапно в суміші з піском і водою називається вапняним будівельним розчином, бо має в’яжучі властивості (з часом твердне). До в’яжучих матеріалів відносять також гіпс. Його використання базується на оборотній реакції.

За нагрівання до 150 ⁰С гіпс втрачає значну частину кристалізаційної води і перетворюється на алебастр («напівводяний гіпс»), який при змішуванні з водою знову її вбирає, і суміш твердне.

Під твердістю води розуміють комплекс властивостей, обумовлених присутністю в ній йонів кальцію та магнію. Мило в такій воді втрачає свою миючу дію, оскільки утворюються нерозчинні солі (стеарати) кальцію та магнію і зникає ефект піноутворення; нагрівання твердої води, що має у своєму складі гідрокарбонати кальцію і магнію (карбонатна твердість), призводить до утворення на внутрішніх стінках посуду та трубках парових котлів шару накипу, який є поганим провідником теплоти; у твердій воді гірше розварюється їжа та значно швидше проходять корозійні процеси.

Твердість розрізняють тимчасову (карбонатну) і постійну (не карбонатну). Тимчасову твердість легко усунути під час кип’ятіння води (звідси і термін «тимчасова»).

Загальну твердість усувають за допомогою різних хімічних реагентів, які сприяють виведенню іонів кальцію і магнію в осад:

• вапняно – содовий спосіб;

• фосфатний спосіб;

• іонітний спосіб.